Ligji i gazit ideal

Ligji ideal i gazit, i quajtur edhe ekuacioni i përgjithshëm i gazit, është ekuacioni i gjendjes së një gazi ideal hipotetik. Është një përafrim i mirë i sjelljes së shumë gazeve në shumë kushte, megjithëse ka disa kufizime. Ai u deklarua për herë të parë nga Benoît Paul Émile Clapeyron në 1834 si një kombinim i ligjit empirik të Boyle-it, ligjit të Charles-it, ligjit të Avogadro-s dhe ligjit të Gay-Lussac . ^[1] Ligji i gazit ideal shpesh shkruhet në një formë empirike: $pV=nRT$ ku $p$ , $V$ and $T$ janë shtypja, vëllimi dhe temperatura; $n$ është sasia e lëndës; dhe $R$ është konstantja e gazit ideal.

Ekuacioni

Format e zakonshme

Format e paraqitura më shpesh janë: $pV=nRT=nk_{\text{B}}N_{\text{A}}T=Nk_{\text{B}}T$ ku:

$p$ është shtypja absolute e gazit,
$V$ është vëllimi i gazit,
$n$ është sasia e lëndës së gazit (e njohur edhe si numri i moleve),
$R$ është konstantja ideale, ose universale, e gazit, e barabartë me prodhimin e konstantes Boltzmann dhe konstantes Avogadro ,
$k_{\text{B}}$ është konstantja e Boltzmann-it ,
$N_{A}$ është konstantja e Avogadros ,
$T$ është temperatura absolute e gazit,
$N$ është numri i grimcave (zakonisht atomeve ose molekulave) të gazit.

Energjia e lidhur me një gaz

Sipas supozimeve të teorisë kinetike të gazeve ideale, mund të konsiderohet se nuk ka tërheqje ndërmolekulare midis molekulave ose atomeve të një gazi ideal. Me fjalë të tjera, energjia e tij potenciale është zero. Prandaj, e gjithë energjia e zotëruar nga gazi është energjia kinetike e molekulave, ose atomeve, të gazit.

E={\frac {3}{2}}nRT

Shmangiet nga sjellja ideale e gazeve reale

Ekuacioni i gjendjes i dhënë këtu ( PV = nRT ) zbatohet vetëm për një gaz ideal, ose si një përafrim për një gaz real që sillet mjaftueshëm si një gaz ideal. Në fakt ka shumë forma të ndryshme të ekuacionit të gjendjes. Meqenëse ligji ideal i gazit neglizhon si madhësinë molekulare ashtu edhe tërheqjet ndërmolekulare, është më i saktë për gazrat monoatomikë në temperatura të larta dhe shtypje të ulëta. Neglizhimi i madhësisë molekulare bëhet më pak i rëndësishëm për dendësitë më të ulëta, pra për vëllime më të mëdha në shtypje më të ulëta, sepse largësia mesatare ndërmjet molekulave ngjitur bëhet shumë më e madhe se madhësia molekulare. Rëndësia relative e tërheqjeve ndërmolekulare zvogëlohet me rritjen e energjisë kinetike termike, dmth me rritjen e temperaturave. Ekuacionet më të detajuara të gjendjes, të tilla si ekuacioni van der Waals, llogarisin shmangiet nga idealiteti i shkaktuar nga madhësia molekulare dhe forcat ndërmolekulare.

^ Clapeyron, E. (1835). "Mémoire sur la puissance motrice de la chaleur". Journal de l'École Polytechnique (në frëngjisht). XIV: 153–90. Facsimile at the Bibliothèque nationale de France (pp. 153–90).

[1] Clapeyron, E. (1835). "Mémoire sur la puissance motrice de la chaleur". Journal de l'École Polytechnique (në frëngjisht). XIV: 153–90. Facsimile at the Bibliothèque nationale de France (pp. 153–90).

[1]