На практике «поведение» газов в реакциях сводится к нескольким базовым закономерностям: уравнениям состояния (объём-давление-температура-количество), правилам смешения (парциальные давления/объёмы), а также кинетическим и термодинамическим эффектам (скорость и равновесие). Коротко соберу всё, чем реально пользуются.

1) Связь p–V–T–n (идеальные газы)

• Менделеев–Клапейрон (идеальный газ): $pV = nRT$.
  Это основа расчётов во всех газофазных стехиометриях.

• Частные законы:
  Бойля–Мариотта (при постоянной T): $pV=\text{const}$;
  Шарля (при постоянном p): $V/T=\text{const}$;
  Гей–Люссак (при постоянном V): $p/T=\text{const}$.

• Закон Авогадро: при одинаковых $T$ и $p$ равные объёмы любых газов содержат одинаковое число молекул; отсюда молярный объём при н.у. ≈ 22,4 л/моль и удобные объёмные соотношения в реакциях.

2) Объёмные и парциальные соотношения в смесях

• Закон Гей-Люссака об объёмных отношениях: объёмы реагирующих и образующихся газов относятся как небольшие целые числа (при одинаковых $T$ и $p$). Удобно для быстрой стехиометрии по объёмам.

• Закон Дальтона: давление смеси $p_{\text{см}}=\sum p_i$, где $p_i$ — парциальные давления компонентов. Для идеальных газов доля по молям = доле по парциальному давлению: $y_i = p_i/p_{\text{см}}$.

• Отсюда типичные приёмы: через парциальные давления выражают константы равновесия $K_p$, считают выходы и смещения при компрессии/разрежении.

3) Отклонения реальных газов

• При высоких давлениях/низких температурах идеальность нарушается. Используют коэффициент сжимаемости $Z$ и модели вроде ван дер Ваальса $\big(p+\frac{a n^2}{V^2}\big)(V-nb)=nRT$.
  Практически: большие молекулы и полярные газы сильнее отклоняются; чем выше $p$ и ниже $T$, тем заметнее неидеальность.

4) Кинетика: как газ влияет на скорость

• Теория столкновений/Аррениус: $k = A\,e^{-E_a/RT}$. Повышение $T$ экспоненциально ускоряет газофазные реакции (больше энергии и частоты столкновений).

• Давление/концентрация: для реакций, где скорость $\propto$ концентрациям газов, рост $p$ при фиксированном $T$ увеличивает скорость.
  Многоступенчатые процессы (в т.ч. радикальные цепные и трёхтельные) по-разному реагируют на $p$: например, рекомбинации «трёх тел» ускоряются при повышении давления из-за роли третьего столкновения-стабилизатора.

• Диффузия и перемешивание: газофазные реакции часто ограничены диффузией; увеличение турбулентности, уменьшение диффузионных путей и интенсификация массопереноса ускоряют наблюдаемую скорость.

5) Равновесие и давление/температура (Le Chatelier)

• Для реакции в газовой фазе смещение равновесия при изменении давления предсказывают по числу газовых молей $\Delta\nu_{\text{газ}}$:
  — увеличение $p$ (уменьшение объёма) смещает в сторону меньшего числа молей газа;
  — уменьшение $p$ — в сторону большего числа молей.

• Изменение $T$: как обычно, повышенная $T$ смещает равновесие в сторону эндотермического направления; по скорости — почти всегда вверх (через Аррениуса).

• Связь констант: $K_p = K_c (RT)^{\Delta\nu_{\text{газ}}}$. Это прямо увязывает давление/температуру с положением равновесия в газах.

6) Растворимость газов (часто сопутствует)

• Закон Генри: растворённость газа в жидкости пропорциональна его парциальному давлению над раствором: $c = k_H p$. Важен для абсорбции/десорбции, выдувки растворённых газов, газожидкостных реакций.

7) Стехиометрические «лайфхаки» для расчётов

• При одинаковых $T$ и $p$ объёмы газов реагируют как их молярные коэффициенты в уравнении реакции.

• Переход между объёмом и количеством: $n = \dfrac{pV}{RT}$; при н.у. удобно брать $n \approx V/22{,}4$.

• Для смесей: используйте мольные доли $y_i$ и парциальные давления $p_i=y_i p_{\text{см}}$ — это упрощает и кинетику (начальные концентрации), и равновесия ($K_p$).

8) Когда идеальная картина «ломается»

• Высокое $p$ / низкое $T$, химически активные/полярные газы, водород при очень высоких $p$ — требуется учитывать $Z$, коэффициенты активности и реальные уравнения состояния (ван дер Ваальс, Редлих–Квонг, Пенг–Робинсон и т.п.).

Если свести к одной фразе: газы в реакциях подчиняются идеальным газовым законам (и их поправкам для реальных газов), законам смешения (Авогадро, Дальтон, объёмные отношения), а их реагирование определяется кинетикой столкновений/диффузии и термодинамикой равновесия (Le Chatelier, связь $K_p$ с $T$ и $\Delta\nu$). Всё остальное — следствия и частные случаи.