Gaz - stan skupienia materii, w którym ciało fizyczne łatwo zmienia kształt i zajmuje całą dostępną mu przestrzeń. Właściwości te wynikają z własności cząsteczek, które w fazie gazowej 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 jego cząsteczki stale zderzają się ze ściankami tego naczynia, wywierając na nie określone i stałe ciśnienie.

Cząsteczki gazu przemieszczają się z różną szybkością, a rozkład tych szybkości ma charakter całkowicie statystyczny (gaussowski). Średnia szybkość poruszania się cząsteczek w gazie jest zależna wyłącznie od ich masy molowej i temperatury. 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 do skroplenia lub resublimacji gazu. Zamiana gazu w ciecz lub ciało stałe wynika z faktu, że w pewnym momencie energia oddziaływań międzycząsteczkowych (sił van der Waalsa, wiązań wodorowych itp.) staje się większa od energii kinetycznej cieplnego ruchu cząsteczek.

W fizyce przyjmuje się często prosty model gazu doskonałego, w którym cząsteczki gazu nie przyciągają się i nie mają objętości własnej. Teorie i zależności termodynamiczne wywiedzione z założeń gazu doskonałego sprawdzają się dość dobrze (na ogół) w przypadku niezbyt dużych ciśnień oraz temperatur powyżej punktu krytycznego. 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 litr wodoru i 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 wagowe lub molowe) i temperaturą należy podać gęstość gazu lub jego ciśnienie. Zamiast gęstości można podać równoważnie objętość molową lub stężenie gazu.

Dla dowolnego gazu:

• objętość gazu w warunkach normalnych wynosi: V = 22,4 dm³
• gęstość gazu: ρ = m/V
• liczność gazu w (liczba moli): n = N/N_A = m/M
• stężenie molowe gazu: C_m = n/V
• objętość molowa gazu: V_m = V/n

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

Dla gazu doskonałego:

• p = C_mRT
• p = ρ(RT/M)

gdzie: R - uniwersalna stała gazowa, T - temperatura.

Zobacz też:

• gazy szlachetne
  • argon
  • hel
  • ksenon
  • krypton
  • neon
  • radon
• gazy palne
• gazy techniczne
  • gaz wielkopiecowy
  • gaz generatorowy
  • gaz czadnicowy
  • gaz opałowy
  • acetylen
• gaz węglowy
• gaz miejski
• gaz ziemny
• gaz błotny
• gazy spalinowe
• gazy bojowe
  • gazy trujące
• gazy jelitowe

Fazy materii

غاز | Plin | Газ | Gas | Plyn | Gas | Gas | Gaas | Gas | Gas | Gaso | گاز | Gaz | Gas | 기체 | Plin | Gaso | Gas | Gas | גז | Gāze | Dujos | Gáz | Гас | Gas | Gas (natuurkunde) | 気体 | Gass | Gass | Gás | Газ (агрегатное состояние) | Gas | Plyn | Plin | Gas | Kaasu | Gas | แก๊ส | Gaz | 气体