قوانين الغاز

تُعرف القوانين الفيزيائية التي تصف سلوك الغازات تحت ظروف ثابتة من الضغط والحجم وكمية الغاز ودرجة الحرارة المطلقة بقوانين الغاز . وقد اكتُشفت قوانين الغاز الأساسية في نهاية القرن الثامن عشر عندما اكتشف العلماء إمكانية إيجاد علاقات بين الضغط والحجم ودرجة الحرارة لعينة من الغاز، وهي علاقات تنطبق تقريبًا على جميع الغازات. وقد أدى الجمع بين عدة قوانين تجريبية للغاز إلى تطوير قانون الغاز المثالي .

وقد تبين لاحقاً أن قانون الغاز المثالي يتوافق مع النظرية الذرية والحركية .

في عام 1643، أجرى الفيزيائي والرياضي الإيطالي إيفانجيليستا توريتشيلي ، الذي عمل سكرتيرًا لجاليليو جاليلي لبضعة أشهر ، تجربةً شهيرةً في فلورنسا. ^{[ 1 ]} أثبت توريتشيلي أن عمودًا من الزئبق في أنبوب مقلوب يمكن دعمه بضغط الهواء خارج الأنبوب، مع تكوين فراغ صغير فوق الزئبق. ^{[ 2 ]} مهدت هذه التجربة الطريق لاختراع البارومتر، كما لفتت انتباه روبرت بويل ، العالم المتشكك آنذاك الذي كان يعمل في إنجلترا. استلهم بويل من تجربة توريتشيلي لدراسة كيفية استجابة مرونة الهواء لتغيرات الضغط، وأجرى سلسلة من التجارب باستخدام جهاز مشابه لما استخدمه توريتشيلي. ^{[ 3 ]} نشر بويل نتائج بحثه عام 1662.

في وقت لاحق، عام 1676، توصل الفيزيائي الفرنسي إدمي ماريوت ، بشكل مستقل، إلى نفس استنتاجات بويل، مع ملاحظة وجود علاقة بين حجم الهواء ودرجة الحرارة. ^{[ 4 ]} ومع ذلك، استغرق الأمر قرنًا ونصفًا آخر لتطوير علم قياس الحرارة والتعرف على مقياس الصفر المطلق، الأمر الذي سمح في النهاية باكتشاف قوانين الغازات التي تعتمد على درجة الحرارة.

في عام 1662، درس روبرت بويل بشكل منهجي العلاقة بين حجم وضغط كمية ثابتة من الغاز عند درجة حرارة ثابتة. ولاحظ أن حجم كتلة معينة من الغاز يتناسب عكسيًا مع ضغطه عند درجة حرارة ثابتة. ينص قانون بويل، الذي نُشر عام 1662، على أنه عند درجة حرارة ثابتة، يكون حاصل ضرب الضغط في حجم كتلة معينة من غاز مثالي في نظام مغلق ثابتًا دائمًا. ويمكن التحقق من ذلك تجريبيًا باستخدام مقياس ضغط وحاوية متغيرة الحجم. كما يمكن استنتاجه من النظرية الحركية للغازات : إذا انخفض حجم حاوية تحتوي على عدد ثابت من الجزيئات ، فإن عددًا أكبر من الجزيئات سيصطدم بمساحة معينة من جوانب الحاوية في وحدة الزمن، مما يؤدي إلى زيادة الضغط.

قانون شارل، أو قانون الأحجام، وضعه جاك شارل عام ١٧٨٧. ينص هذا القانون على أنه بالنسبة لكتلة معينة من غاز مثالي عند ضغط ثابت، يتناسب حجمه طرديًا مع درجة حرارته المطلقة ، بافتراض وجوده في نظام مغلق. وينص قانون شارل على ما يلي: حجم (V) كتلة معينة من غاز، عند ضغط ثابت (P)، يتناسب طرديًا مع درجة حرارته (T).

تم تأسيس قانون جاي لوساك، أو قانون أمونتونس، أو قانون الضغط، على يد جوزيف لويس جاي لوساك في عام 1808.

قانون أفوجادرو ، أو فرضية أفوجادرو ، أو مبدأ أفوجادرو ، أو فرضية أفوجادرو-أمبير، هو قانون تجريبي للغازات وضعه أميديو أفوجادرو عام 1811. ويربط هذا القانون حجم الغاز بكمية المادة الموجودة فيه. ^{[ 5 ]}

يُشتق قانون الغازات الموحد أو معادلة الغازات العامة من خلال دمج قانون بويل، وقانون شارل، وقانون جاي-لوساك. وهو يوضح العلاقة بين الضغط والحجم ودرجة الحرارة لكتلة ثابتة من الغاز.

${\displaystyle PV=k_{5}T}$

ويمكن كتابة ذلك أيضاً على النحو التالي:

${\displaystyle {\frac {P_{1}V_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}V_{2}}{T_{2}}}}$

بإضافة قانون أفوجادرو ، يتطور قانون الغازات الموحد إلى قانون الغازات المثالية :

${\displaystyle PV=nRT}$

حيث P هو الضغط، V هو الحجم، n هو عدد المولات، R هو ثابت الغازات العام و T هي درجة الحرارة المطلقة.

ثابت التناسب، الذي يُطلق عليه الآن اسم R، هو ثابت الغاز العالمي بقيمة 8.3144598 (kPa∙L)/(mol∙K).

الصيغة المكافئة لهذا القانون هي:

$${\displaystyle PV=Nk_{\text{B}}T}$$

حيث P هو الضغط، V هو الحجم، N هو عدد جزيئات الغاز، k _B هو ثابت بولتزمان (1.381×10 ⁻²³ J·K ⁻¹ في وحدات النظام الدولي) و T هي درجة الحرارة المطلقة.

هذه المعادلات دقيقة فقط للغاز المثالي ، الذي يُهمل التأثيرات الجزيئية المختلفة (انظر الغاز الحقيقي ). ومع ذلك، يُعد قانون الغاز المثالي تقريبًا جيدًا لمعظم الغازات تحت ضغط ودرجة حرارة معتدلين.

يترتب على هذا القانون النتائج الهامة التالية:

1. إذا تم الحفاظ على درجة الحرارة والضغط ثابتين، فإن حجم الغاز يتناسب طرديًا مع عدد جزيئات الغاز.
2. إذا ظلت درجة الحرارة والحجم ثابتين، فإن تغير ضغط الغاز يتناسب طرديًا مع عدد جزيئات الغاز الموجودة.
3. إذا ظل عدد جزيئات الغاز ودرجة الحرارة ثابتين، فإن الضغط يتناسب عكسياً مع الحجم.
4. إذا تغيرت درجة الحرارة وظل عدد جزيئات الغاز ثابتًا، فإن الضغط أو الحجم (أو كليهما) سيتغير بنسبة مباشرة إلى درجة الحرارة.

قانون غراهام

ينص هذا القانون على أن معدل انتشار جزيئات الغاز يتناسب عكسيًا مع الجذر التربيعي لكثافة الغاز عند درجة حرارة ثابتة. وبالاقتران مع قانون أفوجادرو (أي أن الأحجام المتساوية تحتوي على عدد متساوٍ من الجزيئات)، فإن هذا يُعادل التناسب العكسي مع الجذر التربيعي للوزن الجزيئي.

قانون دالتون للضغوط الجزئية

ينص هذا القانون على أن ضغط خليط من الغازات يساوي ببساطة مجموع الضغوط الجزئية لمكوناته الفردية. وقانون دالتون هو كما يلي:

${\displaystyle P_{\textrm {total}}=P_{1}+P_{2}+P_{3}+\cdots +P_{n}\equiv \sum _{i=1}^{n}P_{i},}$

وتكون جميع الغازات المكونة والخليط عند نفس درجة الحرارة والحجم

حيث P _total هو الضغط الكلي لمزيج الغاز

P _i هو الضغط الجزئي أو ضغط الغاز المكون عند الحجم ودرجة الحرارة المحددين.

قانون أماغات للأحجام الجزئية

ينص هذا القانون على أن حجم خليط الغازات (أو حجم الوعاء) يساوي ببساطة مجموع الأحجام الجزئية للمكونات الفردية. وقانون أماغات هو كما يلي:

${\displaystyle V_{\textrm {total}}=V_{1}+V_{2}+V_{3}+\cdots +V_{n}\equiv \sum _{i=1}^{n}V_{i},}$

وتكون جميع الغازات المكونة والمزيج عند نفس درجة الحرارة والضغط

حيث V _total هو الحجم الكلي لخليط الغاز أو حجم الحاوية،

يمثل V _i الحجم الجزئي، أو حجم الغاز المكون عند الضغط ودرجة الحرارة المعطاة.

قانون هنري

ينص هذا على أنه عند ثبات درجة الحرارة، تتناسب كمية غاز معين مذاب في نوع وحجم معينين من السائل تناسبًا طرديًا مع الضغط الجزئي لذلك الغاز في حالة التوازن مع ذلك السائل. والمعادلة هي كما يلي:

${\displaystyle p=k_{\rm {H}}\,c}$

قانون الغاز الحقيقي

وقد صاغها يوهانس ديدريك فان دير فالس في عام 1873.

• كاستكا، جوزيف ف.؛ ميتكالف، هـ. كلارك؛ ديفيس، ريموند إي.؛ ويليامز، جون إي. (2002). الكيمياء الحديثة . هولت، راينهارت ووينستون. ISBN 0-03-056537-5.
• غوتش، إيان (2003). الدليل الكامل للمبتدئين في الكيمياء . ألفا، مجموعة بنجوين. رقم ISBN 1-59257-101-8.
• زومدال، ستيفن س. (1998). المبادئ الكيميائية . شركة هوتون ميفلين. ISBN 0-395-83995-5.
• جامعة ولاية فلوريدا (FSU)

• الوسائط المتعلقة بقوانين الغاز على ويكيميديا ​​كومنز