Закон Бойля, закон Шарля і закон Ж. Люсака

Закон Бойля, закон Шарля і закон Ж. Люсака

Закон Бойля

Роберт Бойл (1627–1691) праводзіў эксперыменты для вывучэння колькаснай залежнасці паміж ціскам газу і аб'ёмам. У гэтым эксперыменце пэўная колькасць газу была змешчана ў закрыты кантэйнер. З даволі добрым набліжэннем ён выявіў, што калі тэмпература газу застаецца пастаяннай, то пры павелічэнні ціску аб'ём газу памяншаецца. Аналагічна, калі ціск газу памяншаецца, аб'ём газу павялічваецца. Ціск газу адваротна прапарцыйны аб'ёму газу. Гэтая залежнасць вядомая як Закон БойляМатэматычна:

Закон Бойля можна таксама запісаць наступным чынам:

PV = канстанта → раўнанне 1

P₁ V₁ = Р₂ V₂ → раўнанне 2

Сэнс ураўнення 1 заключаецца ў тым, што пры пастаяннай тэмпературы (T), калі змяняецца ціск (P) газу, аб'ём (V) газу таксама змяняецца, таму здабытак ціску і аб'ёму заўсёды пастаянны. Калі ціск газу павялічваецца, аб'ём газу памяншаецца, або наадварот, калі ціск газу памяншаецца, аб'ём газу павялічваецца, таму здабытак ціску і аб'ёму заўсёды пастаянны.

Графік, які паказвае залежнасць паміж аб'ёмам і ціскам, выглядае наступным чынам. На падставе сваіх эксперыментаў Роберт Бойль выявіў, што аб'ём газу змяняецца нерэгулярна, з-за чаго лінія на графіку выглядае крывалінейнай. Ціск, паказаны на графіку, — гэта абсалютны ціск, а не манометрычны.

Закон Чарльза

Праз сто гадоў пасля таго, як Роберт Бойль адкрыў сувязь паміж аб'ёмам і ціскам, французскі вучоны Жак Шарль (1746–1823) даследаваў сувязь паміж тэмпературай і аб'ёмам газу. На падставе сваіх эксперыментаў ён выявіў, што калі ціск газу застаецца пастаянным, то пры павышэнні тэмпературы газу аб'ём таксама павялічваецца. І наадварот, пры зніжэнні тэмпературы газу аб'ём таксама памяншаецца.

Змены аб'ёму газу з-за змены тэмпературы адбываюцца рэгулярна, таму лінія на гэтым графіку выглядае прамой. Калі б лінія на графіку была праведзена пры больш нізкіх тэмпературах, яна б перасякала вось прыблізна пры -273°C. ^oC.

На падставе шматлікіх праведзеных эксперыментаў было ўстаноўлена, што, хоць велічыня змены аб'ёму для кожнага газу розная, калі лінія на графіку V-T праводзіцца пры больш нізкай тэмпературы, лінія заўсёды перасякае вось прыкладна ў -273. ^oC. Можна сказаць, што калі газ астудзіць да -273 ^oC, тады аб'ём газу = 0. Калі газ зноў астудзіць, пакуль тэмпература не апусціцца ніжэй за -273 ^oC, тады аб'ём газу будзе адмоўным, што немагчыма.

Такім чынам, ‐273 ^oC — гэта самая нізкая тэмпература, якой можна дасягнуць. Паколькі лінія перасякае вось прыкладна ў -273 ^oЗатым, па ўзаемнай дамоўленасці, было вызначана, што самая нізкая тэмпература, якой можна дасягнуць, складае -273,15°C. ^oС. -273,15 ^o°C называецца абсалютным нулем тэмпературы і выкарыстоўваецца ў якасці адліку для абсалютнай шкалы, таксама вядомай як шкала Кельвіна. Кельвін названы ў гонар лорда Кельвіна (1824–1907), брытанскага фізіка. Па гэтай шкале тэмпература выражаецца ў Кельвінах (К), а не ў градусах Кельвіна (^oК). Адлегласць паміж градусамі такая ж, як і на шкале Цэльсія. 0 К = -273,15 ^oC і 273,15 K = 0 ^oC.

Тэмпературу па шкале Цэльсія можна пераўтварыць у шкалу Кельвіна, дадаўшы 273,15, тэмпературу па шкале Кельвіна можна пераўтварыць у шкалу Цэльсія, адняўшы 273,15. Матэматычна:

Т (К) = Т (^oВ) + 273,15

Т (^oC) = Т (К) - 273,15

інфармацыя:

T = Тэмпература

K = Кельвін

C = Цэльсій

Калі тэмпературу выражаць у шкале Кельвіна, то графік вышэй будзе выглядаць як на малюнку ніжэй.

Зыходзячы з гэтага графіка, можна зрабіць выснову, што пры пастаянным ціску аб'ём газу заўсёды прама прапарцыйны абсалютнай тэмпературы. Калі абсалютная тэмпература газу павялічваецца, аб'ём таксама павялічваецца; і наадварот, калі абсалютная тэмпература газу памяншаецца, аб'ём таксама памяншаецца. Гэтая залежнасць вядомая як закон Шарля. Матэматычна яна запісваецца наступным чынам:

Аб'ём ∝ Тэмпература → Пастаянны ціск

V ∝ T → P пастаянная

Закон Шарля можна запісаць і наступным чынам:

Сэнс ураўнення 1 заключаецца ў тым, што пры пастаянным ціску (P), калі змяняецца абсалютная тэмпература (T) газу, аб'ём (V) газу таксама змяняецца, таму вынік параўнання паміж абсалютнай тэмпературай і аб'ёмам заўсёды пастаянны. Калі абсалютная тэмпература газу павялічваецца, аб'ём газу таксама павялічваецца, або наадварот, калі абсалютная тэмпература газу памяншаецца, аб'ём газу таксама памяншаецца, таму вынік параўнання паміж тэмпературай і аб'ёмам заўсёды пастаянны. Пад абсалютнай тэмпературай газу маецца на ўвазе тэмпература газу, выражаная па шкале Кельвіна. Калі тэмпература ўсё яшчэ знаходзіцца па шкале Цэльсія, то спачатку пераўтварыце яе ў шкалу Кельвіна.

Закон Гей-Люсака

Жазэф Гей-Люсак (1778–1850) правёў эксперымент і выявіў, што калі аб'ём газу застаецца пастаянным, то пры павелічэнні ціску газу абсалютная тэмпература газу таксама павялічваецца. І наадварот, пры памяншэнні ціску газу абсалютная тэмпература газу таксама памяншаецца. Пры пастаянным аб'ёме ціск газу прама прапарцыйны абсалютнай тэмпературы газу. Гэтая залежнасць называецца законам Гей-Люсака. Матэматычна:

Ціск ∝ Тэмпература → Пастаянны аб'ём

P ∝ T → V пастаянная

Закон Гей-Люсака можна запісаць і наступным чынам:

Сэнс ураўнення 1 заключаецца ў тым, што пры пастаянным аб'ёме (V), калі змяняецца ціск (P) газу, абсалютная тэмпература (T) газу таксама змяняецца, таму вынік параўнання паміж ціскам і абсалютнай тэмпературай застаецца пастаянным. Іншымі словамі, калі ціск газу павялічваецца, абсалютная тэмпература газу таксама павялічваецца, або наадварот, калі ціск газу памяншаецца, абсалютная тэмпература газу таксама памяншаецца, таму параўнанне паміж ціскам і тэмпературай заўсёды застаецца пастаянным.

Пад абсалютнай тэмпературай газу маецца на ўвазе тэмпература газу, выражаная па шкале Кельвіна. Калі тэмпература ўсё яшчэ знаходзіцца па шкале Цэльсія, то спачатку пераўтварыце яе ў шкалу Кельвіна.

Важна адзначыць, што закон Бойля, закон Шарля і закон Гей-Люсака даюць дакладныя вынікі, калі ціск і шчыльнасць газу не занадта высокія. Акрамя таго, гэтыя тры законы дзейнічаюць толькі для газаў, тэмпература якіх не блізкая да тэмпературы іх кіпення.

Зыходзячы з гэтага факта, можна зрабіць выснову, што закон Бойля, закон Шарля і закон Гей-Люсака нельга ўжыць да ўсіх газавых умоў. Паколькі іх нельга ўжыць да ўсіх рэальных газавых умоў, нам патрэбна канцэпцыя ідэальнага газу або ідэальнага газу. Гэты ідэальны газ не існуе ў паўсядзённым жыцці. Ідэальны газ — гэта толькі ідэальная мадэль, падобная да канцэпцый цвёрдага цела і ідэальнай вадкасці. Такім чынам, мы мяркуем, што тры вышэйзгаданыя газавыя законы прымяняюцца ва ўсіх ідэальных газавых умовах.

Пры вырашэнні задач на газавыя законы тэмпературу трэба выражаць па шкале Кельвіна. Калі ціск газу ўсё яшчэ з'яўляецца вымяральным ціскам, спачатку пераўтварыце яго ў абсалютны ціск. Абсалютны ціск = атмасферны ціск + барометрычны ціскr.