دید کلی
گازها به دو دسته ایده‌آل یا کامل و غیر ایده‌آل یا حقیقی تقسیم می‌شوند. تمام گازها دارای چهار متغیر
فشار (P) ، حجم (
V) ،
دما (
T) و تعداد مولها (
n) هستند. باید رابطه‌ای بین این چهار متغیر وجود داشته باشد. قانون ساده گازها رابطه بین دو متغیر را وقتی که دو متغیر دیگر ثابت باشند، بیان می‌کند. طبق
قانون بویل - ماریوت ، وقتی تعداد مولها و دما ثابت باشند، فشار با حجم به نسبت عکس تغییر می‌کند.
قانون شارل - گیلوساک بیان می‌کند که در فشار و تعداد مولهای ثابت ، حجم یک گاز با دمای آن نسبت مستقیم دارد و همچنین در حجم و تعداد مولهای گازی ثابت ، فشار آن گاز با دما نسبت مستقیم دارد.
معادله حالت یک
گاز کامل ، رابطه‌ای بین چهار متغیر را بیان می‌کند و بدین صورت می‌باشد: ()} {PV = nRT} {TEX} در این معادله
، ثابت گازهای ایده‌آل می‌باشد. هر گازی که از این معادله تبعیت کند گاز ایده‌آل یا کامل است. اما برای گاز گاز ایده آل تعریف مناسبتری نیز وجود دارد. گاز ایده آل گازی است که:
- حجم اشغال شده توسط خود مولکولهای گاز (حجم خودی یا حجم مستثنی شده) قابل صرف نظر یا به عبارتی صفر باشد.
- نیروهای بین مولکولی (شامل نیروهای جاذبه و دافعه) صفر باشد.
هر عاملی که گازها را به این دو شرط اساسی نزدیک کنند، باعث نزدیکی گاز به حالت ایده‌آل می‌شود. مثلا افزایش حجم ، افزایش دما ، کاهش فشار ، کاهش چگالی یا تراکم مولکولها یا غلظت ، همه باعث نزدیک شدن گازها به حالت ایده‌آل می‌شوند.
گازهای حقیقی
در شرایط دما و فشار معمولی ، گازهای حقیقی بطور نسبتا کامل از قوانین گازهای ایده‌آل پیروی می‌کنند. ولی در دماهای پایین و یا در فشارهای بالا یا هر دو مورد ، گازهای حقیقی از گازهای ایده‌آل انحراف نشان می‌دهند.
علل انحراف از حالت ایده‌آل
به دلیل وجود نیروهای بین مولکولی و حجم مولکولی خود مولکولهاست.
نیروهای بین مولکولی
در
نظریه جنبشی گازها فرض بر این است که بین مولکولهای گاز نیروی جاذبه وجود ندارد. ولی چنین جاذبه‌ای باید وجود داشته باشد، زیرا تمام گازها را می‌توان مایع کرد. نیروهای جاذبه مولکولی موجب پیوستن مولکولها به یکدیگر در حالت مایع می‌شود. دو نیرو بین مولکولها وجود دارد، نیروی جاذبه و نیروی دافعه.
اگر چگالی یا فشار گاز بالا باشد، فاصله بین مولکولهای گاز کم بوده و عامل موثر ، نیروی دافعه بین مولکولهاست؛ اگر فشار گاز و چگالی گاز پایین باشد، فاصله بین مولکولها زیاد بوده و عامل موثر ، نیروی جاذبه است. عاملی که انحراف از گازهای ایده‌آل را به خوبی نشان می‌دهد، عامل تراکم پذیری
نام دارد.
در فشار یا چگالیهای بالای گاز ، که نیروی دافعه بر نیروی جاذبه غالب است، فشار گاز حقیقی از فشار گاز ایده‌آل بیشتر بوده و در نتیجه
و متراکم کردن گاز حقیقی سخت‌تر از گاز کامل است. در فشار و چگالیهای پایین ، نیروی جازبه بر نیروی دافعه غالب و
است و فشار گاز حقیقی کمتر از فشار گاز ایده‌آل و متراکم کردن گاز حقیقی راحت‌تر از گاز کامل است.
عامل تراکم پذیری به دو عامل فشار و دما بستگی دارد: در فشار صفر ، عامل تراکم پذیری تمام گازها
1 می‌باشد که برابر گاز کامل است. در فشار پایین
و در فشارهای بالا
است. در دماهای پایین ، نیروی جاذبه بین مولکولهای گاز بیشتر از دماهای بالا است. بنابراین در دماهای پایین میزان انحراف از حالت ایده‌آل بسیار بیشتر از دماهای بالا است.
حجم مولکولی
در نظریه جنبشی ، مولکولهای گاز به صورت نقاطی در فضا فرض می‌شوند که حجم آنها ناچیز است. بنابراین ، در دمای
صفر مطلق که حرکت متوقف می‌شود، حجم گاز ایده‌آل به صفر می‌رسد. البته حجم مولکولی گاز حقیقی صفر نیست. گرچه فاصله بین مولکولها براثر افزایش فشار کاهش می‌یابد، ولی خود مولکولها تراکم پذیر نیستند. در فشارهای پایین ، مولکولهای گاز از یکدیگر فاصله دارند و فضای آزاد بین آنها در مقایسه با حجم مولکولی زیاد است.
در چنین شرایطی صرفنظر کردن از حجم مولکولها موجب خطای محسوس نمی‌شود. ولی در فشارهای زیاد ، مولکولهای گاز به یکدیگر نسبتا نزدیک‌اند و حجم مولکولی جز حجم قابل توجهی از حجم کل گاز را تشکیل می‌دهد. در این شرایط ، حجم اندازه گیری شده بطور محسوس بیشتر از حجم محاسبه شده برای گاز ایده‌آل خواهد بود، که در مورد آن از حجم مولکولی صرفنظر می‌شود. این اثر موجب می‌شود مقدار
بزرگتر از واحد گردد.
دو اثر مذکور تواما در دو جهت مخالف هم عمل می‌کنند و اینکه کدام غالب می‌شود به شرایط تجربی بستگی دارد. اگر منحنی
بر حسب فشار برای چند گاز در دماهای مختلف رسم شود ملاحظه می‌شود آن بخش از منحنیها که زیر خط
قرار دارند مربوط به شرایطی می‌شود که در آن اثر نیروهای جاذبه بین مولکولی غالب است و آن بخش از منحنیها که در بالای این خط قرار دارند مربوط به شرایطی می‌شود که در آن حجم مولکولی غالب است.
معادله حالت واندروالس برای گازهای حقیقی
یوهان واندروالسی در 1873 برای به حساب آوردن دو اثر نیروهای بین مولکولی و حجم اشغال شده توسط مولکولهای گاز ،
معادله حالت گاز ایده آل را اصلاح کرد.
معادله واندروالس:
اگر حجم مولکولهای گاز را
در نظر بگیریم، حجم گاز به
کاهش می‌یابد که
، حجم مستثنی شده است. با توجه به این قاعده ، معادله گاز گامل به صورت زیر تبدیل می‌شود:
اگر نیروهای جاذبه بین مولکولی را در گازها در نظر بگیریم، فشار کاهش می‌یابد. چون نیروهای جاذبه باعث کاهش شدت برخورد مولکولهای گاز با دیواره ظرف می‌شوند. میزان کاهش فشار
است که
نشان دهنده غلظت یا تراکم یا چگالی گاز است. پس فشار با مربع چگالی کاهش پیدا می‌کند. در نتیجه: ()} {P = nRT\over {V - nb} – an
2\over {V
2}\rightarrow (P + an
2\over {V
2})(V - nb) = nRT} {TEX}::
و
ثابت واندروالس هستند و به نوع گاز بستگی دارند. جمله اول مربوط به دافعه بین مولکولها و از مرتبه
و جمله دوم مربوط به جاذبه بین مولکولهاست و در نتیجه معادله واندروالس به صورت فوق تشکیل می‌شود. برای گازهای حقیقی معادله حالت فراوانی وجود دارد، که در آنها مقدار پارامترها بسیار زیاد است و هر چه تعداد پارامترهای موجود در یک معادله بیشتر باشد، معادله دقیقتر می‌باشد. معادله‌های ویریال ، برتوله ، بتی - بریجمن دیترسی و ریدلیچ کوانگ.
مباحث مرتبط با عنوان
