گاز کامل در شیمی چیست؟ – قانون گاز ایده آل

گازی که در آن نیروی بین مولکولی وجود ندارد به عنوان گاز کامل تعریف می شود.  مولکول های این گاز با مستقل بودن از نیروی جاذبه بین خود، به شکل جدا از یکدیگر قرار دارند. انرژی پتانسیل گاز کامل که به گاز ایده آل نیز معروف است با انتقال انرژی در آن، تغییری نخواهد کرد. در حقیقت تعریف گاز کامل برای این است که حل مسایل مربوط به گازها آسان شود. این گاز به دلیل نداشتن پیوند بین مولکولی، تابع قانون واندروالسی نیست. این مقاله نشریه جهان شیمی فیزیک به معرفی گاز کامل در شیمی و قانون گازهای ایده آل می پردازد.

گاز کامل در شیمی چیست؟

با حذف برهمکنش ها و نیروهای جاذبه بین مولکولی در گازها، به گاز کامل در شیمی می رسیم. پس در این نوع از گازها نیروی بین مولکولی جاذبه یا دافعه وجود ندارد. گاز کامل در شیمی و فیزیک می تواند به عنوان یک گاز تئوری، به آسان سازی محاسبات گازها کمک کند.

در شبیه سازی ساده کردن مسایل گازها که با استفاده از گاز کامل انجام می شود، می توان به نیروی اصطکاک در حل مسایل پیچیده مکانیک اشاره کرد. چون در فیزیک با عدم در نظر گرفتن اصطکاک، حل مسایل راحت می شود. در گاز ایده آل نیز بدون در نظر گرفتن انجام کار خارجی در غلبه بر نیروهای بین مولکولی، حل مسایل آسان و ساده می شود.

گاز کامل یا گاز ایده آل

با انجام محاسباتی می توان در علم شیمی فیزیک ثابت کرد که گاز کامل همان گاز ایده آل است. نکته ای که در بیان ارتباط بین گازهای کامل و ایده آل می توان گفت این است که همان طور که گفته شد، بین ذرات گاز کامل نیروی بین مولکولی نیست. اما اگر تمام برهمکنش های بین مولکول های گاز کامل، یکی باشد به آن گاز ایده آل می گویند. پس با این تعریف یک گاز کامل، ایده آل است ولی یک گاز ایده آل حتما گاز کامل نیست. یک گاز ایده آل دارای مولکول هایی کوچک با انرژی جنبشی متوسط وابسته به دما است.

در قانون گازهای ایده آل اندازه مولکول ها و نیروهایی بین مولکولی آن ها صرف نظر می شود. این قانون برای فشارهای کم و درجه حرارت بالا صادق است. وقتی فشار کم باشد، اندازه ای که مولکول ها دارند در مقایسه با فاصله بین آن ها خیلی کم می شود. با افزایش دما و درجه حرارت نیز، جذب بین مولکولی در نتیجه افزایش انرژی جنبشی، قابل صرف نظر کردن خواهد بود.

دمای گازها

در تعریف دما باید گفت که به عنوان معیاری در نظر گرفته می شود که میزان گرمی و یا سردی هر جسم را نسبت به اجسام دیگر ارزیابی می کند. مقیاس های اندازه گیری دما نیز می تواند سانتی گراد یا درجه، کلوین و فارنهایت باشد. فرقی که دما با گرما دارد این است که به جریان و حرکت انرژی از یک جسم با دمای بیشتر به جسمی با دمای کمتر گفته می شود.

فشار گازها

فشار به معنای نیرویی است که یک جسم در تماس با سطحی دیگر، به آن سطح وارد می کند. مانند نیرویی که هوای داخل یک بالن به سطح داخلی آن وارد می کند. با افزایش دما، فشار گاز داخل بالن زیاد شده و انرژی جنبشی زیاد و گاز منبسط می شود. برای اندازه گیری فشار مایعات از بارومتر استفاده می شود که فشار ستون مایع را اندازه می گیرد. اما برای اندازه گیری فشار گازها از مانومتر استفاده می شود که با داشتن لوله U شکل حاوی جیوه، می تواند فشار گاز را اندازه بگیرد. در لوله مانومتر، در صورت عدم وجود گاز، ارتفاع در دو سمت لوله یکی خواهد بود.

وقتی گاز موجود در محفظه حبابی مانومتر آزاد شود، فشار این گاز باعث می شود که جیوه حرکت کند. زیرا در سمت دیگر لوله هیچ هوایی (به جزء بخارات کم جیوه) وجود ندارد. با تعیین میزان اختلاف ارتفاع جیوه در دو لوله مانومتر، به اندازه فشار گاز می توان پی برد.

گازهای حقیقی

به گازهایی که از قانون گاز ایده آل پیروی نمی کنند (PV = nRT) گاز حقیقی می گویند. وقتی فشار زیاد و دما کم باشد، گازها از حالت ایده آل منحرف می شود. میزان غیرایده آلی و انحراف از قانون گازهای ایده آل با فشارهای بیشتر و دماهای کمتر، بیشتر می شود. دو نوع انحراف در گازهای حقیقی دیده می شود. یکی از این انحرافات مهم شدن و غیر قابل چشم پوشی جاذبه ها است و دیگری غیر قابل چشم پوشی شدن دافعه هاست. نوع اول انحراف در فشارهای به طور تقریبی زیاد و نوع دوم در فشارهای خیلی خیلی زیاد چند صد اتمسفری اتفاق می افتد. اما اگر فشار بالا نباشد، رفتار گازهای حقیقی، ایده آل خواهد بود.

قانون گاز کامل در شیمی

برای این که یک گاز را با فرمول توضیح فیزیکی کنیم، به دما، فشار، حجم و مقدار گاز نیاز است. از این چهار متغیر که در تعریف گازها به وجود هم وابسته هستند، به توصیف دما و فشار در بالا پرداختیم. چون حجم و مقدار گازها کمیت های معینی هستند. برای رسیدن به قانون کلی گازهای ایده آل از سه قانون و رابطه استفاده می شود.

قانون بویل :

وقتی تعداد ذرات و دمای یک گاز ثابت باشد، بین حجم با فشار رابطه ی عکس وجود دارد.

قانون شارل :

وقتی تعداد ذرات و فشار یک گاز ثابت باشد، حجم با دما رابطه ی مستقیمی خواهد داشت.

اصل آووگادرو :

وقتی دما و فشار ثابت باشد، تعداد ذرات با حجم گاز رابطه مستقیمی خواهد داشت.

با استفاده از سه قانون بالا می توان به قانون گازهای ایده آل یا کامل طبق رابطه زیر رسید :

PV = nRT

P در این رابطه به عنوان فشار گاز کامل، V نشان دهنده حجم گاز بر حسب متر مکعب، n تعداد مول های گاز، T دمای مطلق گازها بر حسب کلوین و R ثابت جهانی گاز را نشان می دهد. مقدار ثابت جهانی گازها برابر ۸,۳ ژول بر درجه کلوین مول است. در این معادله تغییراتی ممکن است اعمال شود. اگر در این معادله فشار ثابت باشد، به آن ایزوبار می گویند و معادله متناسب با این شرایط تغییر خواهد کرد. تحولات دیگر شامل حجم ثابت (ایزومتریک)، دمای ثابت (ایزوترمال)، تحول آدیاباتیک و تحول پلی تروبیک خواهد بود.