الغاز

الغاز هو أحد الحالات الأساسية الأربع للمادة . الحالات الأخرى هي الصلبة والسائلة والبلازما . ^[1] قد يتكون الغاز النقي من ذرات فردية ( مثل الغاز النبيل مثل النيون )، أو جزيئات عنصرية مكونة من نوع واحد من الذرات (مثل الأكسجين ) ، أو جزيئات مركبة مكونة من مجموعة متنوعة من الذرات (مثل ثاني أكسيد الكربون ). يحتوي خليط الغاز ، مثل الهواء ، على مجموعة متنوعة من الغازات النقية. ما يميز الغازات عن السوائل والمواد الصلبة هو الفصل الشاسع بين جزيئات الغاز الفردية . هذا الفصل عادة ما يجعل الغاز عديم اللون غير مرئي للمراقب البشري.

تحدث الحالة الغازية للمادة بين الحالة السائلة والحالة البلازمية، ^[2] حيث توفر الحالة الأخيرة الحد الأعلى لدرجة الحرارة للغازات. يحد الطرف الأدنى من مقياس درجة الحرارة الغازات الكمومية المتحللة ^[3] والتي تكتسب اهتمامًا متزايدًا. ^[4] يتم تصنيف الغازات الذرية عالية الكثافة المبردة إلى درجات حرارة منخفضة جدًا حسب سلوكها الإحصائي إما على أنها غازات بوز أو غازات فيرمي . للحصول على قائمة شاملة لهذه الحالات الغريبة للمادة، راجع قائمة حالات المادة .

العناصر الكيميائية الوحيدة التي تكون عبارة عن غازات جزيئية متجانسة ثنائية الذرة مستقرة في ظروف الضغط القياسي والضغط القياسي هي الهيدروجين (H ₂ ) والنيتروجين (N ₂ ) والأكسجين (O ₂ ) وهالوجينان : الفلور ( F ₂ ) والكلور (Cl ₂ ). وعند تجميعها مع الغازات النبيلة أحادية الذرة - الهيليوم (He) والنيون (Ne) والأرجون (Ar) والكريبتون (Kr) والزينون (Xe) والرادون (Rn) - يشار إلى هذه الغازات باسم "الغازات الأولية".

تم استخدام كلمة غاز لأول مرة من قبل الكيميائي الفلمنكي في أوائل القرن السابع عشر يان بابتيست فان هيلمونت . ^[5] حدد ثاني أكسيد الكربون ، أول غاز معروف غير الهواء. ^[6] يبدو أن كلمة فان هيلمونت كانت ببساطة نسخة صوتية من الكلمة اليونانية القديمة χάος " فوضى "  - حيث يتم نطق g في اللغة الهولندية مثل ch في " loch " (احتكاك حلقي بلا صوت، / x / ) - وفي هذه الحالة كان فان هيلمونت يتبع ببساطة الاستخدام الكيميائي الراسخ الذي تم توثيقه لأول مرة في أعمال باراسيلسوس . وفقًا لمصطلحات باراسيلسوس، تعني الفوضى شيئًا مثل " الماء شديد الندرة " . ^[7]

هناك قصة بديلة وهي أن مصطلح فان هيلمونت مشتق من " gahst (أو geist )، والتي تعني شبح أو روح". ^[8] لم يُعط محررو قاموس أكسفورد الإنجليزي أي مصداقية لهذه القصة . ^[9] في المقابل، تكهن المؤرخ الفرنسي الأمريكي جاك بارزون بأن فان هيلمونت قد استعار الكلمة من الكلمة الألمانية Gäscht ، والتي تعني الرغوة الناتجة عن التخمير . ^[10]

نظرًا لصعوبة ملاحظة معظم الغازات بشكل مباشر، يتم وصفها من خلال استخدام أربع خصائص فيزيائية أو خصائص مجهرية : الضغط والحجم وعدد الجسيمات (يصنفها الكيميائيون حسب المولات ) ودرجة الحرارة. وقد لاحظ علماء مثل روبرت بويل وجاك تشارلز وجون دالتون وجوزيف جاي لوساك وأميديو أفوجادرو هذه الخصائص الأربع مرارًا وتكرارًا لمجموعة متنوعة من الغازات في بيئات مختلفة. أدت دراساتهم التفصيلية في النهاية إلى علاقة رياضية بين هذه الخصائص المعبر عنها بقانون الغاز المثالي (انظر § قسم الغاز المثالي والكمال أدناه).

تتباعد جزيئات الغاز عن بعضها البعض على نطاق واسع، وبالتالي، يكون لها روابط بين الجزيئات أضعف من السوائل أو المواد الصلبة. تنشأ هذه القوى بين الجزيئات من التفاعلات الكهروستاتيكية بين جزيئات الغاز. تتنافر المناطق المشحونة بنفس الشحنة من جزيئات الغاز المختلفة، بينما تجتذب المناطق المشحونة بشكل معاكس من جزيئات الغاز المختلفة بعضها البعض؛ تُعرف الغازات التي تحتوي على أيونات مشحونة بشكل دائم بالبلازما . تحتوي المركبات الغازية ذات الروابط التساهمية القطبية على اختلالات شحنة دائمة وبالتالي تتعرض لقوى بين الجزيئات قوية نسبيًا، على الرغم من أن الشحنة الصافية للمركب تظل محايدة. توجد شحنات عابرة مستحثة عشوائيًا عبر الروابط التساهمية غير القطبية للجزيئات والتفاعلات الكهروستاتيكية الناجمة عنها تسمى قوى فان دير فالس . يختلف تفاعل هذه القوى بين الجزيئات داخل المادة مما يحدد العديد من الخصائص الفيزيائية الفريدة لكل غاز. ^{[11] [12]} تقودنا مقارنة نقاط الغليان للمركبات المكونة من الروابط الأيونية والتساهمية إلى هذا الاستنتاج. ^[13]

بالمقارنة مع الحالات الأخرى للمادة، تتمتع الغازات بكثافة ولزوجة منخفضتين . يؤثر الضغط ودرجة الحرارة على الجسيمات داخل حجم معين. يشار إلى هذا الاختلاف في فصل الجسيمات وسرعتها باسم قابلية الانضغاط . يؤثر فصل الجسيمات وحجمها على الخصائص البصرية للغازات كما يمكن العثور عليها في القائمة التالية لمؤشرات الانكسار . أخيرًا، تتباعد جزيئات الغاز أو تنتشر من أجل توزيع نفسها بشكل متجانس في جميع أنحاء أي حاوية.

عند مراقبة الغاز، من المعتاد تحديد إطار مرجعي أو مقياس طول . يتوافق مقياس الطول الأكبر مع وجهة نظر مجهرية أو عالمية للغاز. يجب أن تكون هذه المنطقة (المشار إليها باسم الحجم) كافية في الحجم لاحتواء عينة كبيرة من جزيئات الغاز. ينتج التحليل الإحصائي الناتج عن حجم العينة هذا السلوك "المتوسط" (أي السرعة أو درجة الحرارة أو الضغط) لجميع جزيئات الغاز داخل المنطقة. في المقابل، يتوافق مقياس الطول الأصغر مع وجهة نظر مجهرية أو جسيمية.

على المستوى العياني، تكون خصائص الغاز المقاسة إما من حيث جزيئات الغاز نفسها (السرعة أو الضغط أو درجة الحرارة) أو محيطها (الحجم). على سبيل المثال، درس روبرت بويل الكيمياء الهوائية لجزء صغير من حياته المهنية. تتعلق إحدى تجاربه بالخصائص العيانية للضغط وحجم الغاز. استخدمت تجربته مقياس ضغط أنبوب J الذي يشبه أنبوب اختبار على شكل حرف J. حبس بويل غازًا خاملًا في الطرف المغلق لأنبوب الاختبار بعمود من الزئبق ، مما جعل عدد الجزيئات ودرجة الحرارة ثابتين. لاحظ أنه عند زيادة الضغط في الغاز، عن طريق إضافة المزيد من الزئبق إلى العمود، انخفض حجم الغاز المحاصر (يُعرف هذا بالعلاقة العكسية ). علاوة على ذلك، عندما ضرب بويل الضغط والحجم لكل ملاحظة، كان الناتج ثابتًا. كانت هذه العلاقة صحيحة لكل غاز لاحظه بويل مما أدى إلى القانون (PV = k)، المسمى تكريمًا لعمله في هذا المجال.

هناك العديد من الأدوات الرياضية المتاحة لتحليل خصائص الغاز. سمحت معدات مختبر بويل باستخدام حساب بسيط فقط للحصول على نتائجه التحليلية. كانت نتائجه ممكنة لأنه كان يدرس الغازات في ظروف ضغط منخفضة نسبيًا حيث تتصرف بطريقة "مثالية". تنطبق هذه العلاقات المثالية على حسابات السلامة لمجموعة متنوعة من ظروف الطيران على المواد المستخدمة. ومع ذلك، تم تصميم المعدات عالية التقنية المستخدمة اليوم لمساعدتنا على استكشاف بيئات التشغيل الأكثر غرابة بأمان حيث لم تعد الغازات تتصرف بطريقة "مثالية". مع تعرض الغازات لظروف قاسية، تصبح الأدوات المستخدمة لتفسيرها أكثر تعقيدًا، من معادلات أويلر للتدفق غير اللزج إلى معادلات نافير-ستوكس ^[14] التي تأخذ في الاعتبار التأثيرات اللزجة بشكل كامل. تجعل هذه الرياضيات المتقدمة، بما في ذلك الإحصاء وحساب متعدد المتغيرات ، المتكيفة مع ظروف نظام الغاز المعني، من الممكن حل مثل هذه المواقف الديناميكية المعقدة مثل إعادة دخول المركبات الفضائية. ومن الأمثلة على ذلك تحليل إعادة دخول مكوك الفضاء المصور للتأكد من أن خصائص المواد في ظل ظروف التحميل هذه مناسبة. في حالة الطيران هذه، لم يعد الغاز يتصرف بشكل مثالي.

الرمز المستخدم لتمثيل الضغط في المعادلات هو "p" أو "P" مع وحدات النظام الدولي للوحدات (SI) بالباسكال .

عند وصف حاوية غاز، يشير مصطلح الضغط (أو الضغط المطلق) إلى متوسط ​​القوة لكل وحدة مساحة يمارسها الغاز على سطح الحاوية. داخل هذا الحجم، يكون من الأسهل أحيانًا تصور جزيئات الغاز تتحرك في خطوط مستقيمة حتى تصطدم بالوعاء (انظر الرسم البياني في الأعلى). القوة التي ينقلها جسيم غاز إلى الحاوية أثناء هذا الاصطدام هي التغير في زخم الجسيم. ^[15] أثناء الاصطدام يتغير المكون العمودي للسرعة فقط. لا يغير الجسيم الذي يسافر موازيًا للجدار زخمه. لذلك، يجب أن يكون متوسط ​​القوة المؤثرة على السطح هو متوسط ​​التغير في الزخم الخطي من كل تصادمات جزيئات الغاز هذه.

الضغط هو مجموع كل المكونات الطبيعية للقوة التي تمارسها الجسيمات المؤثرة على جدران الحاوية مقسومًا على مساحة سطح الجدار.

الرمز المستخدم لتمثيل درجة الحرارة في المعادلات هو T مع وحدات النظام الدولي للوحدات كلفن .

سرعة جسيم الغاز تتناسب طرديًا مع درجة حرارته المطلقة . ينكمش حجم البالون في الفيديو عندما تتباطأ جسيمات الغاز المحاصرة بإضافة النيتروجين شديد البرودة. ترتبط درجة حرارة أي نظام فيزيائي بحركات الجسيمات (الجزيئات والذرات) التي يتكون منها نظام [الغاز]. ^[16] في الميكانيكا الإحصائية ، درجة الحرارة هي مقياس متوسط ​​الطاقة الحركية المخزنة في الجزيء (المعروف أيضًا باسم الطاقة الحرارية). يتم تحديد طرق تخزين هذه الطاقة من خلال درجات حرية الجزيء نفسه ( أوضاع الطاقة ). تنتج الطاقة الحرارية (الحركية) المضافة إلى غاز أو سائل ( عملية ماصة للحرارة ) حركة انتقالية ودورانية واهتزازية. على النقيض من ذلك، لا يمكن للمادة الصلبة زيادة طاقتها الداخلية إلا من خلال إثارة أوضاع اهتزازية إضافية، حيث يمنع هيكل الشبكة البلورية كل من الحركة الانتقالية والدورانية. تتمتع جزيئات الغاز المسخنة هذه بمدى سرعة أكبر (توزيع أوسع للسرعات) مع متوسط ​​أو سرعة متوسطة أعلى . يرجع تباين هذا التوزيع إلى سرعة الجسيمات الفردية المتغيرة باستمرار، بسبب الاصطدامات المتكررة مع الجسيمات الأخرى. يمكن وصف نطاق السرعة من خلال توزيع ماكسويل بولتزمان . يشير استخدام هذا التوزيع إلى وجود غازات مثالية بالقرب من التوازن الديناميكي الحراري لنظام الجسيمات قيد النظر.

الرمز المستخدم لتمثيل الحجم المحدد في المعادلات هو "v" مع وحدات النظام الدولي للوحدات (SI) متر مكعب لكل كيلوغرام.

الرمز المستخدم لتمثيل الحجم في المعادلات هو "V" مع وحدات النظام الدولي للوحدات (SI) بالمتر المكعب.

عند إجراء تحليل ترموديناميكي ، من المعتاد التحدث عن خصائص مكثفة وواسعة النطاق . تسمى الخصائص التي تعتمد على كمية الغاز (إما بالكتلة أو الحجم) بالخصائص الشاملة ، بينما تسمى الخصائص التي لا تعتمد على كمية الغاز بالخصائص المكثفة. الحجم النوعي هو مثال على الخاصية المكثفة لأنه نسبة الحجم الذي تشغله وحدة كتلة من الغاز متطابقة في جميع أنحاء النظام في حالة التوازن. ^[17] تشغل 1000 ذرة من الغاز نفس المساحة التي تشغلها أي 1000 ذرة أخرى لأي درجة حرارة وضغط معينين. من الأسهل تصور هذا المفهوم للمواد الصلبة مثل الحديد التي لا يمكن ضغطها مقارنة بالغازات. ومع ذلك، فإن الحجم نفسه - وليس النوعي - هو خاصية واسعة النطاق.

الرمز المستخدم لتمثيل الكثافة في المعادلات هو ρ (rho) بوحدات النظام الدولي للوحدات بالكيلوجرام لكل متر مكعب. هذا المصطلح هو مقلوب الحجم النوعي.

نظرًا لأن جزيئات الغاز يمكن أن تتحرك بحرية داخل الحاوية، فإن كتلتها تتميز عادةً بالكثافة. الكثافة هي مقدار الكتلة لكل وحدة حجم من مادة، أو معكوس الحجم النوعي. بالنسبة للغازات، يمكن أن تختلف الكثافة على نطاق واسع لأن الجسيمات حرة في التحرك بالقرب من بعضها البعض عندما تكون مقيدة بالضغط أو الحجم. يشار إلى هذا التغير في الكثافة باسم قابلية الانضغاط . مثل الضغط ودرجة الحرارة، الكثافة هي متغير حالة للغاز والتغير في الكثافة أثناء أي عملية يحكمه قوانين الديناميكا الحرارية. بالنسبة للغاز الساكن ، تكون الكثافة هي نفسها في جميع أنحاء الحاوية بأكملها. وبالتالي فإن الكثافة هي كمية قياسية . يمكن إثبات ذلك من خلال النظرية الحركية أن الكثافة تتناسب عكسياً مع حجم الحاوية التي يتم فيها حصر كتلة ثابتة من الغاز. في هذه الحالة من الكتلة الثابتة، تقل الكثافة مع زيادة الحجم.

إذا كان بإمكان المرء مراقبة غاز تحت مجهر قوي، فسيرى مجموعة من الجسيمات بدون أي شكل أو حجم محددين وهي في حركة عشوائية إلى حد ما. لا تغير جسيمات الغاز هذه الاتجاه إلا عندما تصطدم بجسيم آخر أو بجوانب الحاوية. تم وصف هذا المنظر المجهري للغاز جيدًا بواسطة الميكانيكا الإحصائية ، ولكن يمكن وصفه بالعديد من النظريات المختلفة. لا تأخذ نظرية الحركة للغازات ، التي تفترض أن هذه الاصطدامات مرنة تمامًا ، في الاعتبار قوى الجذب والتنافر بين الجزيئات.

توفر النظرية الحركية نظرة ثاقبة للخصائص العيانية للغازات من خلال النظر في تركيبها الجزيئي وحركتها. بدءًا من تعريفات الزخم والطاقة الحركية ، ^[18] يمكن للمرء استخدام قانون الحفاظ على الزخم والعلاقات الهندسية للمكعب لربط خصائص النظام العيانية لدرجة الحرارة والضغط بالخاصية المجهرية للطاقة الحركية لكل جزيء. توفر النظرية قيمًا متوسطة لهاتين الخاصيتين.

يمكن أن تساعد النظرية الحركية للغازات في تفسير كيفية استجابة النظام (مجموعة جزيئات الغاز التي يتم أخذها في الاعتبار) للتغيرات في درجة الحرارة، مع التغيير المقابل في الطاقة الحركية .

على سبيل المثال: تخيل أن لديك حاوية محكمة الغلق ذات حجم ثابت ( حجم ثابت )، تحتوي على عدد ثابت من جزيئات الغاز؛ بدءًا من الصفر المطلق (درجة الحرارة النظرية التي لا تحتوي عندها الذرات أو الجزيئات على طاقة حرارية، أي لا تتحرك أو تهتز)، تبدأ في إضافة الطاقة إلى النظام عن طريق تسخين الحاوية، بحيث تنتقل الطاقة إلى الجسيمات الموجودة بالداخل. بمجرد أن تكون طاقتها الداخلية أعلى من طاقة نقطة الصفر ، مما يعني أن طاقتها الحركية (المعروفة أيضًا باسم الطاقة الحرارية ) ليست صفراً، ستبدأ جزيئات الغاز في التحرك حول الحاوية. ومع زيادة تسخين الصندوق (مع إضافة المزيد من الطاقة)، ​​تزيد الجسيمات الفردية من متوسط ​​سرعتها مع زيادة إجمالي الطاقة الداخلية للنظام. تؤدي السرعة المتوسطة الأعلى لجميع الجسيمات إلى معدل أكبر لحدوث الاصطدامات (أي عدد أكبر من الاصطدامات لكل وحدة زمنية)، بين الجسيمات والحاوية، وكذلك بين الجسيمات نفسها.

الكمية الكبيرة القابلة للقياس من الضغط هي النتيجة المباشرة لاصطدامات الجسيمات المجهرية مع السطح، حيث تمارس الجزيئات الفردية قوة صغيرة، يساهم كل منها في القوة الكلية المطبقة داخل منطقة محددة. ( اقرأ § الضغط. )

وبالمثل، فإن كمية درجة الحرارة القابلة للقياس على المستوى العياني ، هي قياس لكمية الحركة الكلية، أو الطاقة الحركية التي تظهرها الجسيمات. ( اقرأ § درجة الحرارة. )

في النظرية الحركية للغازات ، يُفترض أن الطاقة الحركية تتكون بحتة من ترجمات خطية وفقًا لتوزيع سرعة الجسيمات في النظام. ومع ذلك، في الغازات الحقيقية وغيرها من المواد الحقيقية، تكون الحركات التي تحدد الطاقة الحركية للنظام (والتي تحدد درجة الحرارة بشكل جماعي) أكثر تعقيدًا بكثير من الترجمة الخطية البسيطة بسبب البنية الأكثر تعقيدًا للجزيئات، مقارنة بالذرات الفردية التي تتصرف بشكل مشابه للكتل النقطية . في الأنظمة الديناميكية الحرارية الحقيقية، تلعب الظواهر الكمومية دورًا كبيرًا في تحديد الحركات الحرارية. الحركات الحرارية العشوائية (الطاقة الحركية) في الجزيئات هي مزيج من مجموعة محدودة من الحركات المحتملة بما في ذلك الترجمة والدوران والاهتزاز . يؤدي هذا النطاق المحدود من الحركات المحتملة، جنبًا إلى جنب مع المجموعة المحدودة من الجزيئات في النظام، إلى عدد محدود من الحالات الدقيقة داخل النظام؛ نسمي مجموعة جميع الحالات الدقيقة مجموعة . فيما يتعلق بالأنظمة الذرية أو الجزيئية، من المحتمل أن يكون لدينا ثلاثة أنواع مختلفة من المجموعات، اعتمادًا على الموقف: المجموعة الميكروكنونية ، أو المجموعة الكنسية ، أو المجموعة الكنسية الكبرى . إن التركيبات المحددة للحالات الدقيقة داخل المجموعة هي الطريقة التي نحدد بها حقًا الحالة الكلية للنظام (درجة الحرارة والضغط والطاقة وما إلى ذلك). وللقيام بذلك، يجب علينا أولاً حساب جميع الحالات الدقيقة من خلال استخدام دالة التقسيم . يعد استخدام الميكانيكا الإحصائية ودالة التقسيم أداة مهمة في جميع الكيمياء الفيزيائية، لأنها مفتاح الاتصال بين الحالات المجهرية للنظام والمتغيرات الكلية التي يمكننا قياسها، مثل درجة الحرارة والضغط والسعة الحرارية والطاقة الداخلية والحرارة الحرارية والإنتروبيا، على سبيل المثال لا الحصر. ( اقرأ : معنى دالة التقسيم وأهميتها )

يمكن أحيانًا تقريب استخدام دالة التقسيم لإيجاد طاقة جزيء أو نظام من الجزيئات بواسطة نظرية التقسيم المتساوي ، والتي تبسط الحساب إلى حد كبير. ومع ذلك، تفترض هذه الطريقة أن جميع درجات الحرية الجزيئية مأهولة بالتساوي، وبالتالي يتم استخدامها بالتساوي لتخزين الطاقة داخل الجزيء. وهذا يعني أن الطاقة الداخلية تتغير خطيًا مع درجة الحرارة، وهذا ليس هو الحال. وهذا يتجاهل حقيقة أن السعة الحرارية تتغير مع درجة الحرارة، بسبب عدم إمكانية الوصول إلى درجات معينة من الحرية (المعروفة أيضًا باسم "التجمد") في درجات حرارة منخفضة. ومع زيادة الطاقة الداخلية للجزيئات، تزداد أيضًا القدرة على تخزين الطاقة ضمن درجات إضافية من الحرية. ومع توفر المزيد من درجات الحرية للاحتفاظ بالطاقة، يؤدي هذا إلى زيادة السعة الحرارية المولية للمادة. ^[19]

الحركة البراونية هي النموذج الرياضي المستخدم لوصف الحركة العشوائية للجسيمات المعلقة في سائل. يوضح الرسم المتحرك لجسيمات الغاز، باستخدام الجسيمات الوردية والخضراء، كيف يؤدي هذا السلوك إلى انتشار الغازات ( الإنتروبيا ). كما يتم وصف هذه الأحداث بواسطة نظرية الجسيمات .

وبما أن مراقبة جزيئات الغاز الفردية (الذرات أو الجزيئات) تقع عند حدود التكنولوجيا الحالية (أو تتجاوزها)، فإن الحسابات النظرية فقط هي التي تقدم اقتراحات حول كيفية تحركها، ولكن حركتها تختلف عن الحركة البراونية لأن الحركة البراونية تنطوي على سحب سلس بسبب قوة الاحتكاك للعديد من جزيئات الغاز، تتخللها تصادمات عنيفة لجزيء غاز فردي (أو عدة جزيئات) مع الجسيم. وبالتالي فإن الجسيم (الذي يتكون عمومًا من ملايين أو مليارات الذرات) يتحرك في مسار متعرج، ولكن ليس متعرجًا كما هو متوقع إذا تم فحص جزيء غاز فردي.

القوى بين جزيئين أو أكثر أو ذرتين، سواء كانت جاذبة أو منفرة، تسمى القوى بين الجزيئات . تتعرض الجزيئات للقوى بين الجزيئات عندما تكون قريبة ماديًا من بعضها البعض. ^{[20] [21]} هذه القوى مهمة جدًا للنمذجة الصحيحة للأنظمة الجزيئية، للتنبؤ بدقة بالسلوك المجهري للجزيئات في أي نظام، وبالتالي، فهي ضرورية للتنبؤ بدقة بالخصائص الفيزيائية للغازات (والسوائل) عبر اختلافات واسعة في الظروف الفيزيائية.

تنشأ إحدى أبرز القوى بين الجزيئات في الفيزياء من دراسة الكيمياء الفيزيائية ، وهي قوى فان دير فالس . تلعب قوى فان دير فالس دورًا رئيسيًا في تحديد جميع الخصائص الفيزيائية للسوائل تقريبًا مثل اللزوجة ومعدل التدفق وديناميكيات الغاز (انظر قسم الخصائص الفيزيائية). إن تفاعلات فان دير فالس بين جزيئات الغاز هي السبب في أن نمذجة "الغاز الحقيقي" أكثر صعوبة من الناحية الرياضية من " الغاز المثالي ". إن تجاهل هذه القوى المعتمدة على القرب يسمح بمعاملة الغاز الحقيقي مثل الغاز المثالي ، مما يبسط الحساب إلى حد كبير.

تعتمد قوى الجذب والتنافر بين الجزيئات بين جزيئين من الغاز على المسافة بينهما. يتم نمذجة قوى الجذب والتنافر المجمعة بشكل جيد بواسطة جهد لينارد جونز ، ^{[22] [23]} وهو أحد أكثر الجهود بين الذرات التي تمت دراستها على نطاق واسع والتي تصف الطاقة الكامنة للأنظمة الجزيئية. نظرًا للتطبيق العام والأهمية، غالبًا ما يُشار إلى نظام نموذج لينارد جونز باسم "لينارد جونزيوم". ^{[24] [25]} يمكن تقسيم جهد لينارد جونز بين الجزيئات إلى مكونين منفصلين: جاذبية طويلة المدى بسبب قوة تشتت لندن ، وتنافر قصير المدى بسبب تفاعل تبادل الإلكترونات (الذي يرتبط بمبدأ استبعاد باولي ).

عندما تكون جزيئين متباعدين نسبيًا (بمعنى أن لديهما طاقة كامنة عالية )، فإنهما يتعرضان لقوة جذب ضعيفة، مما يتسبب في تحركهما تجاه بعضهما البعض، مما يؤدي إلى خفض طاقتهما الكامنة. ومع ذلك، إذا كانت الجزيئات بعيدة جدًا ، فلن تتعرض لقوة جذب ذات أهمية. بالإضافة إلى ذلك، إذا اقتربت الجزيئات كثيرًا ، فسوف تصطدم، وتتعرض لقوة تنافر عالية جدًا (تم تصميمها بواسطة المجالات الصلبة ) وهي قوة أقوى بكثير من الجاذبية، بحيث يتم تجاهل أي جاذبية بسبب القرب.

عندما تقترب جزيئين من بعضهما البعض، من مسافة ليست بعيدة جدًا ولا قريبة جدًا، تزداد جاذبيتهما مع زيادة حجم طاقتهما الكامنة (تصبح أكثر سلبية)، وتخفض طاقتهما الداخلية الكلية. ^[26] لا يمكن أن يحدث الجذب الذي يتسبب في اقتراب الجزيئات إلا إذا ظلت الجزيئات في الجوار طوال المدة الزمنية التي تستغرقها للتحرك أقرب فعليًا . لذلك، تكون قوى الجذب أقوى عندما تتحرك الجزيئات بسرعات منخفضة . وهذا يعني أن الجاذبية بين الجزيئات تكون كبيرة عندما تكون درجات حرارة الغاز منخفضة . ومع ذلك، إذا ضغطت هذا الغاز البارد بشكل متساوي الحرارة في حجم صغير، مما أجبر الجزيئات على الاقتراب، ورفع الضغط، ستبدأ قوى التنافر في الهيمنة على قوى الجذب، حيث سيزداد معدل حدوث الاصطدامات بشكل كبير. لذلك، عند درجات الحرارة المنخفضة والضغوط المنخفضة، يكون الجذب هو التفاعل بين الجزيئات السائد.

إذا تحركت جزيئين بسرعات عالية، في اتجاهات عشوائية، على طول مسارات غير متقاطعة، فلن يقضيا وقتًا كافيًا في القرب ليتأثرا بقوة لندن الجاذبة للتشتت. إذا اصطدم الجزيئين، فإنهما يتحركان بسرعة كبيرة وستكون طاقتهما الحركية أكبر بكثير من أي طاقة كامنة جاذبة، لذلك لن يتعرضا إلا للتنافر عند الاصطدام. وبالتالي، يمكن إهمال عوامل الجذب بين الجزيئات عند درجات الحرارة العالية بسبب السرعات العالية. عند درجات الحرارة العالية والضغوط العالية، يكون التنافر هو التفاعل بين الجزيئات السائد.

مع الأخذ في الاعتبار التأثيرات المذكورة أعلاه والتي تسبب هذه التجاذبات والتنافرات، يمكن تحديد الغازات الحقيقية من نموذج الغاز المثالي بالتعميم التالي: ^[27]

• عند درجات الحرارة المنخفضة، والضغوط المنخفضة، يكون الحجم الذي يشغله الغاز الحقيقي أقل من الحجم المتوقع بقانون الغاز المثالي.
• عند درجات الحرارة المرتفعة، والضغوط المرتفعة، يكون الحجم الذي يشغله الغاز الحقيقي أكبر من الحجم المتوقع بقانون الغاز المثالي.

معادلة الحالة (للغازات) هي نموذج رياضي يستخدم لوصف أو التنبؤ بخصائص حالة الغاز بشكل تقريبي. في الوقت الحاضر، لا توجد معادلة حالة واحدة تتنبأ بدقة بخصائص جميع الغازات في جميع الظروف. لذلك، تم تطوير عدد من معادلات الحالة الأكثر دقة للغازات في نطاقات درجة حرارة وضغط محددة. "نماذج الغاز" التي تتم مناقشتها على نطاق واسع هي "الغاز المثالي" و"الغاز المثالي" و"الغاز الحقيقي". كل من هذه النماذج لديه مجموعة خاصة به من الافتراضات لتسهيل تحليل نظام ترموديناميكي معين. ^[28] كل نموذج متتالي يوسع نطاق درجة الحرارة الذي ينطبق عليه.

معادلة الحالة للغاز المثالي أو الكامل هي قانون الغاز المثالي وتقرأ

${\displaystyle PV=nRT,}$

حيث P هو الضغط، V هو الحجم، n هي كمية الغاز (بوحدات مول)، R هو ثابت الغاز العالمي ، 8.314 J/(mol K)، و T هي درجة الحرارة. عند كتابتها بهذه الطريقة، يطلق عليها أحيانًا "نسخة الكيميائي"، لأنها تؤكد على عدد الجزيئات n . ويمكن أيضًا كتابتها على النحو التالي

${\displaystyle P=\rho R_{s}T,}$

حيث هو ثابت الغاز النوعي لغاز معين، بوحدات J/(kg K)، وρ = m/V هي الكثافة. هذا الترميز هو نسخة "ديناميكية الغاز"، وهو أكثر عملية في نمذجة تدفقات الغاز التي تنطوي على تسارع بدون تفاعلات كيميائية. ${\displaystyle R_{s}}$

لا يفترض قانون الغاز المثالي السعة الحرارية للغاز. في الحالة الأكثر عمومية، تكون الحرارة النوعية دالة لكل من درجة الحرارة والضغط. إذا تم إهمال الاعتماد على الضغط (وربما الاعتماد على درجة الحرارة أيضًا) في تطبيق معين، فيُقال أحيانًا إن الغاز غاز مثالي ، على الرغم من أن الافتراضات الدقيقة قد تختلف حسب المؤلف و/أو مجال العلم.

بالنسبة للغاز المثالي، ينطبق قانون الغاز المثالي دون قيود على الحرارة النوعية. الغاز المثالي هو "غاز حقيقي" مبسط مع افتراض أن عامل الانضغاط Z مضبوط على 1 مما يعني أن هذه النسبة الهوائية تظل ثابتة. يتطلب عامل الانضغاط الذي يساوي واحدًا أيضًا أن تتبع متغيرات الحالة الأربعة قانون الغاز المثالي .

هذا التقريب أكثر ملاءمة للتطبيقات في الهندسة على الرغم من أنه يمكن استخدام نماذج أبسط لإنتاج نطاق "تقريبي" فيما يتعلق بالمكان الذي يجب أن يكمن فيه الحل الحقيقي. أحد الأمثلة حيث يكون "تقريب الغاز المثالي" مناسبًا سيكون داخل غرفة الاحتراق في محرك نفاث . ^[29] قد يكون من المفيد أيضًا الاحتفاظ بالتفاعلات الأولية والتفككات الكيميائية لحساب الانبعاثات .

كل واحد من الافتراضات المدرجة أدناه يضيف إلى تعقيد حل المشكلة. مع زيادة كثافة الغاز مع ارتفاع الضغط، تلعب القوى بين الجزيئات دورًا أكثر أهمية في سلوك الغاز مما يؤدي إلى عدم تقديم قانون الغاز المثالي لنتائج "معقولة" بعد الآن. في الطرف العلوي من نطاقات درجة حرارة المحرك (على سبيل المثال أقسام غرفة الاحتراق - 1300 كلفن)، تمتص جزيئات الوقود المعقدة الطاقة الداخلية عن طريق الدورات والاهتزازات التي تتسبب في اختلاف حرارتها النوعية عن تلك الخاصة بالجزيئات ثنائية الذرة والغازات النبيلة. عند أكثر من ضعف هذه الدرجة من الحرارة، تبدأ الإثارة الإلكترونية وتفكك جزيئات الغاز في الحدوث مما يتسبب في تكيف الضغط مع عدد أكبر من الجسيمات (الانتقال من الغاز إلى البلازما ). ^[30] أخيرًا، افترض أن جميع العمليات الديناميكية الحرارية تصف غازات موحدة تختلف سرعاتها وفقًا لتوزيع ثابت. إن استخدام موقف غير متوازن يعني أنه يجب وصف مجال التدفق بطريقة ما لتمكين الحل. كانت إحدى المحاولات الأولى لتوسيع حدود قانون الغاز المثالي هي تضمين التغطية لعمليات ترموديناميكية مختلفة عن طريق تعديل المعادلة لقراءة pV ⁿ = ثابت ثم تغيير n من خلال قيم مختلفة مثل نسبة الحرارة النوعية ، γ .

تتضمن تأثيرات الغاز الحقيقية تلك التعديلات التي تم إجراؤها لمراعاة نطاق أكبر من سلوك الغاز:

• تأثيرات الانضغاط ( Z مسموح لها بالتغير من 1.0)
• السعة الحرارية المتغيرة (الحرارة النوعية تختلف باختلاف درجة الحرارة)
• قوى فان دير فالز (المتعلقة بالانضغاط، والتي يمكن أن تحل محل معادلات الحالة الأخرى)
• التأثيرات الديناميكية الحرارية غير المتوازنة
• مشاكل التفكك الجزيئي والتفاعلات الأولية ذات التركيب المتغير.

بالنسبة لمعظم التطبيقات، فإن مثل هذا التحليل التفصيلي مفرط. ومن الأمثلة التي قد يكون لتأثيرات الغاز الحقيقية تأثير كبير على إعادة دخول المكوك الفضائي حيث كانت درجات الحرارة والضغوط مرتفعة للغاية أو الغازات الناتجة أثناء الأحداث الجيولوجية كما في صورة ثوران جبل ريدوبت عام 1990 .

الغاز الدائم هو مصطلح يستخدم للغاز الذي تكون درجة حرارته الحرجة أقل من نطاق درجات الحرارة الطبيعية الصالحة لسكن الإنسان وبالتالي لا يمكن تحويله إلى سائل تحت الضغط ضمن هذا النطاق. تاريخيًا، كان يُعتقد أن مثل هذه الغازات من المستحيل تحويلها إلى سائل وبالتالي ستظل في الحالة الغازية بشكل دائم. المصطلح ذو صلة بتخزين الغازات ونقلها في درجات حرارة محيطة تحت ضغط مرتفع. ^[31]

ربما كان قانون بويل هو أول تعبير عن معادلة الحالة. في عام 1662، أجرى روبرت بويل سلسلة من التجارب باستخدام أنبوب زجاجي على شكل حرف J، كان مغلقًا من أحد طرفيه. تمت إضافة الزئبق إلى الأنبوب، مما أدى إلى احتجاز كمية ثابتة من الهواء في الطرف القصير المغلق للأنبوب. بعد ذلك، تم قياس حجم الغاز بعناية مع إضافة المزيد من الزئبق إلى الأنبوب. يمكن تحديد ضغط الغاز من خلال الفرق بين مستوى الزئبق في الطرف القصير للأنبوب والطرف الطويل المفتوح. تُظهر صورة معدات بويل بعض الأدوات الغريبة التي استخدمها بويل أثناء دراسته للغازات.

من خلال هذه التجارب، لاحظ بويل أن الضغط الذي يمارسه الغاز المحبوس عند درجة حرارة ثابتة يتغير عكسياً مع حجم الغاز. ^[32] على سبيل المثال، إذا تم تقسيم الحجم إلى النصف، يتضاعف الضغط؛ وإذا تم مضاعفة الحجم، يتضاعف الضغط إلى النصف. ونظرًا للعلاقة العكسية بين الضغط والحجم، فإن حاصل ضرب الضغط ( P ) والحجم ( V ) هو ثابت ( k ) لكتلة معينة من الغاز المحصور طالما كانت درجة الحرارة ثابتة. وبصياغة الصيغة، يكون:

${\displaystyle PV=k}$

نظرًا لأن الأحجام والضغوط قبل وبعد الكمية الثابتة من الغاز، حيث تكون درجات الحرارة قبل وبعد متساوية، كلاهما يساوي الثابت k ، فيمكن ربطهما بالمعادلة:

${\displaystyle \qquad P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}.}$

في عام 1787، وجد الفيزيائي الفرنسي ورائد البالونات جاك تشارلز أن الأكسجين والنيتروجين والهيدروجين وثاني أكسيد الكربون والهواء يتمددون بنفس الدرجة على نفس الفترة الزمنية 80 كلفن. ولاحظ أنه بالنسبة للغاز المثالي عند ضغط ثابت، فإن الحجم يتناسب طرديًا مع درجة حرارته:

${\displaystyle {\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}}$

في عام 1802، نشر جوزيف لويس جاي لوساك نتائج تجارب مماثلة، وإن كانت أكثر شمولاً. ^[33] نسب جاي لوساك الفضل إلى عمل تشارلز السابق بتسمية القانون باسمه. يُنسب إلى جاي لوساك نفسه القانون الذي يصف الضغط، والذي وجده في عام 1809. ينص القانون على أن الضغط الذي يمارسه الغاز المثالي على جوانب الحاوية يتناسب مع درجة حرارته.

${\displaystyle {\frac {P_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}}{T_{2}}}\,}$

في عام 1811، أثبت أميديو أفوجادرو أن الأحجام المتساوية من الغازات النقية تحتوي على نفس عدد الجسيمات. لم يتم قبول نظريته بشكل عام حتى عام 1858 عندما تمكن كيميائي إيطالي آخر هو ستانيسلاو كانيزارو من تفسير الاستثناءات غير المثالية. بالنسبة لعمله مع الغازات قبل قرن من الزمان، فإن الثابت الفيزيائي الذي يحمل اسمه ( ثابت أفوجادرو ) هو عدد الذرات لكل مول من عنصر الكربون-12 (6.022 × 10 ²³  مول ^-1 ). يشغل هذا العدد المحدد من جزيئات الغاز، عند درجة الحرارة والضغط القياسيين (قانون الغاز المثالي)، 22.40 لترًا، ويشار إليه بالحجم المولي .

ينص قانون أفوجادرو على أن الحجم الذي يشغله الغاز المثالي يتناسب طرديًا مع كمية المادة الموجودة في الحجم. وهذا يؤدي إلى الحجم المولي للغاز، والذي يبلغ عند الظروف القياسية القياسية 22.4 ديسيمتر ^مكعب / مول (لتر لكل مول). تُعطى العلاقة من خلال: حيث n هي كمية مادة الغاز (عدد الجزيئات مقسومًا على ثابت أفوجادرو ). $${\displaystyle {\frac {V_{1}}{n_{1}}}={\frac {V_{2}}{n_{2}}},}$$

في عام 1801، نشر جون دالتون قانون الضغوط الجزئية من عمله مع علاقة قانون الغاز المثالي: ضغط خليط من الغازات غير التفاعلية يساوي مجموع ضغوط جميع الغازات المكونة وحدها. رياضيًا، يمكن تمثيل ذلك لأنواع n على النحو التالي:

الضغط _الكلي = الضغط ₁ + الضغط ₂ + ... + الضغط _ن

تصور صورة مذكرات دالتون الرمزية التي استخدمها كاختصار لتسجيل المسار الذي اتبعه. ومن بين ملاحظاته الرئيسية في المذكرات حول خلط "السوائل المرنة" غير التفاعلية (الغازات) ما يلي: ^[34]

• على عكس السوائل، فإن الغازات الثقيلة لا تتجه إلى القاع عند اختلاطها.
• لم تلعب هوية جسيمات الغاز أي دور في تحديد الضغط النهائي (تصرفت كما لو كان حجمها مهملاً).

يستخدم علماء الديناميكا الحرارية هذا العامل ( Z ) لتغيير معادلة الغاز المثالي لمراعاة تأثيرات قابلية الانضغاط للغازات الحقيقية. يمثل هذا العامل نسبة الأحجام النوعية الفعلية إلى المثالية. يُشار إليه أحيانًا باسم "عامل التزييف" أو التصحيح لتوسيع النطاق المفيد لقانون الغاز المثالي لأغراض التصميم. عادةً ما تكون قيمة Z هذه قريبة جدًا من الواحد. توضح صورة عامل الانضغاط كيف يتغير Z على مدى مجموعة من درجات الحرارة الباردة جدًا.

في الواقع، سوف "تلتصق" الجسيمات بسطح الجسم المتحرك من خلاله. تسمى هذه الطبقة من الجسيمات بالطبقة الحدودية. على سطح الجسم، تكون ثابتة بشكل أساسي بسبب احتكاك السطح. الجسم، بطبقته الحدودية، هو في الواقع الشكل الجديد للجسم الذي "تراه" بقية الجزيئات عندما يقترب الجسم. يمكن أن تنفصل هذه الطبقة الحدودية عن السطح، مما يؤدي في الأساس إلى إنشاء سطح جديد وتغيير مسار التدفق تمامًا. المثال الكلاسيكي على ذلك هو الجناح المتوقف . تُظهر صورة الجناح الدلتا بوضوح سماكة الطبقة الحدودية مع تدفق الغاز من اليمين إلى اليسار على طول الحافة الأمامية.

في ديناميكيات الموائع، الاضطراب أو التدفق المضطرب هو نظام تدفق يتميز بتغيرات عشوائية فوضوية في الخصائص. ويشمل ذلك انتشار الزخم المنخفض، والحمل الحراري عالي الزخم، والتغير السريع في الضغط والسرعة في المكان والزمان. يوضح منظر القمر الصناعي للطقس حول جزر روبنسون كروزو أحد الأمثلة.

اللزوجة، وهي خاصية فيزيائية، هي مقياس لمدى التصاق الجزيئات المتجاورة ببعضها البعض. يمكن للمادة الصلبة أن تتحمل قوة القص بسبب قوة هذه القوى اللزجة بين الجزيئات. يتشوه السائل باستمرار عند تعرضه لحمل مماثل. في حين أن الغاز له قيمة لزوجة أقل من السائل، إلا أنها لا تزال خاصية يمكن ملاحظتها. إذا لم يكن للغازات لزوجة، فلن تلتصق بسطح الجناح وتشكل طبقة حدودية. تكشف دراسة الجناح الدلتا في صورة شلييرين أن جزيئات الغاز تلتصق ببعضها البعض (انظر قسم الطبقة الحدودية).

_{في ميكانيكا الموائع ،} رقم رينولدز هو نسبة القوى القصورية ( vs ρ ) التي تهيمن على التدفق المضطرب، إلى القوى اللزجة ( μ/L ) التي تتناسب مع اللزوجة. وهو أحد أهم الأرقام عديمة الأبعاد في ديناميكا الموائع ويُستخدم، عادةً مع أرقام عديمة الأبعاد أخرى، لتوفير معيار لتحديد التشابه الديناميكي. وعلى هذا النحو، يوفر رقم رينولدز الرابط بين نتائج النمذجة (التصميم) والظروف الفعلية بالحجم الكامل. ويمكن استخدامه أيضًا لتوصيف التدفق.

وبما أن العدد الإجمالي لدرجات الحرية يقترب من اللانهاية، فسوف نجد النظام في الحالة الكلية التي تتوافق مع أعلى التعددية . ولتوضيح هذا المبدأ، لاحظ درجة حرارة الجلد لقضيب معدني متجمد. وباستخدام صورة حرارية لدرجة حرارة الجلد، لاحظ توزيع درجة الحرارة على السطح. وتمثل هذه الملاحظة الأولية لدرجة الحرارة " حالة مجهرية ". وفي وقت ما في المستقبل، تنتج ملاحظة ثانية لدرجة حرارة الجلد حالة مجهرية ثانية. ومن خلال مواصلة عملية الملاحظة هذه، من الممكن إنتاج سلسلة من الحالات الدقيقة التي توضح التاريخ الحراري لسطح القضيب. ومن الممكن توصيف هذه السلسلة التاريخية من الحالات الدقيقة من خلال اختيار الحالة الكلية التي تصنفها جميعًا بنجاح في مجموعة واحدة.

This section does not cite any sources. Please help improve this section by adding citations to reliable sources. Unsourced material may be challenged and removed. (October 2024) (Learn how and when to remove this message)

عندما يتوقف نقل الطاقة من نظام ما، يشار إلى هذه الحالة باسم التوازن الديناميكي الحراري. وعادةً ما تعني هذه الحالة أن النظام والمحيط يكونان في نفس درجة الحرارة بحيث لا تنتقل الحرارة بينهما. كما تعني أيضًا أن القوى الخارجية متوازنة (لا يتغير الحجم)، وأن جميع التفاعلات الكيميائية داخل النظام مكتملة. ويختلف الجدول الزمني لهذه الأحداث وفقًا للنظام المعني. يستغرق الأمر ساعات إذا سُمح لحاوية من الجليد بالذوبان في درجة حرارة الغرفة، بينما في أشباه الموصلات، قد يستغرق انتقال الحرارة الذي يحدث في انتقال الجهاز من حالة التشغيل إلى حالة الإيقاف بضعة نانوثانية.

• الغازات المسببة للاحتباس الحراري
• استغلال غاز مكبات النفايات
• قائمة الغازات
• الغاز الطبيعي
• الغاز البركاني
• غاز التنفس
• رياح

• أندرسون، جون د. (1984). أساسيات الديناميكا الهوائية . ماكجرو هيل للتعليم العالي. ISBN 978-0-07-001656-9.
• جون، جيمس (1984). ديناميكا الغاز . ألين وبيكون. ISBN 978-0-205-08014-4.
• ماكفرسون، ويليام؛ هندرسون، ويليام (1917). دراسة أولية للكيمياء.

• فيليب هيل وكارل بيترسون. ميكانيكا الدفع والديناميكا الحرارية: الطبعة الثانية، أديسون ويسلي، 1992. ISBN 0-201-14659-2 
• الإدارة الوطنية للملاحة الجوية والفضاء (ناسا). مختبر الغاز المتحرك. تم الوصول إليه في فبراير 2008.
• جامعة ولاية جورجيا. HyperPhysics. تم الوصول إليه في فبراير 2008.
• أنتوني لويس وورد ويب. تم الوصول إليه في فبراير 2008.
• كلية نورث ويسترن ميشيغان، الحالة الغازية. تم الوصول إليه في فبراير 2008.
• لويس، فيفيان بيام؛ لونج، جورج (1911). "الغاز"  . الموسوعة البريطانية . المجلد 11 (الطبعة الحادية عشرة). ص 481-493.