الخواص العامه للغازات

الغازات Gases
الحالة الغازية :
توجد المادة بثلاث حالات فيزيائية وهي الحالة الصلبة والحالة السائلة والحالة الغازية وتمتاز الحالة الغازية بتباعد المسافات البينية بين جزيئات المادة .


الخصائص الفيزيائية للغازات
1- قابلية التمدد والحركة البراونية :
يأخذ الغاز دائماً شكل وحجم الاناء الذي يحتويه اي ان الغاز يوزع نفسه بشكل
متجانس مع جميع الوعاء حجم الوعاء . فعند وضع مقدار من غاز البروم(Br2
في طرف انبوبة مفرغه فان اللون البني للبروم سينتشر في كل اجزاء الانبوب
ولكي ينتقل الغاز من مكان لاخر يجب ان يتحرك وعلية يمكن القول ان الغاز
مكون من جزيئات في حالة حلركة مستمرة .
عند قيامنا بادخال كمية من الدخان في قنينة تحتوي على غاز النتروجين وفحصنا محتويات القنينة بمجهر نلاحظ ان دقائق الدخان تتحرك حركة عشوائية في جميع الاتجاهات تعرف هذة الحركة بالحركة البراونية نسبة الى مكتشفها العالم براون ( Brown ) وهذا يعني ان الغاز يتكون من جزيثات في حالة حركة عشوائية مستمرة .
طاقة جزيئات الغاز :
بما ان جزيئات الغاز تمتلك كتلة معينة وانها في حركة مستمرة لذلك فانها تمتلك طاقة حركية ناتجة عن حركة الجزيئات وتسمى ( Kinetic energy )
حيث ان
KE : هي الطاقة الحركية للجزيئة
m : كتلة الجزيئة
V : سرعة الجزيئة

ان هذة الطاقة الحركية هي التي تجعل جزيئات الغاز تصطدم بدقائق الدخان في المثال الوارد في الفقرة السابقة , وفي الحركة البراونية تستمر حركة الدقائق بدرجات حرارة معينة بسرعة ثابتة , هذا يعني ان جميع جزيئات الغاز تمتلك نفس الطاقة الحركية بدرجة حرارة معينة .

ان حجم صغير جداً من الغاز فيه اعداد هائلة من جزيئات الغاز وبفعل الحركة العشوائية لها تصظدم الواحدة بالاخرى ويحددان الوعاء الحاوي لها .

وبما ان معدل الطاقة الحركية ثابت في درجة حرارة معينة لا يحدث تغير في الطاقة نتيجة هذة الاصطدامات لان مقدار الطاقة الذي تربحه جزيئة واحدة من الغاز يساوي تماماً مقدار الطاقة التي تخسرها جزيئة اخرى لذلك فان لجزيئات الغاز مرونه تامة في التصادم حيث ان الزخم لا يتغير قبل وبعد التصادم .
القوة والضغط :
نحن نحتاج الى قوة لتحريك جسم او ايقاف حركة جسم متحرك ان وحدة القوة في النظام المتري هي الداين ( هو القوة الازمة لزيادة سرعة غرام واحد من مادة بمقدار سنتمتر واحد في الثانية الواحدة ( )
اما الضغظ فهو القوة المسلطة على وحدة المساحة وهو الصفة التي تعيق الاتجاه الذي تحاول المادة ان تتحرك فية المادة حيث تكون الحركة دائما من نقطة ذات ضغط عالي الى نقطة اخرى ذات ضغط واطى :
المعادلة العامة للغازات :
ان هنالك عوامل اساسية تتحكم بسلوك اي غاز وهي :
1- حجم الغاز ( volume ) ورمزه ( V )
2- درجة الحرارة ( Temperature ) ورمزها ( T )
3- ضغظ الغاز ( Pressure ) ورمزه ( P )
لغرض توضيح سلوك الغاز تحت تاثير هذة العوامل الثلاثة يتم تثبيت احد العوامل ودراسة العاملان الاخران .
1- ثبوت درجة الحرارة ( T ) وتغير الضغط والحجم
لنفرض ان لدينا كتلة معينة من غاز وقمنا بتثبيت درجة الحرارة لها مع تغير الضغط المسلط عليها نجد ان الحجم يتناسب عكسياً مع الضغط المسلط عليها وهذا هو قانون بويل (Boyle)
والذي نصه بثبوت درجة الحرارة يتناسب حجم كتلة معينة من الغاز تناسباً عكسياً مع الضغط المسلط عليها .
يمكن التعبير عن قانون بويل رياضياً كما يلي :


2- قانون شارل :
عند قيامنا بتثبيت الضغط وتغيير درجة الحرارة نجد ان حجم الغاز يتناسب طردياُ مع درجة الحرارة وهذا هو نص قانون شارل والذي نصه بثبوت الضغط يتناسب حجم الكتلة معينة من غاز طرديا مع درجة الحرارة



وعند دمج قانون بويل شارل بعلاقة رياضية واحدة نحصل على تعبير عام يوضح العلاقة بين (T- V – P ) للغاز ويسمى المعادلة العامة للغاز


مثال : تشغل كتلة من غاز حجم مقداره ( 100 ) لتر في وعاء درجة حرارة ( 12 ) م وضغط مقداره ( 740 ) ملم ماهو حجم هذة الكتلة من الغاز تحت الظروف القياسية .
الحل :
ان الظروف القياسية هي صفر مئوي , وضغط جو واحد ( 760 ) ملم ز
T 2 = 0 + 273 = 273 K

P2 = 760 mm Hg
قانون شارل وغي لوساك :
عند تسخين غاز تحت ضغط ثابت فانه يتمدد وعند تبريد الغاز يتقلص حجمه , ويمكن ايجاد العلاقة بين حجم الغاز ودرجة حرارته كما يلي :
لنفرض ان لدينا كتلة من غاز الهليوم ( He ) بدرجة الصفر المئوي تشغل حجم مقداره 2 + 3 سم وتحت ضغط مقداره ( 760 ) ملم زئبق اذا خفضنا درجة حرارة الغاز من الصفر المئوي الى (-1 c ) فان حجم الغاز سيصبح 272 سم واذا خفضت درجة الحرارة الى ( -2 C ) يصبح الحجم ( 271) سم , هذا يعني ان تغيير درجة حرارة مئوية واحدة يؤدي الى تغيير حجم الغاز بمقدار ( 1 ) سم اي ان تغير ( ) من الحجم الاصلي للغاز وعند الاستمرار في خفض درجة الحرارة بنفس النسبة فانه من التوقع ان يصبح حجم الغاز صفر بدرجة حرارة .
( -273 C ) وهذا هو الصفر المطلقوهي ( -273 . 15 C)
ولغرض الاخذ بدرجة الصفر الطلق تم ابتكار مقياس جديد لدرجات الحرارة سمي مقياس كلفن ( K ) وهو مقياس كلفن = مئوي + 273 . 15
K = t + 273. 15
ونستنتج من هذا بان حجم كتلة معينة من غاز يتناسب طردياً مع درجة
حرارة المطلقة بثبوت الضغط وهذا هو قانون شارل .
V هو حجم الغاز بدرجة حرارة T
V هو حجم الغاز بدرجة حرارة T


V & T
V = KT = K


V = V


قانون غي لوساك وفرضية افوكادرو :
لاحظ العالم غي لوساك سنة 1805 وجود علاقة عددية بسيطة بين حجوم الغازات المتفاعلة اذا قيست تحت ظروف متماثلة يتحد الهيدروجين مع الاوكسجين بنسبة حجمية ( 1 / 2)
H + O ? H2O
جحم 1 / 2 حجم حجم
H + C l ? 2 H C l
2 حجم 1 حجم 1 حجم
N + 3 H ? 2NH
2 حجم 3 حجم 1 حجم

من هذة النتائج العملية يمكن صياغة قانوني غي لوساك كما يلي (( في اي تفاعل كيميائي تشترك فيه الغازات توجد نسبة عددية بسيطة بين حجوم الغازات المتفاعلة وحجوم الغازات الناتجة من التفاعل بشرط ان تقاس الحجوم بنفس الضغوط ودرجات الحرارة ))
وهذا القانون ينطبق على تفاعلات المواد الغازية فقط ولا ينطبق على المواد السائلة والصلبة كما في ما يلي : -
C + 2 O ? 2CO
2 حجم 2 حجم صلب
C H + 2 C l ? C + 4 H C l
4 حجم صلب 2 حجم 1 حجم
لقد نشر غي لوساك نتائج قانونه في الوقت الذي وضع فيه دالتون نظريته الذرية التي تضمنت الفرضيتين التاليتين :
أ - ان الاتحاد بين العناصر لتكوين مركبات يتم باتحاد ذراتها .
ب – يتم اتحاد ذرات العناصر لتكوين المركبات بنسب عددية بسيطة .
وانسجاماً مع نظرية دالتون وضع اوفو كادرو فرضيته لتفسير قانون الحجوم الغازية لغي لوساك ويه علل سبب تفاعل الغازات بنسب حجمية بسيطة الى ( ان الحجوم المتساوية من الغازات المختلفة تحتوي نفس العدد من الجزيئات )

المعادلة العامة للغازات وثابت الغاز ( R ) :
يمكن ربط تفسير كل من ضغط وحجم ودرجة حرارة كتلة معينة من غاز بعلاقة واحدة .


ولما كان المول الواحد من اي غاز يشغل حجم مقدارة 22.414 لتر بدرجة حرارة 273 وضغط جوي واحد لذلك يستعاض عن المقدار بثابت عام هو ثابت الغاز ( R )



لعدد n من المولات
من المعادلة العامة للغازات يمكن حساب n , T , V , P والكثلفة ( d ) حيث ان


مثال / اوجد الحجم الذي يشغله ( 20 ) غرام من H S بدرجة (20 ) م وضغط 700 ملم زئبق ؟
الحل :
P = 700 mm Hg = atm 0.92 atm
n = = = 0. 588 mole
T = 20 + 273 = 293 K
P v = n RT
0.92 * V = 0 . 588 * 0.082 * 293
V = 15.3 Liter
مثال / تشغل كتلة من غاز معين حجم ( 20 ) سم وبدرجة حرارة 20 C ماهو حجمها بدرجة C 100 بثبوت الضغط
بما ان الضغط ثابت


مثال / اوجد الحجم الذي تشغله كتلة معينة من غاز بدرجة 100 م وضغط 40 ملم زئبق .
الحل /
1 جو = 760 ملم ز
عند الظروف القياسية فان



P = 1 atm

V = 22.4 L

T = 273 K

T = 373 K


مثال / احسب وزن ( 12 ) لتر من غاز الميثان ( CH ) تحت ظروف قياسية ؟

الحل بما ان الحجم المولي لاي غاز هو 22. 4 لتر
حجم مول واحد من الغاز = 22. 4 لتر
X مول من الغاز = 12.0 لتر
X = = 0.54 مول
الوزن الجزيئي ل C H = 16 غم / مول
ن = و = ن * ج
الوزن = 0 .54 مول * 16 / مول = 8 . 6 غرام

مثال / احسب الحجم الذي يشغله ( 5 ) غرام من C H في ( 100 ) م وضغط ( 740 ) ملم ز ؟

الحل /

M = 30
n = = = 0.6
P = 740 / 760 = 0. 97 atm
T = 100 + 273 = 373 K
P V = n RT
0.97 * V = 0 .6* 0.082*373
V = 18 .9L iter

معادلة فان دلالز والغازات الحقيقية :
ان الغازات الحقيقية تختلف عن الغازات المثالية بما يلي :
1- وجود تجاذب بين جزيئات الغاز الحقيقي .
2- ان جزيئات الغاز الحقيقي تمتلك حجم معين خاص بها .
ان المعادلة العامة للغاز الحقيقي هي : P I VI = n RT
Vi هي الحجم الفعلي والخاص بحجم الوعاء الذي يحتوي الجزيئات وهو ناتج طرح حجم جزيئات الغاز ( b )من حجم الوعاء nb – V = V i
اما الضغط الفعلي ( P i ) فهو الضغط المستخدم مضاف الية قوى التجاذب بين جزيئات الغاز نفسها وبما ان قوة التجاذب تتناسب طردياً مع مقدار الجزيئات لوحدة الحجم


ان هذة المعادلة تسمى معادلة فان درفالز للغاز الحقيقي وفيها نلاحظ ظهور ثابتين جديدين وهما الثابت ( b ) وهو خاص بكل غاز ويتعلق بحجم جزيئة الغاز الواحدة والثابت الاخر هو ( a ) وهو خاص بمقدار قوة التجاذب بين جزيئات الغاز الواحد.

يمكن تطبيق معادلة فان درفالز على معظم الغازات المعروفه في درجات الحرارة العالية والضغوط الواطئة حيث يقترب الثابت ( b ) والثابت ( a) من الصفر وعند ذلك تاخذ معادلة فان درفالز الشكل العام لمعادلة الغاز وهي
PV = n R T
P = 40 / 760 atm


الحجم المولي للغاز :
من خلال فرضية افوكادرو وغي لوساك توصلنا الى ان صيغ الاوكسجين والهيدروجين والكلور هي N , H O واناوزانها الجزئية هي 28. 4 , 2.0 , 32. 0 غرام / مول على التولي .
وبتجارب لاحقة تم حساب الحجم الذي يشغلة الوزن الجزيئي الغرامي ( مول واحد ) من اي غاز تحت ظروف قياسية هو ( 22.414 ) لتر ومنه تم التوصل الى حقيقة ان المول الواحد من اي غاز تحت ظروف قياسية يشغل حجم مقداره 22.414 لتر / مول وهو ما يعرف بالحجم المولي .
وحسب فرضية افوكادرو فان الحجوم المتساوية من الغازات المختلفة تحت نفس الظروف تحتوي على نفس العدد من الجزيئات وبما ان الوزن الجزيئي الغرامي لاي غاز هو ( 22. 414 ) لتر لذلك فان المول الواحد من اي غاز لابد ان يحتوي على نفس العدد من الجزيئات ( ان عدد الجزيئات في المول الواحد يعرف بعدد افوكادرو ( N ) وفيه 6.02 * 10 جزيئة )
كلما ارتفعت درجة الحرارة وقل الضغظ كلما اقترب الغاز من السلوك المثالي ومن هذة الفرضيات يستفاد من فكرة الحجم المولي في حساب الوزن الجزيئي التقريبي ولصنع الجزيئة للغازات فبواسطة الحجم المولي امكن البرهنة على ان غاز الهليوم والنيون الاركون الكريتون والزنون هي جزيئات احادية الذرة لان الوزن ( 22. 4 ) لتر من الغاز هو عبارة عن الوزن الذري الغرامي وهذا يعني ان صيغ هذة الغازات هي X e, Kr , A r , Ne , He كما في صيغة جزيئة الفسفور بدرجة 600 م هي ( p ) مع العلم ان مصطلح الجزيئة ينطبق على العناصر والمركبات معاً .
يمكن تعريف الجزيئة على انها اصغر دقيقة من المادة وجود مستقل عن المادة نفسها عنصراً كانت ام مركب .
غاز الهليوم يوجد كجزيئة احادية الذرة والاوكسجين كجزيئة ثنائية الذرة والفسفور كجزيئة رباعية الذرة ( p )
وفي حالة الغازات مثل الاستيلين والذي صيغته الوضعية ( C H ) نجد ان صيغته الدقيقة هي ( C H ) او احد مضاعفاتها اي C H او C H الخ وعلى هذا الاساس فان الوزن الجزيئي الفعلي للاستيلين هو ( 1 + 12 ) او احد مضاعفاتها .