गैसों के नियम

यह लेख आदर्श गैसों का वर्णन करने वाले कानूनों के ऐतिहासिक विकास की रूपरेखा प्रस्तुत करता है। आदर्श गैस कानूनों और उनके आगे के विकास के विस्तृत विवरण के लिए आदर्श गैस कानून देखें।

18वीं शताब्दी के अंत में गैस कानूनों को विकसित किया गया था, जब वैज्ञानिकों ने यह अनुमान लगाना करना प्रारंभ किया कि गैस के मानकों के दबाव , आयतन और तापमान के बीच संबंध प्राप्त किए जा सकते हैं जो सभी गैसों के लिए सन्निकटन पर टिके रहेंगे।

बॉयल का नियम

Main article: बॉयल का नियम

1662 में रॉबर्ट बॉयल ने स्थिर तापमान पर निश्चित मात्रा की गैस के आयतन और दबाव के बीच संबंध का अध्ययन किया। उन्होंने देखा कि किसी गैस के दिए गए द्रव्यमान का आयतन स्थिर तापमान पर उसके दबाव के व्युत्क्रमानुपाती होता है।

1662 में प्रकाशित बॉयल का नियम कहता है कि, स्थिर तापमान पर, एक बंद प्रणाली में एक आदर्श गैस के दिए गए द्रव्यमान के दबाव और आयतन का गुणनफल हमेशा स्थिर होता है। इसे एक प्रेशर गेज और एक वेरिएबल वॉल्यूम कंटेनर का उपयोग करके प्रायोगिक रूप से सत्यापित किया जा सकता है। यह गैसों के गतिज सिद्धांत से भी प्राप्त किया जा सकता है: यदि एक कंटेनर, जिसके अंदर अणु की एक निश्चित संख्या है, आयतन में कम हो जाता है, तो अधिक अणु प्रति इकाई समय में कंटेनर के किनारों के एक दिए गए क्षेत्र पर प्रहार करेंगे, जिससे अधिक दबाव होगा। .

बॉयल के नियम का एक कथन इस प्रकार है:

तापमान स्थिर होने पर गैस के दिए गए द्रव्यमान का आयतन दबाव से व्युत्क्रमानुपाती होता है।

इन सूत्रों के साथ अवधारणा का प्रतिनिधित्व किया जा सकता है:

• $V\propto {\frac {1}{P}}$, जिसका अर्थ है आयतन दाब के व्युत्क्रमानुपाती होता है, या
• $P\propto {\frac {1}{V}}$, जिसका अर्थ है दबाव आयतन के व्युत्क्रमानुपाती होता है, या
• $PV=k_{1}$, या

$$P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}$$

जहाँ पर P दबाव है, और V एक गैस का आयतन है, और k₁ इस समीकरण में स्थिरांक है (और इस लेख में अन्य समीकरणों में आनुपातिकता स्थिरांक के समान नहीं है)।

चार्ल्स का नियम

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चार्ल्स का नियम, या आयतन का नियम, 1787 में जैक्स-चार्ल्स द्वारा पाया गया था। इसमें कहा गया है कि, स्थिर दबाव पर एक आदर्श गैस के दिए गए द्रव्यमान के लिए, एक बंद प्रणाली में मानते हुए, आयतन सीधे उसके पूर्ण तापमान के समानुपाती होता है।

चार्ल्स के नियम का कथन इस प्रकार है:

किसी गैस के दिए गए द्रव्यमान का आयतन (V), स्थिर दबाव (P) पर, उसके तापमान (T) के सीधे आनुपातिक होता है।

गणितीय समीकरण के रूप में, चार्ल्स का नियम या तो लिखा जाता है:

$V\propto T\,$, या

$V/T=k_{2}$, या

$V_{1}/T_{1}=V_{2}/T_{2}$,

जहाँ V एक गैस का आयतन है, T परम तापमान है और k₂ एक आनुपातिकता स्थिरांक है (जो इस लेख में अन्य समीकरणों में आनुपातिकता स्थिरांक के समान नहीं है)।

गे-लुसाक का नियम

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गे-लुसाक का नियम, एमोन्टन का नियम या दबाव का नियम 1808 में जोसेफ लुइस गे-लुसाक द्वारा पाया गया था। इसमें कहा गया है कि, एक आदर्श गैस के दिए गए द्रव्यमान और स्थिर आयतन के लिए, इसके कंटेनर के किनारों पर लगाया गया दबाव सीधे इसके पूर्ण तापमान के आनुपातिक होता है।

एक गणितीय समीकरण के रूप में, गे-लुसाक के नियम को या तो इस प्रकार लिखा जाता है:

$P\propto T\,$, या

$P/T=k$, या

$P_{1}/T_{1}=P_{2}/T_{2}$,

जहां P दबाव है, T पूर्ण तापमान है, और K अन्य आनुपातिकता स्थिरांक है।

अवोगाद्रो का नियम

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अवोगाद्रो का नियम (1811 में परिकल्पित) कहता है कि एक स्थिर तापमान और दबाव पर, एक आदर्श गैस द्वारा घेरा गया आयतन कंटेनर में उपस्थित गैस के अणुओं की संख्या के सीधे आनुपातिक होता है। यह गैस के मोलर आयतन को जन्म देता है, जो तापमान और दबाव (273.15 K, 1 atm) की मानक स्थितियों में लगभग 22.4 L होता है। संबंध निम्न द्वारा दिया जाता है

$V\propto n\,$, या

${\frac {V_{1}}{n_{1}}}={\frac {V_{2}}{n_{2}}}\,$

जहाँ n गैस के अणुओं की संख्या (या गैस के मोल्स की संख्या) के बराबर है।

संयुक्त और आदर्श गैस नियम

Relationships between Boyle's, Charles's, Gay-Lussac's, Avogadro's, combined and ideal gas laws, with the Boltzmann constant k_B = R/N_A = n R/N  (in each law, properties circled are variable and properties not circled are held constant)

Main article: आदर्श गैस नियम

संयुक्त गैस नियम या सामान्य गैस समीकरण बॉयल के नियम, चार्ल्स के नियम और गे-लुसाक के नियम को मिलाकर प्राप्त किया जाता है। यह गैस के निश्चित द्रव्यमान (मात्रा) के लिए दबाव, आयतन और तापमान के बीच के संबंध को दर्शाता है:

$PV=k_{5}T$

इसे इस प्रकार भी लिखा जा सकता है:

${\frac {P_{1}V_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}V_{2}}{T_{2}}}$

अवोगाद्रो के कानून के अतिरिक्त, संयुक्त गैस कानून आदर्श गैस कानून में विकसित होता है:

$PV=nRT$

कहाँ पे

* पी दबाव है

* वी मात्रा है

• n मोल्स की संख्या है
• R सार्वत्रिक गैस नियतांक है

* टी तापमान है (के)

आनुपातिकता स्थिरांक, जिसे अब R नाम दिया गया है, 8.3144598 (kPa∙L)/(mol∙K) के मान के साथ सार्वभौमिक गैस स्थिरांक है।

इस कानून का एक समकक्ष सूत्रीकरण है:

$PV=Nk_{\text{B}}T$

कहाँ पे

* पी दबाव है

* वी मात्रा है

• N गैस के अणुओं की संख्या है
• क_B बोल्ट्जमान स्थिरांक (1.381×10⁻²³जे के⁻¹ SI इकाइयों में)

* T तापमान है (K)

ये समीकरण केवल एक आदर्श गैस के लिए सटीक हैं, जो विभिन्न अंतर-आणविक प्रभावों की उपेक्षा करता है (वास्तविक गैस देखें)। हालांकि, मध्यम दबाव और तापमान के तहत अधिकांश गैसों के लिए आदर्श गैस कानून एक अच्छा सन्निकटन है।

इस कानून के निम्नलिखित महत्वपूर्ण परिणाम हैं:

1. यदि तापमान और दबाव को स्थिर रखा जाता है, तो गैस का आयतन गैस के अणुओं की संख्या के सीधे आनुपातिक होता है।
2. यदि तापमान और आयतन स्थिर रहता है, तो गैस के परिवर्तन का दबाव सीधे उपस्थित गैस के अणुओं की संख्या के समानुपाती होता है।
3. यदि गैस के अणुओं की संख्या और तापमान स्थिर रहता है, तो दबाव आयतन के व्युत्क्रमानुपाती होता है।
4. यदि तापमान में परिवर्तन होता है और गैस के अणुओं की संख्या स्थिर रखी जाती है, तो या तो दबाव या आयतन (या दोनों) तापमान के सीधे अनुपात में बदल जाएगा।

अन्य गैस कानून

ग्राहम का नियम: बताता है कि जिस दर पर गैस के अणुओं का प्रसार स्थिर तापमान पर गैस घनत्व के वर्गमूल के व्युत्क्रमानुपाती होता है। अवोगाद्रो के नियम के साथ संयुक्त (अर्थात चूँकि समान आयतन में अणुओं की संख्या समान होती है) यह आणविक भार के मूल के व्युत्क्रमानुपाती होने के समान है। डाल्टन का [[ आंशिक दबाव ]]ों का नियम: बताता है कि गैसों के मिश्रण का दबाव केवल व्यक्तिगत घटकों के आंशिक दबावों का योग है। डाल्टन का नियम इस प्रकार है:

$P_{\text{total}}=P_1+P_2+P_3+\cdots <!--\; \cdots \; -->+P_n\equiv <!--\; \equiv \; -->\underset{i=1}{\overset{n}{\sum <!--\; \sum \; -->}}{P}_i$