Gaz Yasaları Hesap Makinesi

Gaz molekülleri neredeyse tamamen boş uzaydır ve ideal gaz, bunu harfi harfine alan hoş bir kurmacadır: kendi hacmi olmayan ve aralarında çekim olmayan nokta parçacıklar, çarpışmaları mükemmel biçimde sekmeli. Oda koşullarına yakın çoğu gaz için kurmaca yüzde birin kesirine kadar işe yarar ve tek bir kompakt denklem sağlar — PV = nRT — basıncı, hacmi, miktarı ve sıcaklığı tek bir sabit R ile birbirine bağlar. Bu sayfadaki her adlandırılmış gaz yasası, sabit tutulan bir şeyle birlikte bu tek denklemdir.

PV = nRT'de sıcaklığı sabit tutun, PV sabit olur — bu Boyle yasasıdır: bir gazı yarı hacmine sıkıştırın, basınç iki katına çıkar (örnek: 1 atm·2 L → 2 atm 1 L verir). Basıncı sabit tutun, V ∝ T olur — Charles yasası: 2 L'yi 0 °C'den 100 °C'ye (273 K'den 373 K'ye) ısıtın, 2,73 L'ye büyür. Hacmi sabit tutun, P ∝ T olur — Gay-Lussac yasası: kapalı bir aerosol kutusunun yakılmaya karşı uyarmasının nedeni budur. Hangi değişkenin boş olduğu konusunda kutsal bir şey yoktur: bu sayfadaki her panel boş bıraktığınız değişkeni çözer ve birleşik yasa P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂ üç değişikliğin hepsini birden yapar.

STP'de — 0 °C ve 1 atm — herhangi bir (ideal) gazın bir molü 22,414 L kaplar; bu sayıyı ezberlemeye değer, çünkü mol ile hacim arasında doğrudan dönüşüm yapar. İdeal Gaz örneği bunu tam olarak yeniden üretir: 1 atm ve 0 °C'de 1 mol için V = 22,414 L çözülür. Kimyagerler ayrıca NTP (25 °C, 1 atm) kullanır; burada molar hacim yaklaşık 24,5 L'ye büyür — aynı mol sayısı, daha sıcak gaz.

Bir karışımda her gaz, diğerleri yokmuş gibi duvarlara baskı yapar; toplam basınca katkısı kısmi basıncıdır ve toplam basitçe bunların toplamıdır. Daha da iyisi, kısmi basınç ÷ toplam basınç = mol kesri: hava kabaca %78 N₂ ve %21 O₂'dir, bu yüzden 1 atm'de oksijen yaklaşık 0,21 atm katkı yapar. Dalton örneği (0,4 + 0,35 + 0,25 atm) toplam 1,0 atm verir ve mol kesirleri %40/%35/%25'tir. Dalıcı tabloları ve derin deniz fizyolojisinin kısmi basınçlarla yapılmasının nedeni de budur — oksijen toksisitesi karışımın değil, kendi basıncına bağlıdır.

Aynı sıcaklıkta tüm moleküller aynı ortalama kinetik enerjiyi taşır, bu yüzden hafif olanlar daha hızlı hareket etmelidir — ve sızma hızı (iğne deliğinden kaçış) 1/√M ile gider. Örnek helyumu (4 g/mol) oksijenle (32 g/mol) karşılaştırır: He, √(32/4) = 2,83 kat daha hızlı kaçar. Havayla dolu balonlar haftalarca dayanırken helyum balonunun gece boyunca sarkmasının nedeni budur.

İki varsayım uç koşullarda bozulur: moleküller gerçekten yer kaplar ve gerçekten birbirini çeker. Van der Waals denklemi (P + an²/V²)(V − nb) = nRT ikisini de düzeltir — b, moleküllerin kendi işgal ettiği hacmi çıkarır, a ise duvarlara çarpmalarını yumuşatan içe doğru bir çekim ekler. Yüksek basınçta hacim terimi baskındır ve gerçek basınç ideal olanın üstüne çıkar; yoğunlaşmaya yakın çekim baskındır ve gerçek basınç altına iner. CO₂ örneği (1 L, 0,042 mol, 273 K) ikinci durumdur: ideal 0,9409 atm öngörür, van der Waals 0,9362 atm — küçük ama gerçek bir açık, gaz sıvıya dönüşmeye yaklaşırken hızla büyür. Pratik kural: birkaç yüz atmosferin üzerinde, kaynama noktasına yakın veya NH₃ ve CO₂ gibi güçlü çekim yapan gazlar için van der Waals'a geçin.

• Tutarlıysanız Celsius da uygundur. Yalnızca sıcaklık farkları °C ile K arasında aynıdır. V₁/T₁ gibi oranlar mutlak sıcaklık gerektirir — Charles yasası kelvin cinsinden 2 L → 2,73 L verir, ama Celsius cinsinden saçma bir yanıt verir.
• Her gaz STP'de 22,4 L kaplar. mol başına, evet — sayı tanecikleri sayar, türü değil. Ayrıca bu bir ideal gaz değeridir; gerçek gazlar biraz sapar.
• Gerçek gazlar her zaman yukarı doğru sapar. Sapmanın yönü hangi terimin baskın olduğuna bağlıdır: dışlanan hacim basıncı yukarı iter, çekimler aşağı çeker.
• Helyum balonları küçülür, çünkü lastik kimyasal açıdan geçirgendir. Bu fiziktir: küçük, hızlı moleküller küçük boşluklardan sızar — hız ∝ 1/√M.

İlgili araçlar: Termokimya (gazların ısı ve işi), Kimyasal Denge (gaz basınçlarından K_p) ve Molar Kütle (Graham yasasındaki M).