Cechy gazów

Wstęp

Gazy stanowią postać materii dość precyzyjnie dającą się opisywać różnymi ogólnymi prawami. Odstępstwa od ogólnych praw wywoływane są najczęściej przez oddziaływania międzycząsteczkowe, które w gazach są przeważnie tak nikłe, że możemy je zaniedbywać. Gazy rzeczywiste, spotykane w przyrodzie najczęściej spełniają dość dobrze większość praw ustalonych dla gazów idealnych, czyli takich w których międzycząsteczkowe oddziaływania nie występują. Ponieważ w gazach rzeczywistych są one nikłe, ale są, gazy rzeczywiste zaczynają odbiegać swoimi właściwościami od praw gazowych w miarę jak rosnące ciśnienie i malejąca temperatura przybliża je do stanu przejścia w ciecz (skroplenie). Zarówno jeden jak i drugi czynnik powoduje zbliżenie się cząsteczek gazu do siebie, a co za tym idzie, wzrost oddziaływań sił międzycząsteczkowych (van der Waalsa) do rozmiarów, których już zaniedbać nie można.

Podstawowe prawa gazu doskonałego można zapisać w postaci:

p·V = n·R·T
gdzie: p - ciśnienie, V - objętość, n - ilość moli gazu, R - stała gazowa, T - temperatura w kelwinach.

Z tego ogólnego zapisu można wywieść pozostałe prawa gazowe.

Z tego prawa wynika również, że takie same ilości różnych gazów w tych samych warunkach mają taką samą objętość:

Dla warunków normalnych i 1 mola gazu wartość ta, zwana objętością molową, wynosi 22,4 dm3.

Dla każdego gazu, który można uznać za spełniający warunki gazu idealnego, można na podstawie jego gęstości wyznaczyć masę cząsteczkową.

Prawo Daltona mówi, że jeżeli mieszanina gazów idealnych wywiera ciśnienie P, to udział poszczególnych gazów w tym sumarycznym ciśnieniu jest proporcjonalny do ich ułamków molowych. Ciśnienie jest skutkiem zderzeń cząsteczek gazu ze ścianami naczynia, w którym ten gaz jest zamknięty. Jeżeli zakładamy brak jakichkolwiek oddziaływań między cząsteczkami gazu, to prawdopodobieństwo uderzenia w ścianę naczynia dla każdej cząsteczki jest takie same, zatem ilość zderzeń jest zależna tylko od ilości danych cząsteczek w naczyniu. Stąd wniosek, że stosunek ilości zderzeń ze ścianą naczynia cząsteczek A i cząsteczek B będzie równy stosunkowi ilości tych cząsteczek w naczyniu, a więc stosunkowi ich ułamków molowych. Z rozważań tych wynika także, że ciśnienie parcjalne każdego za składników mieszaniny gazów doskonałych (lub do doskonałych zbliżonych) będzie równe ciśnieniu, jakie wywierałby ten gaz, gdyby sam zajmował identyczną objętość co badana mieszanina  (oczywiście w tej samej temperaturze).

Jeżeli ułamek molowy składnika A wynosi XA a ciśnienie sumaryczne mieszaniny wynosi P, to ciśnienie parcjalne składnika A wynosi:

pA = XA·P

Podobna zależność występuje dla roztworów gazów w cieczach. Prężność gazu nad roztworem w cieczy jest proporcjonalna do jego stężenia w roztworze (prawo Henry'ego):

p = k·X
gdzie - X ułamek molowy gazu w roztworze, p - prężność (ciśnienie cząstkowe, parcjalne) gazu nad roztworem, k - współczynnik proporcjonalności

Zwiększając ciśnienie globalne fazy gazowej nad roztworem (rośnie wówczas także p) zwiększamy ilość rozpuszczonego gazu. Zmniejszając natomiast ciśnienie nad roztworem gazu powodujemy jego częściowe przejście z roztworu do fazy gazowej, bowiem niższe ciśnienie to niższe stężenie w roztworze. Wszyscy znamy doskonale ten efekt towarzyszący otwarciu butelki noworocznego szampana, czy bardzie prozaicznie puszki coli lub innego napoju gazowanego.

O ile wzrost stężenia wpływa dodatnio na rozpuszczalność gazu w cieczy, o tyle temperatura ma działanie przeciwne. Tłumaczyć to możemy zjawiskowo - większa energia translacji ułatwia większej ilości cząsteczek gazu wyrwanie się z objętości cieczy i przejścia z powrotem w stan gazowy. Możemy spojrzeć na tę zależność inaczej - ponieważ rozpuszczanie gazu jest zjawiskiem egzotermicznym, sprzyjać mu będzie obniżanie temperatury.

Generalnie rozpuszczalność gazów w cieczach (a przede wszystkim mamy tu na myśli wodę) jest stosunkowo niewielka, nawet dla gazów wchodzących w silne oddziaływania z wodą, jak CO2 czy NH3. Oczywiście są tu wyjątki, najczęściej jednak wówczas nie chodzi o rozpuszczalność a o reakcje chemiczne z rozpuszczalnikiem.