الغاز

في وعاء، يُعرَّف ضغط الغاز (رمزه p أو P ، ووحدته في النظام الدولي للوحدات هي الباسكال ) بأنه متوسط ​​القوة التي يُؤثر بها الغاز على سطح الوعاء لكل وحدة مساحة. ضمن هذا الحجم، يُمكن أحيانًا تخيُّل جزيئات الغاز وهي تتحرك في خطوط مستقيمة حتى تصطدم بجدران الوعاء (انظر الرسم التوضيحي في الأعلى). القوة التي يُؤثر بها جزيء الغاز على الوعاء أثناء هذا التصادم هي التغير في زخم الجزيء. ^{[ 14 ]} أثناء التصادم، يتغير فقط مُركِّب السرعة العمودي . أما الجزيء الذي يتحرك موازيًا للجدار فلا يتغير زخمه. لذلك، يجب أن يكون متوسط ​​القوة المؤثرة على السطح هو متوسط ​​التغير في الزخم الخطي الناتج عن جميع تصادمات جزيئات الغاز هذه. الضغط هو مجموع جميع مُركِّبات القوة العمودية التي تُؤثر بها الجزيئات المُصطدمة بجدران الوعاء مقسومًا على مساحة سطح الجدار.

الرمز المستخدم لتمثيل درجة الحرارة في المعادلات هو T بوحدات النظام الدولي للوحدات (SI) وهي الكلفن .

تتناسب سرعة جزيئات الغاز طرديًا مع درجة حرارتها المطلقة . يتقلص حجم البالون في الفيديو عندما تتباطأ جزيئات الغاز المحصورة بإضافة النيتروجين شديد البرودة. ترتبط درجة حرارة أي نظام فيزيائي بحركة الجزيئات (الجزيئات والذرات) التي تُكوّن هذا النظام. ^{[ 15 ]} في الميكانيكا الإحصائية ، تُقاس درجة الحرارة بمتوسط ​​الطاقة الحركية المُخزّنة في الجزيء (المعروفة أيضًا بالطاقة الحرارية). وتُحدد درجات حرية الجزيء نفسه ( أنماط الطاقة ) طرق تخزين هذه الطاقة. تُنتج الطاقة الحرارية (الحركية) المُضافة إلى غاز أو سائل ( عملية ماصة للحرارة ) حركة انتقالية ودورانية واهتزازية. في المقابل، لا يمكن للمادة الصلبة زيادة طاقتها الداخلية إلا عن طريق إثارة أنماط اهتزازية إضافية، لأن بنية الشبكة البلورية تمنع الحركة الانتقالية والدورانية. تتميز جزيئات الغاز المُسخّنة هذه بنطاق سرعة أكبر (توزيع أوسع للسرعات) مع متوسط ​​سرعة أعلى . يعود تباين هذا التوزيع إلى السرعات المتغيرة باستمرار للجسيمات الفردية نتيجة تصادماتها المتكررة مع جسيمات أخرى. ويمكن وصف نطاق السرعة بتوزيع ماكسويل-بولتزمان . ويفترض استخدام هذا التوزيع أن نظام الجسيمات المدروس يقترب من حالة التوازن الديناميكي الحراري، أي أن الغازات مثالية .

الرمز المستخدم لتمثيل الحجم المحدد في المعادلات هو "v" بوحدات النظام الدولي للوحدات (SI) وهي متر مكعب لكل كيلوغرام.

الرمز المستخدم لتمثيل الحجم في المعادلات هو "V" بوحدات النظام الدولي للوحدات (SI) وهي الأمتار المكعبة.

عند إجراء تحليل ديناميكي حراري ، من الشائع الحديث عن الخصائص المكثفة والخصائص الشاملة . تُسمى الخصائص التي تعتمد على كمية الغاز (سواءً بالكتلة أو الحجم) بالخصائص الشاملة ، بينما تُسمى الخصائص التي لا تعتمد على كمية الغاز بالخصائص المكثفة. يُعد الحجم النوعي مثالًا على الخاصية المكثفة، لأنه نسبة الحجم الذي تشغله وحدة كتلة من الغاز، وهو حجم ثابت في جميع أنحاء النظام عند حالة الاتزان. ^{[ 16 ]} تشغل 1000 ذرة من الغاز نفس الحيز الذي تشغله أي 1000 ذرة أخرى عند أي درجة حرارة وضغط مُحددين. يسهل تصور هذا المفهوم بالنسبة للمواد الصلبة مثل الحديد، التي لا تنضغط مقارنةً بالغازات. مع ذلك، فإن الحجم نفسه - وليس الحجم النوعي - هو خاصية شاملة.

يُستخدم الرمز ρ (رو) لتمثيل الكثافة في المعادلات، ووحدته في النظام الدولي للوحدات هي كيلوغرام لكل متر مكعب. هذا المصطلح هو مقلوب الحجم النوعي.

بما أن جزيئات الغاز تتحرك بحرية داخل وعاء، فإن كتلتها تُقاس عادةً بالكثافة. الكثافة هي مقدار الكتلة لكل وحدة حجم من المادة، أو مقلوب الحجم النوعي. بالنسبة للغازات، يمكن أن تتفاوت الكثافة ضمن نطاق واسع لأن الجزيئات حرة في الاقتراب من بعضها البعض عند تقييدها بالضغط أو الحجم. يُشار إلى هذا التفاوت في الكثافة باسم الانضغاطية . ومثل الضغط ودرجة الحرارة، تُعد الكثافة متغيرًا حاليًا للغاز، ويخضع تغير الكثافة أثناء أي عملية لقوانين الديناميكا الحرارية. بالنسبة للغاز الساكن ، تكون الكثافة متساوية في جميع أنحاء الوعاء. لذا، تُعد الكثافة كمية قياسية . ويمكن إثبات ذلك من خلال النظرية الحركية، حيث تُشير إلى أن الكثافة تتناسب عكسيًا مع حجم الوعاء الذي تُحصر فيه كتلة ثابتة من الغاز. في هذه الحالة، تقل الكثافة مع زيادة الحجم.

تُقدّم النظرية الحركية فهمًا أعمق للخصائص الماكروسكوبية للغازات من خلال دراسة تركيبها الجزيئي وحركتها. انطلاقًا من تعريفات الزخم والطاقة الحركية ، ^{[ 17 ]} يُمكن استخدام قانون حفظ الزخم والعلاقات الهندسية للمكعب لربط خصائص النظام الماكروسكوبية، كدرجة الحرارة والضغط، بالخاصية الميكروسكوبية للطاقة الحركية لكل جزيء. تُقدّم النظرية قيمًا متوسطة لهاتين الخاصيتين.

يمكن أن تساعد النظرية الحركية للغازات في شرح كيفية استجابة النظام (مجموعة جزيئات الغاز قيد الدراسة) للتغيرات في درجة الحرارة، مع تغير مماثل في الطاقة الحركية .

على سبيل المثال: تخيل وعاءً مغلقًا ذا حجم ثابت يحتوي على عدد ثابت من جزيئات الغاز؛ بدءًا من الصفر المطلق (درجة الحرارة النظرية التي تنعدم عندها الطاقة الحرارية للذرات أو الجزيئات، أي أنها لا تتحرك ولا تهتز)، تبدأ بإضافة الطاقة إلى النظام عن طريق تسخين الوعاء، فتنتقل الطاقة إلى الجزيئات الموجودة بداخله. بمجرد أن تتجاوز طاقتها الداخلية طاقة نقطة الصفر ، أي أن طاقتها الحركية (المعروفة أيضًا بالطاقة الحرارية ) لا تساوي صفرًا، ستبدأ جزيئات الغاز بالتحرك داخل الوعاء. ومع استمرار تسخين الوعاء (بإضافة المزيد من الطاقة)، ​​تزداد السرعة المتوسطة للجزيئات الفردية مع ازدياد الطاقة الداخلية الكلية للنظام. تؤدي السرعة المتوسطة الأعلى لجميع الجزيئات إلى زيادة معدل التصادمات ( أي زيادة عدد التصادمات في وحدة الزمن)، بين الجزيئات والوعاء، وكذلك بين الجزيئات نفسها.

إن كمية الضغط، وهي كمية قابلة للقياس على المستوى العياني ، هي النتيجة المباشرة لتصادمات الجسيمات المجهرية مع السطح، حيث تمارس كل جزيئة قوة صغيرة، تساهم كل منها في القوة الكلية المطبقة ضمن مساحة محددة. ( اقرأ §  الضغط ) .

وبالمثل، فإن كمية درجة الحرارة القابلة للقياس على المستوى العياني هي قياس لمقدار الحركة الكلي، أو الطاقة الحركية التي تُظهرها الجسيمات. ( اقرأ §  درجة الحرارة ) .

الحركة الحرارية والميكانيكا الإحصائية

في النظرية الحركية للغازات ، يُفترض أن الطاقة الحركية تتكون فقط من انتقالات خطية وفقًا لتوزيع سرعة الجسيمات في النظام. مع ذلك، في الغازات الحقيقية والمواد الحقيقية الأخرى، تكون الحركات التي تُحدد الطاقة الحركية للنظام (والتي تُحدد مجتمعةً درجة الحرارة) أكثر تعقيدًا بكثير من مجرد انتقال خطي بسيط، وذلك بسبب التركيب الأكثر تعقيدًا للجزيئات، مقارنةً بالذرات المفردة التي تتصرف بشكل مشابه للكتل النقطية . في الأنظمة الديناميكية الحرارية الحقيقية، تلعب الظواهر الكمومية دورًا كبيرًا في تحديد الحركات الحرارية. تُعد الحركات الحرارية العشوائية (الطاقة الحركية) في الجزيئات مزيجًا من مجموعة محدودة من الحركات الممكنة، بما في ذلك الانتقال والدوران والاهتزاز . يؤدي هذا النطاق المحدود من الحركات الممكنة، إلى جانب المجموعة المحدودة من الجزيئات في النظام، إلى عدد محدود من الحالات المجهرية داخل النظام؛ ونُطلق على مجموعة جميع الحالات المجهرية اسم " مجموعة" . بالنسبة للأنظمة الذرية أو الجزيئية تحديدًا، قد يكون لدينا ثلاثة أنواع مختلفة من المجموعات، وذلك بحسب الحالة: المجموعة الميكروكانونية ، والمجموعة الكانونية ، والمجموعة الكانونية الكبرى . تُحدد التركيبات المحددة للحالات الميكروية ضمن المجموعة الحالة العيانية للنظام (درجة الحرارة، والضغط، والطاقة، إلخ). وللقيام بذلك، يجب أولًا حساب جميع الحالات الميكروية باستخدام دالة التوزيع . يُعد استخدام الميكانيكا الإحصائية ودالة التوزيع أداةً مهمةً في جميع فروع الكيمياء الفيزيائية، لأنها المفتاح للربط بين الحالات الميكروسكوبية للنظام والمتغيرات العيانية التي يمكننا قياسها، مثل درجة الحرارة، والضغط، والسعة الحرارية، والطاقة الداخلية، والمحتوى الحراري، والإنتروبيا، على سبيل المثال لا الحصر. ( اقرأ : معنى دالة التوزيع وأهميتها )

يمكن أحيانًا تقريب حساب طاقة جزيء أو نظام من الجزيئات باستخدام دالة التوزيع، وذلك بتطبيق نظرية التوزيع المتساوي للطاقة ، مما يُبسط الحساب بشكل كبير. مع ذلك، تفترض هذه الطريقة أن جميع درجات حرية الجزيء متساوية في عدد الذرات، وبالتالي تُستخدم بالتساوي لتخزين الطاقة داخل الجزيء. وهذا يعني ضمنيًا أن الطاقة الداخلية تتغير خطيًا مع درجة الحرارة، وهو أمر غير صحيح. كما يتجاهل هذا حقيقة أن السعة الحرارية تتغير مع درجة الحرارة، نظرًا لعدم إمكانية الوصول إلى بعض درجات الحرية (أو ما يُعرف بـ"تجميدها") عند درجات الحرارة المنخفضة. ومع ازدياد الطاقة الداخلية للجزيئات، تزداد قدرتها على تخزين الطاقة في درجات حرية إضافية. ومع ازدياد عدد درجات الحرية المتاحة لتخزين الطاقة، تزداد السعة الحرارية المولية للمادة. ^{[ 18 ]}

تُسمى القوى بين جزيئين أو أكثر، سواء كانت جاذبة أو دافعة، بالقوى بين الجزيئية . وتتعرض الجزيئات لهذه القوى عندما تكون على مقربة من بعضها البعض. ^{[ 19 ] [ 20 ]} وتُعد هذه القوى بالغة الأهمية لنمذجة الأنظمة الجزيئية بدقة، وذلك للتنبؤ بدقة بالسلوك المجهري للجزيئات في أي نظام، وبالتالي، فهي ضرورية للتنبؤ بدقة بالخواص الفيزيائية للغازات (والسوائل) في ظل اختلافات واسعة في الظروف الفيزيائية.

تُعدّ قوى فان دير فالس ، المنبثقة من دراسة الكيمياء الفيزيائية ، من أبرز القوى بين الجزيئية في الفيزياء . وتلعب هذه القوى دورًا محوريًا في تحديد جميع الخصائص الفيزيائية للسوائل تقريبًا، مثل اللزوجة ومعدل التدفق وديناميكيات الغازات (انظر قسم الخصائص الفيزيائية). وتُعزى صعوبة نمذجة الغاز الحقيقي رياضيًا مقارنةً بالغاز المثالي إلى تفاعلات فان دير فالس بين جزيئات الغاز . وبإهمال هذه القوى المرتبطة بالتقارب، يُمكن التعامل مع الغاز الحقيقي كما لو كان غازًا مثاليًا ، مما يُبسط الحسابات بشكل كبير.

تعتمد قوى التجاذب والتنافر بين جزيئين من الغاز على المسافة بينهما. ويُمكن تمثيل قوى التجاذب والتنافر مجتمعةً بدقة باستخدام جهد لينارد-جونز ، ^{[ 21 ] [ 22 ]} الذي يُعدّ من أكثر الجهود بين الذرات دراسةً، حيث يصف طاقة الوضع للأنظمة الجزيئية. ونظرًا لتطبيقه الواسع وأهميته، يُشار إلى نظام لينارد-جونز النموذجي غالبًا باسم "لينارد-جونزيوم". ^{[ 23 ] [ 24 ]} ويمكن تقسيم جهد لينارد-جونز بين الجزيئات إلى مُكوّنين منفصلين: تجاذب بعيد المدى ناتج عن قوة تشتت لندن ، وتنافر قصير المدى ناتج عن تفاعل تبادل الإلكترون-الإلكترون (المرتبط بمبدأ استبعاد باولي ).

عندما تكون جزيئتان متباعدتين نسبيًا (أي أنهما تمتلكان طاقة كامنة عالية )، فإنهما تخضعان لقوة تجاذب ضعيفة، مما يدفعهما إلى الاقتراب من بعضهما البعض، وبالتالي تنخفض طاقتهما الكامنة. أما إذا كانت الجزيئتان متباعدتين جدًا ، فلن تخضعا لقوة تجاذب تُذكر. بالإضافة إلى ذلك، إذا اقتربت الجزيئتان كثيرًا، فإنهما ستصطدمان، وتخضعان لقوة تنافر عالية جدًا (مُمثلة بنموذج الكرات الصلبة ) وهي قوة أقوى بكثير من قوة التجاذب، بحيث يُهمل أي تجاذب ناتج عن التقارب.

عندما تقترب جزيئتان من بعضهما البعض، من مسافة ليست بعيدة جدًا ولا قريبة جدًا، يزداد تجاذبهما مع ازدياد مقدار طاقة وضعهما (أي تصبح سالبة أكثر)، مما يقلل من طاقتهما الداخلية الكلية. ^{[ 25 ]} ولا يحدث التجاذب الذي يدفع الجزيئات إلى الاقتراب إلا إذا بقيت متقاربة طوال المدة اللازمة لتقاربها الفعلي . لذا، تكون قوى التجاذب في أقصى قوتها عندما تتحرك الجزيئات بسرعات منخفضة . وهذا يعني أن التجاذب بين الجزيئات يكون كبيرًا عندما تكون درجة حرارة الغاز منخفضة . مع ذلك، إذا ضغطنا هذا الغاز البارد في حجم صغير تحت درجة حرارة ثابتة، مما يجبر الجزيئات على التقارب الشديد، ورفعنا الضغط، فإن قوى التنافر ستبدأ بالتغلب على قوى التجاذب، حيث سيزداد معدل التصادمات بشكل ملحوظ. لذلك، عند درجات الحرارة والضغوط المنخفضة، يكون التجاذب هو التفاعل الجزيئي السائد.

إذا تحرك جزيئان بسرعات عالية، في اتجاهات عشوائية، على مسارات غير متقاطعة، فلن يمكثا وقتاً كافياً على مقربة من بعضهما ليتأثرا بقوة تشتت لندن الجاذبة. أما إذا اصطدم الجزيئان، فإنهما يتحركان بسرعة فائقة، وستكون طاقتهما الحركية أكبر بكثير من أي طاقة كامنة جاذبة، لذا لن يتعرضا إلا للتنافر عند الاصطدام. وبالتالي، يمكن إهمال قوى التجاذب بين الجزيئات عند درجات الحرارة العالية بسبب السرعات العالية. عند درجات الحرارة والضغوط العالية، يصبح التنافر هو التفاعل الجزيئي السائد.

مع الأخذ في الاعتبار التأثيرات المذكورة أعلاه والتي تسبب هذه التجاذبات والتنافرات، فإن الغازات الحقيقية تختلف عن نموذج الغاز المثالي من خلال التعميم التالي: ^{[ 26 ]}

• عند درجات الحرارة المنخفضة والضغوط المنخفضة، يكون الحجم الذي يشغله الغاز الحقيقي أقل من الحجم المتوقع وفقًا لقانون الغاز المثالي.
• عند درجات الحرارة العالية والضغوط العالية، يكون الحجم الذي يشغله الغاز الحقيقي أكبر من الحجم المتوقع وفقًا لقانون الغاز المثالي.

معادلة الحالة للغاز المثالي أو الكامل هي قانون الغاز المثالي ، وتنص على ما يلي:

${\displaystyle PV=nRT,}$

حيث P هو الضغط، وV هو الحجم، وn هي كمية الغاز (بوحدات المول)، وR هو ثابت الغازات العام ، 8.314  جول/(مول.كلفن  )، و T هي درجة الحرارة. يُطلق على هذه الصيغة أحيانًا اسم "صيغة الكيميائيين"، لأنها تُركز على عدد الجزيئات n . ويمكن كتابتها أيضًا على النحو التالي:

${\displaystyle P=\rho R_{s}T,}$

أين${\displaystyle R_{s}}$يمثل ثابت الغاز النوعي لغاز معين، بوحدة جول/(كجم.كلفن  )، وρ = m/V هي الكثافة. هذه الصيغة هي صيغة "ديناميكا الغازات"، وهي أكثر عملية في نمذجة تدفقات الغاز التي تتضمن تسارعًا دون حدوث تفاعلات كيميائية.

لا يفترض قانون الغاز المثالي أي شيء بخصوص السعة الحرارية للغاز. في الحالة العامة، تُعدّ الحرارة النوعية دالةً لكلٍّ من درجة الحرارة والضغط. إذا أُهمل اعتماد الغاز على الضغط (وربما على درجة الحرارة أيضًا) في تطبيقٍ مُحدد، يُقال أحيانًا إن الغاز غاز مثالي ، مع العلم أن الافتراضات الدقيقة قد تختلف باختلاف المؤلف أو مجال العلم.

بالنسبة للغاز المثالي، ينطبق قانون الغاز المثالي دون قيود على الحرارة النوعية. يُعد الغاز المثالي نموذجًا مبسطًا لـ"الغاز الحقيقي" بافتراض أن معامل الانضغاط Z يساوي 1، مما يعني أن هذه النسبة الهوائية تظل ثابتة. كما أن معامل الانضغاط الذي يساوي واحدًا يستلزم أن تتبع متغيرات الحالة الأربعة قانون الغاز المثالي .

يُعدّ هذا التقريب أكثر ملاءمةً للتطبيقات الهندسية، مع إمكانية استخدام نماذج أبسط لإنتاج نطاق تقريبي لموقع الحل الحقيقي. ومن الأمثلة على ملاءمة "تقريب الغاز المثالي" ما يحدث داخل غرفة احتراق محرك نفاث . ^{[ 28 ]} وقد يكون من المفيد أيضًا الاحتفاظ بالتفاعلات الأولية والتفككات الكيميائية لحساب الانبعاثات .

كل افتراض من الافتراضات المذكورة أدناه يزيد من تعقيد حل المسألة. فمع ازدياد كثافة الغاز بارتفاع الضغط، تلعب القوى بين الجزيئية دورًا أكبر في سلوك الغاز، مما يجعل قانون الغاز المثالي غير صالح. عند درجات الحرارة العليا للمحرك (مثل غرف الاحتراق - 1300 كلفن)، تمتص جزيئات الوقود المعقدة الطاقة الداخلية عن طريق الدوران والاهتزاز، مما يؤدي إلى اختلاف حرارتها النوعية عن حرارة الجزيئات ثنائية الذرة والغازات النبيلة. عند درجة حرارة تزيد عن ضعف هذه الدرجة، يبدأ الإثارة الإلكترونية وتفكك جزيئات الغاز، مما يؤدي إلى تعديل الضغط ليتناسب مع عدد أكبر من الجزيئات (الانتقال من الحالة الغازية إلى الحالة البلازمية ). ^{[ 29 ]} أخيرًا، افترضنا أن جميع العمليات الديناميكية الحرارية تصف غازات متجانسة تتغير سرعاتها وفقًا لتوزيع ثابت. استخدام حالة عدم التوازن يعني ضرورة توصيف مجال التدفق بطريقة ما لتمكين الحل. كانت إحدى المحاولات الأولى لتوسيع حدود قانون الغاز المثالي هي تضمين تغطية للعمليات الديناميكية الحرارية المختلفة عن طريق تعديل المعادلة لتصبح pV ⁿ = ثابت ثم تغيير n من خلال قيم مختلفة مثل نسبة الحرارة النوعية ، γ .

تشمل تأثيرات الغاز الحقيقي تلك التعديلات التي تم إجراؤها لمراعاة نطاق أوسع من سلوك الغاز:

• تأثيرات الانضغاطية ( يُسمح لـ Z بالتغير من 1.0)
• السعة الحرارية المتغيرة (تختلف الحرارة النوعية باختلاف درجة الحرارة)
• قوى فان دير فالس (المرتبطة بالانضغاطية، ويمكن أن تحل محل معادلات الحالة الأخرى)
• التأثيرات الديناميكية الحرارية غير المتوازنة
• مشاكل تتعلق بتفكك الجزيئات والتفاعلات الأولية ذات التركيب المتغير.

For most applications, such a detailed analysis is excessive. Examples where real gas effects would have a significant impact would be on the Space Shuttlere-entry where extremely high temperatures and pressures were present or the gases produced during geological events as in the image of the 1990 eruption of Mount Redoubt.

Permanent gas is a term used for a gas which has a critical temperature below the range of normal human-habitable temperatures and therefore cannot be liquefied by pressure within this range. Historically such gases were thought to be impossible to liquefy and would therefore permanently remain in the gaseous state. The term is relevant to ambient temperature storage and transport of gases at high pressure.^[30]

Boyle's law was perhaps the first expression of an equation of state. In 1662 Robert Boyle performed a series of experiments employing a J-shaped glass tube, which was sealed on one end. Mercury was added to the tube, trapping a fixed quantity of air in the short, sealed end of the tube. Then the volume of gas was carefully measured as additional mercury was added to the tube. The pressure of the gas could be determined by the difference between the mercury level in the short end of the tube and that in the long, open end. The image of Boyle's equipment shows some of the exotic tools used by Boyle during his study of gases.

Through these experiments, Boyle noted that the pressure exerted by a gas held at a constant temperature varies inversely with the volume of the gas.^[31] For example, if the volume is halved, the pressure is doubled; and if the volume is doubled, the pressure is halved. Given the inverse relationship between pressure and volume, the product of pressure (P) and volume (V) is a constant (k) for a given mass of confined gas as long as the temperature is constant. Stated as a formula, thus is:

${\displaystyle PV=k}$

Because the before and after volumes and pressures of the fixed amount of gas, where the before and after temperatures are the same both equal the constant k, they can be related by the equation:

${\displaystyle \qquad P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}.}$

In 1787, the French physicist and balloon pioneer, Jacques Charles, found that oxygen, nitrogen, hydrogen, carbon dioxide, and air expand to the same extent over the same 80 kelvin interval. He noted that, for an ideal gas at constant pressure, the volume is directly proportional to its temperature:

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

في عام 1802، نشر جوزيف لويس غاي-لوساك نتائج تجارب مماثلة، وإن كانت أكثر شمولاً. ^{[ 32 ]} وقد نسب غاي-لوساك الفضل في تسمية القانون إلى تشارلز، تقديرًا لعمله السابق. ويُنسب إلى غاي-لوساك نفسه قانون الضغط، الذي اكتشفه عام 1809. وينص هذا القانون على أن الضغط الذي يمارسه غاز مثالي على جوانب وعاء يتناسب طرديًا مع درجة حرارته.

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

في عام 1811، أثبت أميديو أفوجادرو أن الأحجام المتساوية من الغازات النقية تحتوي على نفس عدد الجسيمات. لم تُقبل نظريته بشكل عام حتى عام 1858 عندما تمكن الكيميائي الإيطالي ستانيسلاو كانيزارو من تفسير الاستثناءات غير المثالية. بالنسبة لعمله مع الغازات قبل قرن من الزمان، فإن الثابت الفيزيائي الذي يحمل اسمه ( ثابت أفوجادرو ) هو عدد الذرات لكل مول من عنصر الكربون-12 (6.022 × 10 ²³  مول ⁻¹ ). يشغل هذا العدد المحدد من جزيئات الغاز، عند درجة الحرارة والضغط القياسيين (قانون الغاز المثالي)، حجمًا قدره 22.40 لترًا، والذي يشار إليه بالحجم المولي .

ينص قانون أفوجادرو على أن حجم الغاز المثالي يتناسب طرديًا مع كمية المادة الموجودة ^في هذا الحجم. وهذا ما يُعطي الحجم المولي للغاز، والذي يبلغ في الظروف القياسية للضغط ودرجة الحرارة 22.4  دسم³ /مول (لتر لكل مول). وتُعطى هذه العلاقة بالصيغة التالية: $${\displaystyle {\frac {V_{1}}{n_{1}}}={\frac {V_{2}}{n_{2}}},}$$ حيث n هي كمية المادة الغازية (عدد الجزيئات مقسومًا على ثابت أفوجادرو ).

في عام 1801، نشر جون دالتون قانون الضغوط الجزئية استنادًا إلى علاقته بقانون الغاز المثالي: ضغط خليط من الغازات غير المتفاعلة يساوي مجموع ضغوط جميع الغازات المكونة له على حدة. رياضيًا، يمكن تمثيل ذلك لعدد n من الأنواع كما يلي:

الضغط _الكلي = الضغط ₁ + الضغط ₂ + ... + الضغط _ن

تُظهر صورة دفتر يوميات دالتون الرموز التي استخدمها كاختصار لتسجيل المسار الذي سلكه. ومن بين ملاحظاته الرئيسية في دفتر يومياته عند مزج "السوائل المرنة" غير المتفاعلة (الغازات) ما يلي: ^{[ 33 ]}

• وعلى عكس السوائل، فإن الغازات الأثقل لا تنجرف إلى القاع عند الخلط.
• لم تلعب هوية جزيئات الغاز أي دور في تحديد الضغط النهائي (لقد تصرفت كما لو كان حجمها ضئيلاً).

يستخدم علماء الديناميكا الحرارية هذا العامل ( Z ) لتعديل معادلة الغاز المثالي لمراعاة تأثيرات انضغاطية الغازات الحقيقية. يُمثل هذا العامل نسبة الحجم النوعي الفعلي إلى الحجم النوعي المثالي. ويُشار إليه أحيانًا باسم "عامل تصحيح" أو "عامل تعديل" لتوسيع النطاق المفيد لقانون الغاز المثالي لأغراض التصميم. عادةً ما تكون قيمة Z قريبة جدًا من الواحد. يوضح الرسم البياني لعامل الانضغاطية كيف يتغير Z ضمن نطاق درجات حرارة منخفضة جدًا.

تلتصق الجسيمات، في الواقع، بسطح الجسم المتحرك خلاله. تُسمى هذه الطبقة من الجسيمات بالطبقة الحدية. عند سطح الجسم، تكون هذه الطبقة ثابتة تقريبًا بسبب احتكاك السطح. يُشكل الجسم، مع طبقته الحدية، الشكل الجديد الذي تراه بقية الجزيئات عند اقتراب الجسم. يمكن لهذه الطبقة الحدية أن تنفصل عن السطح، مُشكلةً سطحًا جديدًا ومُغيرةً مسار التدفق تمامًا. المثال الكلاسيكي على ذلك هو جناح الطائرة المُتوقف . تُظهر صورة الجناح المثلثي بوضوح ازدياد سُمك الطبقة الحدية مع تدفق الغاز من اليمين إلى اليسار على طول الحافة الأمامية.

في ديناميكا الموائع، يُعرف الاضطراب أو التدفق المضطرب بأنه نظام تدفق يتميز بتغيرات عشوائية وفوضوية في الخصائص. ويشمل ذلك انتشار الزخم المنخفض، وحمل الزخم العالي، والتغير السريع في الضغط والسرعة مكانيًا وزمنيًا. وتُظهر صورة الأقمار الصناعية للطقس حول جزر روبنسون كروزو مثالًا على ذلك.

اللزوجة، وهي خاصية فيزيائية، تقيس مدى تماسك الجزيئات المتجاورة. يستطيع الجسم الصلب مقاومة قوى القص بفضل قوة الروابط الجزيئية القوية. أما السائل، فيتشوه باستمرار عند تعرضه لحمل مماثل. ورغم أن لزوجة الغاز أقل من لزوجة السائل، إلا أنها تبقى خاصية قابلة للملاحظة. فلو لم تكن للغازات لزوجة، لما التصقت بسطح الجناح ولما شكلت طبقة حدية. وقد كشفت دراسة الجناح المثلثي في ​​صورة شليرين أن جزيئات الغاز تلتصق ببعضها (انظر قسم الطبقة الحدية).

في ميكانيكا الموائع، يُعرف عدد رينولدز بأنه نسبة قوى القصور الذاتي ( v _/s/ ρ ) التي تُهيمن على التدفق المضطرب، إلى قوى اللزوجة ( μ/L ) التي تتناسب طرديًا مع اللزوجة. يُعدّ هذا العدد من أهم الأرقام اللابعدية في ديناميكا الموائع، ويُستخدم عادةً، جنبًا إلى جنب مع أرقام لابعدية أخرى، كمعيار لتحديد التشابه الديناميكي. وبذلك، يُوفّر عدد رينولدز الرابط بين نتائج النمذجة (التصميم) والظروف الفعلية على نطاق واسع. كما يُمكن استخدامه لوصف خصائص التدفق.

مع اقتراب عدد درجات الحرية من اللانهاية، سيُوجد النظام في الحالة الكلية التي تُقابل أعلى تعددية . لتوضيح هذا المبدأ، راقب درجة حرارة سطح قضيب معدني مُجمّد. باستخدام صورة حرارية لدرجة حرارة السطح، لاحظ توزيع درجة الحرارة على السطح. تُمثل هذه الملاحظة الأولية لدرجة الحرارة " حالة مجهرية ". في وقت لاحق، تُنتج ملاحظة ثانية لدرجة حرارة السطح حالة مجهرية ثانية. بمواصلة عملية الملاحظة هذه، يُمكن إنتاج سلسلة من الحالات المجهرية التي تُوضح التاريخ الحراري لسطح القضيب. يُمكن توصيف هذه السلسلة التاريخية من الحالات المجهرية باختيار الحالة الكلية التي تُصنفها جميعًا بنجاح في مجموعة واحدة.

عندما يتوقف انتقال الطاقة من نظام ما، تُسمى هذه الحالة بالتوازن الديناميكي الحراري. ^{[ 34 ]} عادةً، تعني هذه الحالة أن النظام والمحيط لهما نفس درجة الحرارة، بحيث لا ينتقل الحرارة بينهما. كما تعني أيضًا أن القوى الخارجية متوازنة (الحجم ثابت)، وأن جميع التفاعلات الكيميائية داخل النظام قد اكتملت. ^{[ 35 ]} يختلف الإطار الزمني لهذه الأحداث باختلاف النظام. فمثلاً، يستغرق ذوبان وعاء من الجليد في درجة حرارة الغرفة ساعات، بينما في أشباه الموصلات، قد يكون انتقال الحرارة الذي يحدث عند انتقال الجهاز من حالة التشغيل إلى حالة الإيقاف في حدود بضع نانوثوانٍ.