قوانین گاز: تفاوت میان نسخه‌ها

جز
جایگزینی با اشتباه‌یاب: ایده‌آل⟸ایدئال
(حاصلضرب فشار در حجم در یک گاز ایده آل)
جز (جایگزینی با اشتباه‌یاب: ایده‌آل⟸ایدئال)
{{درباره|چگونگی پیشرفت قوانین [[گاز آرمانی|گازهای آرمانی]]|آگاهی بیشتر از قانون گازهای آرمانی|گاز ایده‌آلایدئال|و|قانون گاز ایده‌آلایدئال}}
نخستین قوانینی که برای گازها بدست آمد، مربوط به پایان سدهٔ ۱۸ میلادی می‌شود. هنگامی که دانشمندان دریافتند که میان فشار، حجم و دمای یک نمونهٔ گازی رابطه برقرار است و امکان این وجود دارد که یک رابطه که برای یک نمونه برقرار است، برای تمام گازها نیز می‌تواند برقرار باشد. گازها در شرایط متفاوت، شبیه هم رفتار می‌کنند. چون با تقریب خوبی می‌توان گفت که [[مولکول]]‌های گازی مرتب در تلاش اند تا در دورترین فاصلهٔ ممکن از یکدیگر قرار بگیرند. دانشمندان امروزه دریافته‌اند که معادلهٔ حالت یک گاز آرمانی یا ایده‌آلایدئال از [[نظریه جنبشی|نظریهٔ جنبشی]] گرفته شده‌است و نخستین قوانینی که برای گازها در گذشته بدست آمده بود، حالت خاصی از معادله‌های حاکم بر رفتار گاز آرمانی بود که در آن یک یا چند متغیر، ثابت در نظر گرفته شده‌است.
 
== قانون بویل ==
 
== قانون ترکیب گازها و گازهای کامل ==
{{نوشتار اصلی|قانون گاز ایده‌آلایدئال}}
قانون ترکیب گازها یا معادلهٔ عمومی گاز، با کمک سه قانون دیگر بدست می‌آید و رابطهٔ میان فشار، دما و حجم را برای یک جرم ثابت از گاز نشان می‌دهد:
:<math>PV = k_5T \,</math>
حال، با توجه به [[قانون آووگادرو]]، از قانون ترکیب گازها به قانون گاز ایده‌آلایدئال می‌رسیم:
:<math>PV = nRT \,</math>
در رابطهٔ بالا، R یک مقدار ثابت است و به آن [[ثابت عمومی گازها]] گفته می‌شود و برابر است با {{عبارت چپچین|۰٫۰۸۲۰۶ (atm∙L)/(mol∙K)}}
:''k'' ثابت بولتزمن است و مقدار آن در SI برابر با {{عبارت چپچین|۱٫۳۸۱×۱۰<sup>−۲۳</sup> J·K<sup>−۱</sup>}} می‌باشد.
:''N'' تعداد مولکول‌ها است.
رابطه‌های بالا تنها برای گازهای کامل دقیق اند و این به دلیل ناچیز بودن اندرکنش میان مولکول‌های آن‌ها است ([[گاز حقیقی]] را نگاه کنید). با این حال قانون گازهای ایده‌آلایدئال تقریب خوبی برای تقریباً تمام گازها در فشار و دمای متوسط است.
 
از قانون گفته شده می‌توان برداشت‌های زیر را داشت: