gaz
 
Encyklopedia PWN
gaz
[gr.],
jeden z 3 podstawowych stanów skupienia materii (oprócz cieczy i ciał stałych).
Substancja w tym stanie nie ma ustalonego kształtu i objętości (zajmuje całą dostępną objętość, nie tworząc powierzchni swobodnej); poddana działaniu sił zewnętrznych łatwo zmienia objętość (wykazuje dużą ściśliwość). Cząsteczki (atomy) w gazie słabo oddziałują między sobą, poruszając się swobodnie w przestrzeni. Pod względem właściwości gazy są izotropowe (izotropia).
Gazy, podobnie jak ciecze, wywierają nacisk (ciśnienie) na dowolną powierzchnię wewnątrz gazu i na ścianki naczynia oraz wykazują lepkość ujawniającą się po poddaniu ich odkształceniom postaciowym; lepkość gazu wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.
Opisem makroskopowych właściwości gazów i zjawisk w nich zachodzących (np. lepkości, dyfuzji, przewodnictwa cieplnego) zajmuje się kinetyczna teoria gazów; według tej teorii cząstki gazu (cząsteczki, atomy) znajdują się w stałym, chaotycznym ruchu podlegającym prawom mechaniki klasycznej; wielkości makroskopowe, opisujące gazy, są wyrażane przez średnie statystyczne odpowiednich wielkości mikroskopowych (np. ciśnienie gazu jest proporcjonalne do średniej kwadratowej prędkości cząstek gazu, a jego temperatura — do średniej energii kinetycznej cząstek).
Parametrami określającymi stan gazów są: ciśnienie, temperatura i objętość, a zależność między nimi w stanie równowagi termodynamicznej przedstawia tzw. równanie stanu. Modelem przybliżonym gazów, nieuwzględniającym słabych oddziaływań międzycząsteczkowych i własnej objętości cząsteczkowej, jest gaz doskonały, opisany równaniem stanu Clapeyrona: pV = nRT (p — ciśnienie, T — temperatura bezwzględna, V — objętość, n — liczba moli gazu, R — stała gazowa); stosują się do niego również: prawo Avogadra, prawo Boyle’a–Mariotte’a, prawo Charlesa i prawo Gay-Lussaca. Gazy rzeczywiste wykazują odchylenia od tych praw, tym większe, im wyższa jest temperatura i im większa jest objętość ich cząsteczek; równaniem stanu opisującym gazy rzeczywiste z dość dobrym przybliżeniem jest równanie Van der Waalsa: (p + a/v2)(v – b) = RT (v — objętość właściwa, a i b — stałe uwzględniające, odpowiednio, oddziaływania między cząsteczkami i skończoną ich objętość); korzysta się też z bardziej skomplikowanych, ustalanych doświadczalnie równań, dających dokładniejszy opis gazów rzeczywistych, np. równania Dietericiego (uwzględniającego asocjację cząsteczek) lub Kammerlingh–Onnesa (zawierającego empiryczne stałe ustalane indywidualnie dla każdego gazu). Gaz stosujący się do praw fizyki klasycznej jest zwany gazem klasycznym (niezdegenerowanym); w temperaturze bliskiej zeru bezwzględnemu zaczynają się ujawniać kwantowe właściwości cząsteczek i atomów i do gazu, zwanego wówczas zdegenerowanym, należy wówczas stosować prawa fizyki kwantowej.
Obszar istnienia substancji w fazie gazowej wyznacza jej punkt krytyczny, tj. punkt na wykresie fazowym, któremu odpowiadają określone wartości ciśnienia i temperatury; gaz można przeprowadzić w ciecz (skraplanie) poddając go działaniu odpowiednio wysokiego ciśnienia tylko w temperaturze niższej od jego temperatury krytycznej; niekiedy gaz przechodzi bezpośrednio w stan stały (resublimacja). Gaz poniżej punktu krytycznego jest często zwany parą.
W mechanice płynów gazy razem z cieczami są nazywane płynami. Szczególnym przypadkiem gazu jest występująca w wysokich temperaturach plazma, która składa się nie tylko z elektrycznie obojętnych atomów (cząsteczek), lecz także (niekiedy całkowicie) z jonów i elektronów. W szerszym znaczeniu terminem gaz nazywa się zbiorowisko dużej liczby nie oddziałujących lub słabo oddziałujących ze sobą cząstek (np. gaz elektronowy w metalu, gaz fononowy).
Przeglądaj encyklopedię
Przeglądaj tabele i zestawienia
Przeglądaj ilustracje i multimedia