Газообразное состояние вещества отличается отсутствием определённой формы и объёма. Молекулы газа находятся в состоянии хаотического теплового движения, которое подчиняется законам кинетической теории. Средние расстояния между частицами газа во много раз превышают размеры самих молекул, поэтому межмолекулярные взаимодействия в газовой фазе минимальны. Это объясняет высокую сжимаемость газов и их способность полностью заполнять предоставленный объём.
Состояние газа характеризуется четырьмя величинами:
Эти параметры связаны между собой уравнением состояния газа.
Идеализированное описание поведения газа основывается на модели идеального газа. В этой модели предполагается, что молекулы имеют пренебрежимо малые размеры и не взаимодействуют друг с другом, кроме упругих столкновений. Уравнение состояния имеет вид:
pV = nRT
где R — универсальная газовая постоянная. Это уравнение отражает фундаментальные зависимости между давлением, объёмом и температурой.
При постоянстве двух из четырёх параметров газа можно получить частные зависимости, называемые газовыми законами.
pV = const (T = const)
$$ \frac{V}{T} = const \quad (p = const) $$
$$ \frac{p}{T} = const \quad (V = const) $$
Объединение этих законов приводит к уравнению Клапейрона–Менделеева.
Кинетическая теория объясняет свойства газов на основе движения частиц. Средняя кинетическая энергия молекулы прямо пропорциональна абсолютной температуре:
$$ \langle E_k \rangle = \frac{3}{2}kT $$
где k — постоянная Больцмана. Давление газа связано со средней кинетической энергией и концентрацией молекул, что позволяет рассматривать газ как динамическую систему, в которой давление возникает вследствие столкновений молекул со стенками сосуда.
Скорости молекул газа распределены неравномерно. Функцию распределения скоростей описывает закон Максвелла, который показывает вероятность нахождения молекулы с определённой скоростью при данной температуре. Для характеристики движения молекул используют:
Эти величины увеличиваются с ростом температуры и уменьшаются с увеличением молярной массы газа.
Идеальная модель не учитывает межмолекулярных взаимодействий и собственный объём частиц, поэтому описывает поведение газа лишь приближённо. Для реальных газов используются уточнённые уравнения состояния. Наиболее известным является уравнение Ван-дер-Ваальса:
$$ \left(p + \frac{a}{V_m^2}\right)(V_m - b) = RT $$
где Vm — молярный объём газа, a — коэффициент, учитывающий силы притяжения между молекулами, b — поправка на собственный объём молекул.
При определённых условиях различие между газообразным и жидким состоянием исчезает. Точка, соответствующая таким условиям, называется критической. Для каждого вещества существуют критическая температура, выше которой газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении, и критическое давление, необходимое для превращения в жидкость при критической температуре.
Сжижение газов имеет важное практическое значение, так как позволяет хранить и транспортировать большие количества веществ в компактной форме.
Газы обладают высокой способностью к взаимному проникновению — диффузии. Скорость диффузии обратно пропорциональна квадратному корню из молярной массы (закон Грэма). Другим важным свойством является вязкость, возникающая вследствие переноса импульса молекулами при их хаотическом движении.
Газы проводят тепло благодаря переносу энергии при хаотическом движении молекул. Эффективность этого процесса зависит от температуры, давления и природы газа. Кроме теплопроводности важным способом передачи энергии в газах является конвекция — массовое перемещение слоёв вещества под действием градиента температуры или внешних сил.
При очень высоких температурах молекулы газа ионизуются, образуя плазму — смесь ионов, электронов и нейтральных частиц. Плазма обладает особыми свойствами: высокой электропроводностью, взаимодействием с электромагнитными полями и сложной динамикой. Это состояние рассматривается как особый случай газообразного вещества.