Gas

Gasovito agregatno stanje je jedno od četiri agregatna stanja (ostala su čvrsto stanje, tečno stanje, i plazma). Čist gas može da se sastoji od individualnih atoma (e.g. plemeniti gas kao što je neon), elementalnih molekula koji se sastoje od jednog tipa atoma (e.g. kiseonik), ili molekula jedinjenja formiranih od različitih atoma (e.g. ugljen dioksid). Gasovite smeše sadrže različite čiste gasove, poput vazduha. Gas se razlikuje od tečnosti i čvrste materije po tome što postoji ogromna separacija između individualnih čestica. Ta separacija obično čini bezbojne gasove nevidljivim za ljudsko oko. Interakcije gasnih čestica u prisustvu električnog i gravitacionog polja se smatraju zanemarljivim, što je predstavljeno konstantnim vektorima brzine na slici. Jedan tip dobro poznatog gasa je para.

Gasovito stanje materije se nalazi između stanja tečnosti i plazme, pri čemu plazma predstavlja gornju temperaturnu granicu gasova. Na granici donjeg kraja temperaturne skale leže degenerativni kvantni gasovi, koji zadobijaju sve više pažnje. Atomski gasovi visoke gustine koji su super -hlaženi do izuzetno niskih temperatura se klasifikuju po njihovom statističkom ponašanju kao bilo Boseov gas ili Fermijev gas.

Elementalni gasovi 
Jedini hemijski elementi koji su stabilni na standardnoj temperaturi i pritisku (STP) su multiatomski homonuklearni molekuli: vodonik (H2), azot (N2) i kiseonik (O2); plus dva halogena, fluor (F2) i hlor (Cl2). Ti gasovi, kad su grupisani zajedno sa monatomskim plemenitim gasovima: helijumom (He), neonom (Ne), argonom (Ar), kriptonom (Kr), ksenonom (Xe) i radonom (Rn), se nazivaju elementalnim gasovima. Alternativno oni su ponekad nazivaju „molekularnim gasovima“ da bi se razlikovali od molekula koji su takođe hemijska jedinjenja.

Etimologija 
Reč gas je neologizam koji je prvobitno koristio u ranom 17. veku Flamanski hemičar J.B. van Helmont. Van Helmontova reč izgleda da je bila jednostavno fonetska transkripcija grčke reči χάος haos – g se u holandskom izgovara kao č i „loč“ – u kom slučaju je Van Helmont jednostavno sledio ustaljenu alhemijsku upotrebu, prvobitno korištenu u radovima Paracelsusa. Sledstveno Paracelsusovoj terminologiji, haos znači nešto poput „ultra-razređene vode“.

Jedna alternativna verzija je da je Van Helmontova reč koruptirana od gahst (ili geist), sa značenjem duh ili spirit. To je zato što su pojedini gasovi sugerisali natprirodno poreklo, kao što je njihova sposobnost uzrokovanja smrti, manifestovanja plamena, i usled njihove pojave u „rudnicima, na dnima bunara, u crkvenim dvorištima i drugim usamljenim mestima“.

Fizičke karakteristike 

Pošto je mnoge gasove teško direktno uočiti, oni se opisuju korišćenjem četiri fizička svojstva ili makroskopske karakteristike: pritiskom, zapreminom, brojem čestica (hemičari ih grupišu u molove) i temperaturom. Te četiri karakteristike su za mnoštvo gasova u različitim okolnostima izučavali naučnici kao što su Robert Bojl, Žak Čals, Džon Dalton, Žozef Luj Ge-Lisak i Amedeo Avogadro. Njihove detaljne studije su ultimativno dovele do razvoja matematičkih odnosa između tih svojstava, koja su izražena kao zakon idealnog gasa (pogledajte ispod sekciju o pojednostavljenim modelima).

Gasne čestice su znatno razmaknute jedna od druge, i konsekventno imaju slabije intermolekularne sile od tečnih i čvrstih materija. Te intermolekularne sile proizilaze iz elektrostatičkih interakcija između čestica gasa. Istovetno naelektrisane površine različitih čestica gasa se odbijaju, dok se suprotno naelektrisani regioni različitih čestica gasa međusobno privlače; gasovi koji sadrže permanentno naelektrisane jone su poznati kao plazme. Gasovita jedinjenja sa polarnim kovalentnim vezama sadrže permanentnu neravnotežu naelektrisanja i stoga imaju relativno jake intermolekularne sile, mada neto molekulsko naelektrisanje ostaje neutralno. Prolazna, randomno indukovana naelektrisanja postoje duž nepolarnih kovalentnih veza molekula i elektrostatičke interakcije uzrokovane njima se nazivaju Van der Valsovim silama. Interakcije tih intermolekularnih sila variraju unutar supstance što određuje mnoga fizička svojstva koja su jedinstvena za svaki gas. Poređenje tački ključanja za jedinjenja formirana jonskim i kovalentnim vezama dovodi do tog zaključka. Kretanje čestica dima na slici daje izvestan uvid u ponašanje gasa pri niskom pritisku.

U poređenju sa drugim stanjima materije, gasovi imaju malu gustinu i viskozitet. Pritisak i temperatura utiču na čestice unutar određene zapremine. Ta varijacija u separaciji i brzini čestica se naziva kompresibilnost. Separacija i veličina čestica utiču na optička svojstva gasova, kao što se može videti na spisku indeksa refrakcije. Konačno, čestice gasa se udaljavaju jedna od druge podvrgavajući se procesu difuzije da bi se homogeno distribuirale u bilo kojoj posudi.

Makroskopska svojstva 

Pri posmatranju gasa, tipično se usvoji referentni okvir ili skala dužina. Veće skale raspona korespondiraju makroskopskoj ili globalnoj tački gledišta gasa. Taj region (koji se naziva zapremina) mora da bude dovoljno velik da bi sadržao veliki uzorak čestica gasa. Rezultirajuća statistička analiza uzorka te veličine proizvodi „prosečno“ ponašanje (i.e. vrzinu, temperaturu ili pritisak) svih čestica gasa u regionu. U kontrastu s tim, manje skale raspona korespondiraju mikroskopskom ili korpuskularnom gleduštu.

Makroskopski, karakteristike gasa se mere bilo u vidu samih čestica gasa (brzine, pritiska, ili temperature) ili njihovog okruženja (zapremine). Na primer, Robert Bojl je izučavao pneumatsku hemiju tokom male porcije svoje karijere. Jedan od njegovih eksperimenata je vezan za makroskopska svojstva pritiska i zapremine gasa. U njegovom eksperimentu je korištena J-cev manometra koja izgleda kao epruveta u obliku slova J. Bojl je zarobio inertni gas u zatvorenom kraju cevi slojem žive, čime je ostvario konstantan broj čestica i temperaturu. On je primetio da sa povećanjem pritiska u gasu, dodavanjem žive u cev, dolazi do smanjenja zapremine gasa (što je poznato kao inverzan odnos). Bojl je isto tako uočio da je proizvod pritiska i zapremine u svakom eksperimentu konstantan. Taj odnos se održava za svaki gas, tako da je Bojl formulisao zakon, (PV=k), koji nosi njegovo ime u znak njegovog doprinosa ovom polju.

Postoje mnogi matematički alati za analizu svojstava gasa. Kad se gasovi podvrgnu ekstremnim uslovima, ti alati postaju nešto kompleksniji, od Ojlerovih jednačina za neviskozni protok do Navijer–Stoksovih jednačina za potpuno opisivanje viskoznih efekata. Te jednačine su adaptirane na uslove datog gasnog sistema. Bojlova laboratorijska oprema je omogućila upotrebu algebre za dobijanje analitičkih rezultata. Njegovi rezultati su bili mogući zato što je on izučavao gasove pri relativno niskim pritiscima gde se oni ponašaju u "idealnom" maniru. Ti idealni odnosi su primenljivi na proračune bezbednosti za raznovrsne uslove letenja koristeći mnoštvo materijala. Tehnološka oprema koja je u današnje vreme u upotrebi je dizajnirana za bezbedno izučavanje egzotičnijih operacinih okruženja, u kojima se gasovi više ne ponašaju u "idealnom" maniru. Ti složeniji proračuni, uključujući statistiku i multivarijabilni račun, omogućavaju rešavanje takvih kompleksnih dinamičkih situacija, kao što je ponovni prostorni ulaz vozila. Na primer analiza povratka Spejs šutla je prikazana na slici. Proračunom se osigurava da su svojstva materijala pod takvim naponskim uslovima odgovarajuća. U takovom režimu letenja, gas se više ne ponaša idealno.

Pritisak 
 
Simbol kojim se označava pritisak u jednačinama je "p" ili "P", a SI jedinica je paskal.

Pri opisivanju suda s gasom, termin pritisak (ili apsolutni pritisak) se odnosi na prosečnu silu po jedinici površine koju gas vrši na površinu suda. U toj zapremini, ponekad je lakše da se vizuelizuju čestice gasa u pravolinijskom kretanju, dok se ne sudare sa sudom (pogledajte dijagram na vrhu članka). Sila koju gas vrši na čestice suda tokom sudara je promena momenta čestice. Tokom sudara menja se samo normalna komponenta brzine. Čestica koja se kreće paralelno da zidom ne menja svoj momenat. Stoga prosečna sila na površini mora da bude prosečna promena linearnog momenta svih kolizija.

Pritisak je suma svih normalnih komponenti sile koju vrše čestice koje se sudaraju sa zidom suda, podeljena sa površinom zida.

Temperatura 

 
Simbol koji se koristi za označavanje temperature u jednačinama je T, sa SI jedinicom kelvin.

Brzina čestica gasa je proporcionalna njihovoj apsolutnoj temperaturi. Zapremina balona u snimku se smanjuje kad se zarobljene čestice gasa uspore uranjanjem balona u ekstremno hladni azot. Temperatura bilo kog fizičkog sistema je povezana sa kretanjem čestica (molekula i atoma) koje sačinjavaju sistem. U statističkoj mehanici, temperatura je mera prosečne kinetičke energije čestice. Metodi očuvanja ove energije su diktatirani stepenima slobode samih čestica (modom energije). Kinetička energija dodata (u endotermnom procesu) česticama gasa putem kolizija proizvodi linearno, rotaciono, i vibraciono kretanje. U kontrastu s tim, molekul u čvrstoj materiji može jedino da poveća svoje vibracione modove dodatkom toplote, jer struktura kristalne rešetke sprečava njegovo linearno i rotaciono kretanje. Molekuli zagrejanog gasa imaju veći opseg brzine koji konstantno varira usled konstantnih sudara sa drugim česticama. Opseg brzina se može opisati pomoću Maksvel–Bolcmanove distribucije. Upotreba ove distribucije podrazumeva prisustvo idealnih gasova u blizini termodinamičke ravnoteže za razmatrani sistem čestica.

Specifična zapremina 

Simbol koji se koristi za obeležavanje specifične zapremine u jednačinama je "v", sa SI jedinicom kubni metar po kilogramu. Simbol koji se koristi za obeležavanje zapremine u jenačinama je "V", sa SI jedinicom kubni metar.

U termodinamičkoj analizi, tipično se govori o intenzivnim i ekstenzivnim svojstvima. Svojstva koja zavise od količine gasa (bilo po masi ili zapremini) se nazivaju ekstenzivnim svojstvima, dok se svojstva koja nisu zavisna od količine gasa nazivaju intenzivnim svojstvima. Specifična zapremina je primer intenzivnog svojstva, jer je to odnos zapremine okupirane jedinicom mase gasa koji je identičan širom sistema u ravnoteži. 1000 atoma jednog gasa zauzimaju isti prostor, kao bilo kojih 1000 atoma drugog gasa na datoj temperaturi i pritisku. Taj koncept se lakše vizuelizuje kod čvrste materije, kao što je gvožđe, koja nije kompresivna poput gasova. Pošto gas popunjava svaki sud u kome se nalazi, zapremina je ekstenzivno svojstvo.

Gustina 
 
Simbol koji se koristi za označavanje gustine u jednačinama je ρ (ro), sa SI jedinicoma kilogram po kubnom metru. Ova veličina je recipročna specifičnoj zapremini.

Pošto molekuli gasa mogu slobodno da se kreću u sudu, njihova masa se normalno izražava gustinom. Gustina je količina mase po jedinici zapremine supstance, ili inverzna vrednost specifične zapreminie. Kod gasova, gustina može da varira u širokom opsegu pošto su čestice slobodne da se približe jedna drugoj kad su ograničene pritiskom ili zapreminom. Ova varijacija gustine se naziva kompresibilnošću. Poput pritiska i temperature, gustina je promenljiva stanja gasa, i promena gustine tokom bilo kog procesa je podležna zakonima termodinamike. Za statički gas, gustina je ista širom celokupnog suda. Gustina je stoga skalarna veličina. Može se pokazati uz pomoć kinetičke teorije da je gustina inverzno proporcionalna veličini suda u kome je fiksna masa gasa zatvorena. U slučaju fiksne mase, gustina se smanjuje sa povećanjem zapremine.

Mikroskopska svojstva 
Kad bi bilo moguće da se vidi gas pod moćnim mikroskopom, videla bi se kolekcija čestica (molekula, atoma, jona, elektrona, etc.) bez bilo kakvog definitivnog oblika ili zapremine, koje se manje-više randomno kreću. Te čestice neutralnog gasa jedino menjaju pravac kad se sudare sa drugim česticama ili sa zidovima suda. U idealnom gasu, ti sudari su perfektno elastični. Stoga čestice ili mikroskopski pogled na gas se mogu opisati  kinetičkom molekularnom teorijom. Pretpostavka na kojoj se ta teorija zasniva se može naći među postulatima kinetičke teorije.

Kinetička teorija 

Kinetička teorija pruža uvid u makroskopska svojstva gasova putem razmatranja njihove molekularne kompozicije i kretanja. Počevši sa definicijama momenta i kinetičke energije, mogu se koristiti konzervacija momenta i geometrijski odnosi kocke da bi povezala svojstva makroskopskog sistema, temperature i pritiska, sa mikroskopskim svojstvom kinetičke energije molekula. Teorija pruža prosečne vrednosti ta dva svojstva.

Teorija takođe objašnjava kako gasni sistem odgovara na promene. Na primer, sa zagrejavanjem gasa od apsolutne nule, kad je (u teoriji) perfektno nepokretan, njegova unutrašnja energija (temperatura) se povećava. Sa zagrejavanjem gasa, čestice se ubrzavaju i njegova temperatura raste. To dovodi do većeg broja sudara sa sudom po jedinici vremena usled povećene brzine čestica uslovljene povećanom temperaturom. Pritisak se povećava proporciono sa brojem sudara u jedinici vremena.

Braunovo kretanje 

 
Brounovo kretanje je matematički model koji se koristi za opisivanje randomnog kretanja čestica suspendedovanih u fluidu. Animacija čestica gasa, koristeći ljubičaste i zelene čestice, ilustruje kako to ponašanje dovodi do širenja gasova (entropija). Ovi događaji su takođe opisani teorijom čestica.

Pošto je to na granici (ili izvan) današnje tehnologije da razmatra individualne čestice gasa (atoma ili molekula), jedino teoretski proračuni daju sugestije o načinu njihovog kretanja. To kretanje se razlikuje od Braunovog kretanja, zato što Braunovo kretanje obuhvata glatko povlačenje sila trenja mnogobrojnih molekula gasa, presecano oštrim sudarima pojedinačnih (ili mnoštva) molekula gasa sa česticom. Čestica (koja se generalno sastoji od miliona ili milijardi atoma) se stoga kreće promenljivim kursom, mada ne u tolikoj meri kao što bi se očekivalo od pojedinačnih molekula gasa.

Intermolekularne sile 

Trenutna privlačenja (ili odbijanja) između čestica utiču na dinamiku gasa. U fizičkoj hemiji, te intermolekularne sile se nazivaju van der Valsovim silama. Te sile imaju ključnu ulogu u određivanju fizičkih svojstava gasa, kao što su viskozitet i brzina protoka (pogledajte sekciju o fizičkim karakteristikama). Ignorisanje tih fila u određenim uslovim (pogledajte kinetičku molekularnu teoriju) omogućava tretiranje realnog gasa kao idealnog gasa. Ta pretpostavka omogućava upotrebu zakona o idealnim gasovima, što u znatnoj meri pojednostavljuje proračune.

Za adekvatnu korišćenje tih gasnih odnosa neophodna je saglasnost sa kinetičkom molekularnom teorijom (KMT). Kad čestice gasa poseduju magnetni naboj ili intermolekularne sile one postepeno utiču jedne na druge, pošto se rastojanje između njih redukuje (model vodonične veze ilustruje jedan takav primer). U odsustvu naelektrisanja, u izvesnoj tački kad je rastojanje između čestica gasa znatno redukovano one ne mogu više da izbegnu sudare među sobom na temperaturama normalnog gasa. Još jedan slučaj povećanja broja sudara među česticama gasa je fiksna zapremina gasa, koja nakon zagrevanja sadrži veoma brze čestice. Idealne jednačine pružaju relativno dobre rezultate izuzev pod uslovima ekstremno visokog pritiska (usled kompresibilnosti) ili visoke temperature (usled jonizacije). Ovi izuzetni uslovi omogućavaju prenos energije unutar gasnog sistema. Odsustvo tih unutrašnjih transfera se naziva idealnim uslovima, u kojima dolazi do razmene energije samo na granicama sistema. Realni gasovi podležu sudarima i intermolekularnim silama. Kad su sudari statistički zanemarljivi (nekompresibilni uslovi), rešenja idealnih jednačina su korisna. Ako su čestice gasa visoko kompresovane, one se ponašaju poput tečnosti (pogledajte dinamiku fluida).

Pojednostavljeni modeli 

Jednačina stanja (za gasove) je matematički model koji se koristi za grubo opisivanje ili predviđanje svojstava stanja gasa. Do sad nije razvijena jedinstvena jednačina stanja koja precizno predviđa osobine svih gasova pod svim okolnostima. Stoga je veći broj preciznih jednačina stanja razvijen za gasove na specifičnim opsezima temperature i pritiska. „Modeli gasa“ koji su najšire razmatrani su „perfektni gas“, „idealni gas“ i „realni gas“. Svaki od tih modela ima svoj sopstveni set pretpostavki kojima se omogućava analiza datog termodinamičkog sistema. Svaki sukcesivni model proširuje temperaturni opseg pokrića na kojem se primenjuje.

Idealni i perfektni gasni modeli 

Jednačina stanja za idealni ili perfektni gas je zakon o idealnim gasovima i on je formulisan kao

gde je P pritisak, V je zapremina, n je količina gasa (u molarnim jedinicama), R je univerzalna gasna konstanta,  8,314 J/(mol K), i T je temperatura. Napisan na ovaj način, on se ponekad naziva „hemičarskom verzijom“, pošto se naglašava broj molekula n. On se takođe može napisati kao

gde  označava specifičnu gasnu konstantu za dati gas, u jedinicama J/(kg K), i ρ = m/V je gustina. Ova notacije „gasno dinamičarska“ verzija, koja je praktičnija u modelovanju protoka gasa u kome dolazi do ubrzanja bez hemijskih reakcija.

Zakon o idealim gasovima ne pravi pretpostavke od specifičnoj toploti gasa. U najopštijem slučaju, specifična toplota je funkcija temperature i pritiska. Ako se zavisnot od pritiska u specifičnim primenama zanemari (a verovatno i zavisnost od temperature), ponekad se za gas kaže da je perfektan gas, mada precizna pretpostavka može da varira u zavisnosti od autora i/ili naučnog polja.

Za idealni gas, zakon o idealnim gasovima je primenljiv bez ograničenja u pogledu specifične toplote. Idealni gas je pojednostavljenje „realnog gasa“ sa pretpostavkom da faktor kompresibilnosti Z ima vrednost 1, što znači da taj pneumatski odnos ostaje konstantan. Faktor kompresibilnosti od 1 takođe pretpostavlja da četiri promenljiva stanja slede zakon o idealnim gasovima.

Ova aproksimacija je podesnija za aplikacije u inženjerstvu mada se jednostavniji modeli mogu koristiti da bi se proizveli približni opsezi u kojima realna rešenja trebaju da budu. Jedan primer gde bi „aproksimacija idealnog gasa“ bila podesna je unutrašnjost komore za sagorevanje mlaznog motora. Ona takođe može da bude korisna u održavanju elementarnih reakcija i hemijskih disocijacija pri proračunu emisija.

Realni gas 

Svaka od dole navedenih pretpostavki dodaje kompleksnost rešenju problema. Sa povećanjem gustine usled povećanja pritiska, intermolekularne sile imaju sve značajniju ulogu u ponašanju gasa što dovodi do toga da zakon idealnih gasova više ne pruža upotrebive rezultate. Na gornjem kraju temperaturnog opsega mašine (e.g. sekcije gde se odvija sagorevanje – 1300 K), komplene čestice goriva apsorbuju unutrašnju energiju putem rotacija i vibracija koje uzrokuju varijacije njihovih specifičnih toplota u odnosu na vredsnosti diatomiskih molekula i plemenitih gasova. Na temperaturi koja je više nego dvaput veća, počinje da se javlja elektronsko pobuđivanje i disocijacija čestica gasa, te dolazi do prilagođavanja pritiska većem broju čestica (prelaz iz gasa u plazma). Za sve termodinamičke procese se uzima da odnose na uniformne gasove čije brzine variraju u skladu sa fiksnom distribucijom. Korišćenje neravnotežnih situacija podrazumeva da je polje protoka okarakterisano na neki način tako da se može naći rešenje jednačine. Jedan od prvih pokušaja proširivanja granica zakona idealnog gasa je bilo uvrštavanje podrške za razne termodinamičke procese podešavanjem jednačina u oblik pVn = konstanta i zatim variranje n putem različitih brednosti kao što su odnosi specifičnih toplota, γ.

Efekti realnog gasa obuhvataju podešavanja koja su urađena da bu se uzeo u obzir najširi opseg ponašanja gasa:
Efekti kompresibilnosti (Z može da varira oko 1,0)
Promenljivi toplotni kapacitet (specifična toplota varira sa temperaturom)
Van der Valsove sile (u kontekstu kompresibilnosti mogu da zamene druge jednačine stanja)
Neravnotežni termodinamički efekti
Pitanja molekularne disocijacije i elementarnih reakcija varijabilne kompozicije.

Za većinu aplikacija, takva detaljna analiza je prekomerna. Primeri situacija gde „efekti realnog gasa“ mogu da imaju značajan uticaj su ulazak Spejs Šatla, gde su prisutne ekstremno visoke temperature i pritisci, ili gasovi proizvedeni tokom geoloških događanja kao što je erupcija planine Redoubt prikazana na slici.

Istorijska sinteza

Bojlov zakon 

Moguće je da je Bojlov zakon bio prvi izraz jednačine stanja. Godine 1662. Robert Bojl je izveo seriju eksperimenata koristeći cev J-oblika, koja je bila zatvorena na jednom kraju. Živa je dodavana u cev, čime je zarobljena fiksna količina vazduha u kratkom, zatvorenom kraju cevi. Zatim je zapremina gasa pažljivo merena dok je živa dodavana u cev. Pritisak gase se može odrediti iz razlike nivoa žive u kratkom i dugačkom otvorenom kraju cevi. Slika Bojlove opreme prikazuje neke od egzotičnih alata koje je on koristio u svojim izučavanjima gasova.

Putem tih eksperimenata, Bojl je uočio da pritisak izvršen na gas na konstantnoj temperaturi recipročno varira sa promenom zapremine gasa. Na primer, ako se zapremina prepolovi, pritisak se udvostručuje; i ako se zapremina udvostruči, pritisak se prepolovljuje. Imajući u vidu inverzan odnos pritiska i zapremine, proizvod pritiska (P) i zapremine (V) je konstantan (k) za datu masu ograničenog gasa dokle god je temperatura konstantna. Izraženo formulom, to je:

Pošto se ranije i kasnije zapremine i pritisci odnose na fiksnu količinu gasa, dok je temperatura konstantna, može se napisati sledeća jednačina:

Čarlsov zakon 

Godine 1787, frencuski fizičar i pionir leta balonom, Žak Čarls, utvrdio je da se kiseonik, azot, vodonik, ugljen dioksid, i vazduh šire u istoj meri preko intervala od 80 kelvina. On je uočio da je za idealni gas na konstantnom pritisku zapremina direktno proporcionalna temperaturi:

Gej-Lisakov zakon 

Godine 1802, Gej Lisak je objavio rezultate sličnih, mada opširnijih eksperimenata. Gej-Lisak je bio upoznat sa Čarlovim ranijim radom, te je imenovao zakon u njegovu čast. Gej-Lisakovo ime nosi zakon kojim se opisuje pritisak, koji je on objavio 1809. Po tom zakonu pritisak koji vrši idealni gas na zidove suda je proporcionalan sa temperatururom.

Avogadrov zakon 

Godine 1811, Amedeo Avogadro je potvrdio da jednake zapremine čistog gasa sadrže isti broj čestica. Njegova teorija nije bila široko prihvaćena do 1858. kad je italijanski hemičar Stanislao Kanizaro objasnio neidealne izuzetke. Za njegov rad sa gasovima, broj koji nosi njegovo ime Avogadrova konstanta predstavlja broj atoma prisutnih u 12 grama elementarnog ugljenika-12 (6,022×1023 mol−1). Ovaj specifični broj gasovitih šestica, na standardnoj temperaturi i pritisku (zakon idealnih gasova) zauzima 22,40 litra, što se naziva molarnom zapreminom.

Avogadrov zakon tvrdi da je zapremina zauzeta idealnim gasom proporcionalna broju molova (ili molekula) prisutnih u sudu. Time se formuliše termin molarne zapremine gasa, koja na STP je 22,4 dm3 (ili litra). Relacija je data sa

gde je n jednak broju molova gasa (broju molekula podeljenih Avogadrovim brojem).

Daltonov zakon 

Godine 1801, Džon Dalton je objavio Zakon parcijalnih pritisaka na bazi svog rada na odnosima idealnih gasova: Pritisak smeše nereaktivnih gasova je jednak sumi pritisaka svih konstituentnih gasova pojedinačno. Matematički, to se može predstaviti za n vrsta kao:

Pritisaktotal = Pritisak1 + Pritisak2 + ... + Pritisakn

Slika Daltonovog žurnala prikazuje simbologiju koju je on koristion za koncizno ažuriranje puta koji je sledio. Među ključnim zapažanjima iz njegovog žurnala nakon mešanja nereaktivnih "elastičnih fluida" (gasova) je sledeće:
Za razliku od tečnosti, teži gasovi ne padaju na dno nakom mešanja.
Identitet čestica gasa nema značaja u određivanju konačnog pritiska (oni se ponašaju kao da je veličina zanemarljiva).

Specijalne teme

Kompresibilnost 

Termodinamičari koriste ovaj faktor (Z) da izmene jednačine idealnog gasa da bi uzeli u obzir efekte kompresibilnosti realnih gasova. Ovaj faktor predstavlja odnos stvarne i idealne specifične zapremine. On se ponekad naziva "fadž-faktorom" ili korekcijom da bi se proširio korisni opseg zakona idealnog gasa za upotrebu u dizajnu. Obično je vrednost Z veoma blizo jedinice. Grafik faktora kompresibilnosti ilustruje kako Z varira preko opsega veoma hladnih temperatura.

Rejnoldsov broj 

U mehanici fluida, Rejnoldsov broj je odnos inercijalnih sila (vsρ) i viskoznih sila (μ/L). To je jedan od najvažnijih bezdimenzionih brojeva u dinamic fluida, i obično se koristi zajedno sa drugim bezdimenzionim brojevima, da bi se omogućio kriterijum za oređivanje dinamičke sličnosti. Kao takav, Rejnoldsov broj pruža pruža vezu između rezultata modelovanja (dizajna) i stvarnih uslova na punoj skali. On se takođe može koristiti za karakterisanje protoka.

Viskozitet 

Viskozitet je fizičko svojstvo koje je mera stepena u kome susedni molekuli prijanjaju jedan za drugi. Čvrsta materija može da se odupre sili smicanja zahvaljujući jačini svojih intermolekulskih sila. Fluid se konstantno deformiše kad se podvrgne sličnom opterećenju. Dok gas ima nižu vrednost viskoziteta od tečnosti, viskozitet je još uvek uočljiv. Kad gasovi ne bi imali viskozitet, oni ne bi prijanjali za površinu krila i formiral granični sloj. Studija delta krila u Šlierenovoj slici prikazuje da čestice gasa prijanjaju jedna za drugu (pogledajte sekciju o graničnom sloju).

Turbulencija 

U dinamici fluida, turbulencija ili turbulentni protok je režim protoka koji je karakterizovan haotičnim, stokastičkim promenama svojstava. To obuhvata nizak momenat difuzije, visoki momenat konvekcije, i brze varijacije pritiska i brzine u prostoru i vremenu.

Granični sloj 

Čestice imaju tendenciju da se zadržavaju na površini objekta koji se kreće kroz njih. Taj sloj čestica se naziva graničnim slojem. Na površini objekta, on je esencijalno statičan usled trenja sa površinom. Objekat, sa svojim graničnim slojem je efektivno ima novi oblik koji ostali molekuli  „vidi“ kad se objekat približava. Taj granični sloj može da odvoji površinu, esencijalnon kreirajući novu površinu i kompletno menjajući put protoka. Klasični primer toga je zaustavljajući aeroprofil. Slika delta krila jasno pokazuje zadebljavanje graničnog sloja pri protoku gasa s desna na levo, duž vodeće ivice.

Princip maksimalne entropije 

Kad se totalni broj stepena slobode približava beskonačnosti, sistem se nalazi u makrostanju koje korespondira najvišem multiplicitetu. Da bi se ilustrovao taj princip, pogledajte površinsku temperatu smrznute metalne šipke. Koristeći termalnu sliku površinske temperature, može se uočiti distribucija temperature na površini. To inicijalno opažanje temperature predstavlja "mikrostanje." U nekom budućem vremenu, druga obzervacija površinske temperature proizvodi drugo mikrostanje. Nastavljajući taj obzervacioni proces, moguće je proizvesti seriju mikrostanja kojom se ilustruje termalna istorija površine šiške. Karakterizacija ove serije istorije makrostanja je moguća putem biranja makrostanja koja ih uspešno klasifikuju u pojedinačne grupe.

Termodinamička ravnoteža 

Kad prenos energije sa sistema prestane, to stanje se naziva termodinamičkom ravnotežom. Obično ti uslovi podrazumevanju da su sistem i okruženje na istoj temperaturi, tako da se toplota više ne prenosi između njih. To isto tako podrazumeva da su vanjske sile balansirane (da ne dolazi do promene zapremine), i da su sve hemijske reakcije unutar sistema kompletirane. Hronoligija tih događaja varira u zavisnosti od sistema u pitanju. Sudu od leda koji se topi na sobnoj temperaturi potrebni su sati, dok u poluprovodnicima prenos toplote koji se odvija u tranziciju uređaja iz uključenog do isklučenog stanja može da bude reda nekoliko nanosekundi.

Vidite još 
 Plemeniti gasovi
 Efuzija, vrsta protoka gasnih molekula
 Gasovi zelene bašte
 Prirodni gas
 Vulkanski gas
 Disanje
 Vetar

Refrence

Literatura 

 
 
 
 Philip Hill and Carl Peterson. Mechanics and Thermodynamics of Propulsion: Second Edition Addison-Wesley, 1992. 
 National Aeronautics and Space Administration (NASA). Animated Gas Lab . Accessed February, 2008.
 Georgia State University. HyperPhysics. Accessed February, 2008.
 Antony Lewis WordWeb. Accessed February, 2008.
 Northwestern Michigan College The Gaseous State . Accessed February, 2008.

Vanjske veze 

Fundamentalni koncepti fizike
Agregatna stanja
Dinamika fluida
Gasovi