
English: 
Welcome to another edition of Crash Course! Today -- what is that smell? Oh, thanks for the rotten eggs.
Who is this -- who -- why are we doing this?
I mean, are going to be using this to illustrate
some kind of scientific principle?
Because we probably could have, like, used some,
like, some lilacs or something that wasn't egg.
So, like, we're saying, "I can smell it when I'm this close, but if I were farther away, I couldn't smell it."
Now, eggs produce hydrogen sulfide when they start to go bad, which smells like sulfur --
that's what we think of when we think of the
"sulfur smell."
It takes time for the molecules of hydrogen
sulfide to make their way to my nose,
'cause obviously gases don't travel from one
place to another instantly.
It take some time since, as we've learned
over the past couple of weeks,
gases have real-life constraints on how they
move here in the non-ideal world.
These are the rules that determine, say, how
fast a leaking tire goes flat;
or why helium balloons don't last forever;
and, of course, how, where, and when we smell stuff.

Arabic: 
مرحًبا بكم في حلقة أخرى
من Crash Course. اليوم...
ما هذه الرائحة؟ شكًرا على البيض الفاسد.
من... لماذا نفعل هذا؟
هل سنستخدم هذا
لنوضح مبدأ علمًيا من نوع ما؟
لأنه كان بإمكاننا على الأغلب استخدام
شيء مثل أزهار الليلك أو شيء غير البيض.
بإمكاني شم الرائحة حين أكون بهذا القرب،
لكن لو كنت بعيًدا لما شممتها.
ينتج البيض سلفيد الهيدروجين حين يتعفن،
ورائحته تشبه رائحة الكبريت،
وهذا ما يخطر ببالنا
حين نتخيل "رائحة الكبريت".
تحتاج جزيئات سلفيد الهيدروجين وقًتا
لتصل إلى أنفي،
لأن الغازات لا تنتقل من مكان إلى آخر فوًرا.
يستغرق الأمر وقًتا،
لأنه كما تعلمنا على مدى الأسابيع الماضية،
هناك قيود حقيقية على حركة الغازات هنا
في هذا العالم غير المثالي.
هذه هي القوانين
التي تحدد سرعة نفاد الهواء من عجل مثقوب
أو سبب عدم قدرة بالونات الهيليوم على البقاء
إلى الأبد وكيف نشم الأشياء وأين ومتى؟

English: 
One key to understanding the behavior of a gas is its velocity, that is, the speed and direction that it moves.
And THAT depends on a few important physical
factors.
You ready to learn more? Let's do it.
That smell IS coming from the eggs, isn't
it?
[Theme Music]
So. "Velocity of a gas": what does that even mean? I mean, it's easy to understand the velocity of a car.
You can find the velocity by dividing the distance that the thing traveled by the time it took to do it,
and then tell what direction it's going, and
then you're done.
But the velocity of gases is harder t describe, because they move in more than one direction at a time,
and the overall shape and volume of a gas
cloud can change constantly.
To understand gas velocity, we have to know
what factors affect it, and how.
As you might have guessed, there's math associated
with this.
There are two ways of studying and talking
about gases.
First, we can consider them as a collection of atoms or molecules that act together as a system.
When we do that, we often talk about the net
velocity,
or how fast a sample of gas moves from one
place to another,

Arabic: 
إحدى الطرق الأساسية لفهم تصرف الغاز هي سرعته،
أي السرعة والاتجاه اللذان يتحرك بهما.
ويعتمد هذا على بضعة عوامل مادية مهمة.
هل أنتم على استعداد لتعلم المزيد؟ لنقم بذلك.
هذه الرائحة هي رائحة البيض بالتأكيد، صحيح؟
"موسيقى البداية"
إذن، "سرعة الغاز"، ماذا يعني هذا؟
أعني، من السهل فهم سرعة سيارة.
يمكنكم معرفة السرعة من خلال تقسيم
المسافة المقطوعة على الوقت الذي استغرقته
ثم معرفة في أي اتجاه كانت تسير،
وتعرفون الإجابة.
لكن شرح سرعة الغازات أصعب
لأنها تسير في أكثر من اتجاه في الوقت نفسه،
ويمكن أن يتغير
الشكل والحجم الإجماليان لسحابة غاز باستمرار.
من أجل فهم سرعة الغاز، يجب أن نعرف
ما العوامل التي تؤثر فيها وكيف تؤثر فيها.
وكما حزرتم، الحساب مرتبط بهذا.
هناك طريقتين لدراسة الغازات والتحدث عنها،
أولًا، يمكننا أن نعتبرها
مجموعة من الذرات أو الجزيئات تعمل سوية كنظام.
حين نقصد ذلك، فإننا نتحدث عن صافي سرعة،
أو السرعة التي تتحرك بها
عينة من الغاز من مكان إلى آخر،

Arabic: 
مثل رائحة البيض الفاسد وهي تنبعث إلى أنفي.
وفي أحيان أخرى، نركز على الذرات
أو الجزيئات الفردية التي تشكل الغاز.
وفي تلك الحالة،
نستخدم متوسط السرعة لكل من الجسيمات،
وهو المتوسط الإحصائي لسرعات جميع الذرات
أو الجزيئات الفردية الموجودة في النظام.
توجد دائًما ذرات أو جزيئات أسرع وأبطأ،
لكن يتعادل كل شيء في المتوسط.
سيكون صافي السرعة لغاز في اتجاه ما
أقل من متوسط سرعة جزيئاته دائًما،
لأن التصادمات بين الجسيمات الفردية
تعيق حركة الغاز الإجمالية.
ومثل معظم الأشياء في الكيمياء،
وفي الحياة أيًضا،
كيفية حركة الغاز
أمر أكثر تعقيًدا مما يبدو في الوهلة الأولى.
لا تتحرك الجسيمات الفردية في الغاز بالسرعة
نفسها أو في الاتجاه نفسه لوقت طويل إطلاًقا،
بل تقفز في كل مكان بشكل جنوني
وترتطم بجدران الوعاء وببعضها مراًرا وتكراًرا.
إنها مثل مجموعة أطفال في رواق،
قد يكونون يتحركون بسرعة بشكل فردي
لكنهم يقفزون من مكان إلى آخر وينشغلون كثيًرا.
يصلون دائًما إلى قاعة الطعام في النهاية،
لكن السرعة الإجمالية للمجموعة
أقل من سرعة أي طفل على حدة.

English: 
like the rotten egg smell wafting its way
to my nose.
At other times, we focus on the individual
atoms and molecules that make up the gas.
In that case, we use the average velocity
of each of the particles.
That's the statistical mean of the speeds of all the individual atoms or molecules in the system.
There are always faster ones and slower ones,
but it all evens out in the mean.
The net velocity of a gas in any one direction will always be lower than the average velocity of its molecules
because the overall motion of the gas is hindered
by collisions among the individual particles.
As with most things in chemistry, and also with life, how a gas moves is more complex than it at first appears.
The individual particles in a gas never move at exactly the same speed or direction for very long,
instead, they bounce around like crazy, bumping into the walls of the container and each other over and over.
It's sort of like a group of kids in a hallway,
they may be moving fast individually, but
they bounce around a lot and get sidetracked.
They always make it to the lunchroom eventually,
but the group's overall speed is lower than
the speed of any individual kid.

English: 
So. What makes a gas move faster or slower?
Well we already know that gas atoms and molecules
move faster when the temperature increases.
We can understand why that happens by remembering
what temperature actually is:
Temperature is a property of matter that is
proportional to the average
or mean kinetic energy of all the atoms or
molecules in the system.
We sometimes think of temperature merely in terms of measuring hotness -- not that kind of hotness!
The hotness or coldness of a material, and
it is related to that,
but when you get right down to it temperature is really just a way of expressing average kinetic energy.
The reason a stove burns you, is that the
fast moving particles of the burner
make the particles in your hand move so fast
that they tear apart your cells and tissues.
It's just a transfer of kinetic energy.
And what does kinetic energy have to do with
velocity? Everything.
And, it also describes the relationship between
a particle's velocity and its mass.
So, a good understanding of kinetic energy
will help a lot as we study the motion of gases.
So first, the formula for kinetic energy is
one half m v squared.

Arabic: 
إذن، ما الذي يجعل الغاز
يتحرك بسرعة أكبر أو أقل؟
نعلم أن ذرات الغاز وجزيئاته
تتحرك بسرعة أكبر حين تزداد درجة الحرارة.
يمكننا فهم سبب حدوث هذا
من خلال تذكر ما هي درجة الحرارة فعلًا.
درجة الحرارة هي إحدى خصائص المادة
تتناسب مع متوسط الطاقة الحركية
لجميع الذرات أو الجزيئات في النظام.
في بعض الأحيان، نتخيل درجة الحرارة
كوسيلة لقياس السخونة فقط،
قياس سخونة أو برودة مادة ما، وهي متعلقة بذلك،
لكن في الأساس، إن درجة الحرارة
هي طريقة للتعبير عن متوسط الطاقة الحركية.
السبب وراء حرق الفرن لبشرتكم
هو أن جسيمات الموقد التي تتحرك بسرعة
تجعل الجسيمات في أياديكم تتحرك بسرعة كبيرة
لدرجة أنها تمزق خلاياكم وأنسجتكم.
إنه مجرد انتقال للطاقة الحركية.
وما علاقة الطاقة الحركية بالسرعة؟ كل شيء،
وتصف العلاقة بين سرعة جسيم وكتلته أيًضا.
لذا سيساعدنا فهم جيد للطاقة الحركية كثيًرا
ونحن ندرس حركة الغازات.
أولًا، معادلة الطاقة الحركية
هي نصف ضرب الكتلة ضرب مربع السرعة.

English: 
And as you can see, any changes in the kinetic
energy are directly linked to changes in velocity.
If we rearrange the formula, we find that
the velocity of a body equals
the square root of two times the kinetic energy,
divided by its mass.
This little math exercise highlights two important
points.
One: because the mass is in the denominator, we can tell that it is inversely proportional to the velocity,
meaning that bigger masses move more slowly than smaller masses that have the same kinetic energy.
And two: the velocity is proportional to the
square root of the mass,
meaning that a fairly large change in mass is required to make a significant change in the velocity.
So, now we can show how the velocity of a
gas relates to both its temperature,
and therefore its average kinetic energy;
and also to the mass of its particles.
But, how do we put that all together?
This is where the Scottish chemist Thomas
Graham comes in.
In 1846, Graham published his research on
the motion of gas particles.
Which he did by passing gases, if you will,
through a porous barrier.
The process by which gases travel through
an orifice or opening is known as effusion.
Graham was interested in how fast the gases
pass through the barrier.

Arabic: 
وكما ترون، أية تغيرات في الطاقة الحركية
تكون متصلة مباشرة بتغيرات في السرعة.
إن أعدنا ترتيب المعادلة،
نجد أن سرعة جسم ما تساوي الجذر التربيعي
لاثنين ضرب الطاقة الحركية مقسومة على كتلته.
يبرز التمرين الحسابي هذا نقطتين مهمتين:
أولًا، لأن الكتلة موجودة في المقام،
يمكننا معرفة أنها تتناسب عكسًيا مع السرعة،
ما يعني أن الُكتل الأكبر تتحرك بسرعة أقل
منُ الُكتل الأصغر
التي تملك الطاقة الحركية نفسها.
وثانًيا، إن السرعة
تتناسب مع الجذر التربيعي للكتلة،
ما يعني أنه يجب حدوث تغير كبير نسبًيا
في الكتلة من أجل إحداث تغير ملحوظ في السرعة.
يمكننا الآن أن نبين كيف ترتبط سرعة غاز مع
درجة حرارته، وبالتالي مع متوسط طاقته الحركية،
ومع كتلة جزيئاته أيًضا.
لكن كيف نضع كل هذه الأشياء مًعا؟
وهنا يأتي دور
الكيميائي الاسكتلندي توماس غراهام.
في 1846، نشر غراهام بحثه
عن حركة جزيئات الغاز،
وفعل هذا من خلال تمرير غازات خلال حاجز منفذ.
ُتعرف عملية مرور الغازات
من خلال فتحة أو ثقب باسم التدفق.
كان غراهام مهتًما
بسرعة مرور الغازات من خلال الحاجز،

English: 
But this is called the rate of effusion, not
the velocity.
That's because here we're measuring the amount of gas that passes through at any given period of time,
not the distance that it moves in that time.
We might measure amount in terms of moles or in terms of volume, but the rate of effusion never uses distance.
One more thing before we move on, don't let
the symbols confuse you.
Notice that lower case v stand for velocity and capital V stands for volume - the perils of symbols.
Thomas Graham measured the rates of effusion
for various gases
and his results fit perfectly with what we
already know: the more massive a gas is, the
more slowly it moves.
From his observations, Graham developed a formula -- now known as Graham's Law of Effusion --
for comparing the rates of effusion of different
gases.
It states: Under identical conditions, the ratio of the rate of effusion of gas a to the rate of effusion of gas b
is equal to the ratio of the square root of the molar mass of gas b to the square root of the molar mass of gas a.
It is a mouthful, but it really just confirms
what we deduced earlier:

Arabic: 
لكن ُيدعى هذا معدل التدفق وليس سرعة التدفق،
وهذا لأننا نحسب كمية الغاز التي تمر
خلال أية فترة من الزمن،
وليس المسافة التي تقطعها في تلك الفترة.
قد نحسب الكمية من ناحية المولات أو الحجم،
لكن لا يستخدم معدل التدفق المسافة أبًدا.
وهناك شيء آخر قبل أن ننتقل إلى موضوع آخر،
لا تدعوا الرموز تربككم.
لاحظوا أن حرف "v" الصغير يرمز للسرعة
وحرف "V" الكبير يرمز للحجم، هذه أخطار الرموز.
َحَسَب توماس غراهام معدل التدفق لغازات مختلفة
وتتفق نتائجه تماًما مع ما نعرفه من قبل،
ألا وهو أنه كلما ازدادت كتلة الغاز،
كلما قلت سرعة حركته.
قام غراهام بتطوير معادلة من ملاحظاته،
وُتعرف الآن باسم قانون غراهام للتدفق،
للمقارنة بين معدلات التدفق لغازات مختلفة.
ونصها: "في ظل ظروف متطابقة، إن نسبة
معدل تدفق الغاز أ إلى معدل تدفق الغاز ب
مساوية لنسبة الجذر التربيعي
للكتلة المولية للغاز "ب"
إلى الجذر التربيعي للكتلة المولية للغاز "أ"."
إنها جملة طويلة
لكنها تؤكد ما استنتجناه مسبًقا فحسب،

English: 
the rate of motion of a gas is inversely proportional
to the square root of its mass.
For example, if it takes 4.5 minutes for 1.0 liter of helium to effuse through a porous barrier,
how long will it take for 1.0 liter of chlorine
to effuse under identical conditions?
All we need to figure it out, is Graham's
Law.
Let's make the helium gas a, and chlorine
will be our gas b.
First, we have to find helium's rate of effusion -- in this case, we're using Volume with a capital V.
So for helium, 1.0 liter in 4.5 minutes gives
the rate of 0.22 liters per minute.
So, we plug that into the main formula -- chlorine gas has a molar mass of two times that of atomic chlorine --
35.5 times two equals 70.9,
and helium's molar mass is 4.00.
Put those numbers in too.
Careful calculation shows that Cl2's rate of effusion under these conditions would be 0.052 liters per minute,
significantly slower than helium.
This, of course, is reasonable, because Cl2
is much more massive than helium.
Graham mainly studied gases passing through
orifices in a barrier,
but gases aren't usually trapped with an orifice
in a barrier.

Arabic: 
وهو أن معدل حركة غاز ما
يتناسب عكسًيا مع الجذر التربيعي لكتلته.
فعلى سبيل المثال، إن استغرق 1،0 لتر
من الهيليوم 4،5 دقيقة ليتدفق عبر حاجز منفذ،
كم سيستغرق 1،0 لتر من الكلور
ليتدفق تحت ظروف متطابقة؟
كل ما نحتاجه لمعرفة الإجابة هو قانون غراهام.
لنعتبر أن الهيليوم هو غاز "أ"
والكلور هو غاز "ب".
أولًا، يجب علينا إيجاد معدل تدفق الهيليوم،
وسنستخدم في هذه الحالة الحجم.
إذن، تدفق للهيليوم هو 1،0 لتر في 4،5 دقيقة
إذن، معدل التدفق يساوي 0،22 لتًرا في الدقيقة.
نضع الإجابة في المعادلة الرئيسية،
الكتلة المولية لغاز الكلور
تساوي ضعفي الكتلة المولية للكلور الذري،
أي 35،5 ضرب اثنين تساوي 70،9
والكتلة المولية للهيليوم تساوي 4،00.
ونضع هذه الأرقام في المعادلة أيًضا.
سيبين لنا حساب دقيق أن معدل تدفق الكلور
تحت هذه الظروف سيكون 0،052 لتًرا في الدقيقة،
وهذا أبطأ بشكل ملحوظ من معدل تدفق الهيليوم.
هذا منطقي بالطبع
لأن كتلة الكلور أكبر بكثير من الهيليوم.
درس غراهام غازات
تمر من خلال فتحات في حواجز بشكل عام،
لكن لا تكون الغازات محبوسة
وهناك فتحة وحاجز في العادة،

Arabic: 
بل تكون قادرة على التحرك بحرية في العادة،
فكيف بإمكاننا دراسة حركتها تحت هذه الظروف؟
حين يكون مسموًحا للغازات بالتحرك بحرية،
تميل للتحرك من أماكن عالية الكثافة
إلى أماكن منخفضة الكثافة.
أي بمعنى أنها تبتعد عن الأماكن
التي تكون مزدحمة فيها
وتتجه إلى أماكن فسيحة أكثر.
الفرق في التركيز بين نقطتين
ُيدعى مدروج التركيز،
وهو مثل تلة تتدحرج المادة عليها،
فتتحرك من الأعلى إلى الأقل دائًما.
تنتشر الغازات هكذا حتى تكون قد توزعت بتساٍو
في أنحاء المساحة المتوفرة.
ُتدعى هذه العملية الانتشار.
من المهم أن نتذكر أن الجسيمات في الغاز
لا تعمل مًعا بطريقة ما لتتحرك إلى اتجاه معين.
أتذكرون أولئك الأطفال الذين يعبرون الرواق؟
يعلمون جميًعا مكان قاعة الطعام وهم جائعون،
لذا حتى إن كانت هناك ملّهيات كثيرة،
فهم يتحركون عمًدا إلى وجهتهم.
لكن من الناحية الأخرى،
الغازات تبدو أنها تتحرك في اتجاه معين فقط،
إنها في الحقيقة مجرد تصادمات عشوائية
تدفع الجزيئات بعيًدا عن بعضها
وبالتالي تجعلها تنتشر في كل اتجاه.
بكلمات أخرى، غاز البيض المقرف
الذي شممته سابًقا لم ينتقل إلى أنفي فقط،

English: 
They are usually able to just move freely, so how do we study their motion under those conditions?
When gases are allowed to move freely,
they tend to move from regions of high concentration
to regions of low concentration.
In a sense, they move away from places where
they're crowded
and toward places where they have a little
bit more elbow room.
The difference in concentration between two
points is called a concentration gradient,
and it's kind of like a hill that matter rolls
down, always moving from high to low.
Gases spread out like that until they've dispersed
evenly throughout the available space.
This process is called diffusion.
Now, it's important to keep in mind that the particles in a gas don't work together somehow to move in a specific direction.
Remember those kids making their way down
the hall?
They all know where the lunchroom is, and
they're hungry,
so even though there are a lot of distractions,
they move purposely toward their destination.
Gases, on the other hand, only appear to move
in a specific direction.
It's really just random collisions pushing the molecules apart, thus making them spread out in every direction.
In other words, the gross eggy gas that I smelled earlier didn't travel just toward my nose;

Arabic: 
بل انتشرت جسيماته في كل اتجاه من البيض،
ولاحظ أنفي الجسيمات
التي صدف وأنها انتشرت في ذلك الاتجاه فقط.
لأن الانتشار هو حركة مطلقة الحرية،
يصبح حساب حركة الجسيمات الفردية
أمًرا أكثر تعقيًدا.
لن نتطرق للحسابات شديدة التعقيد
لجميع هذه التصادمات،
لكن من الممكن الوصول إلى تخمينات لا بأس بها
بخصوص صافي السرعة للغازات
من خلال تجاهل التصادمات ببساطة
وتطبيق قانون غراهام للتدفق على الانتشار أيًضا.
إليكم كيف يعمل الأمر.
هذا مجرد أنبوب أكريليك بسيط.
توجد كرة قطن منقوعة بأمونيا مركزة في جهة،
وتوجد كرة قطن منقوعة
بحمض هيدروكلوريك مركز في جهة أخرى،
وهذا هو سبب قيامنا بالتجربة
في مختبر وليس على مكتبي.
كلا هاتان المادتان كريهتا الرائحة
لأنهما تطلقان أدخنة كثيرة،
أو بعبارة أخرى، الكثير من الجزيئات
الموجودة في السائل ُتطلق على شكل غاز.
حين نضع كرتي القطن في الأنبوب الزجاجي
ونغلق طرفيه، يستمر هاذان الغازان بالانتشار،
لكن ليس لديهما مكان ليتحركا إليه الآن
سوى إلى داخل الأنبوب.
إليكم حقيقة ممتعة،
تتفاعل الأمونيا وحمض الهيدروكلوريك مًعا بسرعة
ليشكلا مركًبا صلًبا، وهو كلوريد الأمونيوم.

English: 
its particles spread out in every direction
from the eggs,
and my nose simply noticed the ones that happened
to have spread in THAT direction.
Because diffusion is completely free movement,
calculating the motion of individual particles
becomes even more complicated.
Now, we're not gonna get into the super complex
mathematics of all these collisions,
but it is possible to make decent estimates
regarding the net velocity of gases
simply by disregarding the collisions and applying Graham's Law of Effusion to diffusion as well.
Here's how it works: This is a simple acrylic
tube -- nothing fancy.
On one side, we have a cotton ball that's
soaked with concentrated ammonia,
and on the other side, a cotton ball soaked
with concentrated hydrochloric acid,
which is why we're doing this in a lab, and
not at my desk.
Both of these substances are very smelly,
because they're giving off lots of fumes,
or in other words, a lot of the molecules
in the liquid are being released in gas form.
When we put the cotton balls in the glass tube and close off the ends, those gases continue to spread,
but they have no where to go except farther
into the tube.
Fun fact: ammonia and hydrochloric acid react together readily to form a solid -- ammonium chloride.

English: 
That's a precipitation reaction, but this time it's happening in a mixture of gases, not liquids.
Because the ammonium chloride is a solid at
room temperature,
it forms a superfine white powder where the
two gases meet in the tubes,
so we'll be able to tell exactly how far each
gas traveled before they met.
Let's try to figure out where that's going
to be.
First of all, remember that Graham's Law is
only an estimate when applied to diffusion,
but it's a good enough estimate to work for
our purposes, here.
The molar mass of ammonium, which we call "gas a," is 17 and the molar mass of hydrochloric acid, "gas b," is 36.
If we plug those into Graham's Law, and set
hydrochloric acid's rate of diffusion at 1.0,
since we are only looking for a ratio, here,
we'll find that ammonia's rate of diffusion will be about 1.5 times as fast as that of hydrochloric acid.
That means that the ammonium chloride should form about 3/5 of the way down the tube from the NH3
and about 2/5 of the way from the HCl.
And, there it is. See that white cloud? That's
the ammonium chloride powder forming.
It'll eventually settle in the glass,

Arabic: 
هذا تفاعل ترسيب، لكنه يحدث في هذه المرة
في خليط من الغازات وليس السوائل.
لأن كلوريد الأمونيوم
يكون صلًبا في درجة حرارة الغرفة،
إنه يشكل مسحوًقا أبيض ناعًما جًدا
حيث يلتقي الغازان في الأنبوب،
لذا سنتمكن من معرفة مقدار المسافة
التي عبرها كل غاز قبل أن يلتقيا بالتحديد.
لنحاول معرفة أين سيكون هذا.
أولًا، تذكروا أن قانون غراهام يكون تخميًنا فقط
حين يتم تطبيقه على الانتشار،
لكنه تخمين جيد بما فيه الكفاية
لتحقيق أهدافنا هنا.
الكتلة المولية للأمونيا،
وهي غاز "أ"، تساوي 17،
والكتلة المولية لحمض الهيدروكلوريك،
وهو غاز "ب"، تساوي 36.
إن وضعنا هاذين العددين في قانون غراهام وحددنا
أن معدل تدفق حمض الهيدروكلوريك يساوي 1،0،
بما أننا نريد معرفة نسبة فقط،
سنجد أن معدل انتشار الأمونيا سيكون أسرع بمرة
ونصف تقريًبا من معدل انتشار حمض الهيدروكلوريك.
هذا يعني أنه من المفترض
أن يتشكل كلوريد الأمونيوم
على بعد ثلاثة أخماس المسافة من الأمونيا
وعلى بعد خمسي المسافة من حمض الهيدروكلوريك.
وها هو، أترون السحابة البيضاء تلك؟
إنه كلوريد الأمونيوم وهو يتشكل.
سيستقر على الزجاج في النهاية،

English: 
but it's so fine that even the tiny currents that occur as the two gases mix are enough to toss it around a little.
The ammonia has indeed moved through about
three fifths of the tube.
Meanwhile the hydrochloric acid has only traveled
through about two fifths of the tube.
So, we've proven now that Graham's Law, as
an estimate at least, works.
The distances that the two gases traveled were indeed proportional to their molar masses. Makes sense.
That's one of the cool things about science: it always ends up making sense, once you know what you're looking for.
And that's it for this episode of Crash Course
Chemistry. Thank you for watching.
If you listened carefully, you learned the
difference between the net velocity of a gas
and the average velocity of its particles,
and that both things have a lot to do with
the mass and kinetic energy of the particles.
You learned about effusion and what Thomas
Graham's Law of Effusion tells us about it,
and how the law of effusion can also be applied
to diffusion, but not as reliably.
You also learned that the collisions that
occur among the particles of a gas
have a huge effect on both its motion and
our attempts to calculate it.
You learned what a concentration gradient
is,
and finally, you learned how to do a precipitation
reaction with gases.
This episode of Crash Course Chemistry was
written by Edi González.

Arabic: 
لكنه ناعم جًدا لدرجة أن التيارات الصغيرة التي
تنشأ حين يمتزج الغازان كافية لقذفه قليلًا.
تحركت الأمونيا
لمسافة ثلاثة أخماس من الأنبوب بالفعل،
بينما تحرك حمض الهيدروكلوريك
مسافة خمسين من الأنبوب فقط.
إذن، أثبتنا الآن أن قانون غراهام يعمل،
كتخمين على الأقل.
كانت المسافتان اللتان قطعاهما الغازان
تتناسبان فعلًا مع كتلتيهما المولية، هذا منطقي.
هذا أحد الأشياء الرائعة بشأن العلم: إنه منطقي
في النهاية دائًما، حالما تعرفون ما تبحثون عنه.
وهذا كل شيء لهذه الحلقة
من Crash Course Chemistry. شكًرا على المشاهدة.
إن أصغيتم، فقد تعلمتم الفرق
بين صافي السرعة لغاز ومتوسط السرعة لجزيئاته،
وأن كلا السرعتين متعلقتان كثيًرا
بالكتلة والطاقة الحركية للجزيئات.
تعلمتم عن التدفق وعما يعلمنا إياه
قانون غراهام للتدفق عن التدفق.
وكيف يمكن تطبيق قانون التدفق
على الانتشار أيًضا، لكن ليس بصورة موثوقة جًدا.
تعلمتم أيًضا
أن التصادمات التي تحدث بين جسيمات غاز ما
تؤثر بشكل كبير على حركته
وعلى محاولاتنا لحسابها.
تعلمتم ما هو مدروج التركيز،
وأخيًرا، تعلمتم كيف تقومون
بتفاعل ترسيب باستخدام الغازات.
كتب إيدي غونزاليز هذه الحلقة
من Crash Course Chemistry

English: 
Who I have to commend for only making one
fart joke in the whole script!
The script was edited by Blake de Pastino
and myself.
And our chemistry consultant was Dr. Heiko
Langner.
It was filmed, edited, and directed by Nicholas Jenkins. Our script supervisor was Caitlin Hofmeister.
Our sound designer is Michael Aranda.
And our graphics team is Thought Café.

Arabic: 
ويجب أن أثني عليه على كتابة نكتة واحدة فقط
عن إطلاق الرياح في النص بأكمله.
حررت أنا وبلايك دي باستينو النص،
ومستشار الكيمياء هو الدكتور هايكو لانغنر.
الحلقة من تصوير ومونتاج وتصوير نيكولاس جنكنز،
وكايتلن هوفمايستر هي مشرفة النص،
ومايكل أراندا هو مصمم الصوت
وفريق الرسومات هو Thought Cafe.
