Gaz


Gaz w encyklopedii

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania

Gazstan 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.

Termin wprowadzony przez flamandzkiego lekarza Johanna Helmonta w XVII wieku wzorem gr. χάος ‘cháos’[1].

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 ich masy cząsteczkowej 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 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 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 jednego mola gazu w warunkach normalnych: V = 22,4 dm³
  • liczność gazu w (liczba moli): n = N N a = m M {\displaystyle n={\frac {N}{N_{a}}}={\frac {m}{M}}}
  • stężenie molowe gazu: C m = n V {\displaystyle C_{m}={\frac {n}{V}}}
  • objętość molowa gazu: V m = V n {\displaystyle V_{m}={\frac {V}{n}}}

gdzie: m – masa gazu, V – objętość gazu, N – liczba cząsteczek, NAliczba Avogadra, Mmasa molowa.

Dla gazu doskonałego:

  • p = C m R T {\displaystyle p=C_{m}RT}
  • p = ρ ( R T M ) {\displaystyle p=\rho {\begin{pmatrix}{\frac {RT}{M}}\end{pmatrix}}}

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

Zobacz też | edytuj kod

Przypisy | edytuj kod

  1. Słownik Wyrazów Obcych, według innej wersji słowo to powstało pod wpływem flamandzkiego wyrazu gahst ‘duch’ (por. ang. ghost i niem. Geist). Rajmund Sołoniewicz Rozwój podstawowych pojęć chemicznych Warszawa 1986 ​ISBN 83-204-0736-2​.

Linki zewnętrzne | edytuj kod

Kontrola autorytatywna (fundamentalny stan skupienia materii):
Na podstawie artykułu: "Gaz" pochodzącego z Wikipedii
OryginałEdytujHistoria i autorzy