где
v1 - объём газа при исходной температуре
t1;
v2 - при конечной
t2;
Δt = t2 -
t1;
α - коэффициент теплового расширения газов при постоянном давлении. Величина
α для всех газов при нормальных условиях (См.
Нормальные условия)
приблизительно одинакова и при измерении температуры газа в °С
α = 1/273,15 (или 0,00367). Сочетая этот
закон с законом Бойля-Мариотта, Э. Клапейрон вывел уравнение состояния идеального газа, связывающее
р,
v и
Т (см.
Клапейрона уравнение).
2)
Закон объёмных отношений гласит, что объёмы газов, вступающих в химическую реакцию, находятся в простых отношениях друг к другу и к объёмам газообразных продуктов реакции. Другими словами, отношение объёмов, в которых газы участвуют в реакции, соответствует отношению небольших целых чисел. Измеряя при одинаковых условиях объёмы водорода, хлора и хлористого водорода,
Гей-
Люссак нашёл, что один объём водорода и один объём хлора, соединяясь, дают два объёма хлористого водорода, т. е. отношение объёмов равно 1: 1: 2. Сходная картина имеет место и при других реакциях с участием газов. Этот
закон сыграл важную роль в создании атомно-молекулярной теории. Он послужил толчком для открытия
Авогадро закона, с помощью которого Авогадро впервые сделал правильный вывод о составе молекул простых газов (H
2, Cl
2, N
2 и т.д.) и строго разграничил понятия атома и молекулы. Когда молекулярные формулы всех газов точно известны, отыскание отношения объёмов газов, вступающих между собой в реакцию, уже не требует сложных измерений. Так, из уравнения синтеза хлористого водорода из водорода и хлора Н
2 + Cl
2 = 2HCl легко видеть, что отношение объёмов газов в этом случае равно 1: 1: 2.