Уравне́ние состоя́ния идеа́льного га́за (иногда уравнение Менделеева — Клапейрона) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид:

${\displaystyle pV=\nu RT}$,

где

• ${\displaystyle p}$ — давление,
• ${\displaystyle V}$ — объём газа,
• ${\displaystyle \nu }$ — количество вещества в молях
• ${\displaystyle R}$ — универсальная газовая постоянная, R ≈ 8,314 Дж/(моль⋅К),
• ${\displaystyle T}$ — термодинамическая температура, К.

Уравнение состояния идеального газа можно записать в виде:

${\displaystyle p\cdot V={\frac {m}{M))R\cdot T}$ ,

где ${\displaystyle m}$ — масса, ${\displaystyle M}$ — молярная масса, (так как количество вещества ${\displaystyle \nu ={\frac {m}{M))}$):

или в виде

${\displaystyle p=nkT}$,

где ${\displaystyle n={\frac {N}{V))}$ — концентрация частиц (атомов или молекул) ${\displaystyle N}$ - количество частиц, ${\displaystyle k={\frac {R}{N_{A))))$ — постоянная Больцмана.

Эта форма записи носит имя уравнения (закона) Клапейрона — Менделеева.

Уравнение, выведенное Клапейроном, содержало некую неуниверсальную газовую постоянную ${\displaystyle r,}$ значение которой необходимо было измерять для каждого газа:

${\displaystyle p\cdot V=r\cdot T.}$

Менделеев обнаружил, что ${\displaystyle r}$ прямо пропорциональна ${\displaystyle \nu }$, коэффициент пропорциональности ${\displaystyle R}$ он назвал универсальной газовой постоянной.^{[источник не указан 1930 дней]}

В случае постоянной массы газа уравнение можно записать в виде:

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

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

Последнее уравнение называют объединённым газовым законом. Из него получаются законы Бойля — Мариотта, Шарля и Гей-Люссака:

${\displaystyle T=\mathrm {const} \Rightarrow p\cdot V=\mathrm {const} }$ — закон Бойля — Мариотта — Изотермический процесс.

${\displaystyle p=\mathrm {const} \Rightarrow {\frac {V}{T))=\mathrm {const} }$ — Закон Гей-Люссака — Изобарный процесс.

${\displaystyle V=\mathrm {const} \Rightarrow {\frac {p}{T))=\mathrm {const} }$ — закон Шарля (второй закон Гей-Люссака, 1808 г.) — Изохорный процесс

В форме пропорции ${\displaystyle {\frac {p_{1}\cdot V_{1)){T_{1))}={\frac {p_{2}\cdot V_{2)){T_{2))))$ этот закон удобен для расчёта перевода газа из одного состояния в другое.

С точки зрения химика этот закон может звучать несколько иначе: объёмы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре, давлении) относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных соединений как целые числа. Например, 1 объём водорода соединяется с 1 объёмом хлора, при этом образуются 2 объёма хлороводорода:

${\displaystyle {\ce {H2 + Cl2 -> 2HCl))}$.

1 объём азота соединяется с 3 объёмами водорода с образованием 2 объёмов аммиака:

${\displaystyle {\ce {N2 + 3H2 -> 2NH3))}$.

Закон Бойля — Мариотта

Закон Бойля — Мариотта

${\displaystyle T=\mathrm {const} \Rightarrow p\cdot V=\mathrm {const} }$

назван в честь ирландского физика, химика и философа Роберта Бойля (1627—1691), открывшего его в 1662 г., а также в честь французского физика Эдма Мариотта (1620—1684), который открыл этот закон независимо от Бойля в 1677 году.

В некоторых случаях (в газовой динамике) уравнение состояния идеального газа удобно записывать в форме

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

где ${\displaystyle \gamma }$ — показатель адиабаты, ${\displaystyle \varepsilon }$ — внутренняя энергия единицы массы вещества.

Эмиль Амага обнаружил, что при высоких давлениях поведение газов отклоняется от закона Бойля — Мариотта. Это обстоятельство может быть прояснено на основании молекулярных представлений.

С одной стороны, в сильно сжатых газах размеры самих молекул являются сравнимыми с расстояниями между молекулами. Таким образом, свободное пространство, в котором движутся молекулы, меньше, чем полный объём газа. Это обстоятельство увеличивает число ударов молекул в стенку, так как благодаря ему сокращается расстояние, которое должна пролететь молекула, чтобы достигнуть стенки.

С другой стороны, в сильно сжатом и, следовательно, более плотном газе молекулы заметно притягиваются к другим молекулам гораздо большую часть времени, чем молекулы в разреженном газе. Это, наоборот, уменьшает число ударов молекул в стенку, так как при наличии притяжения к другим молекулам молекулы газа движутся по направлению к стенке с меньшей скоростью, чем при отсутствии притяжения. При не слишком больших давлениях более существенным является второе обстоятельство и произведение ${\displaystyle P\cdot V}$ немного уменьшается. При очень высоких давлениях большую роль играет первое обстоятельство и произведение ${\displaystyle P\cdot V}$ увеличивается.

• Совершенный газ
• Реальный газ
• Уравнение Ван-Дер-Ваальса
• Вириальное разложение
• Уравнение Дитеричи

• Стромберг А. Г., Семченко Д. П. Физическая химия: Учеб. для хим. спец. вузов / Под ред. А. Г. Стромберга. — 7-е изд., стер. — М.: Высшая школа, 2009. — 527 с. — ISBN 978-5-06-006161-1.