Lois sur le gaz. Équation de Mendeleïev-Clapeyron.

Etude expérimentale des propriétés des gaz, réalisée aux XVII-XVIII siècles. Boyle, Mariotte, Gay-Lussac, Charles, ont conduit à la formulation des lois sur les gaz.

1. Processus isotherme – T= const .

Loi de Boyle-Mariotte : pV= const.

Graphique de dépendance p depuis V montré sur la figure 2.1. Plus l'isotherme est élevée, plus la température à laquelle elle correspond est élevée, T 2 > T 1 .

2. Processus isobare – p= const .

Loi de Gay-Lussac : .

Le graphique de V en fonction de T est présenté sur la figure. 2.2. Plus l'isobare est inclinée vers l'axe de température, plus la pression à laquelle elle correspond est grande, p 2 > p 1 .

3. Processus isochore – V=const .

La loi de Charles : .

Graphique de dépendance r depuis T illustré à la figure 2.3. Plus l’isochore est inclinée par rapport à l’axe des températures, plus le volume auquel elle correspond est grand, V 2 > V 1 .

En combinant les expressions des lois des gaz, on obtient une équation reliant p, V, T (loi des gaz combinés) : .

La constante de cette équation est déterminée expérimentalement. Pour la quantité de substance gazeuse 1 taupe il s'est avéré être égal à R=8,31 ​​​​J/(mol×K) et s'appelait constante universelle des gaz.

1 taupeégale à la quantité de substance dans un système contenant le même nombre d’éléments structurels qu’il y a d’atomes dans le carbone 12 pesant 0,012 kg. Nombre de molécules (unités structurelles) dans 1 taupeégal au nombre d'Avogadro : N A =6.02.10 23 mol -1. Pour R la relation est valide : R = k N A

Alors pour un mendicité: .

Pour une quantité arbitraire de gaz n = m/m, Où m- masse molaire du gaz. On obtient ainsi l'équation d'état d'un gaz parfait, ou l'équation de Mendeleev-Clapeyron .

Cette équation est valable pour tous les gaz en n'importe quelle quantité et pour toutes les valeurs de P, V et T auxquelles les gaz peuvent être considérés comme idéaux

où R est la constante universelle des gaz ;

R = 8,314 J/mol k = 0,0821 l amu/mol k

La composition des mélanges gazeux est exprimée en fraction volumique - le rapport entre le volume d'un composant donné et le volume total du mélange.

,

où est la fraction volumique du composant X, V(x) est le volume du composant X ; V est le volume du système.

La fraction volumique est une quantité sans dimension ; elle est exprimée en fractions d'unité ou en pourcentage.

IV. Exemples de résolution de problèmes.

Problème 1. Quel volume occupe 0,2 mole de gaz au niveau du sol ?

Solution : La quantité de substance est déterminée par la formule :

Problème 2. Quel est le volume dans des conditions standards ? prend 11g. du dioxyde de carbone ?

Solution : La quantité de substance est déterminée

Problème 3. Calculez la densité relative du chlorure d'hydrogène par rapport à l'azote, à l'hydrogène et à l'air.

Solution : La densité relative est déterminée par la formule :

;
;

Problème 4.Calcul de la masse moléculaire d'un gaz pour un volume donné.

La masse de 327 ml de gaz à 13 0 C et une pression de 1,04 * 10 5 Pa est égale à 828 g.

Calculez la masse moléculaire du gaz.

Solution : La masse moléculaire d'un gaz peut être calculée à l'aide de l'équation de Mendeleev-Clapeyron :

La valeur de la constante du gaz est déterminée par les unités de mesure acceptées. Si la pression est mesurée en Pa et le volume en m3, alors .

Problème 5. Calcul de la masse absolue dans une molécule d'une substance.

1. Déterminez la masse d’une molécule de gaz si la masse de 1 litre de gaz au niveau du sol. égal à 1,785g.

Solution : En fonction du volume moléculaire du gaz, nous déterminons la masse d'une mole de gaz

où m est la masse de gaz ;

M – masse molaire du gaz ;

Vm – volume molaire, 22,4 l/mol ;

V – volume de gaz.

2. Le nombre de molécules dans une mole de n’importe quelle substance est égal à la constante d’Avogadro (
). Le nombre de molécules m est donc égal à :

Problème 6. Combien de molécules sont contenues dans 1 ml d’hydrogène dans des conditions standard ?

Solution : D'après la loi d'Avogadro, 1 mole de gaz au no. occupe un volume de 22,4 l, 1 mole de gaz contient
(mol -1) molécules.

22,4 l contiennent 6,02 * 10 23 molécules

1 ml d'hydrogène contient X molécules

Répondre:

Problème 7. Dériver des formules.

I. La matière organique contient du carbone (fraction massique 84,21 %) et de l'hydrogène (15,79 %). La densité de vapeur de la substance dans l'air est de 3,93.

Déterminez la formule de la substance.

Solution : Nous représentons la formule de la substance sous la forme CxHy.

1. Calculez la masse molaire d'un hydrocarbure en utilisant la densité de l'air.

2. Déterminer la quantité de substances carbonées et hydrogènes

II.

Déterminez la formule de la substance. Avec une teneur de 145 g, on obtient 330 g de CO 2 et 135 g de H 2 O. La densité relative de vapeur de cette substance par rapport à l'hydrogène est de 29.

1. Déterminez la masse de la substance inconnue :

2.1.

2. Déterminez la masse d’hydrogène :

2.2. Déterminer la masse de carbone :

2.3. Nous déterminons s'il existe un troisième élément - l'oxygène.

Que. m(O) = 40g

Pour exprimer l'équation résultante en nombres entiers (puisqu'il s'agit du nombre d'atomes dans la molécule), on divise tous ses nombres par le plus petit d'entre eux

Alors la formule la plus simple de la substance inconnue est C 3 H 6 O.

2.5. → la formule la plus simple est la substance inconnue que nous recherchons.

Réponse : C 3 H 5 O Problème 8

: (Décidez par vous-même)

Trouvez la vraie formule du composé.

Problème 9: (décidez par vous-même)

Le nombre de molécules est-il le même ?

a) dans 0,5 g d'azote et 0,5 g de méthane

b) dans 0,5 l d'azote et 0,5 l de méthane

c) dans des mélanges de 1,1 g de CO 2 et 2,4 g d'ozone et de 1,32 g de CO 2 et 2,16 g d'ozone

Problème 10: La densité relative de l'halogénure d'hydrogène dans l'air est de 2,8.

Déterminez la densité de ce gaz dans l’air et nommez-la.
Solution : selon la loi gaz

, c'est-à-dire le rapport de la masse molaire de l'halogénure d'hydrogène (M (HX)) à la masse molaire de l'air (M HX) est de 2,8 →

Alors la masse molaire de l’halogène est :

→ X est Br et le gaz est du bromure d'hydrogène.

Densité relative du bromure d'hydrogène par rapport à l'hydrogène :

Réponse : 40,5, bromure d'hydrogène. Comme déjà indiqué, l'état d'une certaine masse de gaz est déterminé par trois paramètres thermodynamiques : la pression p, V volume et la température T.

Il existe une certaine relation entre ces paramètres, appelée équation d'état, qui est généralement donnée par l'expression

où chaque variable est fonction des deux autres. , Le physicien et ingénieur français B. Clapeyron (1799-1864) a dérivé l'équation d'état d'un gaz parfait en combinant les lois de Boyle-Mariotte et de Gay-Lussac. Laissez une certaine masse de gaz occuper le volume V 1

a une pression p 1 et est à une température T 1 . La même masse de gaz dans un autre état arbitraire est caractérisée par les paramètres p 2, V 2, T 2 (Fig. 63). Le passage de l'état 1 à l'état 2 se produit sous la forme de deux processus : 1) isotherme (isotherme 1 - 1¢, 2) isochore (isochore 1¢ - 2).

(42.1) (42.2)

Conformément aux lois de Boyle-Mariotte (41.1) et Gay-Lussac (41.5), on écrit : , En excluant p¢ 1 des équations (42.1) et (42.2)

nous obtenons Les états 1 et 2 ayant été choisis arbitrairement, pour une masse de gaz donnée, la valeur PV/T

reste constant, c'est-à-dire L'expression (42.3) est l'équation de Clapeyron, dans laquelle DANS - constante des gaz,

différent pour différents gaz. Le scientifique russe D.I. Mendeleev (1834-1907) a combiné l'équation de Clapeyron avec la loi d'Avogadro, reliant l'équation (42.3) à une mole, en utilisant le volume molaire. Vm. r Selon la loi d'Avogadro, à égalité T Et les moles de tous les gaz occupent le même volume molaire Vm, donc constant B volonté le même pour tous les gaz. Cette constante commune à tous les gaz est notée R.

(42.4)

et est appelée constante molaire des gaz. Équation

Nous déterminons la valeur numérique de la constante molaire des gaz à partir de la formule (42.4), en supposant qu'une mole de gaz est dans des conditions normales (p 0 = 1,013×10 5 Pa, T 0 = 273,15 K, V m = 22,41×10 -3 m e /mol) : R = 8,31 J/(mol×K).

A partir de l'équation (42.4) pour une mole de gaz, on peut passer à l'équation de Clapeyron-Mendeleev pour une masse arbitraire de gaz. Si, à une pression et une température données, une mole de gaz occupe un volume molaire les moles de tous les gaz occupent le même volume molaire alors dans les mêmes conditions la masse m de gaz occupera le volume V = (t/M) × V m , Où M.- masse molaire (masse d'une mole d'une substance). L'unité de masse molaire est le kilogramme par mole (kg/mol). Équation de Clapeyron-Mendeleev pour la masse T gaz

(42.5)

Où v=m/M- quantité de substance.

Une forme légèrement différente de l'équation d'état des gaz parfaits est souvent utilisée, introduisant la constante de Boltzmann :

Sur cette base, nous écrivons l'équation d'état (42.4) sous la forme

où N A /V m = n est la concentration de molécules (le nombre de molécules par unité de volume). Ainsi, à partir de l’équation.

il s'ensuit que la pression d'un gaz parfait à une température donnée est directement proportionnelle à la concentration de ses molécules (ou densité du gaz). À la même température et pression, tous les gaz contiennent le même nombre de molécules par unité de volume. Le nombre de molécules contenues dans 1 m 3 de gaz à conditions normales, appelé le numéro Loschmandt* :

Équation de base

Théorie de la cinétique moléculaire

Gaz parfaits

Pour dériver l’équation de base de la théorie de la cinétique moléculaire, considérons un gaz parfait à un atome. Supposons que les molécules de gaz se déplacent de manière chaotique, que le nombre de collisions mutuelles entre les molécules de gaz est négligeable par rapport au nombre d'impacts sur les parois du récipient et que les collisions de molécules avec les parois du récipient sont absolument élastiques. Sélectionnons une zone élémentaire D sur la paroi du récipient S(Fig. 64) et calculez la pression exercée sur cette zone. À chaque collision, une molécule se déplaçant perpendiculairement à la plate-forme lui transfère son élan m 0 v -(- t 0) = 2t 0 v, où m 0 est la masse de la molécule, v est sa vitesse. Pendant le temps D t sites D S seules les molécules contenues dans le volume d'un cylindre de base D sont atteintes S et la hauteur vDt (Fig. 64). Le nombre de ces molécules est égal à nDSvDt (n-concentration de molécules).

Il faut cependant tenir compte du fait qu'en réalité les molécules se déplacent vers le site DS sous des angles différents et ont des vitesses différentes, et que la vitesse des molécules change à chaque collision. Pour simplifier les calculs, le mouvement chaotique des molécules est remplacé par un mouvement le long de trois directions mutuellement perpendiculaires, de sorte qu'à tout moment 1/3 des molécules se déplacent le long de chacune d'elles et la moitié des molécules - 1/6 - se déplacent le long de chacune d'elles. une direction donnée dans une direction, moitié - dans la direction opposée . Puis le nombre d'impacts de molécules se déplaçant dans une direction donnée sur la plateforme D S volonté

l/6 nDSvDt . En entrant en collision avec la plate-forme, ces molécules lui transféreront de l'élan

Alors la pression du gaz qu'il exerce sur la paroi du récipient est

Si le volume de gaz V contient N molécules se déplaçant à des vitesses v 1 , v 2 , ..., v n , alors il convient de considérer la vitesse quadratique moyenne

(43.2)

caractérisant l’ensemble des molécules du bassin. L'équation (43.1), prenant en compte (43.2), prendra la forme

(43.3)

L'expression (43.3) est appelée l'équation de base de la théorie cinétique moléculaire des gaz parfaits. Un calcul exact prenant en compte le mouvement des molécules dans toutes les directions possibles donne la même formule.

Considérant que n = N/V, En excluant p¢ 1 des équations (42.1) et (42.2)

Où E- l'énergie cinétique totale du mouvement de translation de toutes les molécules de gaz.

Puisque la masse de gaz m=Nm 0 , alors l'équation (43.4) peut être réécrite comme

Pour une mole de gaz t = M (M- masse molaire), donc

où F m est le volume molaire. En revanche, d’après l’équation de Clapeyron-Mendeleev, pV m = RT. Ainsi,

(43.6)

Puisque M = m 0 N A est la masse d’une molécule et N A est la constante d’Avogadro, il résulte de l’équation (43.6) que

(43.7)

où k=R/N A est la constante de Boltzmann. De là, nous constatons qu'à température ambiante, les molécules d'oxygène ont une vitesse quadratique moyenne de 480 m/s, les molécules d'hydrogène de 1900 m/s. A la température de l'hélium liquide, les mêmes vitesses seront respectivement de 40 et 160 m/s.

Énergie cinétique moyenne du mouvement de translation d'une molécule de gaz parfait

(nous avons utilisé les formules (43.5) et (43.7)) est proportionnelle à la température thermodynamique et n'en dépend que. De cette équation il résulte qu’à T=0 = 0, c'est-à-dire qu'à 0 K le mouvement de translation des molécules de gaz s'arrête et donc leur pression est nulle. Ainsi, la température thermodynamique est une mesure de l'énergie cinétique moyenne du mouvement de translation des molécules d'un gaz parfait, et la formule (43.8) révèle l'interprétation cinétique moléculaire de la température.

Comme déjà indiqué, l'état d'une certaine masse de gaz est déterminé par trois paramètres thermodynamiques : la pression Comme déjà indiqué, l'état d'une certaine masse de gaz est déterminé par trois paramètres thermodynamiques : la pression volume V et la température et la température

Il existe une certaine relation entre ces paramètres, appelée équation d'état, ce qui est généralement donné par l'expression

f(p,V,T)=0,

où chaque variable est fonction des deux autres.

Le physicien et ingénieur français B. Clapeyron (1799-1864) a dérivé l'équation d'état d'un gaz parfait en combinant les lois de Boyle-Mariotte et de Gay-Lussac. Laissez une certaine masse de gaz occuper un volume V 1 , a une pression r 1 et est à une température T 1 . La même masse de gaz dans un autre état arbitraire est caractérisée par les paramètres r 2 , V 2 , T 2 (fig. 63). Transition de l'État 1 dans un état 2 réalisé sous la forme de deux procédés : 1) isotherme (isotherme 1 -1 "), 2) isochore (isochore 1 "-2).

Conformément aux lois de Boyle-Mariotte (41.1) et Gay-Lussac (41.5), on écrit :

p 1 V 1 =p" 1 V 2 , (42.1)

p" 1 /p" 2 =T 1 /T 2. (42.2)

Elimination des équations (42.1) et (42.2) p" 1 , En excluant p¢ 1 des équations (42.1) et (42.2)

p 1 V 1 /T 1 =p 2 V 2 / T 2 .

Puisque les États 1 Et 2 ont été choisis arbitrairement, puis pour une masse de gaz donnée

ampleur Les états 1 et 2 ayant été choisis arbitrairement, pour une masse de gaz donnée, la valeur reste constant

pV/T =B=const.(42.3)

L'expression (42.3) est L'équation de Clapeyron, dans lequel L'expression (42.3) est l'équation de Clapeyron, dans laquelle- constante des gaz, différent pour différents gaz.

Le scientifique russe D.I. Mendeleev (1834-1907) a combiné l'équation de Clapeyron avec la loi d'Avogadro, reliant l'équation (42.3) à une mole, en utilisant le volume molaire. V T . Selon la loi d'Avogadro, à égalité r Et T les moles de tous les gaz occupent le même volume molaire V m , donc constant L'expression (42.3) est l'équation de Clapeyron, dans laquelle volonté le même pour tous les gaz. Cette constante commune à tous les gaz est notée Cette constante commune à tous les gaz est notée et s'appelle constante molaire des gaz.Équation

PV m =RT(42.4)

ne satisfait qu'un gaz parfait, et c'est équation d'état d'un gaz parfait, aussi appelé Équation de Clapeyron-Mendeleïev.

Nous déterminons la valeur numérique de la constante molaire des gaz à partir de la formule (42.4), en supposant qu'une mole de gaz est dans des conditions normales (p 0 = 1,013 10 5 Pa, T 0 = 273,15 K :, V m = 22,41 10 -3 m 3 /mol) : R = 8,31 J/(mol K).

A partir de l'équation (42.4) pour une mole de gaz, on peut passer à l'équation de Clapeyron-Mendeleev pour une masse arbitraire de gaz. Si, à certaines pressions et températures données, une mole de gaz occupe un volume molaire l/m, alors dans les mêmes conditions la masse t de gaz prendra du volume V = (m/M)V m , Où M.- masse molaire(masse d'une mole de substance). L'unité de masse molaire est le kilogramme par mole (kg/mol). Équation de Clapeyron-Mendeleev pour la masse t de gaz

Où v = m/M- quantité de substance.

Une forme légèrement différente de l'équation d'état des gaz parfaits est souvent utilisée, introduisant Constante de Boltzmann :

k = R/N A = 1,38 10 -2 3 J/K.

Sur cette base, nous écrivons l'équation d'état (42.4) sous la forme

p = RT/V m = kN UN TV m = nkT,

Où N UN/ V m = n-concentration de molécules (nombre de molécules par unité de volume). Ainsi, à partir de l’équation.

p = nkT(42.6)

il s'ensuit que la pression d'un gaz parfait à une température donnée est directement proportionnelle à la concentration de ses molécules (ou densité du gaz). À la même température et pression, tous les gaz contiennent le même nombre de molécules par unité de volume. Le nombre de molécules contenues dans 1 m 3 de gaz à conditions normales, appelé nombreLoschmidt :

N L = P0 /(kT 0 ) = 2,68 10 25 m -3 .

Le gaz est l'un des quatre états d'agrégation dans lesquels une substance peut exister.

Les particules qui composent le gaz sont très mobiles. Ils se déplacent presque librement et de manière chaotique, se heurtant périodiquement comme des boules de billard. Une telle collision est appelée collision élastique . Lors d’une collision, ils changent radicalement la nature de leur mouvement.

Étant donné que dans les substances gazeuses, la distance entre les molécules, les atomes et les ions est bien supérieure à leurs tailles, ces particules interagissent très faiblement entre elles et leur énergie potentielle d'interaction est très faible par rapport à l'énergie cinétique.

Les connexions entre les molécules d’un gaz réel sont complexes. Par conséquent, il est également assez difficile de décrire la dépendance de sa température, de sa pression, de son volume sur les propriétés des molécules elles-mêmes, leur quantité et la vitesse de leur mouvement. Mais la tâche est grandement simplifiée si, au lieu du gaz réel, nous considérons son modèle mathématique - gaz parfait .

On suppose que dans le modèle des gaz parfaits, il n’y a pas de forces attractives ou répulsives entre les molécules. Ils se déplacent tous indépendamment les uns des autres. Et les lois de la mécanique newtonienne classique peuvent s’appliquer à chacun d’eux. Et ils n'interagissent les uns avec les autres que lors de collisions élastiques. Le temps de collision lui-même est très court comparé au temps entre les collisions.

Gaz parfait classique

Essayons d'imaginer les molécules d'un gaz parfait comme de petites boules situées dans un énorme cube à grande distance les unes des autres. En raison de cette distance, ils ne peuvent pas interagir les uns avec les autres. Leur énergie potentielle est donc nulle. Mais ces balles se déplacent à grande vitesse. Cela signifie qu'ils ont de l'énergie cinétique. Lorsqu'ils entrent en collision entre eux et avec les parois du cube, ils se comportent comme des balles, c'est-à-dire qu'ils rebondissent élastiquement. En même temps, ils changent la direction de leur mouvement, mais ne changent pas leur vitesse. Voilà à peu près à quoi ressemble le mouvement des molécules dans un gaz parfait.

1. L'énergie potentielle d'interaction entre les molécules d'un gaz parfait est si petite qu'elle est négligée par rapport à l'énergie cinétique.
2. Les molécules contenues dans un gaz parfait sont également si petites qu’elles peuvent être considérées comme des points matériels. Et cela signifie qu'ils volume total est également négligeable par rapport au volume de la cuve dans laquelle se trouve le gaz. Et ce volume est également négligé.
3. Le temps moyen entre les collisions de molécules est bien supérieur au temps de leur interaction lors d'une collision. Le temps d’interaction est donc également négligé.

Le gaz prend toujours la forme du récipient dans lequel il se trouve. Les particules en mouvement entrent en collision les unes avec les autres et avec les parois du conteneur. Lors d’un impact, chaque molécule exerce une force sur la paroi pendant un laps de temps très court. C'est comme ça que ça se produit pression . La pression totale du gaz est la somme des pressions de toutes les molécules.

Équation d'état des gaz parfaits

L'état d'un gaz parfait est caractérisé par trois paramètres : pression, volume Et température. La relation entre eux est décrite par l'équation :

Où r - pression,

V M. - le volume molaire,

Cette constante commune à tous les gaz est notée - constante universelle des gaz,

T - température absolue (degrés Kelvin).

Parce que V M. = V / n , Où V - volume, n - la quantité de substance, et m= m/m , Que

Où m - masse de gaz, M. - la masse molaire. Cette équation s'appelle Équation de Mendeleïev-Clayperon .

A masse constante, l'équation devient :

Cette équation s'appelle loi unifiée sur le gaz .

Grâce à la loi de Mendeleïev-Cliperon, l'un des paramètres du gaz peut être déterminé si les deux autres sont connus.

Isoprocessus

En utilisant l'équation de la loi unifiée des gaz, il est possible d'étudier des processus dans lesquels la masse d'un gaz et l'un des paramètres les plus importants - pression, température ou volume - restent constants. En physique, de tels processus sont appelés isoprocessus .

Depuis La loi unifiée sur le gaz entraîne d’autres lois gazières importantes : Loi Boyle-Mariotte, Loi de Gay-Lussac, La loi de Charles, ou deuxième loi de Gay-Lussac.

Processus isotherme

Un processus dans lequel la pression ou le volume change mais la température reste constante est appelé processus isotherme .

Dans un processus isotherme T = const, m = const .

Le comportement d'un gaz dans un processus isotherme est décrit par Loi Boyle-Mariotte . Cette loi a été découverte expérimentalement Physicien anglais Robert Boyle en 1662 et Physicien français Edmé Mariotte en 1679. De plus, ils le faisaient indépendamment les uns des autres. La loi Boyle-Marriott est formulée comme suit : Dans un gaz parfait à température constante, le produit de la pression du gaz par son volume est également constant.

L'équation de Boyle-Marriott peut être dérivée de la loi unifiée des gaz. Substitution dans la formule T = const , nous obtenons

p · V = const

C'est ça Loi Boyle-Mariotte . D'après la formule, il ressort clairement que la pression d'un gaz à température constante est inversement proportionnelle à son volume. Plus la pression est élevée, plus le volume est faible et vice versa.

Comment expliquer ce phénomène ? Pourquoi la pression d’un gaz diminue-t-elle à mesure que son volume augmente ?

Puisque la température du gaz ne change pas, la fréquence des collisions de molécules avec les parois du récipient ne change pas. Si le volume augmente, la concentration des molécules diminue. Par conséquent, par unité de surface, il y aura moins de molécules entrant en collision avec les parois par unité de temps. La pression chute. Au contraire, à mesure que le volume diminue, le nombre de collisions augmente. La pression augmente en conséquence.

Graphiquement, un processus isotherme est affiché sur un plan courbe, appelé isotherme . Elle a une forme hyperboles.

Chaque valeur de température possède sa propre isotherme. Plus la température est élevée, plus l’isotherme correspondante est située haute.

Processus isobare

Les processus de modification de la température et du volume d'un gaz à pression constante sont appelés isobare . Pour ce processus m = const, P = const.

La dépendance du volume d'un gaz sur sa température à pression constante a également été établie expérimentalement Chimiste et physicien français Joseph Louis Gay-Lussac, qui l'a publié en 1802. C'est pourquoi on l'appelle Loi de Gay-Lussac : " Pr et à pression constante, le rapport entre le volume d'une masse constante de gaz et sa température absolue est une valeur constante.

À P = const l'équation de la loi unifiée des gaz se transforme en équation de Gay-Lussac .

Un exemple de processus isobare est un gaz situé à l’intérieur d’un cylindre dans lequel se déplace un piston. À mesure que la température augmente, la fréquence des molécules frappant les parois augmente. La pression augmente et le piston monte. En conséquence, le volume occupé par le gaz dans la bouteille augmente.

Graphiquement, un processus isobare est représenté par une ligne droite, appelée isobare .

Plus la pression dans le gaz est élevée, plus l'isobare correspondante est basse sur le graphique.

Processus isochore

Isochore, ou isochore, est le processus de modification de la pression et de la température d’un gaz parfait à volume constant.

Pour un processus isochore m = const, V = const.

Il est très simple d'imaginer un tel processus. Cela se produit dans un récipient d’un volume fixe. Par exemple, dans un cylindre, le piston ne bouge pas, mais est rigidement fixé.

Le processus isochore est décrit la loi de Charles : « Pour une masse de gaz donnée à volume constant, sa pression est proportionnelle à la température" L'inventeur et scientifique français Jacques Alexandre César Charles a établi cette relation par des expériences en 1787. En 1802, elle a été clarifiée par Gay-Lussac. C'est pourquoi cette loi est parfois appelée Deuxième loi de Gay-Lussac.

À V = const de l'équation de la loi unifiée des gaz on obtient l'équation la loi de Charles ou Deuxième loi de Gay-Lussac .

À volume constant, la pression d’un gaz augmente si sa température augmente. .

Sur les graphiques, un processus isochore est représenté par une ligne appelée isochore .

Plus le volume occupé par le gaz est grand, plus l'isochore correspondant à ce volume est située basse.

En réalité, aucun paramètre de gaz ne peut rester inchangé. Cela ne peut être fait que dans des conditions de laboratoire.

Bien entendu, un gaz parfait n’existe pas dans la nature. Mais dans les gaz réels raréfiés à des températures très basses et à des pressions ne dépassant pas 200 atmosphères, la distance entre les molécules est bien supérieure à leurs tailles. Leurs propriétés se rapprochent donc de celles d’un gaz parfait.