قانون شارل

قانون تشارلز هو أحد قوانين الغازات الأساسية الذي يصف العلاقة بين حجم الغاز ودرجة حرارته المطلقة عند ثبات الضغط. ينص القانون على أن حجم كتلة معينة من الغاز يتناسب طردياً مع درجة حرارته المطلقة (بالكلفن) عندما يكون الضغط ثابتاً. رياضياً: V ∝ T أو V/T = k حيث k ثابت يعتمد على كمية الغاز والضغط. الصيغة الأكثر شيوعاً: V₁/T₁ = V₂/T₂ حيث V₁ وT₁ هما الحجم ودرجة الحرارة الأوليان، وV₂ وT₂ هما الحجم ودرجة الحرارة بعد التغير. يستخدم هذا القانون في العديد من التطبيقات مثل تشغيل المناطيد الهوائية (حيث يسخن الهواء فيتمدد فيقل كثافته فيرتفع البالون)، وفي أجهزة قياس الحرارة، وفي فهم سلوك الغازات في المحركات. من المهم استخدام درجة الحرارة المطلقة (كلفن) لأن الصفر المطلق هو النقطة التي يصبح عندها حجم الغاز صفراً نظرياً. لتطبيق القانون، يجب تحويل أي درجة حرارة من مئوية إلى كلفن بإضافة 273.15.

التحويل من درجة مئوية (Celsius) إلى كلفن (Kelvin) يتم بإضافة 273.15 إلى القيمة المئوية. المعادلة: K = °C + 273.15. على سبيل المثال، 25°C = 25 + 273.15 = 298.15 K. لماذا نستخدم كلفن؟ لأن قانون تشارلز يعتمد على درجة الحرارة المطلقة، حيث أن الصفر المطلق (0 K) هو أدنى درجة حرارة ممكنة نظرياً، وعندها يتوقف حركة الجزيئات تماماً. إذا استخدمت درجة مئوية، ستحصل على علاقة خطية غير صحيحة لأن الصفر المئوي (0°C) يقابل 273.15 K، وليس صفراً. على سبيل المثال، إذا كانت T₁ = 0°C وT₂ = 100°C، فإن النسبة T₂/T₁ بالكلفن تكون (373.15/273.15) ≈ 1.366، بينما بالمئوية تكون (100/0) غير معرفة. لذلك دائماً استخدم الكلفن في حسابات قانون تشارلز.

قانون تشارلز وقانون بويل هما قانونان منفصلان يصفان سلوك الغازات المثالية. قانون بويل ينص على أن حجم الغاز يتناسب عكسياً مع ضغطه عند ثبات درجة الحرارة (PV = constant). أما قانون تشارلز فينص على أن حجم الغاز يتناسب طردياً مع درجة حرارته المطلقة عند ثبات الضغط (V/T = constant). يمكن دمجهما في قانون الغاز المثالي: PV = nRT. الفرق الرئيسي هو المتغير الثابت: في قانون بويل، تثبت درجة الحرارة، وفي قانون تشارلز، يثبت الضغط. في التطبيقات العملية، غالباً ما نواجه تغيرات في جميع المتغيرات، فنستخدم قانون الغاز المثالي. لكن فهم كل قانون على حدة يساعد في تحليل المواقف التي يكون فيها أحد المتغيرات ثابتاً. على سبيل المثال، عند تسخين غاز في وعاء مرن (مثل بالون)، يزداد الحجم مع ثبات الضغط (قانون تشارلز). أما إذا ضغطت الغاز في وعاء صلب، يزداد الضغط مع ثبات الحجم (قانون أمونتون).

قانون تشارلز هو قانون للغاز المثالي، أي أنه ينطبق بدقة فقط على الغازات المثالية التي تفترض عدم وجود قوى بين جزيئية وحجم جزيئات مهمل. في الواقع، معظم الغازات الحقيقية تتبع قانون تشارلز تقريبياً عند درجات الحرارة العالية والضغوط المنخفضة. عند درجات حرارة منخفضة قريبة من نقطة التكثف، أو عند ضغوط عالية، تنحرف الغازات الحقيقية عن السلوك المثالي بسبب قوى التجاذب بين الجزيئات وحجم الجزيئات نفسه. على سبيل المثال، غاز ثاني أكسيد الكربون ينحرف بشكل ملحوظ عند درجات حرارة حول 30°C تحت ضغط عالٍ. كما أن الغازات القابلة للتميع مثل الأمونيا تنحرف أكثر. لذلك، في التطبيقات الهندسية والدقيقة، يتم استخدام معاملات تصحيح أو معادلات حالة أكثر تعقيداً مثل معادلة فان دير فالس. ومع ذلك، في المختبرات المدرسية والعديد من التطبيقات العملية، يعتبر قانون تشارلز تقريباً جيداً.