Równanie Clapeyrona to równanie stanu opisujące związek pomiędzy temperaturą, ciśnieniem i objętością gazu doskonałego, a w sposób przybliżony opisujący gazy rzeczywiste.

pV = nRT

gdzie:

• p - ciśnienie,

• V - objętość,

• n - liczba moli gazu (będąca miarą liczby cząsteczek (ilości) rozważanego gazu),

• T - temperatura (bezwzględna), T [K] = t [°C] + 273,15

• R - uniwersalna stała gazowa: R=N_Ak, N_A - stała Avogadra (liczba Avogadra), k - stała Boltzmanna, R=8,314 J/(mol*K).

Równanie to jest wyprowadzane na podstawie założeń:

1. gaz składa się z poruszających się cząsteczek;

2. cząsteczki zderzają się ze sobą oraz ze ściankami naczynia w którym się znajdują;

3. brak oddziaływań międzycząsteczkowych w gazie, z wyjątkiem odpychania w momencie zderzeń cząsteczek;

4. objętość (rozmiary) cząsteczek jest pomijana;

5. zderzenia cząsteczek są doskonale sprężyste;

Równanie to, mimo że wyprowadzone na podstawie założeń, które nigdy nie są spełnione, dobrze opisuje większość substancji gazowych w obszarze ciśnień do ok. 100 atmosfer i temperatury do 300-400 °C, oraz w temperaturze trochę większej od temperatury skraplania gazu.

Z równania tego wynika fundamentalny związek między ciśnieniem, temperaturą i liczbą cząstek gazu, z którego wynikają trzy wnioski:

• n moli (taka sama liczba cząstek) gazu, przy danej temperaturze i ciśnieniu panującym w naczyniu zajmuje zawsze taką samą objętość, niezależnie od budowy chemicznej tego gazu (V=nRT/p).

• w danej objętości, przy danym ciśnieniu i temperaturze, znajduje się zawsze taka sama liczba moli cząsteczek gazu, niezależnie od jego budowy chemicznej (n=pV/RT)

• n moli gazu zamkniętych w naczyniu o określonej objętości, przy określonej temperaturze, będzie wywierał na jego ścianki zawsze jednakowe ciśnienie, niezależnie od tego, jaki to jest gaz (p=nRT/V).

Określenie równanie Clapeyrona nie jest stosowane powszechnie w odniesieniu do tego równania - w literaturze angielskojęzycznej równanie to znane jest jedynie jako Ideal gas law (Prawo gazu doskonałego), podobnie jest w większości innych języków. W Rosji równanie to funkcjonuje pod nazwą równania Mendelejewa-Clapeyrona. Równanie Clapeyrona opisuje przemiany fazowe, m.in. ciecz-gaz. Pod tą nazwą często funkcjonuje też równanie Clausiusa-Clapeyrona.

Rozszerzeniami równania gazu idealnego, uwzględniającymi objętość cząsteczek gazu oraz przyciąganie cząsteczek są Równanie van der Waalsa oraz Wirialne równanie stanu.

Przemiana izobaryczna - przemiana gazowa, zachodząca przy stałym ciśnieniu.

• V - objętość

• T - temperatura

Pracę wyraża się wzorem:

W = pΔV

• W - praca

• p - ciśnienie

• ΔV - zmiana objętości

Przemiana izobaryczna to proces termodynamiczny, podczas którego ciśnienie układu nie ulega zmianie. Procesy izobaryczne mogą zachodzić zarówno w sposób odwracalny, jak i nieodwracalny. Odwracalny proces izobaryczny przedstawia na wykresie krzywa zwana izobarą. Praca wykonana przez układ (lub nad układem) w odwracalnym procesie izobarycznym jest równa ubytkowi (lub przyrostowi) entalpii układu.

Przemiana izotermiczna - przemiana gazowa, zachodząca przy określonej, stałej temperaturze.

W przemianach tych, zgodnie z prawem Boyla'a-Mariotte'a, ciśnienie gazu doskonałego wywierane na ścianki naczynia jest odwrotnie proporcjonalne do zajmowanej przez niego objętości, co zapisuje się jako:

pV = const

gdzie:

p - ciśnienie

V - objętość

Przemiana izochoryczna - przemiana gazowa zachodząca przy stałej objętości.

W przemianach tych (prawo Charlesa):

gdzie:

• p - ciśnienie

• T - temperatura

Podczas przemiany izochorycznej nie jest wykonywana żadna praca.
Zmiany energii wewnętrznej układu tylko drogą wymiany ciepła.

prawo Charlesa:

W izochorycznej przemianie stałej masy gazu, ciśnienie wywierane na ścianki naczynia jest wprost proporcjonalne do temperatury.

Przemiana adiabatyczna (Proces adiabatyczny) - proces termodynamiczny, podczas którego wyizolowany układ nie nawiązuje wymiany ciepła, lecz całość energii dostarczana lub odbierana jest z niego jako praca.

Przemiana adiabatyczna jest przemianą, w kórej zmieniają się trzy parametry stanu gazu: ciśnienie, objętość i temperatura. Przemiana ta nie wymaga ciepła z otoczenia, dlatego podczas sprężania rośnie jego temperatura, a podczas rozprężania temperatura maleje. Podobnie jak w przypadku sprężania izotermicznego - maleje objętość a rośnie ciśnienie, w sprężaniu adiabatycznym trzeba dodatkowo uwzględnić wzrost ciśnienia gazu (spowodowany wzrostem temperatury).

Przebieg przemiany adiabatycznej określa się prawem Poissona:

gdzie:

• p - ciśnienie

• V - objętość

- wykładnik adiabaty, równy stosunkowi pojemności cieplnej przy stałej objętości i przy stałym ciśnieniu.

Krzywe obrazujące procesy adiabatyczne zwiemy adiabatami. Proces adiabatyczny jest szczególnym przypadkiem procesu politropicznego.

---