Gas (aggregatietoestand)

Gas is een van de aggregatietoestanden waarin materie zich kan bevinden. In een gas hebben de moleculen van een stof zoveel warmte opgenomen dat ze los van elkaar gaan bewegen en zich verspreiden in de ruimte die ze tot hun beschikking hebben. Een gas in evenwichtstoestand heeft in die ruimte overal gelijke druk, dichtheid en temperatuur. Het woord 'gas', ontleend aan het Griekse woord chaos, werd in de zeventiende eeuw door de Vlaamse alchemist Jan Baptista van Helmont geïntroduceerd.[1]

Gaspartikelen (atomen, moleculen, of ionen) bewegen vrij rond
Rook geeft een indicatie van de beweging van gas door de ruimte

Elke stof kan in principe in de gastoestand voorkomen, indien het voldoende verwarmd wordt en/of onder voldoende lage druk staat en de moleculen niet uit elkaar gevallen zijn door de eventueel toegevoerde warmte. Zo kunnen ook stoffen die we niet kennen in de gastoestand toch onder specifieke omstandigheden als gas bestaan, bijvoorbeeld goud of ijzer. Stoom is de gasvormige toestand van water.

Dagelijkse betekenis

In het dagelijks leven heeft het woord 'gas' een iets andere betekenis. Ook lucht is een gas, maar het wordt in de praktijk niet zo genoemd. In het dagelijks leven verstaat men onder gas meestal:

Temperatuur

Er treedt vorming van gas op als de temperatuur hoog en de druk laag genoeg is om een bepaalde stof van een vaste of vloeibare toestand over te gaan in een gas. Deze temperatuur verschilt per stof (is specifiek voor een gegeven stof). Water wordt bijvoorbeeld gasvormig bij 100 °C, het metaal ijzer pas bij 2750 °C. Daarentegen is zuurstof al gasvormig boven -183 °C.

Vloeistof

In een vloeistof van een gegeven stof, kunnen de moleculen langs elkaar glijden, maar zijn door krachten aan elkaar gehecht en in contact met elkaar. Naarmate de temperatuur wordt verhoogd bewegen de moleculen zich sneller. Daardoor kunnen ze ontsnappen aan de vanderwaalskrachten (cohesie) die hen bijeenhouden, tenzij er een druk is die dat verhindert. Dit ontsnappen noemt men verdampen. Bij iedere gegeven temperatuur hoort, bij een gegeven stof, een evenwichtsdruk tussen de gas- en de vloeistoffase van die stof. Bij temperaturen onder het kookpunt van een vloeibare stof, is de dampdruk lager dan de atmosferische druk en blijft de verdamping beperkt tot het oppervlak van de vloeistof. Bij de temperatuur van het kookpunt is de dampdruk gelijk geworden aan de atmosferische druk en kan verdamping in de gehele vloeistof plaatsvinden; dit wordt koken genoemd.

Vaste stof

Ook wanneer een vaste stof in gas verandert spreekt men van verdamping, of specifieker van sublimatie en wanneer gas verandert in een vaste stof dan spreekt men van desublimatie. In een vaste stof trillen de moleculen wel maar ze bewegen niet langs elkaar. Moleculen kunnen ook uit vaste stoffen ontsnappen, de overgang van vaste stof naar vloeistof slaan ze dan over. Wel is de evenwichts-dampdruk in de regel lager dan bij vloeistoffen. Daardoor vindt sublimatie van bijvoorbeeld ijs en sneeuw, (twee vaste fases van de stof water), slechts plaats als de omringende lucht heel droog is.

Referenties

Zie ook
Zie de categorie Gases van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.