что такое универсальная газовая постоянная
Универсальная газовая постоянная
Универса́льная га́зовая постоя́нная — термин, впервые введённый в употребление Д. Менделеевым в 1874 г. Численно равна работе расширения одного моля идеального газа в изобарном процессе при увеличении температуры на 1 К.
Содержание
Общая информация
В 1874 году Д. Менделеев вычислил значение константы в уравнении Менделеева-Клапейрона (уравнении состояния идеального газа) для одного моля газа, используя закон Авогадро, согласно которому 1 моль различных газов при одинаковом давлении и температуре занимает одинаковый объём (
).
В некоторых научных кругах эту постоянную принято называть постоянной Менделеева. Обозначается латинской буквой 
.
Входит в уравнение состояния идеального газа 
.
Удельная газовая постоянная (R/M) для сухого воздуха: 
Дж ⁄(кг∙К)
Связь между газовыми константами
Универсальная газовая постоянная выражается через произведение постоянной Больцмана на число Авогадро, 
. Универсальная газовая постоянная более удобна при расчетах, когда число частиц задано в молях.
Примечания
См. также
Полезное
Смотреть что такое «Универсальная газовая постоянная» в других словарях:
универсальная газовая постоянная — Постоянная (R) в уравнении состояния для моля идеального газа (pv = RT), одинаковая для всех веществ. [Сборник рекомендуемых терминов. Выпуск 103. Термодинамика. Академия наук СССР. Комитет научно технической терминологии. 1984 г.] Тематики… … Справочник технического переводчика
универсальная газовая постоянная — molinė dujų konstanta statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas( ai) Grafinis formatas atitikmenys: angl. molar gas constant; universal gas constant vok. allgemeine Gaskonstante, f; ideale… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas
универсальная газовая постоянная — universalioji dujų konstanta statusas T sritis chemija apibrėžtis Idealiųjų dujų molinė būsenos lygties konstanta, lygi 8,314 J/K·mol. santrumpa( os) R atitikmenys: angl. gas constante per mole; universal gas constant rus. мольная газовая… … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
универсальная газовая постоянная — molinė dujų konstanta statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. gas constant per mole; universal gas constant vok. ideale Gaskonstante, f; molare Gaskonstante, f; universelle Gaskonstante, f rus. универсальная газовая постоянная, f pranc.… … Fizikos terminų žodynas
универсальная газовая постоянная — Постоянная (R), входящая в управление состояния для моля идеального газа (pv = RT), одинаковая для всех идеальных газов … Политехнический терминологический толковый словарь
Газовая постоянная — Универсальная газовая постоянная R0 ≈ 8,314 кДж/(кмоль·K) фундаментальна физическая константа. Индивидуальная газовая постоянная R = R0/M, кДж/(кг·K) константа для газа или газовой смеси конкретной молярной массы … Википедия
универсальная газовая константа — molinė dujų konstanta statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas( ai) Grafinis formatas atitikmenys: angl. molar gas constant; universal gas constant vok. allgemeine Gaskonstante, f; ideale… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas
Газовая постоянная — универсальная физическая постоянная R, входящая в уравнение состояния 1 моля идеального газа: pv = RT (см. Клапейрона уравнение), где р давление, v объём, Т абсолютная температура. Г. п. имеет физический смысл работы расширения 1 моля… … Большая советская энциклопедия
ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ — (обозначение R), универсальная постоянная в газовом уравнении (см. ЗАКОН ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА), также называемая универсальной молярной газовой постоянной, равна 8,314510 ДжК 1 моль 1 … Научно-технический энциклопедический словарь
ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ — (R), универсальная фнз. постоянная, входящая в ур ние состояния 1 моля идеального газа: pv=RT (см. КЛАПЕЙРОНА УРАВНЕНИЕ), где р давление, v объём моля, Т абс. темп pa. Г. п. по своему физ. смыслу работа расширения 1 моля идеального газа под пост … Физическая энциклопедия
Что такое универсальная газовая постоянная
Величины, характеризующие состояние газа, это m – масса газа,
V – объём газа, P – давление газа, T – температура газа. Эти величины называются параметрами состояния. Уравнение, связывающее параметры m, Р, V и T, называется уравнением состояния.
Уравнение состояния идеального газа – это уравнение Менделеева – Клапейрона
где m – масса газа; m – масса одного моля газа, тогда 
– число молей газа. Для одного моля газа 
уравнение Менделеева – Клапейрона записывается:
где R – универсальная газовая постоянная.
Выясним физический смысл универсальной газовой постоянной R.
Пусть 1 моль идеального газа заключен в цилиндр под поршень (рис. 9.4). Первое, начальное, состояние газа характеризуется параметрами V1, Р1, T1. Будем нагревать газ при постоянном давлении (P1 = const).
Пусть второе, конечное, состояние газа характеризуется параметрами V2, Р1, T2. При подводе тепла Q поршень приподнялся на высоту Dh в результате расширения газа при постоянном давлении P1. Газ совершил работу А по поднятию поршня:
где F – сила, действующая на поршень со стороны газа; P1 – давление газа на поршень. Давление P1 и сила F связаны соотношением
Записываем уравнение Менделеева – Клапейрона для 1 моля газа дважды: для первого состояния и для второго:
и вычтем из нижнего уравнения верхнее. Получим
где \(\Delta T\) – изменение температуры при переходе газа из начального состояния в конечное состояние. Так как
Теперь можно определить физический смысл универсальной газовой постоянной R.
Универсальная газовая постояннаяR равна работе, которую совершает 1 моль идеального газа при изобарическом расширении, если газ нагреть на один градус.
ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ
Смотреть что такое «ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ» в других словарях:
ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ — физическая постоянная, входящая в уравнение состояния 1 моля идеального газа; обозначается R, равна 8,314 Дж/(К.моль) = 1,987 кал/(К.моль) … Большой Энциклопедический словарь
ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ — (обозначение R), универсальная постоянная в газовом уравнении (см. ЗАКОН ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА), также называемая универсальной молярной газовой постоянной, равна 8,314510 ДжК 1 моль 1 … Научно-технический энциклопедический словарь
газовая постоянная — — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN gas constant … Справочник технического переводчика
Газовая постоянная — Универсальная газовая постоянная R0 ≈ 8,314 кДж/(кмоль·K) фундаментальна физическая константа. Индивидуальная газовая постоянная R = R0/M, кДж/(кг·K) константа для газа или газовой смеси конкретной молярной массы … Википедия
газовая постоянная — физическая постоянная, входящая в уравнение состояния 1 моля идеального газа; обозначается R, равна 8,314 Дж/(K·моль) = 1,987 кал/(K·моль). * * * ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ, физическая постоянная, входящая в уравнение состояния (см.… … Энциклопедический словарь
газовая постоянная — dujų konstanta statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. gas constant vok. Gaskonstante, f rus. газовая постоянная, f pranc. constante de gaz, f … Fizikos terminų žodynas
газовая постоянная — газовая константа … Cловарь химических синонимов I
Газовая постоянная — универсальная физическая постоянная R, входящая в уравнение состояния 1 моля идеального газа: pv = RT (см. Клапейрона уравнение), где р давление, v объём, Т абсолютная температура. Г. п. имеет физический смысл работы расширения 1 моля… … Большая советская энциклопедия
ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ — универс. физ. постоянная R, входящая в ур ние состояния идеального газа (см. Клапейрона уравнение); R = (8,314 510 ± 0,000 070) ДжДмоль*К). Удельной Г. п. наз. величина В = R/M, где М молярная масса … Большой энциклопедический политехнический словарь
ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ — физ. постоянная, входящая в уравнение состояния 1 моль идеального газа; обозначается R, равна 8,314 Дж/(К х моль) = = 1,987 кал/(К х моль) … Естествознание. Энциклопедический словарь
Газовая постоянная
Газовая постоянная входит в закон идеального газа :
п V знак равно п р Т знак равно м р s п е c я ж я c Т <\ displaystyle PV = nRT = mR _ <\ rm 
СОДЕРЖАНИЕ
Размеры [ править ]
Из закона идеального газа PV = nRT получаем:
Поскольку давление определяется как сила на единицу площади, уравнение газа также можно записать как:
р знак равно ж о р c е а р е а × v о л ты м е а м о ты п т × т е м п е р а т ты р е <\ displaystyle R = <\ frac <<\ dfrac <\ mathrm
Площадь и объем равны (длина) 2 и (длина) 3 соответственно. Следовательно:
Поскольку сила × длина = работа:
В противном случае мы также можем сказать, что:
Следовательно, мы можем записать R как:
Связь с постоянной Больцмана [ править ]
Измерение и замена на определенное значение [ править ]
Однако после переопределения базовых единиц СИ в 2019 году R теперь имеет точное значение, определенное в терминах других точно определенных физических констант.
Удельная газовая постоянная [ править ]
R s p e c i f i c = R M <\displaystyle R_<\rm
Так же, как постоянная идеального газа может быть связана с постоянной Больцмана, то же самое можно сделать и с постоянной газом путем деления постоянной Больцмана на молекулярную массу газа.
R s p e c i f i c = k B m <\displaystyle R_<\rm
Еще одно важное соотношение исходит из термодинамики. Соотношение Майера связывает удельную газовую постоянную с удельной теплоемкостью для калорийно совершенного газа и термически совершенного газа.
R s p e c i f i c = c p − c v <\displaystyle R_<\rm >-c_<\rm Обратите внимание на использование единиц измерения в киломолях, что дает коэффициент 1000 в константе. USSA1976 признает, что это значение не согласуется с приведенными значениями для постоянной Авогадро и постоянной Больцмана. [8] Это несоответствие не является значительным отклонением от точности, и USSA1976 использует это значение R * для всех расчетов стандартной атмосферы. При использовании значения R по ISO расчетное давление увеличивается всего на 0,62 паскаль на 11 км (эквивалент разницы всего в 17,4 сантиметра или 6,8 дюйма) и на 0,292 Па на 20 км (эквивалент разницы всего в 33,8 см или 13,2 дюйма). Также обратите внимание, что это было задолго до переопределения SI 2019 года, благодаря которому константе было присвоено точное значение. Универсальная газовая постоянная. Основные законы идеального газа 1. ИГ образован большим числом молекул, расстояние между которыми много больше размера самих молекул; 2. молекулы не имеют реального объема; 3. молекулы постоянно движутся, 5. молекулы между собой не взаимодействуют (отсутствие притяжения / отталкивания). Состояние идеального газа как изолированной термодинамической системы может быть описано независимыми параметрами: давление (Р), объем (V) и температура (Т). Независимость параметров состояния позволяет реализовываться всем законам идеального газа: Закон Бойля-Мариотта рV = const Т.е. при постоянной температуре для массы m идеального газа произведение объема газа на его давление есть постоянная величина. Это изотермический процесс. Закон Шарля V/T=const Т.е. отношение объема к абсолютной температуре при постоянном давлении постоянно. Закон Гей-Люссака p/T=const Т.е. отношение давления к абсолютной температуре при постоянном объеме постоянно. Но если p, V, T полностью определяют состояние системы, то их соотношение должно быть величиной постоянной. Выяснилось, что величина pV/T всегда постоянна. Ее принято называть газовой постоянной. pV = RT (для 1 моль газа) Расчет показывает, что при атмосферном давлении 1 атм. = 101,3 кПа., объеме 1 моль газа = 22,4 л и абсолютной температуре 273,1 К величина R составит: R= [101,3*22,4]/273,1=8,3 [(Па*л)/(моль*К)]=8,3 [Дж/моль*К] Более точный расчет дает величину R=8,314 Дж/моль*К Парциальное давление. Закон Дальтона Если в ограниченном объеме смешать несколько идеальных газов, то каждый газ будет оказывать свое собственное давление. Называемое парциальным, такое, как если бы он один занимал весь объем. Общее давление будет равное сумме парциальных давлений каждого газа. Это следует из уравнения состояния идеального газа: pV = RT или для нескольких молей: pV = nRT В практике понятие парциального давления распространяется не только на газы, но и на жидкости и твердые тела. Так обнаружено, что смеси жидкостей или растворы солей кипят выше или ниже точки кипения чистого растворителя пропорционально содержанию растворенного вещества. Для растворов солей это отклонение определяется эбуллиоскопической константной: Эбуллиоскопический эффект объясняется именно снижением парциального давления воды над поверхностью рассола, т.к. количество вылетающих из объема жидкости молекул воды уменьшается обратно пропорционально содержанию соли. Уравнение состояния идеального газа отражает энергетическое состояние системы, не учитывая при этом природу газа. Следовательно, давление любого газа будет определяться кинетической энергией его молекул, т.е. их скоростью. Логично предположить, что два газа в одинаковых состояниях (т.е. с одинаковыми давлениями, объемами и температурой) будут иметь одинаковые величины кинетической энергии молекул. А раз так, то и количество молекул в них должно быть одинаковым. Следовательно, моль любого газа содержит одинаковое количество молекул. (зк. Авогадро) Это количство подсчитано и равно 6,023*10 23 шт = Na Учитывая, что средняя энергия молекул всех газов при нормальных условиях одинакова (давление газов одинаково), следовательно Направление диффузии определеяется градиентом концентраций, т.е. вещество диффундирует в сторону наименьшей своей концентрации. Наличие других веществ не влияет на направление диффузионного процесса, т.к. каждый отдельный компонент ведет себя как единственный во всем предоставленном объеме. От наличия других компонентов зависит лишь скорость диффузии, но при условии, что их концентрации также не выровнены. Скорость диффузии определяется первым законом Фика: Однако не следует думать, что с выравниванием концентрации вещества диффузионные процессы прекращаются. Диффузия существует, пока существует самопроизвольное тепловое колебание молекул. Таким образом диффузия вырождается в молекулярную самодифузию. Т.е. выравнивание концентрации вещества в результате диффузии есть динамический процесс, обусловленный равенством скоростей переноса вещества в прямом и обратном направлении. Длина свободного пробега молекул газа Перемещение молекул вещества в пространстве прямолинейно. Изменение направления движения происходит лишь в результате упругого столкновения молекул. L = /[2d 2 n] = 1/[2d 2 n] При плотности газа =m*n получаем: Таким образом, длина свободного пробега обратно пропорциональна плотности газа и способна увеличиваться в сотни раз при снижении давления. Так длина свободного пробега молекул ртути в вакуум-приборах может достигать 2 см и более. Закон распределения скоростей молекул Эта функция для частиц, движущихся по классическим законам механики во внешнем потенциальном поле U(r) (напр. Силы тяжести, центробежной силы и т.д.) Существует и другая форма записи этой функции: Эта функция имеет графическое представление. График соответствует температуре Т и общему числу молекул N Однако для вступления в химическую реакцию молекуле необходимо обладать совершенно определенной кинетической энергией, которая, как правило, выше среднего значения кинетической энергии остальных частиц. Эта избыточная кинетич. энергия называется энергией активации. Естественно, с ростом температуры средний уровень кин. энергии приближается к величине энергии активации, поэтому все хим. реакции с ростом температуры значительно ускоряются Реальные газы плохо описываются уравнением состояния идеального газа, причем наибольшие отклонения от идеальности наблюдаются в области высоких давлений и низких температур. Это связывают с увеличением влияния на свойства систем собственного объема молекул газа: во-первых, объем молекул газа становится соизмерим с общим объемом системы, а во-вторых, начинают проявляться силы межмолекулярного притяжения (в связи с чем, давление сжатых газов меньше рассчитанных величин). Для того, чтобы уравнение состояния ИГ могло использоваться в приближенных расчетах, было предложено ввести поправочные коэффициенты: один коэффициент р компенсирует уменьшение давления из-за межмолекулярного притяжения, коэффициент В-учитывает эффективный объем молекул реального газа. Тогда: Если величина р определяется силами межмлк притяжения, то ее величина будет определяться как произведение количества притягиваемых молекул n, количества молекул притягивающих N и силы притяжения k: Если предположить, что молекулы газа находятся в упорядоченном состоянии, соответствующем плотнейшей упаковке, то величины n и N будут равны, тогда: А если учесть, что количество молекул n обратно пропорционально объему V, то можно записать: Тогда уравнение состояния реального газа будет выглядеть: [р+k/V 2 ]*(V-В) = RT уравнение Ван-дер-Ваальса 3800 атм. Из этого примера видно, что с ростом полярности жидкости величина внутреннего давления также растет. Критические константы газов Численные величины констант ур-я Ван-дер-Ваальса Из приведенных данных видна жесткая зависимость между величиной k (коэффициент межмлк взаимодействия) и критической температурой. Кроме того видно, что только аммиак и хлор могут быть сжижены при обычных температурах. ТД принципиально рассматривает исключительно равновесные системы, т.е. системы, находящиеся в состоянии равновесия при котором отсутствуют какие либо процессы в системе. Система находится в состоянии ТД равновесия, если значения параметров одинаковы в любой точке системы и остаются одинаоквыми во времени. При любых взаимодействиях системы с окружающей средой будет происходить изменение уровня внутренней энергии системы. Степень изменения уровня внутренней энергии системы будет определяться только начальной и конечной точками состояния системы, но не путем, которым системы пришла в конечное состояние. (пример с расширением газа из давления Р1 в Р2 и из Р1 через Р3 в Р2). Резиновый мяч можно сжимать сколько угодно, но Е газа в нем будет постоянна. Тогда почему мы устаем от такой работы? Наличие кинетической и потенциальной составляющих внутренней энергии обуславливает два принципально разных способа передачи энергии: через работу и передачу тепловой энергии (теплоту). Способ энергообмена систеы со вснешней средой (через работу или теплопередачу) будет определяться способом перехода системы из одного состояния в другое. Теплота и работа являются единственно возможными неравноценными формами передачи энрегии, зависящими от способа перехода системы из одного состяония в другое. В замкнутой (изолированной) системе сумма всех видов энергии постоянна: при их взаимопревращении энергия не теряется и не создается вновь. Таким образом, изменение внутренней энергии U= A+Q, т.е. приращению работы и теплоты. В зависимости от пути процессов, изменение внутренней энергии системы U будет выражаться разными способами. Если процесс изохорный (V=const), то V=0, тогда Если же процесс изобарный (постоянное давление), тогдаСтандартная атмосфера США [ править ]
Универсальная газовая постоянная. Основные законы идеального газа
Понятие и закономерности внутреннего функционирования идеального газа как единой системы, основные факторы, влияющие на его состояние. Закон Дальтона, Авогадро. Длина свободного пробега молекул газа. Изменение свободной энергии. Химический потенциал.
средняя скорость молекул газа увеличивается с его алсблютной температурй и уменьшается при увеличинеии массы моелкул.
Следовательно, вещества с большой молекулярной массой будут диффундировать медленнее, чем более молекулярно легкие вещества.Изменение энтальпии в процессе превращения
Теплота химической реакции.
U=U2-U1 = Q
Как правило используется величина Н, т.е. изменение энтальпии, а не сама энтальпия. Т.е. подразумевается какой-то процесс. Так, для чистого вещества дается энтальпия образования, т.е. изменение энтальпии в процессе синтеза вещества из атомов, чьи энтальпии образования (Н) равны нулю. Этот подход удобно использовать для Т/Д расчетов по закону Гесса.
Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути перехода (промежуточных реакций), а зависит от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов.
1 следствие. Тепловой эффект разложения вещества равен и противоположен по знаку теплоте образования этого вещества.
2 следствие. Если совершаются две реакции, приводящие из различных начальных состояний к одинаковым конечным состояниям, то разница между их тепловыми эффектами представляет собой тепловой эффект перехода из одного начального состояния в другое.
3 следствие. Тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот сгорания конечных продуктов с учетом коэффициентов веществ в уравнении реакции.
Соотношения между Qp и Qv
аА + вВ = сС + дD
Если реакция идет при постоянном давлении, то
Если же реакция протекает при постоянном объеме, то
U = Qv
Т.к. изменение энергии зависит лишь от начальной и конечной точек состояния системы и не зависит от пути (а путь определяет способ теплопередачи, по Qp или по Qv), то можно записать:
Т.к. по ур-ю идеального газа
рV2 = (c+d) RT, a pV1 = (a+b) RT, то
Qp= Qv + nRT
Теплоемкость. Зависимость теплоемкости от температуры.
Теплоемкость зависит от температуры. Зависимость нелинейная и описывается уравнением:
Изменение температуры вещества может происходить разными путями: за счет кинетической составляющей (Qv) или потенциальной (Qp). Поэтому для разных процессов характерны разные теплоемкости: Ср и Сv. Причем они соотносятся друг с другом по формуле:
Теплоемкость при постоянном давлении Ср всегда больше теплоемкости при постоянном объеме Сv, т.к. нагревание вещества при постоянном давлении сопровождается работой расширения.
— температурный коэффициент теплового эффекта равен разности сумм теплоемкостей реагентов и сумм теплоемкостей продуктов.
Однако при обычных температурах (273-770К) теплоемкость относительно постоянна, в связи с чем для приближенных расчетов удобно использовать среднюю теплоемкость, величины которой табулированы для различных веществ.
Из графика зависимости теплоемкости от температуры видно, что в области низких температур теплоемкость резко снижается вплоть до нуля. Это служит причиной невозможности достижения абсолютного нуля температур, т.к. теплоемкость теплоносителя стремится к нулю.