A equação de estado do gás ideal pode ser expressa por pV = nRT, onde: p é a pressão (Pa), V é o volume do gás (m³), T é a temperatura (K), n é a quantidade de gás (mol) , e R é o mol da constante do gás (também chamada de constante universal do gás) (J/(mol*K)).

Se o gás for um gás ideal com massa M e massa molar J/(mol·K). Esta equação reflete a relação entre três parâmetros de estado de uma certa massa de gás no mesmo estado.

Um gás que obedece estritamente às leis experimentais dos gases em qualquer circunstância pode ser considerado um gás ideal. Ao mesmo tempo, as leis experimentais dos gases são obtidas sob condições onde a pressão não é muito alta (em comparação com a pressão atmosférica) e a temperatura não é muito baixa (em comparação com a temperatura ambiente). gases gerais podem ser aproximadamente considerados gases ideais.

A pressão exercida por um determinado gás componente na parede do gás misturado é chamada de pressão parcial do gás componente. Para um gás ideal, a pressão parcial de um determinado gás componente é igual à pressão produzida quando o gás componente sozinho ocupa o mesmo volume que o gás misturado à mesma temperatura.

Quando a temperatura e o volume são constantes, a soma das pressões parciais dos componentes do gás no gás misturado é igual à pressão total do gás misturado. Expressão matemática: P total =P1 P2 ··· Pi Suponha que uma certa quantidade de gás misturado seja colocada em um recipiente com volume V. Na temperatura T, sua pressão total é P total. Obviamente, a quantidade n da substância total do gás misturado é sempre a quantidade ni do componente. posição do gás. De acordo com a lei dos gases ideais: P total V = n total RT PiV = niRT Expanda P total V = n total RT P total=n total RT/V=(n1 n2 ··· ni)RT/V=n1RT/V n2RT/V ··· ni=P1 P2 ··· Pi

A pressão parcial de um gás é igual à pressão total multiplicada pela fração molar do gás ou fração volumétrica. P total = P1 P2 ··· Pi , divida o P total em ambos os lados da equação da direita. 1=P1/P total P2/P total ··· Pi/P total=x1 x2 ··· xi A razão entre a pressão parcial Pi de cada gás componente e a pressão total P é chamada de fração de pressão. Obviamente, a soma das frações de pressão Pi/P é sempre igual a 1. Porque n total=n1 n2 ···ni Da mesma forma, 1=n1/n total n2/n total ··· ni/n total=x1 x2 ··· xi ni/n é coletivamente chamado de fração molar. Da lei dos volumes parciais: 1=V1/Vtotal V2/Vtotal ··· Vi/Vtotal Pode-se obter que xi=Pi/Ptotal=ni/ntotal=Vi/Vtotal, ou seja, para o mesmo estado, a fração de pressão do gás é igual à fração molar e à fração volumétrica. Transforme a fórmula acima: Pi=P total·Vi/V total=P total·ni/n total

O volume total de um gás misturado é igual à soma dos volumes ocupados por cada gás componente no gás misturado quando ele existe sozinho nas mesmas condições de temperatura e pressão do gás misturado. Esta é a lei dos volumes parciais de Armager.

A razão entre o volume parcial do componente B na mistura de gases e o volume total pode ser derivada da equação de estado do gás ideal VB/V=(nB RT/p)/(nRT/p)=nB/n=yB, isto é, VB=yBV. Na fórmula, yB —— a fração da quantidade da substância do componente B. Esta fórmula mostra que o volume parcial de qualquer componente no gás misturado é igual ao produto da fração da quantidade da substância do componente e o volume total.

As próprias moléculas de gás ocupam um volume, e os gases reais onde há interações entre as moléculas são chamados de gases reais. Gases reais não obedecem à lei dos gases ideais. O gás natural é um gás real.

Gases reais em pressões mais baixas e temperaturas mais altas podem ser aproximados pela equação de estado do gás ideal. Em outros casos, a equação de estado do gás ideal não pode ser usada diretamente e a equação de estado do gás ideal deve ser modificada.

Equação de estado do gás de Van der Waals: (p a·n^2/V^2) (V-nb)=nRT. O termo de pressão é corrigido para levar em conta a influência das moléculas na pressão e também corrige o desvio do volume livre causado pelas próprias moléculas sob alta pressão. Para um gás ideal, a e b são zero