بحث عن قوانين الغازات

مقدمة البحث

الحمد لله رب العالمين، والصلاة والسلام على نبينا محمد. أما بعد، فإن الغازات تحيط بنا في كل مكان، فالهواء الذي نتنفسه خليط من الغازات، وإطارات السيارات تمتلئ بالهواء المضغوط، والبالون ينتفخ عند النفخ فيه ويتقلص إذا بُرّد. وقد حاول العلماء منذ القرن السابع عشر الميلادي فهم سلوك الغازات، فتوصلوا إلى قوانين بسيطة تربط بين حجم الغاز وضغطه ودرجة حرارته وكمّيته. وقد لفت القرآن الكريم الأنظار إلى الهواء والرياح في آيات كثيرة، ومنها قوله تعالى:

﴿وَأَرْسَلْنَا الرِّيَاحَ لَوَاقِحَ فَأَنْزَلْنَا مِنَ السَّمَاءِ مَاءً فَأَسْقَيْنَاكُمُوهُ وَمَا أَنْتُمْ لَهُ بِخَازِنِينَ﴾ [الحجر: 22]

وفي هذا البحث نتعرف على أهم قوانين الغازات مع أمثلة محلولة تساعد على فهمها.

تعريف الموضوع

قوانين الغازات هي علاقات رياضية تصف كيف تتغير خواص الغاز، وهي الضغط (P) والحجم (V) ودرجة الحرارة (T) وعدد المولات (n)، عندما يتغير بعضها وتبقى الأخرى ثابتة. وتفسَّر هذه القوانين بنظرية الحركة الجزيئية التي تفترض أن جزيئات الغاز في حركة عشوائية دائمة، وأن المسافات بينها كبيرة، وأن تصادماتها مع جدران الإناء هي التي تُحدث الضغط.

أهمية الموضوع

تفيد قوانين الغازات في تفسير ظواهر كثيرة في حياتنا، مثل انتفاخ إطارات السيارات في الصيف، وعمل المضخات والمحاقن الطبية، وتنفس الإنسان، وعمل أسطوانات الغاز والغواصين، وتحليق المناطيد. كما أنها أساس لحسابات كثيرة في الكيمياء والفيزياء والهندسة، ولذلك يتعلمها الطلاب في المرحلة الثانوية.

أهداف البحث

• التعرف على خواص الغازات والمتغيرات التي تصفها ووحداتها.
• معرفة قوانين بويل وشارل وجاي لوساك وأفوجادرو ودالتون.
• التعرف على قانون الغاز المثالي والقانون العام للغازات.
• حل مسائل تطبيقية على القوانين.
• ربط القوانين بتطبيقات من الحياة اليومية.

عناصر البحث

أولًا: خواص الغازات ووحدات القياس

• الغاز ليس له شكل ثابت ولا حجم ثابت، بل يأخذ شكل الإناء الذي يوضع فيه ويملؤه كله.
• الغازات قابلة للانضغاط لأن المسافات بين جزيئاتها كبيرة.
• تنتشر الغازات وتمتزج ببعضها تلقائيًا، وتسمى هذه الخاصية الانتشار.
• كثافتها منخفضة مقارنة بالسوائل والمواد الصلبة.

ويجب دائمًا تحويل درجة الحرارة إلى الكلفن في القوانين، وذلك بإضافة العدد ٢٧٣ إلى درجة الحرارة بالسيلسيوس:

T (K) = T (°C) + 273

ثانيًا: قانون بويل (العلاقة بين الضغط والحجم)

اكتشفه العالم الإنجليزي روبرت بويل، وينص على أن حجم كمية محددة من الغاز يتناسب عكسيًا مع ضغطه عند ثبوت درجة الحرارة. فإذا زاد الضغط قلّ الحجم، والعكس صحيح.

P₁ V₁ = P₂ V₂

مثال: غاز حجمه ٤ لترات تحت ضغط ١ ضغط جوي، ضُغط حتى صار ضغطه ٢ ضغط جوي مع ثبوت الحرارة، فما حجمه الجديد؟

V₂ = (P₁ × V₁) / P₂ = (1 × 4) / 2 = 2 L

أي أن الحجم نقص إلى النصف عندما تضاعف الضغط. ومن تطبيقاته عمل المحقنة الطبية، وتنفسنا حيث يتمدد الصدر فيزيد الحجم ويقل الضغط فيدخل الهواء.

ثالثًا: قانون شارل (العلاقة بين الحجم ودرجة الحرارة)

ينسب إلى العالم الفرنسي جاك شارل، وينص على أن حجم كمية محددة من الغاز يتناسب طرديًا مع درجة حرارته المطلقة (بالكلفن) عند ثبوت الضغط.

V₁ / T₁ = V₂ / T₂

مثال: بالون حجمه ٣ لترات عند حرارة ٣٠٠ كلفن، سُخّن إلى ٤٠٠ كلفن مع ثبات الضغط، فما حجمه الجديد؟

V₂ = (V₁ × T₂) / T₁ = (3 × 400) / 300 = 4 L

وهذا يفسر انتفاخ البالون عند تسخينه وانكماشه إذا وُضع في الثلاجة.

رابعًا: قانون جاي لوساك (العلاقة بين الضغط ودرجة الحرارة)

ينص على أن ضغط كمية محددة من الغاز يتناسب طرديًا مع درجة حرارته المطلقة عند ثبوت الحجم.

P₁ / T₁ = P₂ / T₂

مثال: غاز في إناء مغلق ضغطه ٢ ضغط جوي عند ٣٠٠ كلفن، سُخّن إلى ٤٥٠ كلفن، فما ضغطه الجديد؟

P₂ = (P₁ × T₂) / T₁ = (2 × 450) / 300 = 3 atm

ولهذا يُحذَّر من تسخين أو إلقاء علب الرذاذ وأسطوانات الغاز في النار، لأن الضغط داخلها قد يرتفع حتى تنفجر.

خامسًا: قانون أفوجادرو (العلاقة بين الحجم وكمية الغاز)

ينص على أن الأحجام المتساوية من الغازات المختلفة تحتوي على العدد نفسه من الجزيئات إذا كانت في الظروف نفسها من الضغط والحرارة. ونتيجة لذلك يتناسب الحجم طرديًا مع عدد المولات عند ثبوت الضغط والحرارة:

V₁ / n₁ = V₂ / n₂

ويشغل المول الواحد من أي غاز مثالي حجمًا مقداره نحو ٢٢٫٤ لترًا في الظروف المعيارية، وهي درجة الصفر السيلسيوس وضغط جوي واحد.

سادسًا: القانون العام للغازات

يجمع القانون العام قوانين بويل وشارل وجاي لوساك في علاقة واحدة لكمية ثابتة من الغاز:

(P₁ V₁) / T₁ = (P₂ V₂) / T₂

مثال: غاز حجمه ٥ لترات عند ١ ضغط جوي ودرجة حرارة ٣٠٠ كلفن، تغير ضغطه إلى ٢ ضغط جوي وحرارته إلى ٦٠٠ كلفن، فما حجمه؟

V₂ = (P₁ × V₁ × T₂) / (T₁ × P₂) = (1 × 5 × 600) / (300 × 2) = 5 L

سابعًا: قانون الغاز المثالي

يربط هذا القانون بين الخواص الأربع في معادلة واحدة:

P V = n R T

حيث R ثابت الغازات، وقيمته ٠٫٠٨٢١ لتر × ضغط جوي لكل مول × كلفن. ويصدق القانون على الغازات عند الضغوط المنخفضة والحرارة المرتفعة، أما الغازات الحقيقية فتنحرف عنه عند الضغوط العالية والحرارة المنخفضة جدًا.

مثال: ما ضغط مولين من غاز في إناء حجمه ١٠ لترات عند حرارة ٣٠٠ كلفن؟

P = (n R T) / V = (2 × 0.0821 × 300) / 10 ≈ 4.93 atm

ثامنًا: قانون دالتون للضغوط الجزئية

ينص على أن الضغط الكلي لخليط من الغازات التي لا تتفاعل مع بعضها يساوي مجموع الضغوط الجزئية لكل غاز فيه:

P_total = P₁ + P₂ + P₃ + …

مثال: خليط من غازين، ضغط الأول الجزئي ٠٫٤ ضغط جوي وضغط الثاني ٠٫٦ ضغط جوي، فالضغط الكلي يساوي ١ ضغط جوي. ويفسر هذا القانون حاجة الغواصين إلى خلائط غازية خاصة في الأعماق.

ملخص القوانين

النتائج

• تصف قوانين الغازات العلاقة بين الضغط والحجم والحرارة وعدد المولات.
• يجب استعمال درجة الحرارة بالكلفن في جميع الحسابات.
• يجمع القانون العام للغازات قوانين بويل وشارل وجاي لوساك، ويجمعها مع أفوجادرو قانون الغاز المثالي.
• يفسر قانون دالتون ضغط خلائط الغازات.

التوصيات

• التأكد من توحيد الوحدات قبل التعويض في أي قانون.
• عدم تعريض أسطوانات الغاز والعلب المضغوطة للحرارة العالية.
• إجراء تجارب مدرسية بسيطة بالمحاقن والبالونات لملاحظة القوانين عمليًا.

الخاتمة

تعرفنا في هذا البحث على قوانين الغازات وما تدل عليه من انتظام في سلوك المادة، وحللنا أمثلة تبين كيفية تطبيقها في الحسابات. وهذا الانتظام في الكون دليل على إتقان الخالق سبحانه، وعلى أن العلم التجريبي يكشف لنا شيئًا من هذا النظام البديع.

المراجع

• كتب الكيمياء للمرحلة الثانوية، وزارة التعليم في المملكة العربية السعودية.
• كتاب «الكيمياء العامة» لمؤلفين جامعيين في مبادئ الكيمياء.
• كتب الفيزياء الحرارية في المرحلة الثانوية.

كلمات دليلية

بحث، بحث عن، بحث علمي، بحوث، قوانين الغازات