Клапејрон-Менделеева равенка

Состојбената равенка на идеалниот гас или Клапејрон-Менделеевата равенка е формула која ја утврдува зависноста меѓу притисокот, моларниот волумен и апсолутната температура на идеалниот гас. Равенката е следна:

$p\cdot V_{M}=R\cdot T,$

каде

• $\,p$ — притисок,
• $\,V_{M}$ — моларен волумен,
• $\,T$ — апсолутна температура,
• $\,R$ — универзална гасна константа.

Бидејќи $V_{M}={\frac {V}{\nu }}$, каде $\,\nu$ — количество супстанца, а $\,\nu ={\frac {m}{M}}$, каде $\,m$ — маса, $\,M$ — моларна маса, состојбената равенка го добива следниот вид:

$p\cdot V={\frac {m}{M}}R\cdot T.$

Во оваа форма, овој запис е познат како равенка (закон) на Клапејрон-Менделеев.

Во случај на постојана маса на гасот, равенката може да се запише во видот:

${\frac {p\cdot V}{T}}=\nu \cdot R,$

${\frac {p\cdot V}{T}}=\mathrm {const} .$

Последната равенка го носи името обединет гасов закон. Од него се изведуваат законите на Бојл-Мариот, Шарл и Геј-Лисак:

$T=\mathrm {const} \Rightarrow P\cdot V=\mathrm {const}$ — Бојл-Мариотов закон.

$p=\mathrm {const} \Rightarrow {\frac {V}{T}}=\mathrm {const}$ — Геј-Лисаков закон.

$V=\mathrm {const} \Rightarrow {\frac {P}{T}}=\mathrm {const}$ — Шарлов закон (втор Геј-Лисаков закон, 1808 г.).

Од гледна точка на хемијата, овој закон може да звучи поинаку: „волумените на гасовите кои стапуваат во хемиска реакција при еднакви услови (температура, притисок) се однесуваат еден кон друг и кон волумените на гасовитите соединенија кои се во фаза на образување како прости цели броеви“. На пример, 1 волумен на водород се соединува со 1 волумен на хлор, при што се образуваат 2 волумени на хлороводородна киселина:

$\,\mathrm {H} _{2}+\mathrm {Cl} _{2}=2\mathrm {HCl} .$

1 волумен азот се соединува со 3 волумени водород, при што се добиваат 2 волумени амонијак:

$\,\mathrm {N} _{2}+3\mathrm {H} _{2}=2\mathrm {NH} _{3}.$

$T=\mathrm {const} \Rightarrow p\cdot V=\mathrm {const}$ — Бојл-Мариотов закон.

Бојл-Мариотовиот закон е именуван во чест на ирскиот физичар, хемичар и филозоф Роберт Бојл (1627—1691), кој го открил во 1662 година, но исто така и во чест на францускиот физичар Едм Мариот (1620—1684), кој го открил овој закон независно од Бојл во 1677 година.

Во некои случаи (во гасната динамика) состојбената равенка на идеалниот гас може да се запише во следната форма:

$p=(\gamma -1)\rho \varepsilon ,$

каде $\,\gamma$ — адијабатски показател, $\,\varepsilon$ — внатрешна енергија на единица маса супстанца.

Емил Амага покажал дека при високи притисоци однесувањето на гасовите се отклонува од Бојл-Мариотовиот закон. И оваа појава може да биде објаснета врз основа на молекуларни претстави.