極限法則としての理想気体とは? わかりやすく解説

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極限法則としての理想気体

出典: フリー百科事典『ウィキペディア(Wikipedia)』 (2022/02/19 06:14 UTC 版)

理想気体」の記事における「極限法則としての理想気体」の解説

詳細は「実在気体」および「圧縮率因子」を参照 理想気体気体理論モデルである。理想気体想像上存在である、といってもよい。ボイル=シャルルの法則厳密に成り立つ気体は、現実には存在しない理想気体の法則は、低圧の状態に近づくにつれて実在気体でも厳密に成り立つようになる極限法則である。 実在気体理想気体若干異な性質を持つのは、気体分子体積があり、分子間力働いているためである。温度 T と分子数 N が一定の場合気体低圧の状態に近づくということは気体分子数密度が減るということだから、気体分子体積分子間力について次のことが言える実在気体体積中で気体分子占め体積割合は、温度同じなら低圧ほど小さくなり、圧力ゼロ極限ゼロになる。分子集まってできた固体圧縮率熱膨張率は、常温常圧気体比べてはるかに小さい。このことから、分子自体大きさは、温度圧力によってさほど変化しない考えられる。よって分子数密度減れば気体分子占め体積割合小さくなる実在気体気体分子間に働く分子間力は、温度同じなら低圧ほど弱くなり、圧力ゼロ極限ゼロになる。低密度になるほど、分子間の平均距離が長くなる分子同士離れているほど、分子間力弱くなる個々分子がほかの分子影響受けずに過ごす時間は低密度になるほど長くなるといってもよい。 どんな気体でも温度一定保ったまま低圧にすると、気体分子体積分子間力無視できるうになるので、ボイル=シャルルの法則成り立つようになる実在気体状態方程式はすべて、低密度理想気体漸近する形になっている例えファンデルワールスの状態方程式 p = R T V m − b − a V m 2 {\displaystyle p={\frac {RT}{V_{\text{m}}-b}}-{\frac {a}{{V_{\text{m}}}^{2}}}} あるいはビリアル方程式 p = R T V m ( 1 + B V ( T ) V m + C V ( T ) V m 2 + . . . ) {\displaystyle p={\frac {RT}{V_{m}}}\left(1+{\frac {B_{V}(T)}{V_{m}}}+{\frac {C_{V}(T)}{V_{m}^{2}}}+...\right)} はどちらも温度 T 一定モル体積 Vm → ∞ の極限理想気体の状態方程式となる。 同じ理由で、どんな気体でも圧力一定保ったまま高温にすると、密度減少して気体分子体積分子間力無視できるうになるので、ボイル=シャルルの法則成り立つようになる。ただしある程度高温になると、どんな気体でも分子解離電離プラズマ化)が起こるため、分子数 N が温度圧力によって変化するうになるそのような高温領域では、アボガドロの法則ドルトンの法則成り立っても、ボイル=シャルルの法則成り立たなくなる。それゆえ理想気体の法則高温の状態に近づくにつれて実在気体でも厳密に成り立つようになる極限法則である」ということはできない

※この「極限法則としての理想気体」の解説は、「理想気体」の解説の一部です。
「極限法則としての理想気体」を含む「理想気体」の記事については、「理想気体」の概要を参照ください。

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