Kimya ayt konu anlatımı, Kimya tyt konu anlatımı , Kimya yks konu anlatımı… Merhaba arkadaşlar sizlere bu yazımızda Gazlar hakkında bilgi vereceğiz. Yazımızı okuyarak bilgi edinebilirsiniz..

Gazlar

• Genel Özellikleri
• İdeal Gaz Yasası
• Gazlarda Kinetik Teori
• Gaz Karışımları
• Gerçek Gazlar

Gazlar birbirinden bağımsız hareket eden taneciklerdir. Bulundukları ortamda gelişigüzel ve doğrusal hareket ederler. Bulundukları kabın hacmini ve şeklini alırlar. Bu nedenlerle içinde bulundukları kabın her yerine aynı etkiyi yaparlar. Örneğin, özdeş iki kaptan birine gaz diğerine sıvı doldurulduğunda, içinde gaz bulunan kabın her yerinde basınç aynı iken, içi sıvı dolu kabın tabanındaki basınç diğer noktalardakinden fazladır.

Genel Özellikleri

– Gazlar her yöne gelişigüzel, doğrusal ve sürekli hareket ederler (Brown hareketi).
– Gazlar bulundukları kabın tamamına yayılırlar.
– Gaz tanecikleri bulunduğu kabın çeperine çarparak basınç uygular.
– Gaz tanecikleri arasında büyük boşluklar olduğundan sıkıştırılabilirler.
– Gaz taneciklerinin ortalama kinetik enerjileri mutlak sıcaklıkla doğru orantılıdır. Sıcaklığı aynı olan tüm gazların ortalama
kinetik enerjileri eşittir.
– Katı ve sıvı hale göre en düzensiz ve yüksek enerjilidir.
– Tüm gazlar birbiri içinde homojen dağılırlar.

Gazlarda Basınç, Hacim, Mol Sayısı ve Sıcaklık İlişkisi

Gaz ve gaz karışımlarından oluşan sistemlerin daha iyi anlaşılabilmesi için gazların kimyasal özelliklerinden çok fiziksel özelliklerinin bilinmesi gerekir. Bunlar;

Basınç (P): Birim yüzeye uygulanan kuvvettir. Gaz basıncı birim zamanda birim yüzeye çarpan taneciklerin uyguladıkları kuvvetlerin toplamıdır. Gazın birim zamanda birim yüzeye yaptığı çarpma sayısı n . √T / √M .A.V bağıntısı ile ifade edilir.

Mol sayısı (n): Gazlarda madde miktarı genellikle mol sayısı ile belirtilir. Aynı sıcaklıkta mol sayısı büyük ise, gaz ya çok hacim kaplar ya da yüksek basınç yapar.

Hacim (V): Gazlar içinde bulundukları kabı doldurduklarından dolayı, gazların hacimleri içinde bulundukları kabın hacmine eşittir. Gaz hacmi m3, dm3 ve cm3 birimleri ile verilir.

Sıcaklık (T): Bir maddenin taneciklerinin sahip olduğu ortalama kinetik enerjilerinin bir ölçüsüdür. Termometre ile ölçülür. Birimi Fahrenheit (°F), Reaumur (R), Celcius (°C) ve Kelvin (K) şeklindedir. Gazlarda mutlak sıcaklık ifadesi kullanılırsa Kelvin sıcaklığı demektir. Kelvin sıcaklığı -273°C yani K = 273 + °C demektir.

Gazlarla ilgili yapılan tüm hesaplamalarda oC sıcaklığı K sıcaklığına çevrilmelidir. Gaz sözcüğü Yunanca’da karışıklık anlamına gelen kaos sözcüğünden türemiştir

İdeal Gaz Yasası

Gazların basınç, sıcaklık, hacim ve miktar değişkenleri arasında bir takım ilişkiler bulunmaktadır. Bu özel ilişkilere gaz yasası denmektedir ve bu ilişkinin gözlemlendiği gazlara ideal gaz denir.

Avogadro Yasası:

1811 yılında A.Avogadro, “Aynı basınç ve sıcaklıkta, bütün ideal gazların eşit hacimlerinde eşit sayıda molekül bulunur” hipotezini ortaya atmış ve bu ifade daha sonra Avogadro yasası olarak anılmıştır. Avogadro yasasına göre, standart koşullardaki (0 C ve 101,325 kPa) bütün ideal gazların 6,022.1026 tane molekülün kapladığı hacim 22,4 litredir. 6,022.1026 sayısına Avogadro sayısı, 22,4 litreye de mol hacmi denir.

Boyle Yasası (Basınç-Hacim İlişkisi) :

Sabit sıcaklıkta belirli miktardaki gaza ;

Yüksek basınç uygulandığında hacminin küçüldüğünü, Basınç azaltıldığında ise hacminin arttığını ispatlamışlar. Yani kısaca sabit sıcaklıkta belirli bir miktar gazın basıncı ile hacmi ters orantılıdır diyebiliriz.

P1.V1 = P2.V2

n: sabit
T: sabit
P = Basınç
V = Hacim
n = mol miktarı
T = sıcaklık

Sıcaklık – Hacim İlişkisi (Charles Yasası):

Gazın sıcaklık ve hacmi arasındaki matematiksel ilişki 1787 yılında İngiliz bilim adamı Charles tarafından bulunmuştur. Charles yapmış olduğu deneylerde sabit miktarlarda herhangi bir gazın sıcaklık değişimine aynı oranda tepki verdiğini gözlemlemiştir.

Charles Yasası: Sabit basınçtaki belirli miktardaki gazın hacmi, mutlak sıcaklık değişimiyle orantılı olarak değişir ve şu şekilde formulüze edilir:

VT = VT = k

Denklemdeki;

T1: Kelvin biriminden gazın ilk durumdaki sıcaklığını
T2: Kelvin biriminden gazın son durumdaki sıcaklığını
V1: Gazın ilk durumdaki hacmini
V2: Gazın son durumdaki hacmini
k2: Gazın basıncına ve miktarına göre oluşturulan bir değişkeni temsil eder.

Gay-Lussac Yasası (Basınç-Sıcaklık İlişkisi):

Sabit hacimde belirli miktar gazın;

– Sıcaklık arttıkça basınç artar
– Sıcaklık azalırsa basınç da azalır
–Yani kısaca sabit hacimde belirli miktar gazın sıcaklığı ile basıncı doğru orantılıdır.

Dalton Yasası:

“Bir gaz karışımının basıncı, karışımı oluşturan gazların karışım sıcaklığında olmaları ve ayrı ayrı toplam hacmi kaplamaları durumunda sahip olacakları basınçların toplamına Dalton Yasası”denir.

Pkarıarı = ∑ Pi (t,V=sabit)

Gazlarda Kinetik Teori

Gaz moleküllerinin davranışı katı ve sıvı moleküllerinin davranışından farklıdır. Bu davranış farklılığı bilim insanları tarafından kinetik teori ile ifade edilmeye çalışılmıştır. Kinetik teori Daniel Bernoulli tarafından öne sürülmüştür.

Kinetik teoriye göre;

– Gaz molekülleri gelişigüzel ve sürekli hareket eder, birbirleriyle ve kap yüzeyiyle çarpışır. Bu çarpışmalar hızlı ve esnektir (Brown hareketi).
– Gaz molekülleri arasındaki uzaklık gazın öz hacmine göre çok büyük olduğu için gazların öz hacmi ihmal edilir.
– Gaz molekülleri arasındaki uzaklık oldukça fazladır. Bu nedenle gaz moleküllerinin birbirleriyle çarpışma anı dışında aralarında hiçbir zayıf etkileşim olmadığı varsayılır.
– Gaz moleküllerinin kinetik enerjileri mutlak sıcaklıkla doğru orantılıdır. Bu nedenle aynı sıcaklıktaki gaz moleküllerinin ortalama kinetik enerjileri birbirine eşittir.
– Kinetik enerjileri eşit olan gaz moleküllerinden molekül kütlesi küçük olanın hızı daha fazladır.
– Bir gaz, kinetik teori varsayımlarına ne kadar yakın davranıyorsa ideal gaz olmaya da o kadar yakındır.

Gaz moleküllerinin aynı ya da farklı gaz molekülleri arasında yayılmasına difüzyon denir.

Kapalı bir kapta bulunan gaz moleküllerinin küçük bir delikten boşluğa yayılmasına da efüzyon denir.

Gaz Karışımları

Aynı kap içerisinde birden fazla farklı gaz bulunabilir. Bu gazların yapacakları basınçlar gazların cinsine bağlı değildir. Kaba uygulanan basınç kaptaki toplam gazın mol sayısına bağlıdır. İdeal gazlar bir birini etkilemediği için her birinin kendi mol sayısına göre kaba uyguladığı basınca o gazın kısmi basıncı denir.

Kısmi basınç doğrudan ölçülememektedir. Doğrudan ölçülebilen değer toplam basınçtır. Kısmi basıncı hesaplamak için;

Ölçülmek istenen kısmi basıncı oluşturan gazın mol sayısı toplam mol sayısına oranlanır. (Mol kesri, genellikle X ile gösterilir)
Elde edilen oran toplam basınç ile çarpılır ve kısmi basınç hesaplanmış olur.

Gaz karışımında bir gazın mol sayısının toplam mol sayısına oranına da mol kesri denir.

nxnT=X (Mol Kesri)nxnT=X (Mol Kesri)

Bir gaz karışımında mol kesirlerinin toplamı 1 dir.

Gerçek Gazlar

İdeal bir gaz kinetik teoreme tam anlamıyla uyan gazlara denir, ancak gerçek hayatta kinetik teoriye uyan gaz davranışları yoktur. Bu nedenle kinetik teoriye uymayan gazlara gerçek gaz denir.

Gerçek gazlar yüksek sıcaklık ve düşük basınçta ideale yaklaşırlar, ideal gazlar ise düşük sıcaklık ve yüksek basınçta idealden uzaklaşırlar.

Kap hacmine göre gaz hacmi ihmal edilebilir ya da edilemez. Yüksek sıcaklıkta tanecikler arası çekim kuvveti zayıflar ve bu çekim kuvvetlerini yok saymak kolaylaşır. Aynı şekilde düşük basınçta gazın öz hacmi kapladığı hacmin yanında ihmal edilebilir büyüklükte olur.

İdeal gaz denkleminde 1 mol gaz için

PV/RT = 1 dir.

Gerçek gazlar her koşulda bu eşitliği sağlamaz.