Définition et formule de la loi de Charles. Lois sur le gaz

1. Qui et quand l'expérience a été réalisée, quel était son but

La première loi des gaz a été découverte par Robert Boyle et publiée en 1660 dans son ouvrage « New Experiments Concerning an Air Spring ». R. Boyle, sur la base d'une expérience quantitative soigneusement conçue, a prouvé que « l'élasticité [pression] d'un gaz est inversement proportionnelle à son volume ». Au cours de ses recherches, il a tenté d'étudier quantitativement la dépendance du volume de gaz comprimé à la température. Cependant, R. Boyle n'a pas reçu de données exactes confirmant cette dépendance.

Des recherches sur la dilatation de l'air lorsqu'il est chauffé ont été menées par G. Amonton. Plus tard, des expériences similaires ont été réalisées par A. Volta, D. Dalton, J. Priestley, T. Saussure et d'autres.

On pense que les premières mesures satisfaisantes de l'étude dilatation thermique les gaz ont été obtenus en 1801 par le physicien et chimiste anglais John Dalton (1766-1844). Il a découvert que l'oxygène, l'hydrogène et gaz carbonique se comportait de la même manière lorsqu'il était chauffé.

Sur la base des résultats obtenus, D. Dalton formule la conclusion d'une manière extrêmement prudente : « En général, je ne vois pas de raison suffisante pour nous empêcher de conclure que tous les gaz « élastiques » à la même pression se dilatent également lorsqu'ils sont chauffés.

J. L. Gay-Lussac est parvenu à une conclusion similaire en 1802. Mais sa déclaration était plus précise que celle de D. Dalton. Apparemment, c'est pourquoi la loi sur la dilatation thermique des gaz ne porte pas le nom de D. Dalton, mais d'après J. L. Gay-Lussac.

Le dispositif utilisé par Gay-Lussac est représenté sur la Fig. 2. Le gaz, soigneusement séché, est dans un bidon. Il y a une goutte de mercure dans le tube qui emprisonne le gaz. Les tubes sont situés horizontalement, il n'y a donc aucun changement de pression lors de l'expansion.

Quinze ans avant Gay-Lussac (en 1787), des recherches sur cette question furent entreprises, sans aucune publication, par le physicien français Jacques Charles (1746-1823). Charles a découvert que l'oxygène, l'azote, le dioxyde de carbone et l'air se dilatent de manière égale dans la plage de température comprise entre 0 et 100 ºC. Gay-Lussac connaissait les travaux de son collègue et insista pour que la deuxième loi gaz porte le nom de Jacques Alexandre César Charles. Il convient de noter que dans certains pays, dont la Russie, cette loi est encore connue sous le nom de loi Gay-Lussac. Dans les publications sur l'histoire des sciences, la priorité de la découverte de la troisième loi des gaz - la loi des changements de pression des gaz en fonction de la température - n'est généralement pas discutée. Cette dépendance, ainsi que la dépendance du volume de gaz à la température, a été étudiée par de nombreux scientifiques qui ont étudié les propriétés des gaz aux XVIIe et XVIIIe siècles. L'histoire de la découverte de la loi de dilatation thermique des gaz est liée à l'histoire de l'invention et de l'amélioration des thermomètres.

Le premier instrument permettant de mesurer la « chaleur » et le « froid » dans le corps est le thermoscope à air de G. Galilée (1597). L'essence de l'expérience qui a servi d'impulsion à la création du thermoscope était la suivante. Un petit flacon, de la taille d'un œuf, au col long et fin comme une tige de blé, descendu dans un bol d'eau, est réchauffé à la main. Si vous retirez vos mains, l'eau du bol, à mesure que l'air dans le ballon se refroidit, commencera à monter dans le col. Benedetto Castelli, élève de G. Galilée, écrit en 1638 : « Le signor Galilée susmentionné utilisa cet effet pour fabriquer un instrument permettant de déterminer le degré de chaleur et de froid. »

Evangelista Torricelli a converti le thermoscope à air de G. Galileo en thermomètre à liquide (alcool). Le thermomètre d'E. Torricelli - appelé « thermomètre florentin » - était très pratique à utiliser et a donc reçu une reconnaissance universelle au XVIIe siècle. Les thermomètres de ce type ont été introduits en Angleterre par R. Boyle et se sont rapidement répandus en France.

L'amélioration du thermomètre à air de G. Galilée a été réalisée par G. Amonton, physicien français, membre de l'Académie des sciences de Paris (1699). En 1702, il conçut un thermomètre très similaire dans son concept au thermomètre à gaz moderne. Le thermomètre de G. Amonton était un tube de verre en forme de U dont le coude le plus court se terminait par un réservoir contenant de l'air. Du mercure a été versé dans le long coude en quantité nécessaire pour maintenir un volume d'air constant dans le réservoir. La température de l’air dans le réservoir était déterminée par la hauteur de la colonne de mercure.

Il est intéressant de noter qu'en travaillant avec cet outil, c'est Amonton qui a trouvé directement dépendance proportionnelle entre la température et la pression du gaz et est venu au concept zéro absolu, ce qui, selon ses données, correspondait à une température de –239,5 °C (1703).

2. Instruments et matériels nécessaires à l'expérience, schéma usine pilote

La configuration des expériences visant à étudier la dépendance de la pression du gaz sur la température à volume constant était assez complexe.

Regardons le schéma du circuit montage expérimentalétudier la dépendance de la pression du gaz sur la température à volume constant. La partie principale d'une telle installation est un grand ballon dans lequel se trouvait le gaz. Le flacon est placé dans un récipient contenant de l'eau. Le changement de pression du gaz peut être jugé par les lectures d'un manomètre à mercure connecté au ballon. La température du gaz est mesurée à l'aide d'un thermomètre à mercure.

J. Charles a étudié la dépendance de la pression sur la température pour les gaz suivants : l'oxygène, l'azote, le dioxyde de carbone et l'air.

3. Procédure de réalisation de l'expérience

Après avoir rempli le ballon de glace fondante, Charles mesura la pression correspondant à une température de 0 ºС. Ensuite, la température de l'eau dans le grand récipient a changé, ce qui a entraîné une modification de la hauteur de la colonne de mercure dans le manomètre. En chauffant de l'eau dans un récipient entourant le ballon, Charles notait la température du gaz avec un thermomètre et la pression correspondante avec un manomètre.

Au cours de l'expérience, l'influence d'un certain nombre de facteurs a faussé le déroulement de l'expérience. Premièrement, en raison du chauffage, le ballon contenant du gaz a partiellement modifié son volume, en conséquence, la stricte constance du volume du gaz étudié n'a pas été assurée. Deuxièmement, le gaz situé dans l'espace dit « nocif » (dans le tube fin menant au manomètre) n'était pas chauffé de la même manière que dans le ballon. Troisièmement, la présence d'impuretés dans le gaz (notamment des vapeurs qui se condensent) a conduit au fait qu'une partie des composants qui composaient le gaz se transformait en état liquide. D’autres facteurs ont également joué.

Tentatives des scientifiques pour exclure effets nuisibles Effets secondaires au cours de l'expérience et ont conduit, en règle générale, à une complication de la conception de l'installation.

4. Principaux résultats de l'expérience

Les expériences de J. Charles ont montré les résultats suivants.

L'augmentation de la pression du gaz d'une certaine masse lorsqu'elle est chauffée de 1 ºС était une certaine partα p de la pression qu'avait le gaz à une température de 0 ºС. Ainsi, l’augmentation de la pression s’est avérée proportionnelle à l’augmentation de la température.

La valeur α p est appelée coefficient de température et de pression. Après avoir étudié un certain nombre de gaz, Charles en obtint environ même valeur coefficient de température de pression, à savoir une valeur égale à environ 1/273 ºС –1.

Ainsi, la pression d'une certaine masse de gaz, lorsqu'elle est chauffée de 1 ºC avec un volume constant, augmente de 1/273 de la pression qu'avait cette masse de gaz à 0 ºC.

5. Principaux résultats de l'expérience

DANS formule moderne Cette loi est la suivante.

Mathématiquement, la loi de J. Charles peut s’écrire :

où P 0 est la pression du gaz à T = T 0 = 273,15 K (c'est-à-dire à une température de 0°C). Un coefficient égal à 1/273,15 K –1 est appelé coefficient de pression température.

La figure montre la dépendance de la pression d'une masse de gaz donnée sur sa température. Pour différentes températures emplacement du gaz de la courbe de dépendance sur avion coordonné divers. Les isochores illustrant la dépendance de P à T pour un gaz qui obéit à la loi de Charles sont des lignes droites, situées plus haut sur le graphique, plus le volume est petit.

La loi de Charles n'est valable que pour gaz parfait. Il est applicable avec dans une certaine mesure précision aux gaz réels à basses pressions et les basses températures (par exemple, air atmosphérique, produits de combustion dans les moteurs à gaz, etc.)

Une explication de la loi établie par Charles peut être donnée du point de vue des concepts de cinétique moléculaire de la structure de la matière.

Du point de vue théorie moléculaire Il y a deux raisons possibles à l'augmentation de la pression d'un gaz donné : premièrement, le nombre d'impacts de molécules par unité de temps et par unité de surface peut augmenter ; deuxièmement, il est possible d'augmenter l'impulsion transmise lorsqu'une molécule frappe la paroi du vaisseau. Les deux raisons nécessitent une augmentation de la vitesse des molécules (tandis que le volume d'une masse de gaz donnée reste inchangé). À partir de là, il devient clair qu'une augmentation de la température des gaz en tant que macro-caractéristique correspond à une augmentation de la vitesse de mouvement aléatoire des molécules en tant que caractéristique du microcosme.

À très hautes pressions l'interaction entre les molécules de gaz augmente et des écarts par rapport à la loi linéaire de Charles sont observés.

La loi de Charles est dérivée de la façon suivante cas particulier de l'équation de Mendeleev – Clapeyron :

où k = 1,38 J/K est la constante de Boltzmann.

Isoprocédés des gaz parfaits– les processus dans lesquels l'un des paramètres reste inchangé.

1. Processus isochore . La loi de Charles. V = const.

Processus isochore appelé un processus qui se produit lorsque volume constant V. Le comportement du gaz dans ce processus isochore obéit La loi de Charles :

A volume constant et valeurs constantes de la masse de gaz et de sa masse molaire, le rapport entre la pression du gaz et sa température absolue reste constant : P/T= const.

Graphique d'un processus isochore sur PV-le diagramme s'appelle isochore . Il est utile de connaître le graphique d'un processus isochore sur RT- Et Vermont-des diagrammes (Fig. 1.6). Équation isochore :

Où P 0 est la pression à 0 °C, α est le coefficient de température de la pression du gaz égal à 1/273 deg -1. Un graphique d'une telle dépendance à Рt-le diagramme a la forme montrée sur la figure 1.7.

Riz. 1.7

2. Processus isobare. Loi de Gay-Lussac. R.= const.

Un processus isobare est un processus qui se produit à pression constante R. . Le comportement d'un gaz au cours d'un processus isobare obéit Loi de Gay-Lussac:

A pression constante et valeurs constantes de la masse du gaz et de sa masse molaire, le rapport du volume du gaz à sa température absolue reste constant : VERMONT= const.

Graphique d'un processus isobare sur Vermont-le diagramme s'appelle isobare . Il est utile de connaître les graphiques du processus isobare sur PV- Et RT-des diagrammes (Fig. 1.8).

Riz. 1.8

Équation isobare :

Où α =1/273 deg -1 - coéfficent de température expansion volumétrique . Un graphique d'une telle dépendance à Vermont Le diagramme a la forme illustrée à la figure 1.9.

Riz. 1.9

3. Processus isotherme. Loi Boyle-Mariotte. T= const.

Isotherme le processus est un processus qui se produit lorsque Température constante T.

Le comportement d'un gaz parfait lors d'un processus isotherme obéit Loi Boyle-Mariotte :

A température constante et valeurs constantes de la masse du gaz et de sa masse molaire, le produit du volume du gaz et de sa pression reste constant : PV= const.

Calendrier processus isotherme sur PV-le diagramme s'appelle isotherme . Il est utile de connaître les graphiques d'un processus isotherme sur Vermont- Et RT-des diagrammes (Fig. 1.10).

Riz. 1.10

Équation isotherme :

4. Processus adiabatique( isentropique ) :

Un processus adiabatique est un processus thermodynamique qui se produit sans échange thermique avec l'environnement.

5. Processus polytropique. Processus dans lequel la capacité thermique d'un gaz reste constante. Processus polytropique – cas général tous les processus ci-dessus.

6. La loi d'Avogadro. Aux mêmes pressions et aux mêmes températures, dans volumes égaux divers gaz parfaits contenus même nombre molécules. Dans un centre commercial diverses substances contient N A=6,02·10 23 molécules (numéro d'Avogadro).

7. La loi de Dalton. La pression d'un mélange de gaz parfaits est égale à la somme des pressions partielles P des gaz qu'il contient :

(1.4.6)

La pression partielle Pn est la pression qu'exercerait un gaz donné s'il occupait à lui seul tout le volume.

À , pression du mélange gazeux.

A pression constante, le volume d’un gaz est proportionnel à sa température.

L'un des pionniers de l'aéronautique, Jacques Alexandre César Charles, est venu à la science grâce à sa passion pour la construction de montgolfières - de grandes des ballons, rempli d'air chauffé, qui venait alors d'apparaître. J'ai parlé avec des pilotes de ballons modernes et ils affirment que leur conception de brûleur à gaz ouvert, développée par Charles il y a plus de deux siècles, n'a pas subi de changements fondamentaux et est toujours utilisée aujourd'hui. Ce n'est pas surprenant que intérêts scientifiques Charles était dans le domaine de l'étude des propriétés des gaz, donc non. Charles a formulé la loi qui porte son nom en 1787 après une série d'expériences avec l'oxygène, l'azote, l'hydrogène et le dioxyde de carbone.

Pour comprendre la signification de la loi de Charles, imaginez un gaz comme un ensemble de molécules se déplaçant rapidement et entrant en collision. La pression d'un gaz est déterminée par les impacts des molécules sur les parois du récipient : plus il y a d'impacts, plus la pression est élevée. Par exemple, les molécules d'air de la pièce dans laquelle vous vous trouvez exercent une pression de 101 325 pascals (ou 1 bar, si nous parlons de sur la météorologie).

Pour comprendre la loi de Charles, imaginez l'air à l'intérieur ballon. À température constante, l'air dans le ballon se dilatera ou se contractera jusqu'à ce que la pression produite par ses molécules atteigne 101 325 pascals et équivaut à pression atmosphérique. En d’autres termes, jusqu’à ce que pour chaque coup d’une molécule d’air de l’extérieur, dirigé vers la balle, il y ait un coup similaire d’une molécule d’air, dirigé de l’intérieur de la balle vers l’extérieur. Si vous abaissez la température de l'air dans la balle (par exemple, en la plaçant dans un grand réfrigérateur), les molécules à l'intérieur de la balle commenceront à se déplacer plus lentement, frappant moins énergiquement les parois de la balle de l'intérieur. Les molécules de l’air extérieur vont alors exercer plus de pression sur le ballon, le comprimant, de ce fait, le volume de gaz à l’intérieur du ballon va diminuer. Cela se produira jusqu'à ce que l'augmentation de la densité du gaz compense la diminution de la température, puis l'équilibre sera à nouveau rétabli.

La loi de Charles, ainsi que d'autres lois sur les gaz, constituent la base de l'équation d'état d'un gaz parfait, qui décrit la relation entre la pression, le volume et la température d'un gaz et la quantité de substance.

Jacques Alexandre César Charles, 1746-1823

Physicien, chimiste, ingénieur et aéronaute français. Né à Beaugency. Dans sa jeunesse, il a été fonctionnaire au ministère des Finances à Paris. S'intéressant à l'aéronautique, il met au point des montgolfières de conception moderne, dont la force de portance est due à la dilatation de l'air chauffé par un brûleur à l'intérieur du ballon. Il fut l'un des premiers à remplir des ballons l'hydrogène (qui est plusieurs fois plus léger que l'air et offre une portance nettement supérieure à celle de l'air chaud), établissant ainsi des records de hauteur de portance (plus de 3 000 m) et d'autonomie de vol (43 km). C’est l’aéronautique qui a incité Charles à s’intéresser à l’étude des propriétés des gaz.

La loi de Charles ou la deuxième loi de Gay-Lussac - l'une des lois fondamentales des gaz qui décrit la relation entre la pression et la température pour un gaz parfait. Expérimentalement, la dépendance de la pression du gaz sur la température à volume constant a été établie en 1787 par Charles et affinée par Gay-Lussac en 1802.

Ambiguïté de la terminologie[ | ]

En russe et en anglais littérature scientifique Il existe quelques différences dans les noms des lois associées au nom de Gay-Lussac. Ces différences sont présentées dans le tableau suivant :

Énoncé de la loi[ | ]

La formulation de la loi de Charles est la suivante :

La pression d'un gaz de masse et de volume fixes est directement proportionnelle à la température absolue du gaz.

En termes simples, si la température d'un gaz augmente, sa pression augmente également si la masse et le volume du gaz restent inchangés. La loi est particulièrement simple. forme mathématique, si la température est mesurée par échelle absolue, par exemple, en kelvins. Mathématiquement, la loi s'écrit comme suit :

Cette loi est vraie car la température est une mesure de l’énergie cinétique moyenne d’une substance. Si énergie cinétique le gaz augmente, ses particules entrent plus rapidement en collision avec les parois du récipient, créant ainsi une pression plus élevée.

Comparer la même substance à deux conditions différentes, la loi peut s'écrire :

Loi d'Amonton sur la pression et la température : la loi de la pression décrite ci-dessus doit en fait être attribuée à Guillaume Amonton, qui dans début XVIII siècle (plus précisément entre 1700 et 1702) découvre que la pression d'une masse fixe de gaz maintenue à un volume constant est proportionnelle à sa température. Amonton l'a découvert lors de la construction d'un « thermomètre à air ». Appeler cette loi la loi de Gay-Lussac est tout simplement incorrect, puisque Gay-Lussac a étudié la relation entre le volume et la température, et non la pression et la température.

La loi de Charles était connue sous le nom de loi de Charles et Gay-Lussac parce que Gay-Lussac l'a publiée en 1802 en utilisant les données de Charles en grande partie inédites depuis 1787. La loi de Gay-Lussac, la loi de Charles et la loi de Boyle - Mariotte forment ensemble la loi unifiée du gaz. En combinaison avec

Ambiguïté de la terminologie

Dans la littérature scientifique russe et anglophone, il existe quelques différences dans les noms des lois associées au nom de Gay-Lussac. Ces différences sont présentées dans le tableau suivant.

Énoncé de la loi

La formulation de la loi de Charles est la suivante :

La pression d'un gaz de masse et de volume fixes est directement proportionnelle à la température absolue du gaz.

En termes simples, si la température d'un gaz augmente, sa pression augmente également si la masse et le volume du gaz restent inchangés. La loi a une forme mathématique particulièrement simple si la température est mesurée sur une échelle absolue, par exemple en. degrés Kelvin. Mathématiquement, la loi s'écrit comme suit :

voir également

Remarques

Liens

Littérature

• Castka, Joseph F. ; Metcalfe, H. Clark; Davis, Raymond E. ; Williams, John E. Chimie moderne. - Holt, Rinehart et Winston, 2002. - ISBN 0-03-056537-5
• Guch, Ian Le guide complet de la chimie de l'idiot - Alpha, Penguin Group Inc., 2003. - ISBN 1-59257-101-8.
• Mascetta, Joseph A. Comment préparer pour le SAT II Chimie. - Barron's, 1998. - ISBN 0-7641-0331-8

Fondation Wikimédia. 2010.

Voyez ce qu'est la « loi de Charles » dans d'autres dictionnaires :

LOI DE CHARLES, le volume d'un gaz à pression constante est directement proportionnel à sa température absolue. Cette relation a été dérivée pour la première fois par Jacques CHARLES en 1787. La loi est un cas particulier de la LOI DU GAZ IDÉAL. On l'appelle parfois... ...

LOI DE CHARLES- l'une des lois fondamentales des gaz, selon laquelle la pression p d'une masse donnée d'un gaz parfait à volume constant change proportionnellement à la variation de la température thermodynamique (absolue) T : De vrais gaz obéissez à cette loi quand... Grande encyclopédie polytechnique

la loi de Charles- Šarlio dėsnis statusas T sritis fizika atitikmenys : engl. La loi de Charles vok. Charlessches Gesetz, en Russie. La loi de Charles, m pran. loi de Charles, f … Fizikos terminų žodynas

La loi de Boyle Marriott est l'une des lois fondamentales sur le gaz. La loi porte le nom du physicien, chimiste et philosophe irlandais Robert Boyle (1627-1691), qui l'a découverte en 1662, et également en l'honneur physicien français Edma Mariotta (1620 1684), qui a découvert... ... Wikipédia

Air (ou gaz inerte), situé dans un sac scellé avec des biscuits, se dilate lorsque le produit est élevé à une hauteur significative au-dessus du niveau de la mer (environ 2000 m) La loi de Boyle Mariotta est l'une des principales lois sur les gaz... Wikipédia

LOI DES GAZ IDÉAUX, une loi qui détermine la relation entre la pression, la température et le volume d'un gaz parfait : pV = nRT, où n est le nombre de molécules de gaz et R est la CONSTANTE universelle du GAZ ; la loi stipule qu'à température constante (T) le produit... ... Dictionnaire encyclopédique scientifique et technique

Animation représentant la dépendance du volume de gaz à la température (loi de Gay Lussac) Loi ... Wikipédia

Pression du gaz idéal pt masse constante et le volume augmente linéairement avec le chauffage : рt = р0(1 + αt), où рt et р0 sont la pression du gaz à des températures t et 0°C, α = 1/273K 1. Découvert en 1787 par le scientifique français J. Charles, affiné par J. Gay Lussac... ... Dictionnaire encyclopédique

Équation d'état Cet article fait partie de la série Thermodynamique. Équation d'état d'un gaz parfait Équation de Van der Waals Équation de Diterici Sections de thermodynamique Principes de la thermodynamique Équation ... Wikipedia