Kinetik Teori :
Kinetik gaz teorisi gazların yapmış olduğu özellikleri açıklamak için ileri sürülmüş bir ifadedir. Maxvell ve Boltzmanın bu teoriye son halini verdiler. İdeal gazlar bu teoriye tam olarak uyarlar.
Bu teoriye göre, gazlar aşağıdaki şekilde davranırlar; Ø Gaz molekülleri arasındaki boşluklar o kadar büyüktür ki moleküllerin hacimleri, bu boşluklar yanında önemsenmeye bilinir. Ø Gaz molekülleri birbirine etki etmeyen aralarında hiçbir çekme kuvveti olmayan bağımsız parçacıklardır. Ø Moleküller her yönde çok hızlı doğrusal hareket yaparlar. Ø Hareket halindeki moleküller birbirine ve içinde bulundukları kabın çeperlerine çarparlar. Bu çarpışmalar tam esnek çarpışmalardır. Ø Gaz moleküllerinin belirli bir andaki hızları birbirinin aynı değildir ve bir molekülün değişik anlardaki hızlarıda farklıdır. Ø Hızlarının farklı olmasının sonucu olarak moleküllerin kinetik enerjileri de bir birinden farklıdır. Ø Moleküllerin ortalama kinetik enerjileri mutlak sıcaklıkla doğru orantılıdır. Kinetik enerjinin sıcaklık ile ilgili formülü Şöyledir Ek = 3/2 k . T dir. K= sabit sayı
İdeal Gaz Denklemi :
İdeal gazlarla ilgili basit bir denklem yapak istersek; Basınç (P), mol sayısını (n) ile doğru orantılıdır. (P α n) Basınç (P), mutlak sıcaklık (T) ile doğru orantılıdır. (P α T) Basınç (P), hacim (V) ile ters orantılıdır. (P α 1/V) Hacim (V), mol sayısı (n) ile doğru orantılıdır. (V α n) Sıcaklık (T), mol sayısı (n) ile ters orantılıdır. (T α 1/n) Yani PV = n . R . T P: gaz basıncı, birim atmosfer V: gaz hacmi, birimi litre R: gaz sabiti, birimi 22,4/273 = 0,08205 lt.atm/mol.K n: mol sayısı, birimi mol T: Mutlak sıcaklık, birimi Kelvin Gazların Değişik Özellikleri
Sıkıştırılabilmeleri özelliği bizi, gaz molekülleri arasındaki boşluğun moleküllerin kendi hacimlerinden çok daha büyük olduğu varsayımına götürmektedir. Katı ve sıvılar basınçla çok az sıkıştırılabildiğine göre moleküller arasındaki boşluklar çok azdır. Dikkat edecek olursak bu varsayımla moleküllerin kendilerinin sıkıştırılamayacağını kabul etmiş oluyoruz.
Gazlar ayrıca sıvı ve katıların aksine konuldukları kapların her tarafına yayılırlar. Gaz molekülleri arasında büyük boşluklar olduğuna ve her tarafa doğru yayıldıklarına göre boşlukta asılı olarak nasıl kalabilirler. Bu güçlüğü gaz moleküllerinin devamlı olarak hareket halinde olduklarını kabul etmekle giderebiliriz. Gazların kinetik teorisi gazların davranışlarını açıklayabilmek için kurulmuş böyle bir modeldir. Bu teoremlerin önemli varsayımları şunlardır.
Avogadro Hipotezi :
Aynı basınç ve sıcaklıkta bütün gazların eşit hacimlerinde eşit sayıda molekül vardır.
Eşit sıcaklık ve basınç şartlarında bütün gazların eşit hacimlerinde aynı sayıda molekül bulunacağına göre sıcaklık, basınç ve hacim değerleri belirtildiğinde molekül sayısının da belirli olması gerekir. NŞA’da (0 C ve 760 mm Hg basıncı altında) herhangi bir gazın 1 molünün hacmi 22,4 litre gelir ve 1 mol gazda 6,02 x 10²³ molekül bulunur. Bu sayada avogadro sayısı denir. Tüm gazların 1 molünün NŞA’da 22,4 lt gelmesinin sebebi her gazın 1 molündeki hava boşluğu aynıdır ve hepsinde eşit sayıda atom bulunur bu yüzden ama atomlarının cinsinden dolayı sadece kütle ve ağırlık farkı meydana gelir hacim farkı meydana gelmez. Örnek olarak aşağıdaki deneyi ele alalım; NŞA altında NŞA altında 1 mol H2 1 mol O2 22,4 lt 22,4 lt H:2 gr O:16gr Birleşik Gaz Denklemi :
R gaz sabitinin bulunduğu tüm şartlarda ve yerlerde aynı olacağı noktasından hareket ederek,
1. durumdaki gaz sabiti : R1 = P1 . V1 / n1 . T1 2. durumdaki gaz sabiti : R2 = P2 . V2 / n2 . T2 Bağıntıları elde ediliyor. R değişmeyeceğine göre, R1 = R2 P1 . V1 / n1 . T1 = P2 . V2 / n2 . T2 Bağıntısı elde edilir.
Gaz Basıncı :
Basınç, birim yüzeye etki eden kuvvet olduğuna göre bir gazın basıncı, moleküllerin bulunduğu kabın çeperlerine çarpmalarından ileri gelir. Gazın moleküllerinin her yöndeki ortalama hızı aynı olduğuna göre gazın basıncı da kabın her noktasında aynı olacaktır. Basıncın değerini ölçmek için Manometreler kulanılır. 1. Boyle - Mariotte Kanunu : ( P – V ilişkisi)
İngiliz bilgini R. Boyle sabit sıcaklıktaki bir gazın hacmini, değişik basınçlarda ölçmüştür. Sabit sıcaklıkta bir gazın hacmi ile basıncının çarpımı sabittir. P.V=K P1.V1=P2.V2=……..=K Buradan hacim ve basıncı ters orantılı olduğunu anlarız. Grafiği : P T, n = sabit V
2. Charles Kanunları : ( V – T ilişkisi )
Boyle yaptığı denemelerde sıcaklığı sabit tutup basınçla hacim arasındaki değişmeleri incelemişti. Şimdi de sabit basınç altında sıcaklığı değiştirdiğimiz zaman hacimde nasıl bir değişiklik olur, onu inceleyelim. Bu denemeyi ilk defa Fransız bilgini Charles yapmış ve sabit basınçta, bir gazın hacminin sıcaklığın 0 C tan 1 C a yükselmesiyle , 0 C taki hacminin 1/273 ü kadar arttığını görmüştür. P1 . V1 / n1 . T1 = P2 . V2 / n2 . T2 P ne n sabit olduğundan V1 / T1 = V2 / T2 Denklemi bulunur. Katı ve sıvılarda ise ve genleşme katsayıları aynı değildir ve maddenin cinsine bağlıdır.
Cahrles kanununu şu şekilde tanımlayabiliriz :
Sabit basınçta bir gazın hacmi mutlak sıcaklıkla doğru orantılıdır veya matematiksel olarak ; V = KT (Burada V hacmi ,T mutlak değeri, K da bir sabiti göstermektedir.)
V1 / V2 = T1 / T2
Bu bağıntı ilk defa yine bir Fransız bilgini olan Gay-Lussac tarafından bulunmuştur ve Gay-Lussac kanunu olarak anılmıştır.
3. Gay – Lussak Yasası ( P – T İlişkisi )
Mol sayısı ve hacmi sabit tutulan gazların basınçları ile sıcaklıkları arasındaki bağıntı,
P1 . V1 / n1 . T1 = P2 . V2 / n2 . T2 V ve n sabit olduğundan P1 / T1 = P2 / T2 Bağıntısını elde ederiz. Demek ki sıcaklık ile basınç doğru orantılıdır yani sıcaklık iki katına çıkarsa basınçta iki katına çıkar.
Gay-Lussac Hacim Oranları Kanunu :
Gay-Lussac 1808 yılında, birbiriyle gaz halinde reaksiyona girerek yine gaz halinde bileşikler veren reaksiyonları ve buradaki hacim değişikliklerini incelemiştir. Bu çalışmalar sonunda görülmüştür ki;
Aynı sıcaklık ve basınç şartlarında bir kimyasal reaksiyona giren ve reaksiyonda meydana gelen gazların hacimleri arasında basit bir oran vardır. Buna Gay-Lussac hacim oranları kanunu denir.
*****Beklendiği gibi, genel gaz denkleminde sıcaklığı sabit tutarsak Boyle, basıncı sabit tutarsak Charles , hacmi sabit tutarsak Gay-Lusssac kanunlarını elde ederiz.
Boyle kanunu gazların hacimlerinin basınçla büyük ölçüde değiştirilebileceğini belirtmektedir. Katı ve sıvılarda ise hacmin basınçla değişmesi önemsemeyecek kadar küçüktür. Charles kanunu, bütün gazların genleşme katsayılarını birbirinin aynı olması özelliği ile ilgilidir. Katı ve sıvılarda ise sıvılarda ise genleşme katsayısı hem çok küçük hem de her madde için aynı değildir. Gay Lussac kanunu hacmi sabit tutulan bir gazın sıcaklığı arttırıldığında basıncının da artacağını belirtmektedir.gazların genleşme katsayısı ile basınçlarının artma katsayısı birbirinin aynı ve 0 C deki hacim ve basınç değerinin 1/273 dür. Gazlara ait bir önemli gözlemde birbiri içine büyük bir hızla yayılabilmeleridir.
4. Dalton Kanunu ( P – T İlişkisi)
Sıcaklığı ve hacmi sabit tutulan bir gazın mol sayısı ile basıncı arasındaki bağıntı ise P1 . V1 / n1 . T1 = P2 . V2 / n2 . T2 V ve T sabit P1 / n1 = P2 / n2 Şeklindedir. Demek ki Mol sayısı ile basınç doğru orantılıdır. 5. Van Der Waals Denklemi
Genel gaz denklemi hacim, basınç ve sıcaklık gibi değişkenler arasında ilişki kuran ve bu değişikliklerle ilgili kanunları özetleyen bir denklem olduğuna göre yalnız ideal gazlar için geçerlidir. PV = nRT olduğuna göre 1 mol gaz için PV/RT= 1 olur. 6. Gazların difüzyonu ( Graham Kanunu )
Gazlar birbiriyle her oranda karışabilirler. Odanın bir köşesine serpilen kolonyanın kokusunu diğer köşesinde duyabiliriz. Bu ancak kolanya buharlarının havanın içinde ilerliye bilmesi ile mümkündür. Bu olaya gazların difuzyonu denir.
Graham kanununun kinetik teoriye göre açıklanması :
Birbirine karışan gazların sıcaklıkları aynı olacağına göre ortalama kinetik enerjileri birbirine eşittir.
Konu: Gaz Yasaları_Tamamı- 
C.tesi Kas. 01 2008, 12:01
