نظرية الحركة الجزيئية للغازات

الغاز هو أحد حالات المادة، ومثل السوائل فإن الغازات موائع أي أن لها قابلية للسريان ولا تقاوم تغيير شكلها، بالرغم من أن لها لزوجة. وعلى غير ما يحدث في السوائل، فإن الغازات حرة لا تشغل حجماً ثابتاً ولكنها تملأ أي فراغ يتاح لها . وطاقة حركة الغازات هي ثاني أهم شيء في حالات المادة (بعد البلازما). ونظراً لزيادة طاقة حركة الغازات فإن جزيئات و ذرات الغاز تميل لأن تشغل كل حجم متاح لها ، بل النفاذ أيضا خلال حائل من مادة مسامية ، ويزداد ذلك بزيادة طاقة حركتها. ويوجد مفهوم خاطئ يتعلق بأن اصطدام الجزيئات ببعضها ضروري لمعرفة ضغط الغاز، ولكن الحقيقة أن سرعاتها العشوائية كافية لتحديد ضغطها . الاصتدامات بين الجزيئات مهمة فقطللتفاعلات الكيميائة حيث تفسر نظرية التصادم حدوث تفاعل بين جزيئات مادتين . كما يصف توزيع ماكسويل-بولتزمان توزيع سرعات الجزيئات في الغاز واعتمادها على درجة الحرارة ويأخذ الحركة الحرارية للغاز في الحسبان.
تختلف حركة جسيمات الغاز عن حركة جسيمات السوائل التي تتلامس. فعند تواجد جسيمات ، مثل حبيبات غبار في غاز نجد أنها تتحرك في حركة براونية، ونشاهد ذلك أحيانا في شعاع الشمس وحركة الغبار في الهواء. وحيث أنه لا توجد تقنية حالية تمكننا من ملاحظة حركة جسيم غازي (ذرة أو جزيئ)، فإن الحسابات النظرية فقط تعطي تصورا عن كيفية تحركهم ، ولكن حركة ذرات غاز أو غاز مكون من جزيئات (الأكسجين]] أو النيتروجين حيث يتكون كل منهما من ذرتين مرتبطتين) فهي تختلف عن الحركة البروانية. والسبب في هذا أن الحركة البروانية تتضمن حركة جسيم غبار تحت تاثير محصلة اصطدامات ذرات الغاز بها . ويتكون جسيم الغبار غالباً من مليارات الذرات . ويتحرك في أشكال أشكال حادة عشوائيا .

نظرية الحركة الحرارية للغازات
كان تطور الحركة الحرارية وفهم الغازات وسلوكها الباعث على تقدم الكيمياء والفيزياء منذ اكتشافت روبيرت بويل وصياغته لسلوكها في قانون بويل في عام 1662. ثم حدث تقدم سريع حتى القرن التاسع عشر ، واستطاع العلماء وصف الغاز كالأتي :
1-تتألف الغازات من أعداد كبيرة من الجسيمات المتناهية في الصغر والبعيدة عن بعضها مقارنة بحجمها. وينتج عن ذلك ان معظم الحجم الذي يحتله الغاز هو عبارة عن فراغ , وهذا يعلل الكثافة المنخفضة للغازات.
2- تتصادم جسيمات الغاز بعضها البعض بسبب حركتها السريعة العشوائية ، وبارتفاع درجة الحرارة تزداد سرعات الجزيئات ،وتشتد الاصطدامات ويزداد معد الاصطدامات . في نفس الوقت تصطدم جسيمات الغاز بجدار الوعاء الذي يحتويها وتظهر لنا في صورة الضغط. التصادم مرن أي لا يحصل فقدان في الطاقة الكلية للغاز . كل مافي الأمر تنتقل السرعات بين الجسيمات مثلما تنتقل سرعات كرات البلياردو.
3- تكون جسيمات الغاز في طاقة حركة دائمة سريعة وعشوائية وفي جميع الاتجاهات.
4- لا توجد قوى تجاذب أو تنافر بين جزيئات الغاز (افتراض الغاز المثالي) .
معادلة الغاز المثالي
أو معادلة الحالة الحرارية لغاز مثالي وهي تصف غازا مثاليا وسلوكه عند تغير درجة الحرارة مثلا. وقد شكلت تلك المعادلة كنتيجة لنتائج تجارب عديدة (قوانين الغازات).ثم استطاع لودفيغ بولتزمان عن طريق حساب الاحتمالات (ترموديناميكا إحصائية ) تفسير سلوك الغاز عل أساس بنية جسيمات الغاز .
تصف معادلة الغاز العامة دوال حالة غاز مثالي وعلاقات تلك الدوال بعضها ببعض من : درجة الحرارة ، والضغط و حجم الغاز ، وهي:

حيث:
[1]

ثابت الغازات العام ، كما أن :
p الضغط
V الحجم المولي
T درجة الحرارة بالكلفن
R ثابت الغازات العام
n عدد المولات (أو أجزاء المول ).
بواسطة المعادلة العامة للغازات بالإضافة إلى قوانين الديناميكا الحرارية يمكننا وصف عمليات الحركة الحرارية للغازات المثالية بطريقة الرياضيات .
[عدل]معادلة الغاز الحقيقي
الغاز الحقيقي (بالإنجليزية: Real gas) هو غاز ليس غاز مثالي بتميز بصفات لا يمكن معالجتها بواسطة قانون الغازات المثالية. ولكي نفهم سلوك الغازات الحقيقية وهي تقابلنا باستمرار في حياتنا العملية حيث أها تشغل المحركات ، كما أنها تؤثر على الطقس فلا بد من اتخاذ الصفات الآتية في الاعتبار:
    لها تأثيرات ضغطية
    حرارة نوعية متغيرة
    تأثير فان دير فالس (حيث للجزيئات أحجام تختلف عن الصفر) ،
    تأثيرات ترموديناميكية في حالة عدم التوازن ،
    تؤثر على تفكك الجزيئات وتؤثر على التفاعلات الكيميائية
بأخذ تلك المؤثرات في العتبار أو بعضها توجد عدة صيغ لحالة العاز الحقيقي ، نؤتي منها على سبيل المثال :
[عدل]معادلة فان دير فالس
تتعامل مع الغازات الحقيقية باعتبار الكتلة المولية ووحجمها المولي:

حيث:
P الضغط,
T [[درجة الحرارة بالكلفن,
R ثابت الغازات ,
الحجم المولي Vm.
a و b إحداثيان يُعينان عمليا لكل غاز ، وأحيانا يجري تعيينهما من النقطة الحرجة (Tc) والضغط الحرج (Pc) مع استخدام العلاقتين :

غاز حقيقي
الغاز الحقيقي في الكيمياء والفيزياء والهندسة الميكانيكية (بالإنجليزية: Real gas) هو غاز ليس غاز مثالي بتميز بصفات لا يمكن معالجتها بواسطة قانون الغازات المثالية. ولكي نفهم سلوك الغازات الحقيقية ، وهي تقابلنا باستمرار في حياتنا العملية حيث تشغل المحركات كما أنها تؤثر على الطقس فلا بد من اتخاذ الصفات الآتية في الاعتبار:
    لها تأثيرات ضغطية
    حرارة نوعية متغيرة
    تأثير فان دير فالس (حيث للجزيئات أحجام تختلف عن الصفر) ،
    تأثيرات ترموديناميكية في حالة عدم التوازن ،
    تؤثر على تفكك الجزيئات وتؤثر على التفاعلات الكيميائية
وتأخذ دراسة نظام حركة حرارية تلك التأثيرات في الحسبان للحصول على نتائج دقيقة ، كما يمكن تطبيق قانون الغازات المثالية والحصول على نتائج تقريبية معقولة. ومن كهة أخرى فلا بد من تطبيق نماذج الغاز الحقيقي عند التعامل معتكثيف الغازات بالقرب من النقاط الحرجة في الضغوط العالية وفي درجات الحرارة المنخفضة وبعض الحالات الأخرى.

نماذج لمعادلات الغازات الحقيقية
{مقالة رئيسة: معادلة الحالة}

تغير الضغط بتغير الحجم لغاز حقيقي عند ثبات درجة الحرارة. تنحفض درجة الحرارة من المنحنى الأعلى إلى المنحنى السفلي.
يبين الشكل تغير الضغط بتغير الحجم عند ثبات درجة حرارة غاز حقيقي. ويسلك الغاز مسالكا معقدة تحاول الترموديناميكا وصفها بمعادلات تساعد على حسابها. وسوف نصف هنا مناطقا للمنحنيات التالية :
    منحنيات أزرق غامق – التغير عند درجة حرارة ثابتة (الأجزاء الخضراء – حالات شبه مستقرة).
    الأجزاء على يسار F – حالة سائلة .
    النقطة F – درجة الغليان.
    الخط FG – توازن بين الحالة السائلة والحالة الغازية.
    الجزء FA – سائل فوق الساخن .
    الجزء F′A – سائل تحت ضغط أقل من الصفر (p<0).
    الجزء AC – امتداد غير واقعي عند ثبات درجة الحرارة ، ويكون النظام في عدم استقرار.
    الجزء CG – بخار تحت درجة التكثف.
    النقطة G – نقطة التكثف.
    المنظقة على يمين النقطة G – غاز عادي.
    المساحة FAB والمساحة GCB متساويتان.
    المنحنى الأحمر – Critical isotherm الحالة الحرجة عند ثبات درجة الحرارة.
    النقطة K – نقطة حرجة.
    منحنيات زرقاء فاتحة – حالات فوق الحرجة مع ثبات درجة الحرارة (الضغط عالي جدا).
[عدل]نموذج فان دير فالس
نتعامل مع الغازات الحقيقية عادة باعتبار الكتلة المولية ووحجمها المولي:

حيث:
P الضغط,
T [[درجة الحرارة بالكلفن,
R ثابت الغازات ,
الحجم المولي Vm.
a و b إحداثيان يُعينان عمليا لكل غاز ، وأحيانا يجري تعيينهما من النقطة الحرجة (Tc) والضغط الحرج (Pc) مع استخدام العلاقتين :

نموذج ريدليش-كوونج
تحتوي معادلة ريدليش-كوونج على احداثييين أخرىن تستخدم لتمثيل الغاز الحقيقي. وهي تعتبر أكثر دقة من معادلة فان دير فالس ، وصيغتها كالآتي:

a و b هما إحداثيان يختلفان عن إحداثيات فان دير فالس ، ويمكن تعيينهما :

نموذج كلاوسيوس
معادلة كلاوسيوس - وهي مسماة باسم العالم رودولف كلاوسيوس - هي معادلة بسيطة تحتوي على ثلاثة إحداثيات تستخدم لتمثيل الغاز الحقيقي:

حيث:

و Vc حجم حرج.

» نظرية الحركة الجزيئية للغازات
» نظرية الحركة الجزيئية للغازات
» نظرية الحركة الجزيئية للغازات
» نظرية الحركة الجزيئية للغازات
» نظرية الحركة الجزيئية للغازات