Gas (aggregatietoestand)

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Gaspartikelen (atomen, molecules, of ionen) bewegen vrij rond
Rook geeft een indicatie van de beweging van gas door de ruimte

Gas is een van de aggregatietoestanden waarin een stof 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, afgeleid uit het Griekse woord chaos, werd in de zeventiende eeuw door de Vlaamse alchemist Jan Baptista van Helmont geïntroduceerd.

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 gastoestand toch onder specifieke omstandigheden als gas bestaan, bijvoorbeeld goud of ijzer. Stoom is de gasvormige toestand van water.

Dagelijkse betekenis[bewerken]

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[bewerken]

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 gasvormig. Deze temperatuur verschilt per stof. Water wordt bijvoorbeeld gasvormig bij 100 °C, het metaal ijzer pas bij 2750 °C. Daarentegen is zuurstof al gasvormig vanaf een temperatuur van -183 °C.

Vloeistof[bewerken]

In de aggregatietoestand van een vloeistof kunnen de moleculen langs elkaar glijden, maar zijn door een aantal verschillende krachten aan elkaar gehecht en in contact met elkaar. Naarmate de temperatuur wordt verhoogd bewegen de moleculen zich sneller. Daardoor ze kunnen ontsnappen aan de krachten die hen bijeenhouden, tenzij er een druk is die dat verhindert. Dit ontsnappen noemt men verdampen. Bij iedere temperatuur hoort daardoor een evenwichtsdruk tussen de gas- en de vloeistoffase. Bij lagere temperaturen 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[bewerken]

Wanneer een vaste stof in gas verandert, spreekt men ook van verdamping of van sublimatie. In een vaste stof trillen de moleculen wel maar ze bewegen niet langs elkaar. Moleculen kunnen ook aan vaste stoffen ontsnappen, maar hun evenwichtsdampdruk is in de regel lager dan bij vloeistoffen. Daardoor, als lucht bijvoorbeeld heel droog is kunnen de moleculen van ijs, een vaste fase, naar gasvormige fase (waterdamp) overgaan; de overgang van vast tot vloeistof slaan ze dan over. ijs en sneeuw verdampen wanneer de lucht zeer droog is.

Zie ook[bewerken]