Gaz

Gaz–stan skupienia materii,w którymciało fizycznełatwo zmienia kształt i zajmuje całą dostępną mu przestrzeń.Właściwości te wynikają z własnościcząsteczek,które wfaziegazowej mają pełną swobodę ruchu. Wszystkie one cały czas przemieszczają się w przestrzeni zajmowanej przez gaz i nigdy nie zatrzymują się w jednym miejscu. Między cząsteczkami nie występują żadne oddziaływania dalekozasięgowe, a jeśli, to bardzo słabe. Jedyny sposób, w jaki cząsteczki na siebie oddziałują, to zderzenia. Oprócz tego, jeśli gaz jest zamknięty w naczyniu, to jegocząsteczkistale zderzają się ze ściankami tego naczynia, wywierając na nie określone i stałeciśnienie.

Termin wprowadzony przez flamandzkiego lekarzaJohanna Helmontaw XVII wieku wzoremgr.χάος‘cháos’.

Cząsteczki gazu przemieszczają się z różną szybkością, a rozkład tych szybkości ma charakter całkowicie statystyczny (rozkład Maxwella). Średnia szybkość poruszania się cząsteczek w gazie jest zależna wyłącznie od ichmasy cząsteczkowejitemperatury.Podczas obniżania temperatury gazu maleje średnia szybkość cząsteczek, zaś zwiększanie ciśnienia powoduje zmniejszenie średniej odległości między nimi. Obniżanie temperatury lub zwiększanie ciśnienia prowadzi w końcu doskroplenialubresublimacjigazu. Zamiana gazu wcieczlubciało stałewynika z faktu, że w pewnym momencie energiaoddziaływań międzycząsteczkowych(sił van der Waalsa,wiązań wodorowychitp.) staje się większa od energii kinetycznejcieplnegoruchu cząsteczek.

W fizyce przyjmuje się często prosty modelgazu doskonałego,w którym cząsteczki gazu nie przyciągają się i nie mają objętości własnej. Teorie i zależnościtermodynamicznewywiedzione z założeń gazu doskonałego sprawdzają się dość dobrze (na ogół) w przypadku niezbyt dużych ciśnień oraz niezbyt niskich temperatur. W innych przypadkach prawa te jednak zawodzą i wtedy stosuje się bardziej złożone modele gazów i tworzy dokładniejsze teorie i zależności (zob.gaz rzeczywisty,równanie van der Waalsa,wirialne równanie stanu).

Interesującą cechą gazu (a ściślej gazu doskonałego) jest to, że objętość przez niego zajmowana (w danej temperaturze i ciśnieniu) jest stała, niezależnie od rodzaju cząsteczek, jakie są w gazie, i zależy wyłącznie od liczby tych cząsteczek. Innymi słowy, jeśli weźmiemy np. 1 litrwodorui 1 litr tlenu (oba przy tym samym ciśnieniu i temperaturze), to w obu objętościach będzie dokładnie taka sama liczba cząsteczek. Jest to tzw.prawo Avogadra.

Aby jednoznacznie określić stan gazu, poza składem chemicznym (ułamki wagowelubmolowe) itemperaturąnależy podaćgęstośćgazu lub jegociśnienie.Zamiast gęstości można podać równoważnieobjętość molowąlubstężeniegazu.

Dla dowolnego gazu:

• objętość jednegomolagazu wwarunkach normalnych:V= 22,4 dm³
• licznośćgazu w (liczbamoli):$n={\frac {N}{N_{a}}}={\frac {m}{M}}$
• stężenie molowegazu:$C_{m}={\frac {n}{V}}$
• objętość molowa gazu:$V_{m}={\frac {V}{n}}$

gdzie:m– masa gazu,V– objętość gazu,N– liczba cząsteczek,N_A–liczba Avogadra,M–masa molowa.

Dla gazu doskonałego:

• $p=C_{m}RT$
• $p=\rho {\begin{pmatrix}{\frac {RT}{M}}\end{pmatrix}}$

gdzie:R– uniwersalnastała gazowa,T– temperatura.

Zobacz też

• fizyka płynów
• gaz wilgotny
• gazy bojowe
• gazy jelitowe
• gazy palne
• gazy spalinowe
• gazy szlachetne
• gazy techniczne
• para cieczy
• plazma
• płyn