Газы

Материал из Юнциклопедии
Перейти к: навигация, поиск

Газы — это одно из состояний вещества, в котором его частицы движутся свободно, равномерно заполняя доступное для них пространство. Они оказывают давление на ограничивающую это пространство оболочку. Плотность газов при нормальном давлении на несколько порядков меньше плотности жидкостей.

Свойства большинства газов — прозрачность, бесцветность и легкость — затрудняют их изучение; поэтому физика и химия газов родились поздно и развивались довольно медленно. Только в XVII в. было доказано, что воздух обладает весом (Э. Торричелли и Б. Паскаль); тогда же нидерландский химик Я. Ван-Гельмонт ввел термин газы (по-видимому, от греческого слова «хаос») для обозначения воздухоподобных веществ.

К середине XIX в. были установлены основные опытные закономерности, которым подчиняются газы. К ним относятся:

1 закон Бойля — Мариотта: для данной массы газа при постоянной температуре t объем его V обратно пропорционален давлению: р:pV = const.

2) законы Гей-Люссака: давление данной массы газа при постоянном объеме меняется линейно с температурой: pt = р20( 1 + αpt); объем данной массы газа при постоянном давлении меняется линейно с температурой: Vt = V0(1 + αvt).

Первый из этих законов был экспериментально установлен французским физиком Ж. Шарлем в 1787 г. и иногда называется законом Шарля.

Коэффициент αp называется термическим коэффициентом давления, αv — термическим коэффициентом объемного расширения. Для всех газов приближенно αp ≈ αv ≈ 1/273 град-1.

Поэтому закон Гей-Люссака (например, для объема) можно записать в форме: V = V0 (t+273)/273, или, вводя абсолютную температуру Т = t + 273, выраженную в кельвинах: V = V0 (T/273)

По закону Авогадро, при Т = 273 К, или 0° С, и р = 1 ат 1 моль любого газа занимает объем V = 22,41 л. Число молекул в таком объеме равно числу Авогадро N = 6,02x1023.

Газы, строго подчиняющиеся законам Бойля — Мариотта и Гей-Люссака, называются идеальными. Практически все газы ведут себя как идеальные при не слишком высоких давлениях и не слишком низких температурах.

3) Для 1 моля идеального газа правая часть уравнения Бойля — Мариотта равна RT, если температура выражена в Кельвинах. Уравнение pV = RT называют уравнением состояния идеального газа; оно было получено в 1834 г. французским физиком и инженером Б. Клапейроном и обобщено в 1874 г. Д. И. Менделеевым для любой массы газа. Входящая в это уравнение постоянная R называется газовой постоянной; она равна 8,31 Дж/моль-град.

Закон Клапейрона — Менделеева также справедлив только для идеальных газов. Для них выполняется еще один закон — закон Дальтона: давление смеси идеальных газов равно сумме парциальных давлений отдельных газов, составляющих смесь, т. е. тех давлений, которые производил бы каждый газ в отдельности, если бы он был взят при той же температуре в объеме смеси.

Кинетическая теория газов основана на предположении, что молекулы в газах находятся на расстояниях, значительно превышающих их размер. Тепловое движение молекул газов является равномерным и прямолинейным на длине свободного пробега, в несколько раз превышающей расстояние между молекулами (и тем более размеры самих молекул). При столкновении с другой молекулой или со стенкой сосуда молекула меняет направление и скорость, как при столкновении бильярдных шаров, т. е. по законам удара упругих тел. Взаимодействия между молекулами идеального газа (кроме редких столкновений) отсутствуют; его энергия зависит только от температуры.

Кинетическая теория позволила очень хорошо объяснить явления вязкости, диффузии и теплопроводности газов.

Реальные газы в зависимости от температуры, давления и физической природы газа в большей или меньшей степени отклоняются от законов идеальных газов. При больших давлениях необходимо вводить, по крайней мере, две поправки: на силы притяжения между молекулами и на объем самих молекул. Было предложено несколько десятков уравнений состояния реальных газов. Простейшее из них — уравнение Ван-дер-Ваальса (р + a/V2) (V — b) = RT, в котором а и b — постоянные величины, зависящие от природы газа и характеризующие поправки на взаимодействие (а) и собственный объем (b) молекул.