gasstilstanden

Gasstilstanden er en av materiens fire grunnleggende tilstander. I gass har molekylene stor avstand mellom seg og en rask, uordnet bevegelse. Dette gjør at gasser fyller hele rommet de befinner seg i og lett sprer seg og blandes med andre gasser. Gasser er svært kompressible og har lav tetthet, og de viser diffusjon og effusjon raskt. Trykk og temperatur bestemmer gassens oppførsel og volum: ved konstant temperatur og antall mol vil et lavt trykk gi stort volum.

Den ideelle gassloven PV = nRT beskriver mange gasser under moderate trykk og høy temperatur. Den kinetiske teorien sier at den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekylene er proporsjonal med den absolutte temperaturen, og at økende temperatur gir raskere bevegelse og ofte høyere diffusjon.

Realgasser avviker fra ideelle forhold ved høyt trykk eller lav temperatur, fordi molekylene har volum og det er vekselvirkning mellom dem. Avvikene beskrives av mer avanserte ligninger som van der Waals-ligningen, eller andre korreksjoner som gir bedre beskrivelser av tilstander og fasetransisjoner.

Fasegrensene mellom gass og væske eller fast stoff bestemmes av trykk og temperatur. Gass kondenserer til væske ved nedkjøling eller økt trykk; enkelte gasser sublimerer direkte til gass fra fast form.

Standardbetingelser: ved 0 °C og 1 atm regnes enkelte egenskaper som standardforhold. Vanlige eksempler er luft, nitrogen og oksygen, karbondioksid og vanndamp.