قوانين الغاز

تظهر جميع الغازات عمومًا سلوكًا مشابهًا عندما تكون الظروف طبيعية، ولكن مع حدوث تغيير طفيف في الظروف الفيزيائية مثل الضغط أو درجة الحرارة أو الحجم، تظهر هذه انحرافًا. قوانين الغازات هي تحليل لسلوك الغازات هذا تصور متغيرات الحالة مثل الضغط والحجم ودرجة الحرارة للغاز طبيعته الحقيقية، ومن ثم فإن قوانين الغاز هي العلاقات بين هذه المتغيرات.[1]

قانون بويل

ينص قانون بويل على العلاقة بين الحجم والضغط عند درجة حرارة ثابتة وكتلة، أجرى روبرت بويل تجربة على الغازات لدراسة انحراف سلوكها في الظروف الفيزيائية المتغيرة، تنص على أنه تحت درجة حرارة ثابتة عندما يزداد الضغط على الغاز ينخفض حجمه، بعبارة أخرى، يتناسب حجم قانون بويل عكسًا مع الضغط عندما تكون درجة الحرارة وعدد الجزيئات ثابتًا، والذي معادلته (P1×V1= P2×V2).

حيث V1 = حجم الغاز عند ضغط الغاز الأول P1.
V2 = حجم الغاز عند ضغط الغاز الثاني P2.

ووفقًا لقانون بويل، إذا تضاعف الضغط، فعند درجة حرارة ثابتة ينخفض حجم هذا الغاز إلى النصف، السبب هو القوة بين الجزيئات بين جزيئات المادة الغازية في الحالة الحرة، تحتل المادة الغازية حجمًا أكبر من الحاوية بسبب الجزيئات المتناثرة، فعندما يتم تطبيق ضغط على المادة الغازية ، تقترب هذه الجزيئات وتحتل حجمًا أقل، بمعنى آخر ، الضغط المطبق يتناسب طرديًا مع كثافة الغاز.

قانون تشارلز

قام جاك تشارلز عام 1787 بتحليل تأثير درجة الحرارة على حجم مادة غازية عند ضغط ثابت، أجرى هذا التحليل لفهم التكنولوجيا وراء رحلة منطاد الهواء الساخن، وفقًا للنتائج التي توصل إليها ، عند الضغط المستمر والكتلة الثابتة، يتناسب حجم الغاز طرديًا مع درجة الحرارة.

وينص قانون تشارلز على أن: “حجم كمية معينة من الغاز تحت ضغط ثابت يعتمد بشكل مباشر على درجة الحرارة”، ومعادلته هي: (V1 / T1 = V2 / T2).

حيث V1 = حجم الغاز عند درجة الحرارة الأولى.
V2 = حجم الغاز عند درجة الحرارة الثانية.

فعندما تكون T = 0 درجة مئوية، فإن القراءة على مقياس سيليزيوس هي 273.15، يُطلق على مقياس كلفن أيضًا اسم مقياس درجة الحرارة المطلقة أو مقياس الديناميكا الحرارية، ويستخدم هذا المقياس في جميع التجارب والأعمال العلمية.

قانون جاي لوساك

يُشار إليه أيضًا باسم قانون الضغط ودرجة الحرارة ، وقد تم اكتشاف قانون جاي لوساك في عام 1802 من قبل

العالم

الفرنسي جوزيف لويس جاي لوساك. أثناء بناء مقياس حرارة الهواء ، اكتشف غاي-لوساك بالصدفة أنه عند الحجم والكتلة الثابتة للغاز ، فإن ضغط هذا الغاز يتناسب طرديًا مع درجة الحرارة، والذي معادلته: (P1T1= P2T1) حيث P1 = ضغط الغاز عند درجة الحرارة الأولى.

P2 = ضغط الغاز عند درجة الحرارة الثانية.

قانون أفوجادرو

جمع أميديو أفوجادرو في عام 1811 بين استنتاجات النظرية الذرية لدالتون وقانون جاي لوساك لإعطاء قانون غاز مهم آخر يسمى قانون أفوجادرو، وفقًا لقانون أفوجادرو ، عند درجة حرارة وضغط ثابتين، يشكل حجم جميع الغازات عددًا متساويًا من الجزيئات، بمعنى آخر، هذا يعني أنه في ظروف درجة الحرارة والضغط غير المتغيرة، يتناسب حجم أي غاز بشكل مباشر مع عدد جزيئات هذا الغاز، والذي معادلته: (Vn=k).

حيث V= هي حجم الغاز.
N= عدد مولات الغاز.
k= ثابت الغاز.

تزودنا قوانين الغاز المذكورة أعلاه بإشارة إلى الخصائص المختلفة للغازات في ظروف درجة الحرارة المتغيرة وحجم الضغط والكتلة، كما تبدو هذه القوانين تافهة ولكنها تجد أهمية كبيرة في حياتنا اليومية من التنفس إلى بالونات الهواء الساخن وإطارات السيارة، قد يؤثر الانحراف في السلوك الغازي في الظروف المتغيرة على الجميع، لذلك في المرة القادمة التي تسافر فيها فقط تذكر التأثير الذي يمكن أن يحدثه التغيير في الظروف المادي.

قانون الغاز المشترك

يجمع قانون الغاز المشترك بين قوانين الغاز الثلاثة: قانون بويل وقانون تشارلز وقانون جاي لوساك، وتنص على أن نسبة ناتج الضغط والحجم ودرجة الحرارة المطلقة للغاز تساوي ثابتًا، وعند إضافة قانون أفوجادرو إلى قانون الغاز المدمج ، ينتج عن قانون الغاز المثالي أو المشترك، على عكس قوانين الغاز المسماة، لا يوجد مكتشف رسمي لقانون الغاز المشترك، لأنه ببساطة مزيج من قوانين الغاز الأخرى التي تعمل عندما يكون كل شيء باستثناء درجة الحرارة والضغط والحجم ثابتًا.[2]

قانون الغاز المشترك له استخدامات عملية عند التعامل مع الغازات في درجات الحرارة والضغوط العادية، مثل قوانين الغاز الأخرى التي تعتمد على السلوك المثالي، تصبح أقل دقة في درجات الحرارة والضغط المرتفعين، كما يستخدم القانون في الديناميكا الحرارية وميكانيكا السوائل، على سبيل المثال، يمكن استخدامه لحساب الضغط أو الحجم أو درجة الحرارة للغاز الموجود في السحب للتنبؤ بالطقس.

و هناك زوجان من المعادلات الشائعة لكتابة قانون الغاز المشترك، يربط القانون الكلاسيكي قانون بويل وقانون تشارلز وهما:

PV/T) = k)

حيث P = الضغط.
V = الحجم .
T = درجة الحرارة المطلقة (كلفن).
k = ثابت.
الثابت k هو ثابت حقيقي إذا لم يتغير عدد مولات الغاز خلاف ذلك، فإنه يختلف.

هناك صيغة مشتركة أخرى لقانون الغازات المجمعة تتعلق بشروط “قبل وبعد” الغاز:

(V1×P1T1= V2×P2T2)

حيث V1= حجم أولي
P1= الضغط الأولي.
T1= درجة الحرارة المطلقة المبدئية.
V2= الحجم النهائي.
P2= الضغط النهائي.
T2= درجة الحرارة النهائية المطلقة.

ويجب معرفة أن درجات الحرارة هي درجات حرارة مطلقة

ومن المهم أيضًا الحفاظ على مرونة وحداتك، لا تستخدم رطل لكل بوصة مربعة للضغط أولاً لإيجاد باسكال في المحلول النهائي.

أمثلة على قانون الغاز المشترك

المثال الأول:

أوجد حجم الغاز عند STP عند تجميع 2.00 لتر عند 745.0 مم زئبق و 25.0 درجة مئوية.[2]

الحل:

عليك أولاً تحديد الصيغة التي يجب استخدامها في هذه الحالة، يسأل السؤال عن الظروف في STP ، حتى تعرف أنك تتعامل مع مشكلة “قبل وبعد”، بعد ذلك، تحتاج إلى فهم STP، إذا لم تكن قد حفظت هذا بالفعل (وربما يجب عليك ذلك ، لأنه يظهر كثيرًا)، يشير STP إلى “درجة الحرارة والضغط القياسيين”، وهي 273 كلفن و 760.0 ملم زئبق.

لأن القانون يعمل باستخدام درجة الحرارة المطلقة، فأنت بحاجة إلى تحويل 25.0 درجة مئوية إلى مقياس كلفن، وهذا يعطيك 298 كلفن.

P 1 = 745.0 ملم زئبق

V 1 = 2.00 ك

T 1 = 298 ك

P 2 = 760 ملم زئبق

V2=x (المطلوب إيجاده)

T 2= 273 ك

بعد ذلك، خذ الصيغة وقم بإعدادها لحل مشكلة “x” المجهولة، والتي تكون V2 في هذه المشكلة:

(V1×P1T1= V2×P2T2)

ضرب تبادلي لمسح الكسور

P 1V 1T 2 = P 2V 2T 1

استخدام القسّمة لعزل V2:

V 2 = (P 1V 1T 2) / (P 2T 1)

عوض عن الأرقام لمعرفة V2

V 2 = (745.0 mm Hg · 2.00 L · 273 K) / (760 mm Hg · 298 K)

V 2 = 1.796 لتر.

باستخدام العدد الصحيح للأرقام

V 2 = 1.80 لتر.

مثال 2:

الحجم الأولي للغاز هو 5 لتر والحجم النهائي هو 3 لتر. احسب الضغط النهائي للغاز، علمًا أن درجة الحرارة الأولية هي 273 كلفن، ودرجة الحرارة النهائية 200 كلفن، والضغط الأولي 25 كيلو باسكال.

الحل:

P1= 25 كيلو بسكال

V1= 5 لتر

V2= 3 لتر

T1= 273ك

T2= 200 ألف

ووفقًا لقانون الغاز المشترك

(V1×P1T1= V2×P2T2)

بالتعويض بالأرقام:

25 x 5 / 273 = P2 x 3 / 200

لذلك، Pf = 30.525 كيلو باسكل