رفتن به مطلب

پست های پیشنهاد شده

خواص عمومی گازها

 

دید کلی

 

گازها متشکل از مولکولهای کاملا جدا از هم و دارای حرکت سریع می‌باشند، از دو یا چند گاز می‌توان به هر نسبت مخلوطی کاملا همگن بدست آورد. ولی چنین تصمیمی در مورد مایعات صدق نمی‌کند. چون مولکولهای هر گاز جدا از هم و فاصله بین آنها نسبتا زیاد است. مولکولهای یک گاز می‌توانند از بین مولکولهای گاز دیگر قرار گیرند.

 

 

 

 

 

 

خواص گازها

 

برای مطالعه گازها بایستی خواص آن مورد بررسی قرار گیرد چهار متغییر لازم برای بیان حالت یک نمونه گاز عبارت از حجم ، فشار، دما و مقدار گاز است.

فشار

 

فشار به عنوان نیرو بر واحد سطح تعریف می‌شود. فشار یک گاز برابر با نیرویی است که گاز به واحد سطح دیواره ظرف خود وارد می‌کند. واحد فشار در دستگاه SI پاسکال (Pa) است. یک پاسکال یک نیوتن بر متر مربع می‌باشد.

 

 

 

 

  • اندازه گیری فشار گاز
    :
    شیمیدانها معمولا فشار گاز را در ارتباط با فشار جو اندازه گیری می‌کنند. برای این کار از وسیله‌ای به نام فشار سنج استفاده می‌شود.

 

حجم

 

گازها در ظرفی که وارد می‌شوند در تمام حجم آن پخش می‌شوند. بنابراین گازها از مولکولهایی که در فضا کاملا جدا از هم هستند، تشکیل یافته است و حجم واقعی مولکولها در مقابل حجم کل گاز ناچیز است. حجم (V) معمولا بر حسب لیتر (L) بیان می‌شود. حجم یک مول از گاز در دما و فشار استاندارد 22.414 (L) است.

دما (T)

 

مفهوم دما از این واقعیت ناشی می‌شود که انرژی در اثر تماس می‌تواند از یک ماده به ماده دیگر جریان پیدا کند (مانند موقعی که یک میله داغ را در آب فرو می‌بریم) دما خاصیتی است که جهت جریان انرژی را مشخص می‌سازد. دمای گاز برحسب کلوین (K) بیان می‌شود که با افزودن 273.15 به دمای سیلسیوس بدست می‌آید.

 

 

 

[TABLE=class: cms_table, align: left]

[TR]

[TD][/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

 

 

سه قانون ساده گازها

 

قانون ساده گازها رابطه بین دو متغییر از چهار متغییر را وقتی که دو متغییر دیگر ثابت باشند بیان می‌کند:

 

 

 

 

  • قانون بویل
    حجم یک نمونه از گاز در دمای ثابت ، به نسبت عکس فشار تغییر می‌کند.

  • قانون شارل - گیلوسارک:
    در فشار ثابت ، حجم یک نمونه گاز با دمای مطلق (دمای کلوین) نسبت مستقیم دارد.

  • قانون آمونتون:
    تغییرات فشار یک گاز در حجم ثابت با تغییرات دمای مطلق نسبت مستقیم دارد.

 

قانون گاز ایده‌آل

 

در دما و فشار ثابت ، حجم یک گاز با تعداد مولهای آن بطور مستقیم تغییر می‌کند. n ، تعداد مولهای یک گاز است. معادله حالت برای گاز ایده‌آل (
PV = nRT
) رابطه بین چهار متغییر را بیان می‌کند که در آن R ، ثابت گاز ایده‌آل نامیده می‌شود.

قانون فشارهای جزئی جان دالتون

 

 

  • فشار کل مخلوطی از گازها برای مجموع فشارهای جزئی هر کی از آن گازها است.

  • فشار جزئی
    :
    فشاری که یک جز از یک مخلوط اگر به تنهایی در حجم مورد نظر می‌بود اعمال می‌کرد.

 

قانون نفوذ مولکولی گراهام

 

 

  • نفوذ مولکولی
    :
    اگر در ظرفی حاوی گاز ، منفذی بسیار کوچک تعبیه شود مولکولهای گاز از آن منفذ فرار می‌کنند.

  • قانون نفوذ گراهام
    :
    سرعت نفوذ یک گاز با جذر چگالی یا جذر وزن آن گاز نسبت معکوس دارد.

 

قانون ترکیب حجمی گیلوساک و اصل آووگادرو

 

حجم گازهای مصرف شده با تولید شده در یک واکنش شیمیایی ، در فشار و دمای ثابت ، با نسبتهای اعداد صحیح کوچک بیان می‌شود. اصل آووگادرو توضیحی برای قانون گیلوساک ارائه می‌کند.

 

 

 

 

  • اصل آووگادرو
    :
    حجمهای مساوی از تمام گازها ، در دما و فشار یکسان ، دارای عده مولکولهای مساویند.

 

 

 

 

[TABLE=class: cms_table, align: left]

[TR]

[TD][/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

 

 

 

مقایسه گازهای ایده‌آل و حقیقی

 

نظریه جنبشی گازها، رفتار گازهای ایده‌آل را بر حسبت
مول
بیان می‌کند، طبق این نظر گازها از مولکولهایی که در فضا کاملا جدا از هم هستند تشکیل یافته‌ است. حجم واقعی این مولکولها در مقایسه با حجم کل گاز ، ناچیز است. مولکولها حرکت مداوم دارند و نیروهای جاذبه بین آنها ناچیز است و انرژی جنبشی مولکولها به دما بستگی دارد.

 

رفتار یک گاز حقیقی از رفتاری که توسط گازهای ایده‌آل بیان می‌شود منحرف می‌گردد. زیرا مولکولهای گاز حقیقی حجمهای معین دارند و بین آنها نیروهای جاذبه اعمال می‌شود. انحرافی که یک گاز حقیقی از حالت ایده‌آل نشان می‌دهد در فشارهای بالا و دماهای پایین مشخص‌تر است. زیرا در این شرایط ، مولکولهای گاز به یکدیگر نزدیک می‌شوند و انرژی جنبشی آنها پایین است و در نهایت این شرایط، گازها ، مایع می‌شوند.

  • Like 4

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر

جذب گازها و دفع آنها

 

جذب گازها ، فرایندی است که در آن ، یک مخلوط گازی برای جداسازی ، در تماس با یک

 

مایع یا حلال قرار می‌گیرد تا یک یا تعداد بیشتری از سازنده‌های آن ، در مایع حل شده و از

 

محلول گازی جدا شود. به‌عنوان مثال ، گازهای حاصل از کُک‌سازی را ابتدا با آن می‌شویند

 

تا گاز آمونیاک آن جدا شود و سپس بخارات آن را با روغن شستشو می‌دهند تا بنزن و تولوئن

 

آن جدا گردد.

 

برای جدا کردن گاز هیدروژن سولفوره (SH2 ) از محلولهای قلیایی استفاده می‌شود. اگر عمل

 

انتقال جرم در جهت عکس صورت گیرد ، یعنی اینکه بعد از عمل جذب که در ان ، انتقال جرم از

 

گاز به مایع است، این بار انتقال جرم از مایع به گاز باشد، این عمل را عاری‌سازی یا دفع گویند

 

(Desorption ).

 

از مثال این نوع پروسس ، می‌توان به خارج کردن بنزن و تولوئن جذب شده در روغن در اثر تماس

 

با بخار آب اشاره کرد که روغن (حلال) دوباره برای جذب بکار می‌رود. نظر به اینکه اصول فرایند

 

جذب و دفع یکسان می‌باشد، لذا هر دو تحول را می‌توان باهم مطالعه کرد.

 

معمولا از این عملیات فقط برای بازیابی و یا جداسازی حل شونده‌ها استفاده می‌کنند، اما تفکیک

 

حل شونده از هم ، بوسیله عمل تقطیر انجام می‌شود.

 

حلالیت در سیستم‌های دوتایی

 

اگر یک گاز خالص و یک مایع غیر فرار را در دما و فشار ثابت به حالت تعادل با یکدیگر در آوریم،

 

غلظت گاز حل شده در مایع را حلالیت آن گاز در آن شرایط گویند. در دمای ثابت ، حلالیت گاز

 

با ازدیاد فشار افزایش می‌یابد و هر نوع گاز در یک حلال معین ، حلالیت مختص خود را نشان

 

می‌دهد و در نتیجه ، منحنی حلالیت گازهای مختلف فرق می‌کند. این منحنی‌ها معمولا به

 

طریق تجربی بدست می‌آیند. اگر فشار تعادلی یک گاز در یک غلظت معین در مایع زیاد باشد،

 

نتیجه می‌شود که گاز در مایع تقریبا نامحلول است.

 

بر اساس قانون وانت هوف در مورد گازها در تعادل پویا ، اگر دمای یک سیستم در حال تعادل

 

افزایش یابد، تغییر در جهتی صورت می‌گیرد که همراه با جذب حرارت باشد. با توجه به اینکه ،

 

ولی نه در تمام موارد ، انحلال گازها با آزاد شدن حرارت همراه است، لذا در بیشتر موارد ،

 

حلالیت گازها با افزایش دما ، کاهش می‌یابد. در نقطه جوش حلال ، در صورتیکه فشار بخار

 

حلال از فشار جزئی فاز گاز کمتر باشد، حلالیت گاز برابر صفر است.

 

 

سیستم‌های چند جزئی

 

اگر مخلوط گاز در تماس با یک مایع قرار گیرد، در تحت شرایط خاصی حلالیت تعادلی هر سازنده

 

مستقل از حلالیت سازنده‌های دیگر خواهد بود، به شرطی که تعادل بر حسب فشارهای جزئی

 

سازنده‌های مخلوط بیان شود.

 

این رفتار ، فقط در محلولهای کامل مشاهده می‌شود. مثلا گازهای پروپان و بوتان موجود در یک

 

مخلوط ، در پارافین مایع غیر فرار بطور مستقل از یکدیگر حل می‌شوند، زیرا محلول حاصل ، کامل

 

است.

 

محلولهای کامل دارای چند مشخصه مهم هستند که به هم وابسته است:

 

1. میانگین نیروهای جاذبه و دافعه بین مولکولی در این محلولها در اثر آمیختن و یا جدا شدن سازنده‌

 

ها تغییر نمی‌کند.

 

2. در اثر آمیختن سازنده‌ها با هم ، گرمایی تولید و یا جذب نمی‌شود.

 

3. فشار بخار کل محلول با ترکیب نسبی سازنده‌ها که بر حسب اجزای مولی بیان می‌شوند، دارای

 

یک رابطه خطی است.

 

در حقیقت محلول کامل وجود ندارد و رفتار محلولهای حقیقی تنها در حد ، به حالت کامل نزدیک می‌

 

شوند. اگر مخلوط گازی که در تعادل با یک محلول مایع کامل است، از قانون گازهای ایده‌آل پیروی

 

کند، فشار جزئی *P هر گاز حل شونده ای نظیر A برابر با حاصلضرب فشار بخار خالص آن گاز ، P

 

(در دمای محلول) در جزء مولی آن در محلول ، X خواهد شد. این خاصیت به قانون رائولت موسوم

 

است.

 

 

P*=P.X

 

علامت ستاره به مفهوم حالت تعادل است.

 

برای محلولهای مایع غیر کامل ، معادله فوق ، قابل استفاده نبوده و نتایج درست نمی‌دهد. در این

 

صورت در یک محدوده خاص از غلظت ، می‌توان از قانون هنری استفاده کرد:

 

P=mX

 

که در اینجا ، m ثابت هنری است.

  • Like 4

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر

نظریه جنبشی گازها

 

قوانین مکانیک را می‌توان بطور آماری در دو سطح مختلف به مجموعه‌ای از اتمها اعمال

 

کرد در سطحی که نظریه جنبشی گازها نامیده می‌شود.

 

به طریقی کم و بیش فیزیکی و با استفاده از روشهای نسبتا ساده میانگینگیری ریاضی،

 

عمل می‌کنیم.

 

برای فهم نظریه جنبشی گاز را در فشار ، دما ، گرمای ویژه و انرژی داخلی این روش را

 

که در سطح بکار برده می‌شود.

 

 

نگاه اجمالی

 

در ترمودینامیک فقط با متغیرهای ماکروسکوپیک ، مانند فشار و دما و حجم سر و کار داریم.

 

قوانین اصلی ترمودینامیک‌ها بر حسب چنین کمیتهایی بیان می‌شوند. ابدا درباره این امر

 

که ماده از اتمها ساخته شده است صحبتی نمی‌کنند. لیکن مکانیک آماری ، که با همان

 

حیطه‌ای از علم سر و کار دارد که ترمودینامیک از آن بحث می‌کند و وجود اتمها را از پیش

 

مفروض می‌داند. قوانین اصلی مکانیک آماری حامی قوانین مکانیک‌اند که در حدود اتمهای

 

تشکیل دهنده سیسنم بکار می‌روند.

 

تاریخچه

نظریه جنبشی توسط رابرت بویل (Rabert Boyle) (1627 – 1691) ، دانیل بونولی (1700 –

 

1782) ، جیمز ژول (1818 – 1889) ، کرونیگ (1822 – 1874) ، رودولف کلاوسیوس (

 

1822 – 1888) و کلرک ماکسول ( 1831 – 1879 ) و عده‌ای دیگر تکوین یافته است. در

 

اینجا نظریه جنبشی را فقط در مورد گازها بکار می‌بریم، زیرا برهم کنش‌های بین اتمها،

 

در گازها به مراتب متغیرترند تا در مایعات. و این امر مشکلات ریاضی را خیلی آسانتر میکند.

 

در سطح دیگر می‌توان قوانین مکانیک را بطور آماری و با استفاده از روشهایی که صوری‌تر

 

و انتزاعی‌تر از روشهای نظریه جنبشی هستند بکار برد. این رهیافت که توسط جی ویلارد

 

گیبس (J.willard Gibbs) و لودویگ بولتز مانی (Ludwig Boltz manni) (1844 – 1906) و

 

دیگران تکامل یافته است، مکانیک آماری نامیده می‌شود، که نظریه جنبشی را به عنوان

 

یکی از شاخه‌های فرعی در بر می‌گیرد.

 

با استفاده از این روشها می‌توان قوانین ترمودینامیک را به دست آورد. بدین ترتیب معلوم

 

می‌شود که ترمودینامیک شاخه‌ای از علم مکانیک است.

 

محاسبه فشار بر پایه نظریه جنبشی

فشار یک گاز ایده‌آل را با استفاده از نظریه جنبشی محاسبه می‌کنند.

 

برای ساده کردن مطلب ، گازی را در یک ظرف مکعب شکل با دیواره‌های کاملا کشسان در

 

نظر می‌گیریم. فرض می‌کنیم طول هر ضلع مکعب L باشد. سطحهای عمود بر محور X را که

 

مساحت هر کدام e2 است.

 

A1 و A2 می‌نامیم. مولکولی را در نظر می‌گیریم که دارای سرعت V باشد. سرعت V را می‌

 

توان در راستای یالهای مولفه‌های Vx و Vy و Vz تجزیه کرد. اگر این ذره با A1 برخورد کند در

 

بازگشت مولفه X سرعت آن معکوس می شود. این برخورد اثری رو ی مولفه Vy و یا Vy ندارد

 

در نتیجه متغیر اندازه حرکت عبارت خواهد بود :

 

(m Vx - m Vx) = 2 m Vx - )= اندازه حرکت اولیه – اندازه حرکت نهایی که بر A1 عمود

 

است. بنابراین اندازه حرکتی e به A1 داده می‌شود برابر با m Vx2 خواهد بود زیرا اندازه

 

حرکت کل پایسته است.

 

زمان لازم برای طی کردن مکعب برابر خواهد بود با Vx/L. در A2 دوباره مولفه y سرعت

 

معکوس می‌شود و ذره به طرف A1 باز می‌گردد. با این فرض که در این میان برخوردی صورت

 

نمی‌گیرد مدت رفت و برگشت برابر با 2 e Vx خواهد بود. به طوری که آهنگ انتقال اندازه

 

حرکت از ذره به A1 عبارت است:

 

mVx2/e = Vx/2e . 2 mVx ، برای به دست آوردن نیروی کل وارد بر سطح A1 ، یعنی

 

آهنگ انتقال اندازه حرکتی از طرف تمام مولکولهای گاز به A1 داده می‌شود.

 

 

(P = M/e(Vx12 + Vx22 + Vx32 P = 1/2eV2

 

تعبیر دما از دیدگاه نظریه جنبشی

 

با توجه به فرمول RT 2/3 = 1/2 MV2 یعنی انرژی کل انتقال هر مول از مولکولهای یک گاز

 

ایده‌آل ، با دما متناسب است. می‌توان گفت که این نتیجه با توجه به معادله بالا برای جور

 

در آمدن نظریه جنبشی با معادله حالت یک گاز ایده‌آل لازم است.

 

و یا اینکه می‌توان معادله بالا را به عنوان تعریفی از دما بر پایه نظریه جنبشی یا بر مبنای

 

میکروسکوبیک در نظر گرفت. هر دو مورد بینشی از مفهوم دمای گاز به ما می‌دهد. دمای

 

یک گاز مربوط است به انرژی جنبشی انتقال کل نسبت به مرکز جرم گاز اندازه گیری می‌

 

شود. انرژی جنبشی مربوط به حرکت مرکز جرم گاز ربطی به دمای گاز ندارد.

 

حرکت کاتوره‌ای را به عنوان بخشی از تعریف آماری یک گاز ایده‌آل در نظر گرفت. V2 را بر این

 

اساس می‌توان محاسبه کرد. در یک توزیع کاتوره‌ای سرعتهای مولکولی ، مرکز جرم در حال

 

سکون خواهد بود. بنابراین ما باید چارچوب مرجعی را بکار ببریم که در آن مرکز جرم گاز در

 

حال سکون باشد.

 

در چارچوبهای دیگر ، سرعت هر یک از مولکولها به اندازه U (سرعت مرکز جرم در آن چارچوب)

 

از سرعت آنها در چارچوب مرکز جرم بیشتر است. در اینصورت حرکتها دیگر کتره‌ای نخواهد

 

بود و برای V2 مقادیر متفاوتی بدست می‌آید. پس دمای گاز داخل یک ظرف در یک قطار متحرک

 

افزایش می‌یابد. می‌دانیم که M V2 1/2 میانگین انرژی جنبشی انتقالی هر مولکول است.

 

این کمیت در یک دمای معین که در این مورد صفر درجه سلسیوس است، برای همه گازها

 

مقدار تقریبا یکسانی دارد. پس نتیجه می‌گیریم که در دمای T ، نسبت جذر میانگین مربعی

 

سرعتهای مولکولهای دو گاز مختلف مساوی است با ریشه دمای عکس نسبت به مربعهای

 

آنها.

 

 

T=2/3k m1 V12/2= 2/3k m2 V22/2

 

مسافت آزاد میانگین

 

در فاصله برخوردهای پی‌درپی ، هر مولکول از گاز با سرعت ثابتی در طول یک خط راست

 

حرکت می‌کند.

 

فاصله متوسط بین این برخوردهای پی‌درپی را مسافت آزاد میانگین می‌نامند. اگر مولکولها

 

به شکل نقطه بودند، اصلا با هم برخورد نمی‌کردند. و مسافت آزاد میانگین بینهایت می‌شد.

 

اما مولکولها نقطه‌ای نیستند و بدین جهت برخوردهایی روی می‌دهد. اگر تعداد مولکولها

 

آنقدر زیاد بود که می‌توانستند فضایی را که در اختیار دارند کاملا پر کنند و دیگر جایی برای

 

حرکت انتقالی آنها باقی نمی‌ماند. آن وقت مسافت آزاد میانگین صفر می‌شد.

 

بنابراین مسافت آزاد میانگین بستگی دارد به اندازه مولکولها و تعداد واحد آنها در واحد حجم.

 

و به قطر d و مولکولهای گاز به صورت کروی هستند در این صورت مقطع برای برخورد برابر با

 

лd2 خواهد بود.

 

مولکولی با قطر 2d را در نظر می‌گیریم که با سرعت V در داخل گازی از ذرات نقطه‌ای هم

 

ارز حرکت می‌کند. این مولکول در مدت t استوانه‌ای با سطح مقطع лd2 و طول Vt را می‌روبد.

 

اگر nv تعداد مولکولها در واحد حجم باشد استوانه شامل (лd2 Vt ) nv ذره خواهد بود.

 

مسافت آزاد میانگین ، L ، فاصله متوسط بین دو برخورد پی‌درپی است بنابراین ، L ، عبارت

 

است از کل مسافتی که مولکول در مدت t می‌پیماید. (Vt) تقسیم بر تعداد برخوردهایی

 

که در این مدت انجام می‌دهد. یعنی

 

I = Vt/πd2nv =1/√2πnd2I=1/√2πnd2

 

این میانگین بر مبنای تصویری است که در آن یک مولکول با هدفهای ساکن برخورد می‌کند.

 

در واقع ، برخوردهای مولکول با هدف دمای متحرک انجام می‌گیرد در نتیجه تعداد برخورد

 

دما از این مقدار بیشتر است.

 

توزیع سرعتهای مولکولی

 

با توجه به سرعت جذر میانگین مربعی مولکولهای گاز ، اما گستره سرعتهای تک‌تک مولکول

 

ها بسیار وسیع است. بطوری که برای هر گازی منحنی‌‌ای از سرعتها مولکولی وجود دارد

 

که به دما وابسته است. اگر سرعتهای تمام مولکولهای یک گاز یکسان باشند این وضعیت

 

نمی‌تواند مدت زیاد دوام بیاورد. زیرا سرعتهای مولکولی به علت برخوردها تغییر خواهند کرد.

 

با وجود این انتظار نداریم که سرعت تعداد زیادی از مولکولها بسیار کمتر از V‌rms (یعنی

 

نزدیک صفر) یا بسیار بیشتر از Vrms ، زیرا وجود چنین سرعتهایی مستلزم آن است که یک

 

رشته برخوردهایی نامحتمل و موجی صورت بگیرد. مسئله محتملترین توزیع سرعتها در

 

مورد تعداد زیادی از مولکولهای یک گاز را ابتدا کلوک ماکسول حل کرد. قانونی که او ارائه

 

کرد در مورد نمونه‌ای از گاز که N مولکول را شامل می‌شد چنین است :

 

N(V)=4πN(m/2πKt)3/2V2e-mv2/2kt

 

در این معادله N(V)dV تعداد مولکولهایی است که سرعت بین V و V+3v است، T دمای

 

مطلق ، K ثابت بولتزمن ، m جرم هر مولکول است. تعداد کل مولکولهای گاز (N) را ، با

 

جمع کردن (یعنی انتگرال‌گیری) تعداد موجود در هر بازه دیفرانسیلی سرعت از صفر تا

 

بینهایت به دست می‌آید. واحد (N(V می‌تواند مثلا مولکول برا سانتیمتر بر ثانیه باشد.

 

N =∫∞0N(V)dv

 

 

توزیع سرعتهای مولکولی در مایعات

 

توزیع سرعتهای مولکولی در مایعات شبیه گاز است. اما بعضی از مولکولهای مایع (آنهایی

 

که سریعترند) می‌توانند در دماهایی کاملا پایینتر از نقطه جوش عادی از سطح مایع بگریزند.

 

(یعنی تبخیر شوند). فقط این مولکولها هستند که می‌توانند بر جاذبه مولکولهای سطح

 

فائق آیند. و در اثر تبخیر فرار کنند. بنابراین انرژی جنبشی میانگین مولکولهای باقیمانده

 

نیز کاهش می‌یابد در نتیجه دمای مایع پایین می‌آید. این امر روشن می‌کند که چرا تبخیر

 

فرایند سرمایشی است.

 

مثال واقعی در مورد توزیع سرعتهای مولکولی

 

با توجه به فرمول N(V)= Σ410N(M/2πkT)3/2 توزیع سرعتهای مولکولی هم به جرم

 

مولکول و هم به دما بستگی دارد هرچه جرم کمتر باشد نسبت مولکولهای سریع در

 

یک دمای معین بیشتر است. بنابراین احتمال اینکه هیدروژن در ارتفاعات زیاد از جو فرار

 

کند بیشتر است، تا اکسیژن و ازت. کره ماه دارای جو رقیقی است.

 

برای آنکه مولکولهای این جو احتمال زیادی برای فرار از کشش گرانشی ضعیف ماه ،

 

حتی در دماهای پایین آنجا نداشته باشند، انتظار می‌رود که این مولکولها یا اتمها متعلق

 

به عناصر سنگینتر باشند.

 

طبق شواهدی ، در این جو گازهای بی اثر سنگین مانند کریپتون و گزنون وجود دارند که

 

براثر واپاشی پرتوزا در تاریخ گذشته ماه تولید شده‌اند. فشار جو ماه در حدود 10 برابر

 

فشار جو زمین است.

 

توزیع ماکسولی

 

ماکسول قانون توزیع سرعتهای مولکولی را در سال 1859 میلادی به دست آورد. در آن

 

زمان بررسی این قانون به کمک اندازه گیری مستقیم ممکن نبود و در حقیقت تا سال

 

1920 که اولین کوشش جدی در این راه توسط اشترن (Stern) به عمل آمد، هیچ اقدامی

 

صورت نگرفته بود. افراد مختلفی تکنیکهای این کار را به سرعت بهبود بخشیدند. تا اینکه

 

در سال 1955 یک بررسی تجربی بسیار دقیق در تائید این قانون (در مورد مولکولهای گاز

 

توسط میلر (Miller) و کاش (Kusch) از دانشگاه کلمبیا صورت گرفت.

 

اسبابی که این دو نفر بکار بردند در مجموعه‌‌ای از آزمایشها مقداری تالیوم در کوره قرار می‌

 

دادند و دیواره‌های کوره O را تا دمای یکنواخت 80±4K گرم کردند. در این دما تالیوم بخار می‌

 

شود و با فشار 3.2x10-3 میلیمتر جیوه ، کوره را پر می‌کند. بعضی از مولکولهای بخار تالیوم

 

از شکاف s به فضای کاملا تخلیه شده خارج کوره فرار می‌کند و روی استوانه چرخان R می‌

 

افتند در این صورت استوانه که طولش L است تعدادی شیار به صورت مورب تعبیه شده که

 

فقط یکی از آنها را می‌توان دید.

 

به ازای یک سرعت زاویه‌ای معین استوانه (W) فقط مولکولهایی که دارای سرعت کاملا

 

مشخص V هستند می‌توانند بدون برخورد با دیواره‌ها از شیارها عبور کنند. سرعت V را

 

می‌توان از رابطه زیر بدست آورد:

 

V=LW/q و L/V= φ/W = زمان عبور مولکول از شیار

 

φ : تغییر مکان زاویه‌ای بین ورودی و خروجی یک شیار مورب است. استوانه چرخان یک

 

سرعت گزین است، سرعت انتخاب شده با سرعت زاویه‌ای (قابل کنترل) W متناسب است.

 

نقص توزیع سرعت ماکسولی با نظریه جنبشی

 

اگرچه توزیع ماکسولی سرعت برای گازها در شرایط عادی سازگاری بسیار خوبی با مشاهدات

 

دارد. ولی در چگالیهای بالا ، که فرضهای اساسی نظریه جنبشی کلاسیک صادق نیستند.

 

این سازگاری نیز به هم می‌خورد. در این شرایط باید از توزیعهای سرعت مبتنی بر اصول مکانیک

 

کوانتومی ، یعنی توزیع فرمی - دیراک (Fermi Dirac) بوز – انیشتین (Bose Einstein) استفاده

 

کرد. این توزیعهای کوانتمی در ناحیه کلاسیک ( چگالی کم ) با توزیع ماکسولی توافق نزدیک

 

دارند و در جایی که توزیع کلاسیک با شکست مواجه می‌شود با نتایج تجربی سازگارند.

 

بنابراین در کاربرد توزیع ماکسولی محدودیتهایی وجود دارد. همانگونه که در واقع برای هر نظریه‌ای

 

چنین است.

  • Like 3

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر

آزمایش انتشار گازها

 

 

توماس گراهام در فاصله سالهای 1828-1833 میلادی قانون نفوذ مولکولی گازها

 

را به طور تجربی بدست آورد. مطابق این قانون نسبت سرعت نفوذ مولکولهای دو

 

گاز مختلف با جذر جرم مولکولی آن گازها به طور معکوس تغییر می‌کند:

 

Ra/Rb= (Mb/Ma)1/2

که در این رابطه M جرمهای مولکولی دو گاز a و b و نیز R سرعت نفوذ آن دو گاز

 

است.

 

 

طبق این رابطه از دو گاز با انرژی جنبشی یکسان آنکه سبکتر است سریعتر حرکت

 

می‌کند. به عنوان مثال هیدروژن (با جرم مولکولی 2) 4 برابر بیشتر از اکسیژن (با

 

جرم مولکولی 32) انتشار می‌یابد:

 

 

RH2/RO2 = (32/2)1/2 = 4

با آزمایش زیر می‌توان این قانون را مورد بررسی قرار داد:

 

یک لوله شیشه‌ای بلند را برداشته در یک انتهای آن پنبه آغشته به هیدروکلریک اسید

 

و در انتهای دیگر پنبه آغشته به آمونیاک قرار داده سپس دهانه‌های لوله را بسته و بلا

 

فاصله زمان سنج را روشن کنید. محلی از لوله که دود سفیدرنگ تشکیل می‌شود

 

را مشخص کرده و با تقسیم فاصله‌ای که هر گاز طی کرده است به زمان بدست آمده

 

سرعت انتشار دو گاز را بدست آورید. مقدار سرعتهای بدست آمده را با مقادیر بدست

 

آمده از قانون گراهام مقایسه کنید:

 

 

RNH3/RHCl = (MHCl/MNH3)1/2 = (36.5/17)1/2 = 1.47

می‌توان این آزمایش را برای هر گاز به طور جداگانه در استوانه مدرجی که در انتهای آن

 

کاغذ تورنسل مرطوب قرار داده شده است و پنبه آغشته به هر یک از مواد هیدروکلریک

 

اسید و آمونیاک که در دهانه استوانه مدرج قرار می‌گیرد و تعیین زمان تغییر رنگ کاغذ

 

تورنسل انجام داد و سرعتهای انتشار را با داشتن طول استوانه مدرج و زمان تغییر رنگ

 

اندازه گرفت.

  • Like 3

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر

انتقال گرمای تشعشی در گازها

 

 

300px-Beer%E2%80%93Lambert_law_in_solution.JPG

magnify-clip-rtl.png

 

مثالی از قانون بیر :

 

نور لیزر سبز در محلولی از Rhodamine 6B.

 

شدت پرتو هنگام عبور از محلول کاهش میابد.

 

 

 

 

انتقال گرمای تشعشعی در گازها ناشی از انرژی چرخشی مولکول ها و نوسان های

 

اتمی داخل مولکول هاست.

 

 

جذب و صدور تشعشع در گازها بر خلاف سطوح جامد در محدوده ای کوچک از طول

 

موج ها صورت می گیرد.ته طور کلی گازهایی مانند هیدروژن هلیوم اکسیژن در دماهای

 

پایین نسبت به تشعشع ،شفاف هستند.در صورتی که گازهایی مانند دی اکسید کربن

 

و مونواکسید کربن درای تشعشع هستند.

 

 

میتوان گفت معمولا گازهایی که دارای ساختمان قطبی هستند در دماهای پایین نسبت

 

به تشعشع شفافند.

 

در حالت کلی ضرایب صدور و جذب گارها پایین است.مثلا ضریب صدور بخار آب و یا دی

 

اکسید کربن کمتر از 0.1 است که اگر آن را با ضریب صدور دوده که 0.95 است مقایسه

 

کنیم بسیار پایین است.

 

 

در حالتی که مخلوط دو گاز را داشته باشیم تشعشع کلی مخلوط دو گاز کمتر از تشعشع

 

هر گاز به صورت تنها خواهد بود،چون ممکن است هر یک از گازها نسبت به تشعشع گاز

 

دیگر کدر باشد.

 

قانون بیر (Beer) موقعی که اشعه تابشی از توده گازی عبور می کند به تدریج توان نشر آن

 

کم می شود .قانون بیر نشان می دهد که این کاهش به صورت نمایی است. لازم به ذکر

 

است که عامل تعیین کننده ضرایب صدور و جذب در یک فضا ،تعداد کل مولکول های تابشی

 

موجود در آن فضا است.

 

ضریب صدور یک گاز به دما ،فشار جزیی ،جنس گاز ،شکل هندسی توده گاز و طول موج

 

وابسته است و با افزایش فشار کل گاز ضریب صدور آن افزایش می یابد،ولی با افزایش دما

 

ضریب صدور گاز کاهش می یابد.

 

جذب حجمی:

 

ذب طیفی تشعشع در گاز ها یا در مایعات و جامدات نیمه شفاف تابعی از ضریب جذب 1a6113c5cc60b95a37a9ce1ee0464655.png و

 

ضخامت d20caec3b48a1eef164cb4ca81ba2587.png محیط است. اگر نور تک فامی با شدت d64c263f908e037f418fe75dada8f532.png بر محیط بتابد شدت ان بر اثر جذب

 

کاهش می یابد و کاهش حاصل را در لایه بی نهایت کوچکی به ضخامت acd2b09d39705a84bff035c18c9faea9.png به صورت زیر

 

می توان بیان کرد:

 

 

Beer_lambert.png

 

 

f7c306561896ed84695e7db330315f58.png

 

قابلیت جذب : 1a6113c5cc60b95a37a9ce1ee0464655.png

 

 

با جدا کردن متغییر ها و انتگرال گیری روی تمام لایه خواهیم داشت:

cca26965e35288656bc4d6b1ace9e967.png

 

که در آن فرض میشود e7db181799ded467831bf8abb9c9e8d1.png مستقل 9dd4e461268c8034f5c8564e155c67a6.png از است.

 

e5cf5241a08564ce26be765ae5e9e8a6.png

 

به این کاهش نمایی قانون بیر گفته می شود که وسیله مفیدی برای تحلیل تقریبی

 

تشعشع است. مثلا از آن برای جذب مندی طیفی کلی محیط می توان استفاده کرد.

 

به خصوص با تعریف عبور پذیری به صورت زیر:

 

 

d6673117bbb5b9e7f03762c44cc38ad7.png

 

برای جذب مندی داریم:

 

 

86253de0665ba410b34dbee7bf346890.png

 

هرگاه گازی با دمای Tg و ضریب جذب ebedd13f3a733a65ce72682aaf1fcaac.png و ضریب صدور 723e063172d510eff00b78dd1ebb1e0a.png با یک سطح جامد با دمای

 

Ts تبادل تشعشی کند ،نرخ خالص تبادل تشعشع از رابطه زیر بدست می آید.

 

 

 

d826366739a9dcd1627903024aeaecc2.png

  • Like 3

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر

مثال هايي از تشعشع در گازها

كوره اي كروي به قطر نيم متر حاوي مخلوط گازي با فشار 1 اتمسفر و با دماي 1400

 

كلوين است.مخلوط حاوي دي اكسيدكربن با فشار جزئي 0.25 اتمسفر و نيترو‍‍ژن با

 

فشار جزعي 0.75 است.

 

اگر ديواره كوره سياه باشد ، آهنگ سرمايش آن چقدر باشد تا در دماي 500 كلوين بماند؟

 

 

M1s.JPG

3f77647a12538692961ce12c8e8b90a1.png

 

 

 

مثال دوم . . .

 

محفظه ي احتراق يك توربين گازي را به صورت لوله ي بلندي به قطر 0.4 متر مي توان

 

گرفت.گاز احتراق در دماي 1000 درجه سانتيگراد و فشار 1 اتمسفر و دماي سطح

 

محفظه 500 درجه است. اگر محصولات احتراق دي اكسيد كربن و آب با كسر مولي

 

0.15 باشد ،‌شار گرماي تشعشعي خالص بين گاز و سطح محفظه چقدر است؟

 

(سطح محفظه را سياه در نظر بگيريد)

 

 

 

M2s.JPG

 

21a52e9a78149fd6fcbc53e8c1e3e76e.png

  • Like 3

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر

مایع شدن گازها:

 

مایع شدن گازها در شرایطی صورت می‌گیرد که نیروهای جاذبه بین مولکولی بتوانند موجب

 

پیوستن مولکولهای گاز به یکدیگر شوند و آن را بصورت مایع در آورند. اگر فشار زیاد باشد،

 

مولکولها به یکدیگر نزدیک هستند و اثر نیروهای جاذبه همراه در تعارض با حرکت مولکولهای

 

گاز هر چه دما پایین‌تر رود و فشار فزونی پذیرد، رفتار یک گاز ، بیش از پیش از وضع ایده‌آل

 

دورتر می‌شود و با تغییر بیشتر این شرایط ، در نهایت گاز به مایع تبدیل می‌شود.

 

است، پس دمای پایین که در آن ، انرژی جنبشی متوسط مولکولها کم است، به مایع شدن

 

کمک می‌کند.

 

 

دمای بحرانی

 

هر چه دمای گاز بالاتر باشد، مایع شدن آن مشکل‌تر است و باید فشار بالاتری اعمال شود.

 

برای هر گاز ، دمایی وجود دارد که بالاتر از آن ، هر چند هم فشار را زیادتر کنیم، مایع شدن

 

آن گاز ناهمگن است. این دما را دمای بحرانی آن گاز می‌نامند.

 

 

فشار بحرانی

 

فشار بحرانی ، کمترین فشار لازم برای مایع کردن یک گاز در دمای بحرانی آن است.

 

 

اثر دمای بحرانی

 

دمای بحرانی یک گاز، نشانه ای از قدرت نیروهای جاذبه بین مولکولی آن گاز است.ماده ای که

 

نیروهای جاذبه ضعیف دارد، دارای دمای بحرانی پایین است؛ بالاتر از این دما ، حرکت مولکولی

 

آن قدر شدید است که نمی‌گذارد نیروهای نسبتا ضعیف بین مولکولی ، مولکولها را در حالت

 

مایع نگه دارد. اندازه نیروهای جاذبه بین مولکولی نیز با همین ترتیب زیاد می‌شود.

 

هلیم که نیروهای جاذبه ضعیف دارد، فقط در پایین‌تر از 3,5K می‌تواند به صورت مایع وجود داشته

 

باشد. اما آب که دارای نیروهای جاذبه قوی است، می‌تواند تا دمای 2,647K به مایع تبدیل شود.

 

از ثابت‌های بحرانی برای برآورد ثابتهای معادله وان‌دروالسی استفاده شده است.

 

 

 

Gas_molecule.gif

 

شرایط مایع کردن گازها

 

پیش از آنکه بتوانیم بسیاری از گازها را مایع کنیم، لازم است آنها را تا پایین‌تر از دمای معمولی (حدود

 

295K ) سرد کنیم. در مایع کردن گازها به روش صنعتی ، از اثر ژول - تامسون برای سرد کردن آنها

 

استفاده می‌شود. هرگاه گاز متراکم شده ای را بگذاریم منبسط شود و به فشار پایین‌تری برسد، گاز

 

سرد می‌شود.

 

به هنگام انبساط در مقابل نیروهای جاذبه بین مولکولی کار صورت می‌گیرد. انرژی مصرف شده برای

 

انجام این کار باید از انرژی جنبشی خود مولکولها گرفته شود. از این رو دمای گاز کاهش می‌یابد. این

 

اثر در سالهای 1852 تا 1862 بوسیله "ژول" و "ویلیام تامسون" (لرد کلوین) مورد بررسی قرار گرفته

 

است.

 

 

مراحل مایع شدن هوا

 

مایع شدن هوا بدین ترتیب صورت می‌گیرد که نخست هوای سرد متراکم شده را منبسط می‌کنند تا دمای

 

هوا به سطح پایین‌تری برسد. این هوای سرد شده را برای سرد کردن هوای متراکم شده ای که وارد می‌

 

شود، بکار می‌گیرند. انبساط این هوای متراکم شده ، منتج به حصول دمای پایین‌تر می‌شود. هوای سرد

 

منبسط شده بار دیگر به اتاق تراکم بازگردانده می‌شود و سرانجام از سرد کردن و تراکم پی در پی ، هوای

 

مایع حاصل می‌شود.

  • Like 3

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر
Gas%20Ideal%201.JPG?psid=1
  • Like 3

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر

قانونهای فشار بخار:

 

نمودار توزیع بولتزمن:

 

=Boltzmann%20Distribution.png

 

 

This figure is from the Wikimedia Commons. The URL is It is clearly stated that it is free for public use under the GNU Free Documentation License and does not need the author's express permission unless reproducing in quantities of 100 copies or more

 

 

 

 

مساوی کلازیوس-کلاپیرون:

 

82278f97-592a-ebff-bb38-8603020aae3e.png

 

منحنی مساوی کلازیوس-کلاپیرون:

 

=Vapor%20Pressure%20Chart.png?size=webview

This chart shows the general relationship between a substance's vapor pressure and temperature change. Generally a substance's vapor pressure increases as temperature increases and decreases as temperature decreases (i.e. vapor pressure is directly proportional to temperature). This chart shows that this trend is true for various substances with differing chemical properties

 

 

 

 

قانون رائولتز:

 

5286af95-608e-8c3e-c911-82dcb5d8ed8d.png

 

 

نمودار قانون رائولتز:

 

=Raoults%20Law.png?size=webview

Raoult's Law is used for calculating the vapor pressure of solutions with two or more substances in it. The total vapor pressure is a function of the vapor pressure of the individual vapor pressures of the components and their respective mole fractions

 

 

 

قانون هنری:

 

6906c976-bded-31a8-c8cf-a855feff4033.png

 

 

نمودار قانون هنری:

 

=Henry%27s%20Law.png?size=webview

 

Henry's Law can illustrate the the relationship between the partial pressure of a solvent and the concentration of a nonvolatile solute dissolved in it. As the concentration of the nonvolatile solute increases, the partial pressure of the solvent decreases

  • Like 3

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر

قانون بویل قانونی در علم شیمی است که بیان می‌کند حجم گازها با وارد شدن فشار به طور منظمی کاهش

 

می یابد؛ به عبارت دیگر، در گازها همواره میان حجم و فشار رابطه ای وارونه وجود دارد.

 

این قانون را دانشمند انگلیسی، رابرت بویل (۱۶۲۷-۱۶۹۱) کشف کرده است.

 

 

4f7b70d70e9147c09e007200f0234b0d.png

 

که در آن

:

 

p نشان دهنده فشار

v نشان دهنده حجم

k نشان دهنده مقدار ثابت است.

قانون بویل به این صورت نیز بیان شده است:

 

1eb2837cf64bce254e33b3857c354542.png

 

 

که در آن

:

 

019b577dc46e4eaa56b825ab90fce65f.png

فشار گاز ایده‌آل در قبل از فرآیند

 

 

fca847285ef97ac893555e96361f8e91.png

حجم گاز ایده‌آل در قبل از فرآیند

 

38add8b03e870a09ae5dc640284700e4.png

دمای گاز ایده‌آل در قبل از فرآیند

 

5f57ab9ed57ef716654939ff1c5ff233.pngفشار

گاز ایده‌آل در بعد از فرآیند

 

6f6df0ade5cf427f6e8733d0e04acab0.pngحجم

گاز ایده‌آل در بعد از فرآیند

 

d35573b6f9f087638dee684e49b6869c.png

دمای گاز ایده‌آل در بعد از فرآیند

 

 

 

Boyles_Law_animated.gif

شکل فوق رابطه بین فشار و حجم را زمانی که دما و جرم یکی است نشان میدهد .

  • Like 3

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال
به اشتراک گذاری در سایت های دیگر

برای ارسال دیدگاه یک حساب کاربری ایجاد کنید یا وارد حساب خود شوید

برای اینکه بتوانید دیدگاهی ارسال کنید نیاز دارید که کاربر سایت شوید

ایجاد یک حساب کاربری

برای حساب کاربری جدید در سایت ما ثبت نام کنید. عضویت خیلی ساده است !

ثبت نام یک حساب کاربری جدید

ورود به حساب کاربری

دارای حساب کاربری هستید؟ از اینجا وارد شوید

ورود به حساب کاربری

×