Gaso

Ne konfuzu ĉi tiun artikolon kun ŝtofo aŭ gazo.

Modelo de gaso laŭ la kinetika teorio.

Skulptaĵo de tergasmolekulo en Kolham komunumo Slochteren (Nederlando).

Gaso estas fizika stato de materio, en kiu la komponantoj (atomoj aŭ molekuloj) povas moviĝi libere kaj ne estas interkonektitaj. Depende de la temperaturo kaj premo gasa substanco povas transformiĝi al likva aŭ solida stato.

La termino "gaso" estis inventita de la flandra sciencisto Jan Baptista van Helmont en la 17-a jarcento, derivita el la latina "chaos", kaoso​) kaj ĝi aludas al la stato de materio en kiu, laŭ specifaj kondiĉoj de temperaturo kaj premo, ties molekuloj milde interagas inter si, sen formi molekularojn, nome molekul-ligojn,​ adoptante la formon kaj la volumon de la ujo kiu enhavas ĝin tendence al separiĝo, tio estas, al etendiĝo, ĉiom kiom eblas, pro ties alta koncentriĝo de kineta energio. La gasoj estas fluaĵoj tre kunpremeblaj, kiuj povas suferi grandajn ŝanĝojn de denseco pro la premo kaj la temperaturo.

La molekuloj kiuj konstituas gason preskaŭ ne estas altiritaj unuj fare de aliaj, pro kio ili moviĝas en la vakuo je granda rapideco kaj tre separataj unuj disde aliaj, kio klarigas siajn proprecojn jene:​

• La gasmolekuloj estas praktike liberaj, tiel ke ili estas kapablaj distribuiĝi tra la tuta disponebla spaco en kiu ili estas enhavataj. La fortoj kaj gravitaj kaj altiraj inter la molekuloj estas pro malgrando neatenteblaj, kompare kun la rapideco laŭ kiu moviĝas la molekuloj.
• La gasoj okupas komplete la volumon de la ujoj kiuj enhavas ilin.
• La gasoj ne havas difinitan formon, kaj adoptas tiujn de la ujoj kiuj enhavas ilin.
• La gasoj povas esti premitaj facile, ĉar estas enormaj disponeblaj spacoj vakuaj inter unuj molekuloj kaj aliaj.

Je normaj kondiĉoj pri temperaturo kaj premo la gasoj povas esti ĉu kemiaj elementoj kiel la hidrogeno, la oksigeno, la nitrogeno, la kloro, la fluoro kaj la noblaj gasoj, ĉu komponaĵoj kiel la karbona dioksido aŭ la propano, ĉu miksaĵoj kiel la aero.

La vaporoj kaj la plasmo kunhavas proprecojn kun la gasoj kaj povas formi homogenajn miksaĵojn, por ekzemplo vaporo de akvo kaj aero. Ĉiuj kune estas konataj kiel gaskorpoj, gasa stato aŭ gasa fazo.

Historio

Jan Baptista van Helmont, konsiderata la patro de la pneŭmatika kemio, kreis la terminon "gaso".

En 1648, la kemiisto Jan Baptista van Helmont, konsiderata la patro de la pneŭmatika kemio, kreis la terminon "gaso" (dum ioma tempo estis uzata ankaŭ la esprimon "aeroforma stato"), el la greka vorto kaos (kaos, malordo) por difini la trajtojn de la karbona dioksido. Tiu nomo poste etendiĝis al ĉiuj gaskorpoj, nomitaj ankaŭ elastaj fluaĵoj, premeblaj fluaĵoj aŭ aeroj, kaj estas uzata por referenci unu de la statoj de la materio. La ĉefa trajto de la gasoj, kompare al solidoj kaj likvaĵoj, estas ke ili estas nek videblaj nek tuŝeblaj, kio malhelpis ties studadon historie, sed ili same estas komponitaj el atomoj kaj molekuloj. Kiam la moderna scienco povis kompreni la ekzistadon kaj funkciadon de kaj atomoj kaj molekuloj, oni povis kompreni la ekzistadon kaj funkciadon de la gasoj.

La kaŭzo de la naturo de la gasoj estas en iliaj molekuloj, tre separataj unuj disde aliaj kaj farantaj hazardajn movojn inter si. Same kiel okazas ĉe la aliaj du materistatoj, la gasoj povas ankaŭ transformiĝi (en likvaĵoj) se oni metas ilin je tre malaltaj temperaturoj. Tiu procezo estas nomata kondensiĝo ĉe la vaporoj kaj "likvigo" ĉe la perfektaj gasoj. La plej parto de gasoj postulas tre malaltajn temperaturojn por atingi kondensiĝon. Por ekzemplo, ĉe la oksigeno, la necesa temperaturo estas de −183 °C. La teknika malfacileco atingi tiom ekstremajn temperaturojn malhelpis la studadon de la konduto de gasoj en antaŭmodernaj epokoj.

La unuaj "leĝoj de gasoj" estis disvolvigitaj ekde fino de la 17-a jarcento, kiam la sciencistoj ekrimarkis, ke en la rilatoj kiuj establiĝas inter la premo, la volumeno kaj la temperaturo de specimeno de gaso, en fermita sistemo, oni povas akiri formulon kiu estus valida por ĉiuj gasoj. Tiuj kondutas simile en ampleksa vario de kondiĉoj, pro la facila alproksimigeblo kiun havas la molekuloj kiuj estas pli apartaj, kaj nuntempe la ekvacio de stato por ideala gaso estas derivata de la kineta teorio. Aktuale la iamaj leĝoj de la gasoj estas konsiderataj kiel specialaj kazoj de la ekvuacio de la ideala gaso, kiel unu aŭ pliaj el la variabloj kiuj povas esti retenitaj konstante.

Empirie, estas observeblaj serio da rilatoj proporciaj inter la temperaturo, la premo kaj la volumeno, kiuj rezultas en la leĝo de la idealaj gasoj, deduktita por la unua fojo fare de Émile Clapeyron en 1834.

Makroskopa konduto de gasoj

Modelo de la fluo de gasoj ĉirkaŭ la kosma transnavigilo en ties fazo de reveno en la teratmosferon.

Dum observado de gaso, estas tipe specifi referenckadron aŭ longoskalon. Pli longa longoskalo egalrilatas al makroskopa aŭ ĝeneraka vidpunkto de la gaso. Ĉi tiu regiono (nomita volumeno) devas esti sufiĉe granda por enhavi grandan montron de gaspartikloj. La rezulta statistika analizo de tiu montrograndeco produktas la "mezuman" konduton (t.e., rapideco, temperaturo, aŭ premo) de ĉiuj gaspartikloj ene de la regiono. Kontraste, pli malgranda longoskalo egalrilatas al mikroskopa aŭ partikla vidpunkto.

Makroskope, la trajtoj de la gaso mezuritaj estas laŭ la gaspartikloj mem (rapideco, premo aŭ temperaturo) aŭ laŭ ilia medio (volumeno). Ekzemple, Robert Boyle studis pneŭmatikan kemion dum malgranda parto de sia kariero. Unu el liaj eksperimentoj rilatigis la makroskopajn ecojn de premo kaj volumeno de gaso. Lia eksperimento uzis J-tuban manometron kiu aspektas kiel provtubo formita kiel la litero J. Boyle kaptis inertan gason ĉe la fermita fino de la provtubo kun kolumno de hidrargo, igante la nombron da partikloj kaj la temperaturon konstantaj. Li observis, ke kiam la premo en la gaso estis pliigita, aldonante pli da hidrargo al la kolumno, la volumeno de la kaptita gaso malpliiĝis (tio estas konata kiel la inversa rilato). Krome, kiam Boyle multobligis la premon kaj volumenon de ĉiu observado, la produkto estis konstanta. Ĉi tiu rilato reteniĝis por ĉiu gaso kiun Boyle observis kondukante al la leĝo (PV = k), nomita en honoro de lia laboro en ĉi tiu kampo.

Ekzistas multaj matematikaj iloj haveblaj por analizi la ecojn de gasoj. Ĉar gasoj estas submetitaj al ekstremaj kondiĉoj, tiuj iloj iĝas pli kompleksaj, de la Euler-ekvacioj por neviskozeca fluo ĝis la Navier-Stokes-ekvacioj kiuj plene klarigas la viskozajn efikojn. Tiuj ekvacioj estas adaptitaj al la kondiĉoj de la koncerna gassistemo. La laboratoria ekipaĵo de Boyle permesis la uzadon de algebro por akiri liajn analizajn rezultojn. Liaj rezultoj estis eblaj, ĉar li studis gasojn en relative malaltpremaj situacioj, en kiuj ili kondutis en "ideala" maniero. Tiuj idealaj rilatoj estas aplikitaj al sekureckalkuloj por diversaj flugkondiĉoj sur la materialoj uzataj. La altteknologia ekipaĵo uzata hodiaŭ estis desegnita por helpi sekure esplori la plej ekzotikajn operaciajn mediojn, kie gasoj ne plu kondutas en "ideala" maniero. Ĉi tiu altnivela matematiko, kiu inkluzivas statistikon kaj multvariablan kalkulon, ebligas solvi dinamikajn situaciojn tiel kompleksajn kiel la reeniro de kosmaj veturiloj. Ekzemplo estas la analizo de la reeniro de la kosmopramo, montrita en la supra bildo por certigi, ke la materialaj trajtoj sub tiu ŝarĝa kondiĉo estas adekvataj. En ĉi tiu flugreĝimo, la gaso ne plu kondutas ideale.

Gasleĝoj

La leĝon de Boyle ektrovis en 1662 la irlanda fizikisto kaj ĥemiisto Robert Boyle.

Estas diversaj leĝoj derivataj de simpligitaj modeloj de la realo kiuj rilatas la premon, la volumenon kaj la temperaturon de difinita gaso.

Leĝo de Boyle

La leĝo de Boyle-Mariotte (aŭ leĝo de Boyle) diras, ke

la volumeno de iu maso da gaso je konstanta temperaturo estas inverse proporcia al sia premo.

Ekzemple, se la premo de unu gaso duobliĝas, la volumeno de la gaso reduktiĝos duone, kaj same inverse. La leĝon ektrovis en 1662 la irlanda fizikisto kaj ĥemiisto Robert Boyle.

Leĝo de Charles

Je donita premo, la volumeno okupita de certa kvanto de gaso estas rekte proporcia al ĝia temperaturo en kelvino.

Matematike la esprimo estus:

${\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}$   aŭ   ${\frac {V_{1}}{V_{2}}}={\frac {T_{1}}{T_{2}}}$.

en ĝeneralaj terminoj:

$V_{1}\cdot T_{2}=V_{2}\cdot T_{1}$

Leĝo de Gay-Lussac

Gay-Lussac kaj Humboldt faris zorgemajn mezurojn de la volumenoj de hidrogeno kaj oksigeno kiuj reakcias por formi akvon. Ili trovis, ke du volumenoj da hidrogeno reakcias ĝuste kun unu volumeno da oksigeno. Gay-Lussac faris pliajn mezuradojn de la volumenoj de reakciaĵoj en aliaj gasaj reakcioj. En ĉiuj okazoj, li observis malgrandajn proporciojn de entjeraj nombroj inter la volumenoj de la reakciantaj gasoj. Gay-Lussac formulis tiujn rezultojn kaj tio nun estas konata kiel Leĝo de la Kombinaj Volumenoj de Gay-Lussac. Tiu leĝo devis iĝi decida en determinado de la kemia formulo por akvo kaj en korektado de la atompeza skalo de John Dalton.

La premo de iu kvanto da gaso, kiu estas konservita je konstanta volumeno, estas rekte proporcia al la temperaturo en kelvino:

${\frac {P_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}}{T_{2}}}$

Tial por enboteligi gason, kiel likvigitan gason, oni devas unue malvarmigi la deziratan volumenon de gaso al temperaturo karakteriza por ĉiu gaso, por povi submeti ĝin al la premo necesa por likvigi ĝin sen trovarmiĝo kaj fine eksplodo.

Ĝenerala leĝo de gasoj

La leĝo de Boyle asertas, ke la premo kaj la volumeno estas inverse proporciaj inter si je konstanta temperaturo. Finfine, la leĝo de Gay-Lussac enkondukas rektan proporcion inter la premo kaj la absoluta temperaturo, kondiĉe ke temas pri konstanta volumeno. La interdependeco de tiuj variabloj montriĝas en la kombinit leĝo de gasoj, kiu klare establas jenon:

	„ La rilato inter la prem-volumena produkto kaj la temperaturo de sistemo restas konstanta. ”

Matematike formuleblas jene:

$\qquad {\frac {PV}{T}}=K$

Kie:

• P estas la premo
• V estas la volumeno
• T estas la absoluta temperaturo (en kelvino)
• K estas konstanti (kun energiunuoj dividitaj per la temperaturo) kiu dependas de la konsiderita gaskvanto.

Kie premo, volumeno kaj temperaturo estis mezuritaj en du diferencaj momentoj 1a kaj 2a por unusola sistemo.

Aldonante la leĝon de Avogadro al la rezulto de la leĝo de kombinitaj gasoj oni akiras la leĝon de idealaj gasoj.

Ekvacio de ideala gaso

La ekvacio de ideala gaso, iame nomita ekvacio de Clapeyron laŭ la nomo de la fizikisto Clapeyron kiu la unua formulis ĝin en 1834, estas ekvacio de stato de ideala gaso, kiu kombinas premon, temperaturon kaj volumenon:

$pV=nRT\,$

kie:

• p - premo,
• V - volumeno,
• n - nombro de moloj de gaso
• T - temperaturo T [K] = t [ °C] + 273,15
• R - Universala gaskonstanto

Realaj gasoj

Se oni volas rafini aŭ mezuri la konduton de iu gaso, kiu eskapas idealan konduton, oni devos turni sin al la ekvacioj de realaj gasoj, kiuj estas diversaj kaj des pli komplikaj ju pli precizaj. La realaj gasoj ne ekspansiiĝas senfine, ĉar venus tempo, kiam ili ne plu okupus ajnan volumenon. Ĉi tio okazas ĉar inter ĝiaj partikloj, ĉu atomoj kiel en noblaj gasoj ĉu molekuloj kiel en (O₂) kaj en plej multaj gasoj, sufiĉe malgrandaj fortoj estas establitaj, pro la hazardaj ŝanĝoj de iliaj elektrostataj ŝargoj, kiuj estas nomitaj Van der Waals-fortoj.

La konduto de gaso kutime des pli kongruas kun ideala konduto, ju pli simpla estas ĝia kemia formulo kaj ju pli malalta ĝia reagemo (tendenco formi ligojn). Tiel, ekzemple, noblaj gasoj, estante unuatomaj molekuloj kaj havante tre malaltan reagemon, precipe heliumo, havas konduton sufiĉe proksiman al la idealo. Ili estos sekvitaj de diatomaj gasoj, precipe la pli malpeza hidrogeno. Malpli idealaj estas triatomaj, kiel karbondioksido; la kazo de akvovaporo estas eĉ pli malbona, ĉar la molekulo, estante polusa, tendencas establi hidrogenajn ligojn, kio plu reduktas idealecon. Inter la organikaj gasoj, tiu kiu havas la plej idealan konduton estas metano, kiu perdas idealecon kiam la karbonĉeno dikiĝas. Tiel, oni atendas, ke butano kondutas sufiĉe malproksime de idealeco. Ĉi tio okazas, ĉar ju pli granda la konsistiga partiklo de la gaso, des pli granda la probableco de kolizio kaj interago inter ili, faktoro kiu malpliigas idealecon. Kelkaj el tiuj gasoj povas esti proksimumataj sufiĉe bone per idealaj ekvacioj, dum en aliaj kazoj estos necese turni sin al realaj ekvacioj ofte deduktitaj empirie de parametroĝustigo.

Idealeco perdiĝas ankaŭ sub ekstremaj kondiĉoj, kiel altaj premoj aŭ malaltaj temperaturoj. Aliflanke, kongruo kun idealeco povas pliiĝi se oni laboras ĉe malaltaj premoj aŭ altaj temperaturoj. Ankaŭ pro ĝia kemia stabileco.

Gaskonduto je mikroskopa skalo

Se eblus observi gason per mikroskopo sufiĉe potenca por vidi la partiklojn, kiuj ĝin formas (molekuloj, atomoj, jonoj), oni vidus ilin moviĝi en pli-malpli hazarda maniero. Ĉi tiuj partikloj, kiuj konsistigas la gason, ŝanĝas la direkton de sia movado nur kiam ili kolizias kun alia partiklo aŭ kontraŭ la muroj de la ujo. Se oni konsideras, ke ĉi tiuj kolizioj estas perfekte elastaj, oni povas konsideri la substancon kiel idealan gason. La konduto de partikloj je la mikroskopa nivelo estas priskribita per la kinetika teorio de gasoj.

Kinetika teorio de gasoj

La kinetika teorio disponigas informojn pri la makroskopaj trajtoj de gasoj pripensante iliajn molekulan kunmetaĵon kaj moviĝon. Komencante kun la difinoj de momento kaj kineta energio oni povas uzi la konservadon de impeto kaj la geometriaj rilatoj de kubo por rilatigi la makroskopajn trajtojn de la temperaturo kaj premosistemo al la mikroskopa propraĵo de la kineta energio por molekulo. La teorio provizas averaĝajn valorojn por ĉi tiuj du propraĵoj.

La kinetika teorio de gasoj povas helpi klarigi kiel la sistemo (konsiderante la kolekton de gaspartikloj) respondas al ŝanĝoj en temperaturo, kun ekvivalenta ŝanĝo en kineta energio.

Ekzemple: oni imagu, ke ini havas sigelitan ujon de fiksa grandeco (konstanta volumeno), enhavantan fiksan nombron da gaspartikloj; komencante de la absoluta nulo (la teoria temperaturo ĉe kiu atomoj aŭ molekuloj havas neniun termikan energion, tio estas, ili ne moviĝas aŭ vibras), energio komencas esti aldonita al la sistemo varmigante la ujon, tiel ke la energio estas transdonita al la partikloj ene. Post kiam ilia interna energio estas super la nul-punkta energio, tio estas, ilia kineta energio (ankaŭ konata kiel termika energio) estas ne-nula, la gaspartikloj komencos moviĝi ĉirkaŭ la ujo. Ĉar la ujo iĝas pli varma (dum pli da energio estas aldonita), la individuaj partikloj pliigas sian averaĝan rapidecon kiam la totala interna energio de la sistemo pliiĝas. La pli granda averaĝa rapideco de ĉiuj partikloj kondukas al pli granda rapideco ĉe kiu kolizioj okazas (t.e., pli granda nombro da kolizioj je unuotempo), inter la partikloj kaj la ujo, same kiel inter la partikloj mem.

Je la makroskopa nivelo la mezurebla kvanto de premo estas la rekta rezulto de tiuj mikrokolizioj de skopikaj partikloj kun la surfaco, sur kiuj individuaj molekuloj penas malgrandan forton, ĉiu kontribuante al la totala forto aplikita ene de specifa areo. Same, la makroskope mezurebla kvanto de temperaturo estas kvantigo de la totala kvanto de moviĝo aŭ kineta energio elmontrita per la partikloj.

Brown-a movado

La hazarda movo de gaspartikloj kaŭzas la disvastigon de gaso.

La Brown-a movado estas la matematika modelo uzita por priskribi la hazardan moviĝon de partikloj suspenditaj en fluido. La gaspartikla animacio, uzante rozkolorajn kaj verdajn partiklojn, ilustras kiel tiu konduto rezultigas la disvastiĝon de gasoj (entropio). Tiuj okazaĵoj estas priskribitaj ankaŭ per partikloteorio.

Ĉar ĝi estas ĉe la limo (aŭ preter) de nuna teknologio por observado de individuaj gaspartikloj (atomoj aŭ molekuloj), nur teoriaj kalkuloj donas sugestojn pri kiel ili moviĝas, sed ilia moviĝo estas diferenca de Brown-a moviĝo ĉar Brown-a moviĝo implikas glatan tiriĝon pro la frikcioforto de multaj gasmolekuloj, punktita per perfortaj kolizioj de unu (aŭ pluraj) gasmolekuloj kun la partiklo. La partiklo (kutime konsistanta el milionoj aŭ miliardoj da atomoj) tiel moviĝas en neregula kurso, sed ne tiel neregula kiel oni atendus se individua gasmolekulo estus ekzamenita.

Intermolekulaj fortoj

Dum kunpremado de gaso, intermolekulaj fortoj, kiel la hidrogenaj ligoj inter la akvomolekuloj en la bildo, komencas ludi pli aktivan rolon.

Momentaj altiroj aŭ repuŝoj inter partikloj havas efikon al la gasdinamiko. En fizika kemio, la nomo donita al intermolekulaj fortoj estas Van der Waals-fortoj. Tiuj fortoj ludas rolon en determinado de la fizikaj trajtoj de gaso, kiel ekzemple ĝia viskozeco aŭ volumetra fluo. Se oni ignoras tiujn fortojn sub iuj kondiĉoj oni povas trakti realan gason kvazaŭ ĝi estus ideala gaso. Ĉi tiu supozo permesos uzi la leĝon de la idealaj gasoj. La ĝusta uzado de ĉi tiuj rilatoj al gasoj postulas reveni al kinetika teorio. Kiam la gaspartikloj havas magnetan ŝargon aŭ intermolekulan forton, ilia influo sur la aliaj molekuloj pliiĝas kiam la spaco inter ili estas reduktita. En foresto de ŝargoj, en preciza punkto, kie la spaco inter la partikloj estis sufiĉe reduktita, kolizioj inter la partikloj ne plu povas esti evititaj ĉe normala temperaturo.

Alia maniero pliigi la nombron da kolizioj inter la partikloj de gaso estus varmigi certan fiksan volumenon de gaso, plus la temperaturon, des pli alta la rapideco de la partikloj kaj des pli granda la probableco de kolizioj. Ĉio ĉi signifas, ke ĉi tiuj idealaj ekvacioj disponigas raciajn rezultojn krom kazoj kun alta premo aŭ temperaturo (jonigo). Tiuj esceptaj kondiĉoj permesas la transdonon de energio ene de la gaso, kaj ĝuste la foresto de internaj energitranslokigoj permesas paroli pri idealaj kondiĉoj, en kiuj la interŝanĝo de energio okazas nur ĉe la limoj de la sistemo.

Realaj gasoj spertas kelkajn el tiuj kolizioj kaj intermolekulaj fortoj, sed tiel longe kiel ili estas statistike nekonsiderindaj la rezultoj de la idealaj ekvacioj restos validaj. Aliflanke, kiam la partikloj de gaso estas kunpremitaj tiel ke ili estas tre proksimaj unu al la alia, la gaso kondutas pli kiel likvaĵo; estas la foresto de internaj energitransigoj kiu permesas paroli pri idealaj kondiĉoj, en kiuj la interŝanĝo de energio okazas nur ĉe la limoj de la sistemo; realaj gasoj spertas kelkajn el tiuj kolizioj kaj intermolekulajn fortojn, sed tiel longe kiel ili estas statistike nekonsiderindaj la rezultoj de la idealaj ekvacioj restos validaj.

Konduto de gasoj

Por studi la temperaturan konduton de partikloj de materio ekzistas kvar mezureblajn kvantojn kiuj ludas gravan rolon en la fizika trajtaro: nome premo, volumeno, temperaturo kaj maso de la specimeno de la materio (aŭ eĉ pli bone ankoraŭ materikvanto, mezurita en moloj). Ajna gaso estas konsiderata fluaĵo ĉar ĝi havas la proprecojn kiuj ebligas ties konduton kiel tio.

La gasaj molekuloj, en kontinua movado, kolizias elaste inter si kaj kontraŭ la muroj de la ujo kiu enhavas la gason, kontraŭ kiuj ili faras konstantan premadon. Se la gaso estas varmigita, tiu varma energio estas investita en kineta energio de la molekuloj, tio estas, la molekuloj moviĝas je pli granda rapideco, pro kio la nombro de frapoj kontraŭ la muroj de la ujo pliiĝas je nombro kaj je energio. Kiel konsekvenco la premo de la gaso pliiĝas, kaj se la muroj de la ujo ne estas rigidaj, ankaŭ la volumeno de la gaso pliiĝas.

Difinita gaso tendencas esti aktiva kemie ĉar ankaŭ ties molekula surfaco estas granda, tio estas, ĉar ties partikloj en kontinua movado estas interfrapante unuj kontraŭ aliaj, tio plifaciligas la kontakto inter unu substanco kaj alia, pliigante la rapidecon de reago kompare kun tiu inter likvaĵoj kaj solidoj.

Por pli bone kompreni la konduton de gaso, studoj ĉiam estas faritaj rilate al la ideala gaso, kvankam ĝi neniam fakte ekzistas kaj ĝiaj trajtoj estas jenaj:

• Pura gasa substanco konsistas el molekuloj de egalaj grandeco kaj maso. Miksaĵo de gasaj substancoj konsistas el molekuloj malsamaj laŭ grandeco kaj maso.
• Pro la granda distanco inter iuj molekuloj kaj aliaj kaj la fakto ke ili moviĝas rapide, la altirfortoj inter la molekuloj estas konsiderataj nekonsiderindaj.
• La grandeco de la gasmolekuloj estas tre malgranda, do la volumeno okupita de la molekuloj estas nekonsiderinda kompare kun la totala volumeno de la ujo. La denseco de gaso estas tre malalta.
• La molekuloj de gaso estas en konstanta moviĝo je alta rapideco, do ili senĉese kolizias elaste unu kun alia kaj kontraŭ la muroj de la ujo kiu enhavas ilin.

Por klarigi la konduton de gasoj, la novaj teorioj uzas kaj statistikon kaj kvantuman teorion, krom eksperimenti kun gasoj de malsamaj propraĵoj aŭ limigaj propraĵoj, kiel urania heksafluorido (UF₆), kiu estas la plej peza gaso konata.

Gaso ne havas fiksan formon aŭ volumenon; ĝi estas karakterizita per preskaŭ neniu kohereco kaj la granda kinetika energio de siaj molekuloj, kiuj moviĝas konstante.

Ŝanĝoj de denseco

La efiko de la temperaturo kaj de la premo sur solidoj kaj likvaĵoj estas tre malgranda, pro kio tipe la kunmpremeblo de likvaĵo aŭ solido estas de 10⁻⁶ bar⁻¹ (1 bar=0,1 MPa) kaj la temperatura dilatkoeficiento estas de 10⁻⁵ K⁻¹.

Aliflanke, la denseco de la gasoj estas ege tuŝita per la premo kaj la temperaturo. La leĝo de la idealaj gasoj matematike priskribas la rilaton inter jenaj tri magnitudoj:

$\rho ={\frac {p\,M}{R\,T}}$

kie $R\,$ estas la universala gaskonstanto, $p\,$ estas la gaspremo, $M\,$ estas ties molmaso kaj $T\,$ estas la absolita temperaturo.

Tio signifas, ke ideala gaso je 300 K (27 °C) kaj 1 atm duobligos sian densecon se oni pliigas la premon ĝis 2 atm retenante la temperaturon konstanta aŭ, alternative, oni malpliigas sian temperaturon ĝis 150 K retenante la premon konstanta.

Gaspremo

Kadre de la kineta teorio, la premo de gaso estas klarigita kiel la makroskopa rezulto de la fortoj implikitaj en la kolizioj de la gasmolekuloj kontraŭ la muroj de la ujo. La premo povas tial esti difinita rilatante al la mikroskopaj trajtoj de la gaso.

Efektive, por ideala gaso kun N molekuloj, ĉiu de maso m kaj moviĝanta je averaĝe hazarda rapideco v_rms enhavita en kuba volumeno V, la gaspartikloj trafas kun la muroj de la ujo en maniero kalkulebla statistike interŝanĝante linearan impeton kun la muroj en ĉiu kolizio kaj farante netan forton je unuopa areo, kio estas la premo farita de la gaso sur la solida surfaco.

La premo estas kalkulebla jene:

$P={Nmv_{rms}^{2} \over 3V}$ (ideala gaso)

Ĉi tiu rezulto estas interesa kaj signifa ne nur ĉar ĝi havugas manieron kalkuli la premon de gaso, sed ankaŭ ĉar ĝi rilatigas observeblan makroskopan variablon, nome premon, kun la meza kineta energio por molekulo, 1/2 mv_rms², kio estas mikroskopa grando ne rekte observebla. Oni notu, ke la produkto de la premo kaj la volumeno de la ujo estas du trionoj de la totala kineta energio de la gasmolekuloj enhavataj.

Gastipoj

Monda produktado de tergaso.

Tergaso, aŭ natura gaso, estas flamebla gaso, kiu troviĝas en subteraj naturaj deponejoj. Ĝi ofte aperas kun nafto, ĉar ili samforme estiĝas. Ĝi estiĝis antaŭ jarmilionoj kiel natura gaso el putriĝantaj bestoj, kiuj sedimentiĝis subakve en ŝlimo. Tie inter senaeraj cirkonstancoj estiĝis la tergaso kaj nafto.

Libera gaso estas la materistato de la gasaj komponantoj, en kiuj partikloj de gaso (molekuloj, atomoj) moviĝas libere, samkvante plenigante kaze de manko de la eksteraj fortoj la tutan haveblan volumenon en la porecaj kaj fendecaj rokaĵoj, en la atmosfero. Libera gaso povas troviĝi super nafto en naftotavolo aŭ en iu rezervujo super likvaĵo (akvo, nafto ktp) ekvilibre al la sama gaso en diluita stato. Ĝi povas eliĝi el karbontavoloj. Libera gaso povas transiri al la ligita (sorbita) stato kaj inverse. Ĝi povas eliĝi flue tra naturaj truoj al la tersurfaco, esti forĵetata sub alta premo el vulkanaj krateroj dum erupcioj ktp.

Noblaj gasoj - estas kemiaj elementoj el ĉefa subgrupo de VIII grupo, kies s- kaj p- ŝeloj estas kompletaj. La noblaj gasoj estas en la lasta kolumno de la perioda tabelo (18 aŭ VIII). Al noblaj gasoj rilatas:

• heliumo - (atomnumero 2)
• neono - (10)
• argono - (18)
• kriptono - (36)
• ksenono - (54)
• kaj radono - (86).

Uzado

Gaslumigo

Preterpasantoj miras pri la nova gaslumigo (Londono, 1809).

Pli detalaj informoj troveblas en artikolo Gaslumigo.

Gasa lumigo estas la produktado de artefarita lumo el la Brulo de gasa brulaĵo kiel hidrogeno, metano, etileno, etino, butano, propano, karbona monooksido aŭ tergaso. Antaŭ ol elektrizo estis disvastigita kaj sufiĉe ekonomiebla por ĉiutaga uzado, gaso estis la plej populara rimedo de lumigo en la stratoj. Dum tiu periodo, la stratoj de modernaj grandurboj estis lumigitaj per gasfunkciaj stratlampoj. La unuaj gaslampoj postulis lampfajriston, kiu promenis tra la stratoj de la grandurbo vespere kaj lumigis ĉiun lampon individue. En pli postaj lumsistemoj, flamigiloj estis lanĉitaj kiuj estis aŭtomate aktivigitaj kiam gasfluo komenciĝis en la lampo.

Vaporturbino

Pli detalaj informoj troveblas en artikolo Vaporturbino.

Vaporturbino estas maŝino kiu elprenas varmoenergion el premita vaporo kaj uzas ĝin por produkti mekanikan laboron sur rotacia aparato. Ĝian modernan version inventis Charles Parsons en 1884. Fabrikado de modernaj vaporturbinoj postulas antaŭenigitan metallaboradon por krei altgradajn ŝtalalojojn en tre precizajn partojn uzante teknologiojn kiuj estis disponeblaj por la unua fojo nur jam en la 20-a jarcento; kontinuaj antaŭeniroj en daŭreco kaj efikeco de la vaporturbinoj restis ŝlosilaj por la energia ekonomiko de la 21-a jarcento.

Vidu ankaŭ

• Nobla gaso
• Natura gaso
  • tergaso
  • marĉa gaso
  • biogaso
• Ideala gaso
• Karbomineja gaso
• Entropio

Bildaro

• 
  Nebulozo NGC 604 – lumanta gaso ĉirkaŭ aro da steloj en la spirala galaksio M33.
• 
  Gaso neono en vitra ujo; ĝi estas praktike nevidebla.
• 
  Ujo por natura gaso en Esslingen am Neckar, Germanujo.

Bibliografio

• Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill Higher Education. ISBN 978-0-07-001656-9.
• Georgia State University. HyperPhysics. Alirita februaro 2008.
• Philip Hill kaj Carl Peterson. Mechanics and Thermodynamics of Propulsion: Second Edition Addison-Wesley, 1992. (ISBN 0-201-14659-2)
• John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn kaj Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4.
• Lewes, Vivian Byam; Lunge, Georg (1911). [1911 Encyclopædia Britannica/Gas "Gas".] Encyclopædia Britannica. 11 (11a eld.). pp. 481–493.
• Antony Lewis WordWeb. Alirita en Februaro 2008.
• McPherson, William; Henderson, William (1917). An Elementary study of chemistry.
• National Aeronautics and Space Administration (NASA). Animated Gas Lab. Alirita februaro 2008.
• Northwestern Michigan College The Gaseous State. Alirita en februaro 2008.

• En tiu ĉi artikolo estas uzita traduko de teksto el la artikolo Gas en la hispana Vikipedio.