Holat tenglamasi ideal gaz uchun (ba’zan olimlar nomi bilan ataluvchi Mendeleyev — Klapeyron tenglamasi) — bosim, molyar hajm va mutlaq harorat ideal gazda qanday o‘zaro bog‘lanishini ifodalovchi formula. Tenglama quyidagi ko‘rinishga ega:

${\displaystyle pV=\nu RT}$,

bu yerda

• ${\displaystyle p}$ — bosim,
• ${\displaystyle V}$ — hajm (gaz hajmi),
• ${\displaystyle \nu }$ — modda miqdori (mol hisobida)
• ${\displaystyle R}$ — universal gaz doimiysi, R ≈ 8,314 J/(mol⋅K),
• ${\displaystyle T}$ — termodinamik harorat, K.

Ideal gazning holat tenglamasini quyidagicha yozish mumkin:

${\displaystyle p\cdot V=\frac{m}{M}R\cdot T}$ ,

bu yerda ${\displaystyle m}$ — massa, ${\displaystyle M}$ — molyar massa, (chunki modda miqdori ${\displaystyle \nu =\frac{m}{M}}$):

yoki quyidagi ko‘rinishda

${\displaystyle p=nkT}$,

bu yerda ${\displaystyle n=\frac{N}{V}}$ — zarrachalar (atomlar yoki molekulalar) konsentratsiyasi, ${\displaystyle N}$ — zarrachalar soni, ${\displaystyle k=\frac{R}{N_A}}$ — Bolsman doimiysi.

Tenglamaning bu shakli Klapeyron — Mendeleyev tenglamasi (qonuni) deb ataladi.

Dastlabki tenglama Klapeyron tomonidan chiqarilgan bo‘lib, unda har bir gazga xos doimiy ${\displaystyle r,}$ ya’ni qiymati har bir gaz uchun alohida o‘lchanishi lozim bo‘lgan gaz doimiysi qo‘llanilgan:

${\displaystyle p\cdot V=r\cdot T.}$

Mendeleyev ${\displaystyle r}$ ning ${\displaystyle \nu }$ ga to‘g‘ri proporsional ekanini aniqladi. Proporsionallik koeffitsiyenti ${\displaystyle R}$ ni universal gaz doimiysi deb atadi.^{[manba 2730 kundan beri ko‘rsatilmagan]}

Gaz massasi o‘zgarmas bo‘lganda tenglamani quyidagicha yozish mumkin:

${\displaystyle \frac{p\cdot V}{T}=\nu \cdot R,}$

${\displaystyle \frac{p\cdot V}{T}=\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{s}\mathrm{t}.}$

Oxirgi tenglama umumlashgan gaz qonuni deb ataladi. Undan Boyl — Mariott, Sharl va Gey-Lyussak qonunlari kelib chiqadi:

${\displaystyle T=\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{s}\mathrm{t}\Rightarrow p\cdot V=\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{s}\mathrm{t}}$ — Boyl — Mariott qonuni — Izotermik jarayon.

${\displaystyle p=\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{s}\mathrm{t}\Rightarrow \frac{V}{T}=\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{s}\mathrm{t}}$ — Gey-Lyussak qonuni — Izobarik jarayon.

${\displaystyle V=\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{s}\mathrm{t}\Rightarrow \frac{p}{T}=\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{s}\mathrm{t}}$ — bu Sharl qonuni (Gey-Lyussakning ikkinchi qonuni, 1808-yil) — Izoxorik jarayon

Proporsiya shaklida ${\displaystyle \frac{p_1\cdot V_1}{T_1}=\frac{p_2\cdot V_2}{T_2}}$ bu qonun gazning bir holatdan boshqa holatga o‘tishini hisoblash uchun qulaydir.

Kimyogar nuqtayi nazaridan bu qonunni biroz boshqacha ifodalash mumkin: bir xil sharoitlarda (harorat va bosimda) reaksiyaga kirishadigan gazlarning hajmlari o‘zaro hamda hosil bo‘ladigan gazsimon birikmalarning hajmlari bilan butun sonlar nisbatida bo‘ladi. Masalan, 1 hajm vodorod 1 hajm xlor bilan birikadi va natijada 2 hajm vodorod xlorid:

${\displaystyle \mathrm{H}{\phantom{A}}_2+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}}$.

1 hajm azot 3 hajm vodorod bilan birikib, 2 hajm ammiak:

${\displaystyle \mathrm{N}{\phantom{A}}_2+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3}$.

Boyl — Mariott qonuni

Boyl — Mariott qonuni

${\displaystyle T=\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{s}\mathrm{t}\Rightarrow p\cdot V=\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{s}\mathrm{t}}$

irlandiyalik fizik, kimyogar va faylasuf Robert Boyl (1627—1691) bu qonunni 1662-yilda kashf etgani, shuningdek, fransuz fizigi Edm Mariott (1620—1684) uni 1677-yilda Boyldan mustaqil ravishda kashf etgani sharafiga nomlangan.

Ayrim hollarda (gaz dinamikasida) ideal gazning holat tenglamasini quyidagi shaklda yozish qulay:

${\displaystyle p=(\gamma -1)\rho \epsilon ,}$

bu yerda ${\displaystyle \gamma }$ — adiabata ko‘rsatkichi, ${\displaystyle \epsilon }$ — moddaning birlik massasiga to‘g‘ri keladigan ichki energiya.

Emil Amaga yuqori bosimlarda gazlarning xatti-harakati Boyl — Mariott qonunidan chetga chiqishini aniqladi. Buni molekulalar haqidagi tasavvurlar asosida tushuntirish mumkin.

Bir tomondan, kuchli siqilgan gazlarda molekulalarning o‘lchamlari molekulalar orasidagi masofalar bilan taqqoslanadigan darajaga yetadi. Shuning uchun molekulalar harakatlanadigan bo‘sh fazo gazning umumiy hajmidan kichik bo‘ladi. Natijada molekulalarning idish devoriga urilishlari soni ortadi, chunki molekula devorga yetib borishi uchun bosib o‘tadigan masofa qisqaradi.

Boshqa tomondan, kuchli siqilgan va shu sababli zichroq bo‘lgan gazda molekulalar siyrak gazdagiga nisbatan vaqtning ancha katta qismida boshqa molekulalarning sezilarli tortishish kuchi ta’sirida bo‘ladi. Bu esa, aksincha, molekulalarning devorga urilishlari sonini kamaytiradi, chunki boshqa molekulalarning tortishishi mavjud bo‘lganda gaz molekulalari devor tomon tortishish bo‘lmagan holatdagiga qaraganda sekinroq harakatlanadi. Bosim uncha katta bo‘lmaganda ikkinchi omil muhimroq bo‘ladi va ko‘paytma ${\displaystyle P\cdot V}$ biroz kamayadi. Juda yuqori bosimlarda esa birinchi omil ustunlik qiladi va ko‘paytma ${\displaystyle P\cdot V}$ ortadi.

• Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fizik kimyo: oliy o‘quv yurtlarining kimyo mutaxassisliklari uchun darslik / A. G. Stromberg tahriri ostida. — 7-nashr, o‘zgarishsiz. — M.: Visshaya shkola, 2009. — 527 bet. — ISBN 978-5-06-006161-1.