Гасни закони

Гасни закони су развијени током 17. и 19. века, када су научници почели схватати да постоји код гасова веза између притиска, запремине и температуре. Битно својство гасова је насумично кретање њихових честица, које називамо Брауновим кретањем, према Роберту Брауну, који је ову појаву први уочио на сићушним зрнцима цветног полена на води, посматрајући их под микроскопом. Кинетичка теорија гасова описује гас као велики број малих честица, које су стално у насумичном кретању.

Бојле-Мариотов закон уреди

Бојле-Мариотов закон казује, да код константном температуром, производ притисака и запремине идеалних гасова, увек је константан.^[1] Закон је објављен 1662. године.

Ако смањујемо запремину неког гаса, притисак ће се повећавати. Математички се тај закон може описати као:

PV=k_{1}\,

где је: П – притисак гаса (Па), V – запремина гаса (м³) и к₁ – константа (Ј)

Шарлов закон уреди

Шарлов закон, или гасни закон запремине, је објављен 1678. године. Он говори да је запремина идеалног гаса, када је притисак константан, директно пропорционална апсолутној или термодинамичкој температури Т (у Келвинима). Ако гасу повећавамо температуру, повећа ће се и запремина.^[2] Математички се тај закон може описати као:

V=k_{2}T\,

где је: Т - апсолутна или термодинамичка температура (К), V – запремина гаса (м³) и к₂ – константа (у м³/К).

Геј-Лисаков закон уреди

Геј-Лисаков закон је открио Жозеф Луј Ге-Лисак 1809. године. Он тврди да је притисак у неком спремнику, који има константну запремину, директно пропорционалан са апсолутном температуром (у Келвинима).^[3] Повећањем температуре, молекули гаса постају све бржи и снажније ударају на зидове спремника. Математички се тај закон може описати као:

P=k_{3}T\,

где је Т - апсолутна температура (К), П – притисак гаса (Па) и к₃ – константа.

Авогадров закон уреди

Авогадров закон тврди да два спремника идеалног гаса, са једнаком температуром, притиском и запремином, садрже једнак број молекула. То значи да је запремина неког спремника, директно пропорционална са бројем молова (или молекула) у том спремнику. За 100 кПа и 273,15 К, запремина једног мола идеалног гаса износи 22,414 дм³ или 22,414 литре. Математички се тај закон може описати као:

V=k_{4}n\,

где је V – запремина гаса (м³), н – број молова гаса у неком спремнику (укупан број молекула подељен са Авогадровим бројем) и к₄ – константа.

Комбиновани закон и једначина стања идеалног гаса уреди

Комбиновани закон гасова се добија комбинацијом прве 3 једначине и показује однос између притиска, запремине и температуре гаса:

PV=k_{5}T\,

Ако унесемо и Авогадров закон, добије се једначина стања идеалног гаса:

PV=nRT\,

где је: Р – гасна константа, која има вредност 8,314472(15) Ј•К⁻¹•мол⁻¹. Она се може описати и као:

PV=kNT\,

где је: к – Болцманова константа, а Н – укупан број молекула у спремнику.

Ова једначина је тачна за идеалне гасове, јер се њом занемарују разне међумолекуларне силе, које су присутне код реалних гасова. Међутим, закон идеалних гасова је врло добра априксимација за велику већину гасова, код умерених притисака и температура.

Из закона идеалних гасова могу се извући следећи закључци:

ако су температура и притисак константни, запремина гаса је директно пропорционалан са бројем молекула гаса.
ако су температура и запремина константни, притисак гаса је директно пропорционалан са бројем молекула гаса.
ако су температура и број молекула константни, притисак је обрнуто пропорционалан са запремином спремника.
ако је број молекула константан у спремнику, са повећањем температуре ће се повећати или притисак или запремина (или обоје).

Остали гасни закони уреди

Далтонов закон уреди

Далтонов закон тврди да је притисак мешавине гасова једнак збиру парцијалних притисака појединих саставних делова мешавине. Математички се тај закон може описати као:

P_{total}=P_{1}+P_{2}+P_{3}+...+P_{n}\,

или

P_{Total}=P_{Gas}+P_{{H}_{2}{O}}\,

где је: П_Тотал – укупан притисак атмоспфере, П_Гас – је притисак мешавине гасова у атмосфери и П_Х2О – притисак водене паре, код неке температуре.

Хенријев закон уреди

Хенријев закон тврди да, код константне температуре, количина раствореног гаса у течности, је директно пропорционална са парцијалним притисаком тог гаса, у равнотежи са течношћу.

p=k_{\rm {H}}\,c

где је: п – парцијални притисак растворене материје у гасу изнад раствора, ц – концентрација растворене материје и к_Х – Хенријева константа, која зависи од растворене материје, растварача и температуре.

Референце уреди

^ Драпер, Јохн Wиллиам (1861). А Теxтбоок он цхемистрy. стр. 46.
^ Фуллицк, П. (1994), Пхyсицс, Хеинеманн, стр. 141—42, ИСБН 0-435-57078-1
^ Адцоцк, ЛХ (1998), „Тхе Егг ин тхе Боттле Ревиситед: Аир Прессуре анд Амонтонс' Лаw (Цхарлес' Лаw)”, Јоурнал оф Цхемицал Едуцатион, 75 (12): 156, дои:10.1021/ед075п1567

Литература уреди

Цастка Јосепх Ф.; Метцалфе, Х. Цларк; Давис, Раyмонд Е.; Wиллиамс, Јохн Е.: "Модерн Цхемистрy", публисхер=Холт, Ринехарт анд Wинстон, 2002.
Гуцх Иан: "Тхе Цомплете Идиот'с Гуиде то Цхемистрy", публисхер=Алпха, Пенгуин Гроуп Инц., 2003.
Зумдахл Стевен С.: "Цхемицал Принциплес", публисхер=Хоугхтон Миллфин Цомпанy, 1998.

[1] Драпер, Јохн Wиллиам (1861). А Теxтбоок он цхемистрy. стр. 46.

[2] Фуллицк, П. (1994), Пхyсицс, Хеинеманн, стр. 141—42, ИСБН 0-435-57078-1

[Adcock-3] Адцоцк, ЛХ (1998), „Тхе Егг ин тхе Боттле Ревиситед: Аир Прессуре анд Амонтонс' Лаw (Цхарлес' Лаw)”, Јоурнал оф Цхемицал Едуцатион, 75 (12): 156, дои:10.1021/ед075п1567

[1]

[2]

[3]