الحجم المولي في الظروف العادية. حجم مول واحد من الغاز في الظروف العادية

أسماء الأحماضتتشكل من الاسم الروسي للذرة المركزية للحمض مع إضافة اللواحق والنهايات. إذا كانت حالة أكسدة الذرة المركزية للحمض تتوافق مع رقم مجموعة النظام الدوري، فيتكون الاسم باستخدام أبسط صفة من اسم العنصر: H 2 SO 4 - حمض الكبريتيك, HMnO 4 – حمض البرمنجنيك. إذا كانت العناصر المكونة للحمض تحتوي على عنصرين الأكسدة، ثم يتم تحديد حالة الأكسدة المتوسطة باللاحقة –ist-: H 2 SO 3 – حمض الكبريتيك، HNO 2 – حمض النيتروز. يتم استخدام لواحق مختلفة لأسماء أحماض الهالوجين التي لها العديد من حالات الأكسدة: الأمثلة النموذجية هي HClO 4 - الكلور ن حمض الهيدروكلوريك 3 - الكلور لا ضريبه للقيمه المضافه حمض الهيدروكلوريك 2 - الكلور IST حمض HClO – الكلور مبتدئ حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك الخالي من الأكسجين يسمى حمض الهيدروكلوريك - عادة حمض الهيدروكلوريك). يمكن أن تختلف الأحماض في عدد جزيئات الماء التي ترطب الأكسيد. تحتوي على أحماض أكبر عددتسمى ذرات الهيدروجين أحماض أورثو: H 4 SiO 4 هو حمض أورثوسيليك، H 3 PO 4 هو حمض أورثوفوسفوريك. تسمى الأحماض التي تحتوي على 1 أو 2 ذرات هيدروجين بالأحماض الفوقية: H 2 SiO 3 - حمض الميتاسيليك، HPO 3 - حمض الميتافوسفوريك. تسمى الأحماض التي تحتوي على ذرتين مركزيتين دي الأحماض: H2S2O7 – حمض الكبريتيك، H4P2O7 – حمض ثنائي الفوسفوريك.

يتم تشكيل أسماء المركبات المعقدة بنفس الطريقة اسماء الاملاح، لكن الكاتيون أو الأنيون المعقد يُعطى اسمًا منهجيًا، أي أنه يُقرأ من اليمين إلى اليسار: K 3 - سداسي فلورو فيرات البوتاسيوم (III)، SO 4 - كبريتات النحاس رباعي الأمين (II).

أسماء الأكاسيديتم تشكيلها باستخدام كلمة "أكسيد" والحالة المضافة للاسم الروسي للذرة المركزية للأكسيد، مع الإشارة، إذا لزم الأمر، إلى حالة أكسدة العنصر: Al 2 O 3 - أكسيد الألومنيوم، Fe 2 O 3 - الحديد (الثالث) أكسيد.

أسماء القواعديتم تشكيلها باستخدام كلمة "هيدروكسيد" و حالة اضافيةالاسم الروسي لذرة الهيدروكسيد المركزية يشير، إذا لزم الأمر، إلى حالة أكسدة العنصر: Al(OH) 3 - هيدروكسيد الألومنيوم، Fe(OH) 3 - هيدروكسيد الحديد (III).

اسماء المركبات التي تحتوي على الهيدروجينتتشكل اعتمادا على الخصائص الحمضية القاعدية لهذه المركبات. بالنسبة للمركبات الغازية المكونة للحمض مع الهيدروجين، يتم استخدام الأسماء التالية: H 2 S - سلفان (كبريتيد الهيدروجين)، H 2 Se - سيلان (سيلينيد الهيدروجين)، HI - يوديد الهيدروجين؛ تسمى محاليلها في الماء بأحماض كبريتيد الهيدروجين والهيدروسيلينيك والهيدروديك على التوالي. بالنسبة لبعض المركبات التي تحتوي على الهيدروجين، يتم استخدام أسماء خاصة: NH 3 - الأمونيا، N 2 H 4 - الهيدرازين، PH 3 - الفوسفين. تسمى المركبات التي تحتوي على الهيدروجين بحالة أكسدة -1 بالهيدريدات: NaH هو هيدريد الصوديوم، CaH 2 هو هيدريد الكالسيوم.

اسماء الاملاحتتشكل من الاسم اللاتينيالذرة المركزية للبقايا الحمضية مع إضافة البادئات واللواحق. يتم تكوين أسماء الأملاح الثنائية (ثنائية العنصر) باستخدام اللاحقة - عيد: NaCl – كلوريد الصوديوم، Na2S – كبريتيد الصوديوم. إذا كانت الذرة المركزية لبقايا حمضية تحتوي على الأكسجين لها حالتي أكسدة موجبة، فإن أعلى حالة أكسدة يُشار إليها باللاحقة - في: نا 2 SO 4 – كبريت في الصوديوم، KNO3 – نتر في البوتاسيوم، وأدنى حالة أكسدة هي اللاحقة - هو - هي: نا 2 SO 3 – كبريت هو - هي الصوديوم، KNO2 – نتر هو - هي البوتاسيوم لتسمية أملاح الهالوجين المحتوية على الأكسجين، يتم استخدام البادئات واللاحقات: KClO 4 – خط الكلور في البوتاسيوم، ملغ (ClO 3) 2 – الكلور في المغنيسيوم، KClO 2 - الكلور هو - هي البوتاسيوم، KClO – com.hypo الكلور هو - هي البوتاسيوم

التشبع التساهميساتصاللها- يتجلى في حقيقة أنه في مركبات العناصر s و p لا توجد إلكترونات غير متزاوجة، أي أن جميع إلكترونات الذرات غير المتزاوجة تشكل أزواج إلكترونات مرتبطة (الاستثناءات هي NO وNO 2 وClO 2 وClO 3).

أزواج الإلكترون الوحيدة (LEP) هي إلكترونات تشغل المدارات الذرية في أزواج. يحدد وجود NEP قدرة الأنيونات أو الجزيئات على تكوين روابط بين المانحين والمتقبلين كمانحين لأزواج الإلكترون.

الإلكترونات غير المتزاوجة هي إلكترونات الذرة، الموجودة في المدار. بالنسبة للعناصر s وp، يحدد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة عدد أزواج الإلكترونات الرابطة التي يمكن لذرة معينة تكوينها مع ذرات أخرى من خلال آلية التبادل. تفترض طريقة رابطة التكافؤ أنه يمكن زيادة عدد الإلكترونات غير المتزاوجة بواسطة أزواج الإلكترون الوحيدة إذا كانت هناك مدارات شاغرة ضمن مستوى إلكترون التكافؤ. في معظم مركبات العناصر s وp لا توجد إلكترونات غير متزاوجة، لأن جميع الإلكترونات غير المتزاوجة في الذرات تشكل روابط. ومع ذلك، توجد جزيئات ذات إلكترونات غير متزاوجة، على سبيل المثال، NO، NO 2، ولديها تفاعل متزايد وتميل إلى تكوين ثنائيات مثل N 2 O 4 بسبب الإلكترونات غير المتزاوجة.

التركيز الطبيعي –هذا هو عدد الشامات مرادف في 1 لتر من المحلول.

الظروف العادية -درجة الحرارة 273 كلفن (0 درجة مئوية)، الضغط 101.3 كيلو باسكال (1 ATM).

آليات التبادل والمتلقي لتكوين الروابط الكيميائية. يمكن أن يحدث تكوين الروابط التساهمية بين الذرات بطريقتين. إذا حدث تكوين زوج إلكترون مرتبط بسبب الإلكترونات غير المتزاوجة لكلا الذرتين المرتبطتين، فإن طريقة تكوين زوج الإلكترون المرتبط تسمى آلية التبادل - حيث تتبادل الذرات الإلكترونات، وتنتمي إلكترونات الترابط إلى كلا الذرتين المرتبطتين. إذا تم تشكيل زوج الإلكترونات الرابطة بسبب زوج الإلكترون الوحيد لذرة واحدة والمدار الشاغر لذرة أخرى، فإن هذا التكوين لزوج الإلكترونات الرابطة هو آلية المانح والمستقبل (انظر. طريقة رابطة التكافؤ).

التفاعلات الأيونية العكسية –هذه هي التفاعلات التي تتشكل فيها المنتجات القادرة على تكوين مواد أولية (إذا أخذنا في الاعتبار المعادلة المكتوبة، فيمكننا القول فيما يتعلق بالتفاعلات العكسية أنها يمكن أن تستمر في اتجاه أو آخر مع تكوين إلكتروليتات ضعيفة أو ضعيفة الذوبان مجمعات سكنية). غالبًا ما تتميز التفاعلات الأيونية العكسية بالتحويل غير الكامل؛ نظرًا لأنه أثناء التفاعل الأيوني القابل للعكس، تتشكل جزيئات أو أيونات تسبب تحولًا نحو منتجات التفاعل الأولية، أي أنها يبدو أنها "تبطئ" التفاعل. يتم وصف التفاعلات الأيونية العكسية باستخدام العلامة ⇄، والتفاعلات الأيونية غير العكسية - العلامة →. مثال على التفاعل الأيوني القابل للانعكاس هو التفاعل H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +، ومثال على التفاعل غير الانعكاس هو S 2- + Fe 2+ → FeS.

عامل مؤكسد – المواد التي تنخفض فيها حالات الأكسدة لبعض العناصر أثناء تفاعلات الأكسدة.

ازدواجية الأكسدة والاختزال –قدرة المواد على التصرف فيها تفاعلات الأكسدة والاختزال كعامل مؤكسد أو مختزل حسب الشريك (على سبيل المثال، H 2 O 2، NaNO 2).

تفاعلات الأكسدة والاختزال(إجمالي) –هذه تفاعلات كيميائية تتغير خلالها حالات الأكسدة لعناصر المواد المتفاعلة.

إمكانية تخفيض الأكسدة –قيمة تميز قدرة (قوة) الأكسدة والاختزال لكل من العامل المؤكسد وعامل الاختزال اللذين يشكلان نصف التفاعل المقابل. وبالتالي، فإن إمكانات الأكسدة والاختزال لزوج Cl 2 /Cl، التي تساوي 1.36 فولت، تميز الكلور الجزيئي كعامل مؤكسد وأيون الكلوريد كعامل اختزال.

أكاسيد –مركبات العناصر التي تحتوي على الأكسجين والتي يكون فيها الأكسجين حالة أكسدة -2.

تفاعلات التوجه– التفاعلات بين الجزيئات للجزيئات القطبية.

التنافذ -ظاهرة انتقال جزيئات المذيب على غشاء شبه منفذ (نافذ للمذيب فقط) باتجاه تركيز مذيب أقل.

الضغط الاسموزي -الخاصية الفيزيائية والكيميائية للمحاليل ترجع إلى قدرة الأغشية على تمرير جزيئات المذيبات فقط. إن الضغط الأسموزي الناتج عن محلول أقل تركيزًا يعادل معدل تغلغل جزيئات المذيب في جانبي الغشاء. الضغط الأسموزي للمحلول يساوي ضغط الغاز الذي يكون فيه تركيز الجزيئات هو نفس تركيز الجزيئات في المحلول.

قواعد ارهينيوس –المواد التي تفصل أيونات الهيدروكسيد أثناء التفكك الكهربائي.

قواعد برونستد -مركبات (جزيئات أو أيونات من النوع S 2-، HS -) يمكنها ربط أيونات الهيدروجين.

الأسباب وفقا للويس (قواعد لويس) – مركبات (جزيئات أو أيونات) ذات أزواج وحيدة من الإلكترونات قادرة على تكوين روابط بين المانح والمستقبل. قاعدة لويس الأكثر شيوعًا هي جزيئات الماء، والتي لها خصائص مانحة قوية.

P1V1=P2V2، أو PV=const (قانون بويل ماريوت). عند ضغط ثابت، تظل نسبة الحجم إلى درجة الحرارة ثابتة: V/T=const (قانون جاي-لوساك). إذا قمنا بتثبيت الحجم، فإن P/T=const (قانون تشارلز). الجمع بين هذه القوانين الثلاثة يعطي قانونًا عالميًا ينص على أن PV/T=const. تم إنشاء هذه المعادلة من قبل الفيزيائي الفرنسي ب. كلابيرون في عام 1834.

يتم تحديد قيمة الثابت فقط من خلال كمية المادة غاز. دي. اشتق مندليف معادلة المول الواحد في عام 1874. إذن فهي قيمة الثابت العالمي: R=8.314 J/(mol∙K). إذن PV=RT. في حالة وجود كمية تعسفية غازνPV = νRT. يمكن معرفة كمية المادة نفسها من الكتلة إلى الكتلة المولية: ν=m/M.

الكتلة المولية تساوي عدديا الكتلة الجزيئية النسبية. يمكن العثور على الأخير من الجدول الدوري، وعادة ما يشار إليه في خلية العنصر. الوزن الجزيئي يساوي مجموع الأوزان الجزيئية للعناصر المكونة له. في حالة الذرات ذات التكافؤ المختلفة، مطلوب مؤشر. على فيمير، M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 جم/مول.

الظروف الطبيعية للغازات فيومن المفترض عادة أن P0 = 1 atm = 101.325 كيلو باسكال، ودرجة الحرارة T0 = 273.15 K = 0 درجة مئوية. الآن يمكنك العثور على حجم مول واحد غاز فيطبيعي شروط: Vm=RT/P0=8.314∙273.15/101.325=22.413 لتر/مول. قيمة الجدول هذه هي الحجم المولي.

في ظل ظروف طبيعية شروطالكمية نسبة إلى الحجم غازإلى الحجم المولي: ν=V/Vm. للتعسف شروطتحتاج إلى استخدام معادلة Mendeleev-Clapeyron مباشرة: ν=PV/RT.

وهكذا، للعثور على حجم غاز فيطبيعي شروط، فأنت بحاجة إلى كمية المادة (عدد الشامات) من هذا غازاضرب بالحجم المولي الذي يساوي 22.4 لتر/مول. باستخدام العملية العكسية، يمكنك العثور على كمية المادة من حجم معين.

للعثور على حجم مول واحد من مادة في الحالة الصلبة أو السائلة، ابحث عن كتلتها المولية واقسمها على كثافتها. مول واحد من أي غاز موجود الظروف العاديةيبلغ حجمه 22.4 لترًا. إذا تغيرت الظروف، احسب حجم مول واحد باستخدام معادلة كلابيرون-منديليف.

سوف تحتاج

الجدول الدوري لمندليف، جدول كثافة المواد، مقياس الضغط ومقياس الحرارة.

تعليمات

تحديد حجم مول واحد أو مادة صلبة
حدد الصيغة الكيميائية للمادة الصلبة أو السائلة التي تدرسها. ثم، باستخدام الجدول الدوري، أوجد الكتل الذريةالعناصر المضمنة في الصيغة. إذا تم تضمين واحد في الصيغة أكثر من مرة، فاضرب كتلته الذرية بهذا الرقم. اجمع الكتل الذرية واحصل على الكتلة الجزيئية لما تتكون منه المادة الصلبة أو السائلة. وستكون مساوية عدديًا للكتلة المولية المقاسة بالجرام لكل مول.

باستخدام جدول كثافات المادة، أوجد هذه القيمة لمادة الجسم أو السائل محل الدراسة. بعد ذلك، قم بتقسيم الكتلة المولية على كثافة المادة، مقاسة بـ g/cm³ V=M/ρ. والنتيجة هي حجم مول واحد في سم مكعب. وإذا ظلت المادة مجهولة، فسيكون من المستحيل تحديد حجم مول واحد منها.

الحجم المولي للغاز يساوي النسبةحجم الغاز إلى كمية مادة هذا الغاز، أي.

الخامس م = الخامس(X) / ن(X)،

حيث V m هو الحجم المولي للغاز - ثابتلأي غاز في ظل ظروف معينة؛

V(X) – حجم الغاز X;

ن(X) - كمية المادة الغازية X.

الحجم المولي للغازات في الظروف العادية (الضغط الطبيعي p n = 101,325 Pa ≈ 101.3 kPa ودرجة الحرارة T n = 273.15 K ≈ 273 K) هو V m = 22.4 لتر/مول.

قوانين الغاز المثالي

في الحسابات المتعلقة بالغازات، غالبًا ما يكون من الضروري التبديل من هذه الظروف إلى الظروف العادية أو العكس. في هذه الحالة، من المناسب استخدام الصيغة التالية من قانون الغاز المدمج لبويل-ماريوت وجاي-لوساك:

الكهروضوئية / T = ص ن V ن / T ن

حيث p هو الضغط؛ الخامس - الحجم؛ T - درجة الحرارة على مقياس كلفن؛ يشير المؤشر "n" إلى الظروف الطبيعية.

جزء الحجم

غالبًا ما يتم التعبير عن تكوين مخاليط الغاز باستخدام جزء الحجم - نسبة حجم مكون معين إلى الحجم الإجمالي للنظام، أي.

φ(X) = V(X) / V

حيث φ(X) هو الكسر الحجمي للمكون X؛

V(X) - حجم المكون X؛

V هو حجم النظام.

الكسر الحجمي هو كمية بلا أبعاد، ويتم التعبير عنه بأجزاء من الوحدة أو كنسبة مئوية.

مثال 1. ما الحجم الذي ستشغله الأمونيا التي يبلغ وزنها 51 جم عند درجة حرارة 20 درجة مئوية وضغط 250 كيلو باسكال؟

1. تحديد كمية مادة الأمونيا :

n(NH 3) = m(NH 3) / M(NH 3) = 51 / 17 = 3 مول.

2. حجم الأمونيا في الظروف العادية هو:

V(NH 3) = V m n(NH 3) = 22.4 3 = 67.2 لتر.

3. باستخدام الصيغة (3)، نقوم بتقليل حجم الأمونيا إلى هذه الظروف (درجة الحرارة T = (273 + 20) K = 293 K):

V(NH 3) = pn Vn (NH 3) / pT n = 101.3 293 67.2 / 250 273 = 29.2 لتر.

الجواب: V(NH3) = 29.2 لتر.

مثال 2. حدد الحجم الذي سيشغله خليط الغاز الذي يحتوي على الهيدروجين، وزنه 1.4 جم، والنيتروجين، وزنه 5.6 جم، في الظروف العادية.

1. أوجد كميات مادتي الهيدروجين والنيتروجين:

ن(ن 2) = م (ن 2) / م (ن 2) = 5.6 / 28 = 0.2 مول

ن (ح 2) = م (ح 2) / م (ح 2) = 1.4 / 2 = 0.7 مول

2. بما أن هذه الغازات لا تتفاعل مع بعضها البعض في الظروف العادية، فإن حجم خليط الغاز سيكون مساوياً لمجموع أحجام الغازات، أي.

V(مخاليط) = V(N 2) + V(H 2) = V m n(N 2) + V m n(H2) = 22.4 0.2 + 22.4 0.7 = 20.16 لتر.

الجواب: V (الخليط) = 20.16 لتر.

قانون العلاقات الحجمية

كيف تحل مشكلة باستخدام "قانون العلاقات الحجمية"؟

قانون النسب الحجمية: ترتبط أحجام الغازات المشاركة في التفاعل ببعضها البعض كأعداد صحيحة صغيرة، يساوي المعاملاتفي معادلة التفاعل .

توضح المعاملات في معادلات التفاعل عدد حجوم التفاعل والمتكون المواد الغازية.

مثال. احسب حجم الهواء اللازم لحرق 112 لترًا من الأسيتيلين.

1. نؤلف معادلة التفاعل:

2. بناءً على قانون العلاقات الحجمية، نحسب حجم الأكسجين:

112 / 2 = X / 5، من حيث X = 112 5 / 2 = 280ل

3. تحديد حجم الهواء :

V(الهواء) = V(O2) / φ(O2)

V(الهواء) = 280 / 0.2 = 1400 لتر.

الغازات هي أبسط الأشياء التي يمكن دراستها، ولذلك تمت دراسة خصائصها وتفاعلاتها بين المواد الغازية بشكل كامل. ليسهل علينا فهم قواعد القرار المهام الحسابية،استنادا إلى معادلات التفاعلات الكيميائية،يُنصح بدراسة هذه القوانين في بداية الدراسة المنهجية للكيمياء العامة

العالم الفرنسي ج.ل. وضع جاي لوساك القانون العلاقات الحجمية:

على سبيل المثال، 1 لتر كلور يتصل مع 1 لتر من الهيدروجين , تشكيل 2 لتر من كلوريد الهيدروجين ; 2 لتر أكسيد الكبريت (رابعا) متصل مع 1 لتر من الأكسجين، يشكل 1 لتر من أكسيد الكبريت (VI).

سمح هذا القانون للعالم الإيطالي افترض أن جزيئات الغازات البسيطة ( الهيدروجين والأكسجين والنيتروجين والكلور، الخ. ) يتألف من ذرتين متطابقتين . عندما يتحد الهيدروجين مع الكلور، تتحلل جزيئاتهما إلى ذرات، وتشكل الأخيرة جزيئات كلوريد الهيدروجين. لكن بما أن جزيئين من كلوريد الهيدروجين يتكونان من جزيء واحد من الهيدروجين وجزيء واحد من الكلور، فإن حجم الأخير يجب أن يكون مساويًا لمجموع أحجام الغازات الأصلية.
وهكذا يمكن تفسير العلاقات الحجمية بسهولة إذا انطلقنا من فكرة الطبيعة ثنائية الذرة لجزيئات الغازات البسيطة ( H2، Cl2، O2، N2، الخ. ) - وهذا بدوره بمثابة دليل على الطبيعة ثنائية الذرة لجزيئات هذه المواد.
سمحت دراسة خصائص الغازات لـ A. Avogadro بطرح فرضية، والتي تم تأكيدها لاحقًا من خلال البيانات التجريبية، وبالتالي أصبحت تُعرف باسم قانون Avogadro:

قانون أفوجادرو ينطوي على أهمية عاقبة: تحت نفس الظروف، 1 مول من أي غاز يشغل نفس الحجم.

ويمكن حساب هذا الحجم إذا كانت الكتلة معروفة 1 لتر غاز في ظل ظروف طبيعية الظروف (NS) أي درجة الحرارة 273 ألف (درجة مئوية) والضغط 101,325 باسكال (760 ملم زئبقي) , كتلة 1 لتر من الهيدروجين هي 0.09 جم، الكتلة الموليةيساوي 1.008 2 = 2.016 جم/مول. فإن الحجم الذي يشغله 1 مول من الهيدروجين في الظروف العادية يساوي 22.4 لتر

في ظل نفس الظروف الكتلة 1 لتر الأكسجين 1.492 جرام ; المولي 32 جرام/مول . ثم حجم الأكسجين عند (n.s.) يساوي أيضًا 22.4 مول.

لذلك:

الحجم المولي للغاز هو نسبة حجم المادة إلى كمية تلك المادة:

أين الخامس م - الحجم المولي للغاز (البعدلتر / مول ); V هو حجم مادة النظام.ن - كمية المادة الموجودة في النظام. إدخال المثال:الخامس م غاز (حسنًا.)=22.4 لتر/مول.

بناءً على قانون أفوجادرو، يتم تحديد الكتل المولية للمواد الغازية. كلما زادت كتلة جزيئات الغاز، زادت كتلة نفس الحجم من الغاز. تحتوي الحجوم المتساوية من الغازات تحت نفس الظروف على نفس العدد من الجزيئات، وبالتالي تحتوي على عدد مولات الغازات. نسبة كتل الأحجام المتساوية من الغازات تساوي نسبة كتلها المولية:

أين م 1 - كتلة حجم معين من الغاز الأول؛ م 2 — كتلة نفس الحجم من الغاز الثاني؛ م 1 و م 2 - الكتل المولية للغازين الأول والثاني.

عادة، يتم تحديد كثافة الغاز فيما يتعلق بأخف غاز - الهيدروجين (يشار إليه بـ د H2 ). الكتلة المولية للهيدروجين هي 2 جرام/مول . ولذلك نحصل.

الكتلة الجزيئية للمادة في الحالة الغازية تساوي ضعف كثافة الهيدروجين.

في كثير من الأحيان يتم تحديد كثافة الغاز بالنسبة للهواء (د ب ) . على الرغم من أن الهواء عبارة عن خليط من الغازات، إلا أنهم ما زالوا يتحدثون عن متوسط كتلته المولية. وهو يساوي 29 جم / مول. في هذه الحالة، يتم تحديد الكتلة المولية بالتعبير م = 29د ب .

أظهر تحديد الكتل الجزيئية أن جزيئات الغازات البسيطة تتكون من ذرتين (H2، F2، Cl2، O2 N2) ، وتتكون جزيئات الغازات الخاملة من ذرة واحدة (هو، ني، آر، كر، إكس، آرن). بالنسبة للغازات النبيلة، "الجزيء" و"الذرة" متساويان.

قانون بويل ماريوت: عند حجم درجة حرارة ثابتة كمية معينةيتناسب الغاز عكسيا مع الضغط الذي يتعرض له.من هنا الكهروضوئية = ثابت ,
أين ر - ضغط، الخامس - حجم الغاز .

قانون جاي لوساك: عند ضغط ثابت والتغير في حجم الغاز يتناسب طرديا مع درجة الحرارة، أي.
V/T = ثابت،
أين ت - درجة الحرارة على نطاق واسع ل (كلفن)

قانون الغاز المشترك لبويل - ماريوت وجاي لوساك:
الكهروضوئية / T = ثابت.
تُستخدم هذه الصيغة عادةً لحساب حجم الغاز في ظل ظروف معينة إذا كان حجمه في ظل ظروف أخرى معروفًا. إذا تم الانتقال من الظروف العادية (أو إلى الظروف العادية)، فسيتم كتابة هذه الصيغة بالطريقة الآتية:
الكهروضوئية / T = ص 0 الخامس 0 /ت 0 ,
أين ر 0 ،الخامس 0 ، ت 0 - الضغط وحجم الغاز ودرجة الحرارة في الظروف العادية ( ر 0 = 101325 باسكال , ت 0 = 273 ك الخامس 0 =22.4 لتر/مول) .