Gáztörvény

A gáztörvények az ideális gáz (fizikai kémiában célszerűen a tökéletes gáz kifejezést használják) abszolút hőmérséklete (T), nyomása (p) és térfogata (V) – ún. állapotjelzők – közötti matematikai összefüggések. A három gáztörvényt: Boyle–Mariotte-törvényt, a Gay-Lussac-törvényt és a Charles-törvényt összevonva az egyesített gáztörvényt kapjuk:

$\frac{p_1{V}_1}{T_1}=\frac{p_2{V}_2}{T_2}$.

E gáztörvénynél figyelembe véve az Avogadro-törvényt, a tökéletes viselkedésű gázokra érvényes egyetemes, vagy általános gáztörvény vezethető le:

$pV=nRT$

ahol

• p a nyomás Pa-ban
• V a térfogat m³-ben
• n a gáz kémiai anyagmennyisége mol-ban
• R az egyetemes gázállandó (8,314 J/(mol^.K))
• T az abszolút hőmérséklet K-ben

továbbá:

$n=\frac{N}{N_A}=\frac{m}{M}$

ahol

• N a résztvevő anyag darabszáma (atomszám vagy molekulaszám)
• N_A az Avogadro-szám
• m a tömeg kg-ban
• M a móltömeg kg/mol-ban

(A gáztörvény természetesen bármely koherens mértékegységrendszerben igaz.)

Azokat a gázokat, melyek ezen törvények szerint viselkednek, ideális gázoknak nevezzük. Ténylegesen ideális gázok nem léteznek, a valóságos gázok csak többé-kevésbé követik a gáztörvényeket.

Más gáztörvények, mint a Van der Waals-egyenlet az ideális gáztörvényt korrekciókkal látja el a valóságos gázok viselkedésének megfelelően.

Más fontos gáztörvényt fogalmaz meg a Dalton-törvény a gázok parciális nyomásáról.

Források

• Pattantyús Gépész és villamosmérnökök kézikönyve. Műszaki könyvkiadó, Budapest, 1961.

Sablon:Cite web

További információk

• Interaktív Java szimuláció Sablon:Wayback a gáztörvény grafikus megjelenítésével. Szerző: Wolfgang Bauer