Газ (газообразное состояние) (от нидерл. gas, восходит к др.-греч. χάος) — одно из четырёх агрегатных состояний вещества, характеризующееся очень слабыми связями между составляющими его частицами (молекулами, атомами или ионами), а также их большой подвижностью. Частицы газа почти свободно и хаотически движутся в промежутках между столкновениями, во время которых происходит резкое изменение характера их движения. Так же термин «газ» можно определить как вещество, температура которого равна или превышает критическую точку, при такой температуре сжатие газа не приводит к образованию жидкости. В этом и заключается отличие газа от пара. При повышении давления насыщенный пар частично превращается в жидкость, газ нет.
Газообразное состояние вещества в условиях, когда возможно существование устойчивой жидкой или твёрдой фазы этого же вещества, обычно называется паром.
Подобно жидкостям, газы обладают текучестью и сопротивляются деформации. В отличие от жидкостей, газы не имеют фиксированного объёма[1] и не образуют свободной поверхности, а стремятся заполнить весь доступный объём (например, сосуда).
Газообразное состояние — самое распространённое состояние вещества Вселенной (межзвёздное вещество, туманности, звёзды, атмосферы планет и т. д.). По химическим свойствам газы и их смеси весьма разнообразны — от малоактивных инертных газов до взрывчатых газовых смесей. Понятие «газ» иногда распространяют не только на совокупности атомов и молекул, но и на совокупности других частиц — фотонов, электронов, броуновских частиц, а также плазму.
Уравнение состояния идеального газа
Также газом часто кратко называют природный газ.
Слово «газ» (нидерл. gas) было придумано в начале XVII века фламандским естествоиспытателем Я. Б. ван Гельмонтом для обозначения полученного им «мёртвого воздуха» (углекислого газа). Согласно Я. И. Перельману[2] , Гельмонт писал: «Такой пар я назвал газ, потому что он почти не отличается от хаоса древних».
Согласно В. Вундту[где?], звуковой строй этого слова целиком определяется смысловыми отголосками тех терминов и выражений, которые для учёного сознания того времени обозначали родственные идеи и образы. По мнению Вундта, прежде всего Гельмонт думал, что открытый им газ напоминает первобытный хаос. Кроме того, на Гельмонта действовало представление слова blas (ср. нем. blasen), которое он употреблял для обозначения холодного воздуха, исходящего из звёзд. Наконец, сюда же примешивалась мысль о слове geest — «дух», соответствующем латинскому spiritus, так как газ, под которым Гельмонт подразумевал, главным образом, углекислоту, по латыни передавался через spiritus silvestris («лесной дух»). Некоторые подозревают воздействие немецкого gasen — «кипеть».
В России для обозначения газов М. В. Ломоносов употреблял термин «упругие жидкости», но он не прижился.
Большинство газов сложно или невозможно наблюдать непосредственно нашими органами чувств, они описываются с помощью четырёх физических свойств или макроскопических характеристик: давлением , объёмом, количеством частиц (химики используют моль) и температурой. Эти четыре характеристики издавна неоднократно исследовались учеными, такими как Роберт Бойль, Жак Шарль, Джон Дальтон, Джозеф Гей-Люссак и Амедео Авогадро для различных газов в различных условиях. Их детальное изучение в итоге, привело к установлению математической связи между этими свойствами, выраженной в уравнении состояния идеального газа.
Основной особенностью газа является то, что он заполняет всё доступное пространство, не образуя поверхности. Газы всегда смешиваются. Газ — изотропное вещество, то есть его свойства не зависят от направления. При отсутствии сил тяготения давление во всех точках газа одинаково (см. Закон Паскаля). В поле сил тяготения плотность и давление не одинаковы в каждой точке, уменьшаясь с высотой по барометрической формуле. Соответственно, в поле сил тяжести неоднородной становится смесь газов. Тяжелые газы имеют тенденцию оседать ниже, а более легкие — подниматься вверх. В поле тяготения на любое тело в газе действует Архимедова сила, которую используют воздушные шары, заполненные легкими газами или горячим воздухом.
Газ имеет высокую сжимаемость — при увеличении давления возрастает его плотность. При повышении температуры расширяются. При сжатии газ может перейти в жидкость, но конденсация происходит не при любой температуре, а при температуре, ниже критической температуры. Критическая температура является характеристикой конкретного газа и зависит от сил взаимодействия между его молекулами. Так, например, газ гелий можно ожижить только при температуре, ниже 4,2 К.
Существуют газы, которые при охлаждении переходят в твердое тело, минуя жидкую фазу. Превращение жидкости в газ называется испарением, а непосредственное превращение твердого тела в газ — сублимацией.
В определенном диапазоне температур и давления газовая и жидкая фаза одного и того же вещества могут сосуществовать. Часть молекул газа переходит в жидкость, которая имеет большую плотность, следовательно плотность газа над поверхностью жидкости может оставаться ниже. Газ над поверхностью жидкости называют паром.
Если бы можно было наблюдать газ под мощным микроскопом, можно увидеть набор частиц (молекул, атомов и т. д.) без определенной формы и объёма, которые находятся в хаотическом движении. Эти нейтральные частицы газа изменяют направление только тогда, когда они сталкиваются с другими частицами или стенками емкости. Если предположить, что эти взаимодействия (удары) абсолютно упругие, это вещество превращается из реального в идеальный газ. Эта доля с микроскопической точки зрения газа описывается молекулярно-кинетической теорией. Все предпосылки, лежащие в этой теории можно найти в разделе «Основные постулаты» кинетической теории.
Важнейшей чертой теплового движения молекул газа — это беспорядочность (хаотичность) движения. Экспериментальным доказательством непрерывного характера движения молекул является диффузия и броуновское движение.
Диффузия — это явление самопроизвольного проникновения молекул одного вещества в другое. В результате взаимной диффузии веществ происходит постепенное выравнивание их концентрации во всех областях занимаемого ими объёма. Установлено, что скорость протекания процесса диффузии зависит от рода веществ и температуры.
Одним из самых интересных явлений, подтверждающих хаотичность движения молекул, является броуновское движение, которое проявляется в виде теплового движения микроскопических частиц вещества, находящиеся во взвешенном состоянии в газе. Это явление в 1827 году впервые наблюдал Р. Браун, от имени которого оно получило название. Беспорядочность перемещения таких частиц объясняется случайным характером передачи импульсов от молекул газа частице с разных сторон. Броуновское движение оказывается тем заметнее, чем меньше частица и чем выше температура системы. Зависимость от температуры свидетельствует о том, что скорость хаотического движения молекул возрастает с увеличением температуры, именно поэтому его и называют тепловым движением.
Закон Авогадро — одинаковые объёмы любых газов при одинаковом давлении и температуре содержат одинаковое число молекул. Этот закон был открыт на основе опытов по химии итальянским ученым Амедео Авогадро в 1811 году. Закон касается слабо сжатых газов (например, газов под атмосферным давлением). В случае сильно сжатых газов считать его справедливым нельзя. Закон Авогадро означает, что давление газа при определенной температуре зависит только от числа молекул в единице объёма газа, но не зависит от того, какие это молекулы.
Количество вещества, содержащее число граммов, равное его молекулярной массе, называется грамм-молекулой или молем. Из сказанного следует, что моли разных веществ содержат одинаковое число молекул. Число молекул в одном моле вещества, получившее название «число Авогадро», является важной физической величиной . По ГОСТ 3651.2-97 значение постоянной Авогадро принимается:
число Авогадро по данным CODATA−2010 равно
Для определения постоянной Авогадро были сделаны многочисленные и разнообразные исследования (броуновского движения, явлений электролиза и др.), которые привели к достаточно согласованным результатам и являются ярким свидетельством реальности молекул и молекулярного строения вещества.
Кинетическая теория дает представление о макроскопических свойствах газов, рассматривая их молекулярное строение и движение молекул. Начиная с определения импульса и кинетической энергии, можно используя закон сохранения импульса и геометрические зависимости связать макроскопические свойства системы (температуру и давление) с микроскопическими свойствами (кинетической энергии одной молекулы).
Кинетическая теория объясняет термодинамические явления, исходя из атомистических представлений. Теория постулирует, что тепло является следствием хаотического движения чрезвычайно большого количества микроскопических частиц (атомов и молекул). Теория объясняет, как газовая система реагирует на внешние воздействия. Например, когда газ нагревается от абсолютного нуля, когда его (классические) частицы абсолютно неподвижны, скорость частиц возрастает с ростом его температуры. Это приводит к большему числу столкновений со стенками емкости каждую секунду за счет более высокой скорости частиц, связанной с повышенными температурами. По мере роста числа столкновений (за единицу времени) возрастает воздействие на поверхность стенки емкости, давление возрастает пропорционально. Успешное объяснение многих законов термодинамики, исходя из положений кинетической теории, стало одним из факторов подтверждения атомарного строения веществ в природе. В современной физике молекулярно-кинетическая теория рассматривается как составная часть статистической механики.
Газы — очень плохие проводники, но в ионизированном состоянии газ способен проводить электрический ток[3]. Проводимость газа зависит от напряжения нелинейно, поскольку степень ионизации изменяется по сложному закону. Основных способов ионизации газа два: термическая ионизация и ионизация электрическим ударом. Кроме того, существует так называемый самостоятельный электрический разряд (пример — молния).
Термическая ионизация — придание атомам достаточной кинетической энергии для отрыва электрона от ядра и последующей ионизации вследствие повышения температуры газа и тепловое движение атомов газа, приводящее к столкновениям и превращением их в кинетическую энергию. Температуры, необходимые для ионизации газов, очень высоки (например, для водорода этот показатель составляет 6 000 К). Этот тип ионизации газов распространен преимущественно в природе.
При низкой температуре газ также может проводить ток, если мощность его внутреннего электрического поля превышает некоторое пороговое значение. Пороговое значение в данном случае — достижение электроном под действием электрического поля достаточной кинетической энергии, необходимо для ионизации атома. Далее электроны снова разгоняются электрическим полем для ионизации и ионизируют два атома и т. д. — процесс становится цепным. В конечном итоге все свободные электроны достигнут позитивного электрода, позитивные ионы — негативного электрода. Данный тип ионизации распространен преимущественно в промышленности.
При нагревании катода электрическим разрядом с большой силой тока происходит его нагрев до степени термоэлектронной эмиссии электронов из него (дуговой разряд).
Для газа характерны высокий коэффициент самодиффузии. Газы имеют невысокую теплопроводность, поскольку передача энергии от молекулы к молекуле происходит за счет редких столкновений. Этим объясняются хорошие теплоизоляционные свойства шерсти и ваты, материалов, в которых большинство объёма заполнено воздухом. Но в газах действует другой механизм передачи тепла — конвекция.
Сжимаемость z — это отношение удельного объёма газа к удельному объёму идеального газа с такой же молярной массой. Как правило, это число чуть меньше единицы, при этом наиболее значительно отклоняется от неё вблизи линии насыщения и для достаточно сложных органических газов, например, для метана при стандартных условиях [4].
Рассчитать коэффициент сжимаемости можно несколькими способами:
Теплоёмкость газа сильно зависит от характера процесса, который с ним протекает. Наиболее часто используются изобарная теплоёмкость и изохорная ; для идеального газа .
Теплопроводность газов — явление направленного переноса тепловой энергии за счет столкновения частиц газа без переноса вещества.
В отличие от жидкостей, кинематическая вязкость газов с ростом температуры растёт, хотя для динамической вязкости зависимость менее выражена. Также вязкость растёт с давлением.
Число Прандтля (отношение кинематической вязкости к температуропроводности) для газов обычно немного меньше единицы.
Под уравнением состояния (для газов) подразумевают математическую модель, которая используется для приближенного описания или моделирования свойств газа. В настоящее время не существует единого уравнения состояния, которое бы точно прогнозировало свойства всех газов при любых условиях. Поэтому было разработано большое число точных уравнений состояния для конкретных газов в диапазоне определенных температур и давлений. Математические модели газа, наиболее часто используемые — это модели «идеального газа» и «реального газа».
Идеальный газ — это газ, в котором молекулы можно считать материальными точками, а силами притяжения и отталкивания между молекулами можно пренебречь. В природе такого газа не существует, но близкими по свойствам к идеальному газу есть реальные разреженные газы, давление в которых не превышает 200 атмосфер и которые находятся при не очень низкой температуре, поскольку при таких условиях расстояние между молекулами намного превышает их размеры.
Различают три типа идеального газа:
Термодинамические свойства идеального газа можно описать следующими двумя уравнениями: Состояние классического идеального газа описывается уравнением состояния идеального газа:
которое в форме объединенного газового закона имеет вид:
откуда вытекают законы Бойля-Мариотта, Шарля и Гей-Люссака:
Внутренняя энергия идеального газа описывается следующим уравнением:
где есть константой (равной, например, 3/2 для одноатомного газа) и
Реальный газ — это газ, между молекулами которого действуют силы межмолекулярного взаимодействия. Опыт показал, что законы идеальных газов справедливы для реальных газов лишь в условиях, близких к нормальным. При повышении давления и понижении температуры обнаруживаются значительные отклонения в поведении всех реальных газов. Реальный газ имеет сжимаемость от внешних сил значительно меньшую, чем идеальный. Реальные газы конденсируются, а уравнение состояния идеального газа не может объяснить переход вещества из газообразного состояния в жидкое.
Силы межмолекулярного взаимодействия — короткодействующие, то есть проявляются на расстояниях R ≤ 10−9 м и быстро уменьшаются с увеличением расстояния. Силы межмолекулярного взаимодействия в зависимости от расстояния между молекулами могут быть силами притяжения или силами отталкивания. Молекулярные силы притяжения называют силами Ван-дер-Ваальса. Из рисунка видно, что для больших расстояний между молекулами, когда плотность газа мала, силы Ван-дер-Ваальса правильно передают характер взаимодействия между молекулами. Части кривой, соответствующей межмолекулярному отталкиванию, в модели Ван-дер-Ваальса соответствует положительная часть кривой. На этом участке U (r) → ∞ при r ≤ d, то есть центры молекул не могут приблизиться на расстояние r < d (d — диаметр молекулы). В общем, изображена пунктиром кривая представляет потенциальную энергию парного взаимодействия молекул, между которыми действуют силы притяжения, а силы отталкивания проявляются лишь в случае столкновения согласно модели твердых шариков.
В 1873 году Ван-дер-Ваальс, проанализировав причины отклонения свойств реальных газов от закона Бойля-Мариотта, вывел уравнение состояния реального газа, в котором были учтены собственный объём молекул и силы взаимодействия между ними. Аналитическое выражение уравнение Ван-дер-Ваальса для одного моля газа имеет вид:
где коэффициенты а и b называют постоянными Ван дер Ваальса, которые зависят от химической природы вещества, температуры и давления. Уравнение Ван дер Ваальса для произвольного количества газа массой m имеет вид:
Уравнение Ван дер Ваальса является приближенным уравнением состояния реального газа, причем степень его приближения различна для разных газов. Записано большое количество эмпирических и полуэмпирических уравнений состояния реальных газов (уравнение: Бертло , Клаузиуса — Клапейрона, Дитеричи, Редлиха — Квонг, Камерлинг-Оннес т.п.). За счет увеличения числа констант в этих уравнениях можно достичь лучшего согласования с практикой, по сравнению с уравнением Ван дер Ваальса. Однако уравнение Ван дер Ваальса благодаря своей простоте и физическому содержанию постоянных a и b, входящих в него, является самым распространенным для анализа качественной поведения реальных газов.
| Фото и Видео в Викиновостях? |
| Термодинамические состояния вещества | |
|---|---|
| Твёрдое тело | |
| Жидкость | |
| Газ | |
| Плазма |
Электромагнитная • Кварк-глюонная • Глазма |
| Дисперсные системы |
Гели (Аэрогель) • Растворы • Коллоидные системы • Грубодисперсная • Свободнодисперсная коллоидная • Дым • Золь • Суспензия • Эмульсия |
| Фазовые переходы | |
| См. также | |
Газ.
