ГАЗ (состояние вещества)

ГАЗ (состояние вещества)

ГА́З (франц. gaz, от греч. chaos — хаос), агрегатное состояние вещества, в котором составляющие его атомы и молекулы почти свободно и хаотически движутся в промежутках между столкновениями, во время которых происходит резкое изменение характера их движения.
Газообразное состояние вещества является самым распространенным состоянием вещества Вселенной. Солнце, звезды, облака межзвездного вещества, туманности, атмосферы планет и т. д. состоят из газов, или нейтральных, или ионизованных (плазмы (см. ПЛАЗМА)). Газы широко распространены в природе: они образуют атмосферу Земли, в значительных количествах содержатся в твердых земных породах, растворены в воде океанов, морей и рек. Встречающиеся в природных условиях газы представляют собой, как правило, смеси химически индивидуальных газов.
Газы равномерно заполняют доступное для них пространство, и в отличие от жидкостей и твердых тел, не образуют свободной поверхности. Они оказывают давление на ограничивающую заполняемое ими пространство оболочку. Плотность газов при нормальном давлении на насколько порядков меньше плотности жидкостей. В отличие от твердых тел и жидкостей, объем газов существенно зависит от давления и температуры.
Свойства большинства газов — прозрачность, бесцветность и легкость — затрудняло их изучение, поэтому физика и химия газов развивались медленно. Только в 17 в. было доказано, что воздух обладает весом (Э. Торричелли (см. ТОРРИЧЕЛЛИ Эванджелиста) и Б. Паскаль (см. ПАСКАЛЬ Блез)). Тогда же Я. ван Гельмонт (см. ГЕЛЬМОНТ Ян Баптист ван) ввел термин газы для обозначения воздухоподобных веществ. И только к середине 19 в. были установлены основные закономерности, которым подчиняются газы. К ним относятся закон Бойля — Мариотта (см. БОЙЛЯ-МАРИОТТА ЗАКОН), закон Шарля (см. ШАРЛЯ ЗАКОН), закон Гей-Люссака (см. ГЕЙ-ЛЮССАКА ЗАКОНЫ), закон Авогадро (см. АВОГАДРО ЗАКОН).
Наиболее полно изучены были свойства достаточно разряженных газов, в которых расстояния между молекулами при нормальных условиях порядка 10 нм, что значительно больше радиуса действия сил межмолекулярного взаимодействия (см. МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ). Такой газ, молекулы которого рассматриваются как невзаимодействующие материальные точки, называется идеальным газом (см. ИДЕАЛЬНЫЙ ГАЗ). Идеальные газы строго подчиняются законам Бойля — Мариотта и Гей-Люссака. Практически все газы ведут себя как идеальные при не слишком высоких давлениях и не слишком низких температурах.
Уравнение pV=RT называют уравнением состояния (см. УРАВНЕНИЕ СОСТОЯНИЯ) идеального газа. Оно было получено в 1834 Б. Клапейроном (см. КЛАПЕЙРОН Эмиль) и обобщено Д. И. Менделеевым (см. МЕНДЕЛЕЕВ Дмитрий Иванович) для любой массы газа. Входящая в это уравнение газовая постоянная (см. ГАЗОВАЯ ПОСТОЯННАЯ) R равна 8,31 Дж/моль^.град. Уравнение Клапейрона — Менделеева (см. КЛАПЕЙРОНА УРАВНЕНИЕ) справедливо только для идеальных газов. Для них выполняется также закон Дальтона (см. ДАЛЬТОНА ЗАКОНЫ).
Молекулярно-кинетическая теория газов рассматривает газы как совокупность слабо взаимодействующих частиц (молекул или атомов), находящихся в непрерывном хаотическом (тепловом) движении. На основе этих простых представлений кинетической теории удается объяснить основные физические свойства газов, особенно полно — свойства разреженных газов. У достаточно разреженных газов средние расстояния между молекулами оказываются значительно больше радиуса действия межмолекулярных сил. Так, например, при нормальных условиях в 1 см³ газа находится ГАЗ (состояние вещества) 10¹⁹ молекул и среднее расстояние между ними составляет ГАЗ (состояние вещества) 10^-6 см. С точки зрения молекулярно-кинетической теории давление газов является результатом многочисленных ударов молекул газа о стенки сосуда, усредненных по времени и по стенкам сосуда. При нормальных условиях и макроскопических размерах сосуда число ударов об 1см² поверхности составляет примерно 10²⁴ в секунду.
Внутренняя энергия идеального газа (среднее значение полной энергии всех его частиц) зависит только от его температуры. Внутренняя энергия одноатомного газа, имеющего 3 поступательные степени свободы и состоящего из N атомов, равна:
Е = (3/2)kTN, где Т — абсолютная температура, а k — постоянная Больцмана (см. БОЛЬЦМАНА ПОСТОЯННАЯ).
При повышении плотности газа его свойства перестают быть идеальными, процессы столкновения начинают играть все большую роль и размерами молекул и их взаимодействия пренебречь уже нельзя. Такой газ называют реальный газ (см. РЕАЛЬНЫЙ ГАЗ). Поведение реальных газов в зависимости от их температуры, давления, физической природы в большей или меньшей степени отличаются от законов идеальных газов. Одним из основных уравнений, описывающих свойства реального газа, является уравнения Ван-дер-Ваальса (см. ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА УРАВНЕНИЕ), при выводе которого были учтены две поправки: на силы притяжения между молекулами и на их размер.
Любое вещество можно перевести в газообразное состояние соответствующим подбором давления и температуры. Поэтому возможную область существования газообразного состояния графически изображают в переменных: давление р — температура Т (на р-Т-диаграмме). Существует критическая температура Т_к, ниже которой эта область ограничена кривыми сублимации (возгонки) и парообразования, т. е. при любом давлении ниже критического р_к существует температура Т, определяемая кривой сублимации или парообразования, выше которой вещество становится газообразным. При температурах ниже Т_к можно сконденсировать газ — перевести его в другое агрегатное состояние (твердое или жидкое). При этом фазовое превращение газа в жидкость или твердое тело происходит скачкообразно: незначительное изменение давления приводит к изменению ряда свойств вещества (например, плотнޑQج энтальпии (см. ЭНТАЛЬПИЯ), теплоемкости и др.). Процессы конденсации газов, особенно сжижение газов (см. СЖИЖЕНИЕ ГАЗОВ), имеют важное техническое значение.
Область газового состояния вещества очень обширна, и свойства газов при изменении температуры и давления могут меняться в широких пределах. Так, в нормальных условиях (при 0°С и атмосферном давлении) плотность газа примерно в 1000 раз меньше плотности того же вещества в твердом или жидком состоянии. С другой стороны, при высоких давлениях вещество, которое при сверхкритических температурах можно считать газом, обладает огромной плотностью (например, в центре некоторых звезд ГАЗ (состояние вещества)10⁹ г/см³).
Внутреннее строение молекул газа слабо влияет на давление, температуру, плотность и связь между ними, но существенным образом влияет на его электрические и магнитные свойства. Калорические свойства газов, такие как теплоемкость, энтропия и т. д., также зависят от внутреннего строения молекул.
Электрические свойства газов определяются возможностью ионизации молекул или атомов, т. е. появлением в газе электрически заряженных частиц (ионов и электронов). При отсутствии заряженных частиц газы являются хорошими диэлектриками. С ростом концентрации зарядов электропроводность газов увеличивается. При температурах выше нескольких тысяч К газ частично ионизуется и превращается в плазму.
По магнитным свойствам газы делятся на диамагнитные (инертные газы, СО₂, Н₂О) и парамагнитные (О₂). Молекулы диамагнитных газов не имеют постоянного магнитного момента и приобретают его лишь под действием магнитного поля. Те газы, молекулы которых обладают постоянным магнитным моментом, ведут себя как парамагнетики.
В современной физике газами называют не только одно из агрегатных состояний вещества. К газам с особыми свойствами относят, например, совокупность свободных электронов в металле (электронный газ), фононов в кристалле (фононный газ). Свойства таких газовых частиц описывает квантовая статистика (см. КВАНТОВАЯ СТАТИСТИКА).