1) Французский ученый Ж. Гей-Люссак в 1802 году нашел экспериментально зависимость объема газа от температуры при постоянном давлении. Данные лежат в основе газового закона Гей-Люссака.
Формулировка закона Гей-Люссака следующая: для данной массы газа отношение объема газа к его температуре постоянно, если давление газа не меняется. Эту зависимость математически записывают так: V/Т=const, если P=const и m=const
2) Закон Бо́йля — Марио́тта — один из основных газовых законов. Закон назван в честь ирландского физика, химика и философа Роберта Бойля (1627—1691), открывшего его в 1662, а также в честь французского физика Эдма Мариотта (1620—1684), который открыл этот закон независимо от Бойля в 1676 году. Закон является частным случаем уравнения состояния идеального газа.
Закон Бойля — Мариотта гласит: при постоянной температуре и массе идеального газа произведение его давления и объёма постоянно:
pV = const,
где p — давление газа;
V — объём газа.
Важно уточнить, что в данном законе газ рассматриваеться как идеальный. На самом деле, все газы в той или иной мере отличаются от идеального. Чем выше молекулярная масса газа, тем больше это отличие. Закон Бойля — Мариотта, закон Шарля, закон Гей-Люссака дополненные законом Авогадро, образуют уравнение состояния идеального газа.
3) ШАРЛЯ ЗАКОН — , зависимость давления идеального газа от температуры при постоянных объеме и массе газа: при изменении температуры на 1 К давление изменяется на 1/273
4) Уравнение Клайперона-Менделеева - уравнение Клайперона для одного моля идеального газа: p * V = R * T, где:
- R -универсальная газовая постоянная.
5) Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул». Было сформулировано ещё в 1811 году Амедео Авогадро (1776—1856), профессором физики в Турине.
Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.
В частности, при нормальных условиях, т.е. при 0° С (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л/моль. Этот объём называют молярным объёмом газа Vm. Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона: .
Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.
6) Реальный газ — газ, который не описывается уравнением состояния идеального газа Клапейрона — Менделеева.
Зависимости между его параметрами показывают, что молекулы в реальном газе взаимодействуют между собой и занимают определенный объем. Состояние реального газа часто на практике описывается обобщенным уравнением Менделеева — Клапейрона:
где p — давление; T — температура; Zr = Zr (p,T) — коэффициент сжимаемости газа; m - масса; М — молярная масса; R — газовая постоянная.
7) Идеальный газ — математическая модель газа, в которой предполагается, что потенциальной энергией молекул можно пренебречь по сравнению с их кинетической энергией. Между молекулами не действуют силы притяжения или отталкивания, соударения частиц между собой и со стенками сосуда абсолютно упруги, а время взаимодействия между молекулами пренебрежимо мало по сравнению со средним временем между столкновениями.
Модель широко применяется для решения задач термодинамики газов и задач аэрогазодинамики. Например, воздух при атмосферном давлении и комнатной температуре с большой точностью описывается данной моделью. В случае экстремальных температур или давлений требуется применение более точной модели, например модели газа Ван-дер-Ваальса, в котором учитывается притяжение между молекулами.
Различают классический идеальный газ (его свойства выводятся из законов классической механики и описываются статистикой Больцмана) и квантовый идеальный газ (свойства определяются законами квантовой механики, описываются статистиками Ферми — Дирака или Бозе — Эйнштейна