Закономірності газоподібних речовин

Для розрахунків технологічних процесів, що відбуваються в газовій фазі, широко використовуються газові закони. Ці закони виражають взаємний зв'язок трьох параметрів – температури (Т), тиску (Р) та об'єму (V) – і характеризують будь-який фізичний стан газу. Для вивчення й опису реальних газів використовується модель ідеального газу.

Ідеальний газ– це уявна матерія, частинки якої віддалені одна від одної на таку відстань, що силами взаємодії між ними і частиною об'єму, який вони займають, можна нехтувати. Такій моделі з відомими допущеннями відповідають:

– за нормальних умов – одноатомні гази (гелій, аргон, пара металів);

– при 100-200⁰ С – двоатомні гази (водень, кисень, азот);

– при 300-400⁰ С – багатоатомні гази (двоокис вуглецю, аміак, метан).

Гази, які відхиляються від ідеального стану, називають реальними. Ідеальний газ є моделлю реального і дає хорошу збіжність з практикою, коли стан газу далекий від стану зріджування. Зі зменшенням об'єму і підвищенням тиску будь-який реальний газ даватиме все більше відхилення від ідеального. Розглянемо закони, яким суворо підкоряються лише ідеальні гази (до реальних газів ці закони застосовні тільки при низькому тиску).

Закон Бойля–Маріотта: при постійній температурі добуток тиску газу на його об'єм є величиною постійною. Або: при постійній температурі об'єм даної кількості газу є обернено пропорційним тиску, тобто при:

Т = соnst → PV = const, і

P₁V₁ = P₂V₂ , (2)

де Т – абсолютна температура газу, К;

Р – тиск газу, Па;

V – об'єм газу, м³.

Закон Гей-Люссакавиражає залежність між наступними параметрами:

– об'ємом і температурою ідеального газу при постійному тиску. Об'єми, займані даною масою газу, відносяться як їх температури. Або:

, (3)

– а також між температурою і тиском цього газу при постійному об'ємі.

Тиск даної маси газу пропорційний температурі цього газу. Або:

. (4)

Вирішуючи спільно рівняння (3, 4), можна отримати:

(5)

Математичне узагальнення законів Бойля і Гей-Люссака дає рівняння, що пов'язує об'єм газу з його температурою і тиском, тому характеризує повний стан газу. Рівняння Менделєєва-Клапейрона:

PV = nRT, (6)

де Р – тиск даної маси газу, Па;

V – об'єм газу, м³;

Т – абсолютна температура газу, К;

n – кількість даної маси газу, моль;

R – універсальна газова постійна; 8,314 Дж/(моль К).

Постійна R дорівнює роботі розширення одного моля ідеального газу при підвищенні температури на 1 градус при постійному тиску. Чисельне значення цієї постійної не залежить ні від виду газу, ні від умов його існування, ні від жодних інших параметрів, а визначається тільки одиницями вимірювання.

Закон Авогадро: у рівних об'ємах різних газів при однакових умовах (температурі, тиску) міститься однакова кількість молекул і, отже, молей.

Наслідок закону Авогадро: 1 моль будь-якого газу за однакових умов займає один і той же об'єм.

За нормальних умов (н.у.) – температури 273 К і тиску 1 атм. = 760 мм рт.ст. = 101,325 кПа – 1 моль будь-якого газу займає об'єм 22,4 л/моль або 22,4 м³/кмоль. Для газоподібних речовин характерне наступне співвідношення:

, (7)

де n – кількість речовини, моль;

V – об'єм газу, л;

V_m – молярний об'єм газу, при н.у. V_m = 22,4 л/моль = 22,4 м³/кмоль.

Для суміші газоподібних речовин, які не взаємодіють одна з одною, необхідно враховувати парціальний тиск кожної з них.

Парціальний тиск – це та частина загального тиску, яка припадає на частку даного газу.

Якщо є суміш газів, складові частини якої не взаємодіють одна з одною хімічно, то згідно з законом Дальтона, загальний тиск такої суміші дорівнює сумі парціальних тисків окремих компонентів суміші.

Закон Дальтона: загальний тиск газової суміші дорівнює сумі парціального тиску окремих газів, що утворюють суміш.

Р = р₁ + р₂ + р₃ + ..........+ р_j , (8)

де Р – тиск суміші газів

р_i – парціальний тиск окремого газу.

Якщо відомо загальний тиск суміші газів (Р) і мольний вміст i-го компоненту, то його парціальний тиск (р_i) можна знайти так:

р_i = n_i P, (9)