Gazlar 🎈

Gazların Davranışları ve Özellikleri

Gazlar, maddenin en düzensiz halidir ve diğer hallerden farklı benzersiz özelliklere sahiptir. Bu özellikler, gaz moleküllerinin sürekli, rastgele hareketi ve moleküller arası çekim kuvvetlerinin ihmal edilebilir olmasından kaynaklanır.

Gazların Temel Özellikleri

• Belirli bir şekil ve hacimleri yoktur, bulundukları kabın şeklini ve hacmini alırlar.
• Kolayca sıkıştırılabilirler ve genleşebilirler.
• Molekülleri arasında büyük boşluklar bulunur ve moleküller arası çekim kuvvetleri çok zayıftır.
• Birbirleriyle her oranda karışarak homojen karışımlar oluştururlar.
• Düşük yoğunluğa sahiptirler.

İdeal Gaz Yasası ve Türevleri

İdeal gaz, molekülleri arasında etkileşim olmayan ve moleküllerinin kendi hacmi ihmal edilebilir olan hipotetik bir gazdır. İdeal gazlar için aşağıdaki yasalar geçerlidir:

• Boyle Yasası: Sabit sıcaklık ve mol sayısında, bir gazın hacmi (V) basıncı (P) ile ters orantılıdır (P₁V₁ = P₂V₂).
• Charles Yasası: Sabit basınç ve mol sayısında, bir gazın hacmi (V) mutlak sıcaklığı (T) ile doğru orantılıdır (V₁/T₁ = V₂/T₂).
• Gay-Lussac Yasası: Sabit hacim ve mol sayısında, bir gazın basıncı (P) mutlak sıcaklığı (T) ile doğru orantılıdır (P₁/T₁ = P₂/T₂).
• Avogadro Yasası: Sabit sıcaklık ve basınçta, bir gazın hacmi (V) mol sayısı (n) ile doğru orantılıdır (V₁/n₁ = V₂/n₂).

Bu yasaların birleşimiyle İdeal Gaz Yasası elde edilir:

• P: Gazın basıncı (atm, kPa, mmHg)
• V: Gazın hacmi (L)
• n: Gazın mol sayısı (mol)
• R: İdeal gaz sabiti (0.082 L·atm/mol·K veya 8.314 J/mol·K)
• T: Mutlak sıcaklık (Kelvin)

İdeal gaz yasası kullanılarak gaz yoğunluğu (d = m/V) ve mol kütlesi (M_a) hesaplanabilir: d = (P * Ma) / (R * T).

Kinetik Teori

Gazların kinetik teorisi, gazların davranışlarını moleküler düzeyde açıklayan bir modeldir:

• Gazlar, kütleleri olan ancak hacimleri ihmal edilebilir küçük taneciklerden (molekül veya atom) oluşur.
• Gaz tanecikleri sürekli, rastgele ve doğrusal hareket halindedir.
• Tanecikler arası çekim ve itme kuvvetleri ihmal edilebilir.
• Taneciklerin birbiriyle ve kap çeperiyle yaptıkları çarpışmalar esnektir (enerji kaybı olmaz).
• Gazın ortalama kinetik enerjisi mutlak sıcaklığıyla doğru orantılıdır (Ek = (3/2)RT). Farklı gazların aynı sıcaklıktaki ortalama kinetik enerjileri aynıdır.
• Difüzyon: Gazların birbiri içine yayılması.
• Efüzyon: Gazların küçük bir delikten boşluğa yayılması.
• Graham'ın Difüzyon/Efüzyon Yasası: Gazların yayılma hızları (v), mol kütlelerinin (M_a) karekökü ile ters orantılıdır: v₁/v₂ = √(Ma₂/Ma₁).

Gerçek Gazlar

Gerçek gazlar, ideal gaz modelinden bazı koşullarda sapma gösterir. Bu sapmaların nedenleri:

• Molekül Hacmi: İdeal gaz modelinde molekül hacmi ihmal edilirken, gerçek gazlarda moleküllerin belirli bir hacmi vardır. Özellikle yüksek basınçta, gazın toplam hacminin önemli bir kısmını oluştururlar.
• Moleküller Arası Etkileşim: İdeal gaz modelinde moleküller arası etkileşim yoktur. Gerçek gazlarda ise zayıf da olsa van der Waals kuvvetleri (dipol-dipol, indüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol) bulunur. Bu çekim kuvvetleri, özellikle düşük sıcaklık ve yüksek basınçta belirgin hale gelir.

Gerçek gazlar, yüksek sıcaklık ve düşük basınçta ideal gaza yakın davranış gösterirler. Van der Waals denklemi, gerçek gazların davranışını daha doğru bir şekilde tanımlamaya çalışır:

• a: Moleküller arası çekim kuvvetlerini düzeltme terimi (gaz türüne bağlı).
• b: Moleküllerin kendi hacimlerini düzeltme terimi (gaz türüne bağlı).

Kısmi Basınçlar

Bir gaz karışımında her bir gaz, sanki kapta tek başına bulunuyormuş gibi bir basınç uygular. Buna kısmi basınç denir.

• Dalton'un Kısmi Basınçlar Yasası: Bir gaz karışımının toplam basıncı (P_toplam), karışımdaki her bir gazın kısmi basınçlarının (P_i) toplamına eşittir: Ptoplam = P₁ + P₂ + P₃ + ....
• Bir gazın kısmi basıncı, o gazın mol kesri (X_i) ile toplam basıncın çarpımına eşittir: Pi = Xi * Ptoplam. (X_i = n_i / n_toplam).