دید کلی

گازها متشکل از مولکولهای کاملا جدا از هم و دارای حرکت سریع می‌باشند از دو یا چند گاز می‌توان به هر نسبت مخلوطی کاملا همگن بدست آورد. ولی چنین تصمیمی در مورد مایعات صدق نمی‌کند. چون مولکولهای هر گاز جدا از هم و فاصله بین آنها نسبتا زیاد است. مولکولهای یک گاز می‌توانند از بین مولکولهای گاز دیگر قرار گیرند.

تعریف

گاز حالتی از ماده است که در آن نیروهای موجود بین مولکولها بمراتب ضعیف‌‌تر از انرژی جنبشی آن است بنابراین مولکولهای گاز سریعا پخش شده و هر ظرفی را که اشغال کنند پر می‌کنند.

خواص گازها

برای مطالعه گازها بایستی خواص آن مورد بررسی قرار گیرد چهار متغییر لازم برای بیان حالت یک نمونه گاز عبارت از حجم، فشار، دما و مقدار گاز است.

• فشار ( P ):

فشار به عنوان نیرو بر واحد سطح تعریف می‌شود. فشار یک گاز برابر با نیرویی است که گاز به واحد سطح دیواره ظرف خود وارد می‌کند. واحد فشار در دستگاه SI پاسکال ( Pa ) است. یک پاسکال یک نیوتن بر متر مربع می‌باشد.
اندازه‌گیری فشار گاز:
شیمیدانها معمولا فشار گاز را در ارتباط با فشار جو اندازه‌گیری می‌کنند. برای اینکار از وسیله‌ای بنام فشار سنج استفاده می‌شود.

• حجم: گازها در ظرفی که وارد می‌شوند در تمام حجم آن پخش می‌شوند. بنابراین گازها از مولکولهایی که در فضا کاملا جدا از هم هستند تشکیل یافته است و حجم واقعی مولکولها در مقابل حجم کل گاز ناچیز است. حجم ( V ) معمولا بر حسب لیتر ( L ) بیان می‌شود. حجم یک مول از گاز در دما و فشار استاندارد ( L ) 22/414 است.

دما ( T ): مفهوم دما از این واقعیت ناشی می‌شود که انرژی در اثر تماس می‌تواند از یک ماده به ماده دیگر جریان پیدا کند ( مانند موقعی که یک میله داغ را در آب فرو می‌بریم ) دما خاصیتی است که جهت جریان انرژی را مشخص می‌سازد. دمای گاز برحسب کلوین ( K ) بیان می‌شود که با افزودن 273/15 به دمای سیلسیون بدست می‌آید.

سه قانون ساده گازها

قانون ساده گازها رابطه بین دو متغییر از چهار متغییر را وقتی که دو متغییر دیگر ثابت باشند بیان می‌کند.

• قانون بویل:

حجم یک نمونه از گاز در دمای ثابت، به نسبت عکس فشار تغییر می‌کند.

• قانون شارل: در فشار ثابت، حجم یک نمونه گاز با دمای مطلق ( دمای کلوین ) نسبت مستقیم دارد.
• قانون آمونتون: تغییرات فشار یک گاز در حجم ثابت با تغییرات دمای مطلق نسبت مستقیم دارد.

قانون گازهای ایده‌ال

در دما و فشار ثابت، حجم یک گاز با تعداد مولهای آن بطور مستقیم تغییر می‌کند.
n، تعداد مولهای یک گاز است. معادله حالت برای گاز ایده‌آل ( PV=Nrt ) رابطه بین چهار متغییر را بیان می‌کند که در آن R، ثابت گاز ایده‌آل نامیده می‌شود.

قانون فشارهای جزئی دالتون

فشار کل مخلوطی از گازها برای مجموع فشارهای جزئی هر کی از آن گازها است.
فشار جزئی: فشاری که یک جز از یک مخلوط اگر به تنهایی در حجم مورد نظر می‌بود اعمال می‌کرد.

قانون نفوذ مولکولی گراهام

نفوذ مولکولی: اگر در ظرفی حاوی گاز، منفذی بسیار کوچک تعبیه شود مولکولهای گاز از آن منفذ فرار می‌کنند.
قانون نفوذ گراهام: سرعت نفوذ یک گاز با جذر چگالی یا جذر وزن آن گاز نسبت معکوس دارد.

قانون ترکیب حجمی گیلوساک و اصل آووگادرو

حجم گازهای مصرف شده با تولید شده در یک واکنش شیمیایی، در فشار و دمای ثابت، با نسبتهای اعداد صحیح کوچک بیان می‌شود. اصل آووگادرو توضیحی بریا قانون گیلوساک ارائه می‌کند.
اصل آووگادرو: حجمهای مساوی از تمام گمازها، در دما و فشار یکسان، دارای عده مولکولهای مساوی‌اند.

مقایسه گازهای ایده‌آل و حقیقی

نظریه جنبشی گازها، رفتار گازهای ایده‌آل را بر حسبت مول بیان می‌کند طبق این نظر گازها از مولکولهایی که در فضا کاملا جدا از هم هستند تشکیل یافته‌ است. حجم واقعی این مولکولها در مقایسه با حجم کل گاز، ناچیز است. مولکولها حرکت مداوم دارند و نیروهای جاذبه بین آ“ها ناچیز است و انرژی جنبشی مولکولها به دما بستگی دارد.
رفتار یک گاز حقیقی از رفتاری که توسط گازهای ایده‌آل بیان می‌شود منحرف می‌گردد. زیرا مولکولهای گاز حقیقی حجمهای معین دارند و بین آنها نیروهای جاذبه اعمال می‌شود. انحرافی که یک گاز حقیقی از حالت ایده‌آل نشان می‌دهد در فشارهای بالا و دماهای پایین مشخص‌تر است زیرا در این شرایط، مولکولهای گاز به یکدیگر نزدیک می‌شوند و انرژی جنبشی آنها پایین است و در نهایت این شرایط، گازها مایع می‌شوند.

منبع:سایت رشد