Gas - in het algemeen lichaam in den gasvormigen aggregaatstoestand. Voorbeelden hiervan zijn: lucht, koolzuur, waterdamp, jodiumdamp. Ieder lichaam kan zich, onder bepaalde omstandigheden van temperatuur en druk, zoowel in den gasvormigen als in den vloeibaren of vasten aggregaatstoestand bevinden, waarbij die toestanden dan op den duur naast elkaar kunnen bestaan. Bij temperaturen, waar zulks mogelijk is, noemt men het gasvormige lichaam gewoonlijk damp.
Onder gassen in engeren zin verstaan we de gasvormige lichamen bij zoodanige temperaturen, dat de vloeibare of vaste toestand niet op den duur naast den gasvormigen bestaanbaar is. Voorbeelden hiervan zijn lucht, waterstofgas, helium bij de temperatuur onzer omgeving. Eene volkomen scherpe grens wordt er echter bij het gebruik van de benamingen „gas” en „damp” niet altijd getrokken, want soms wordt wel van „gas” gesproken bij temperaturen, waarbij „damp” juister zou zijn, b.v. koolzuur bij de temperatuur onzer omgeving. We zullen ons thans met de eigenschappen van de gassen in engeren zin bezighouden. Gassen zijn meestal kleurloos, derhalve onzichtbaar; sommige zijn gekleurd, chloorgas b.v. is geelgroen, stikstofdioxyde bruin. Een gas vult eene ruimte, waarbinnen het zich bevindt, gelijkmatig, zoolang geen uitwendige krachten (b.v. de zwaartekracht) op het geheele volume van het gas werken; wordt deze ruimte vergroot, dan zal het zich na zeer korten tijd ook over de grootere ruimte gelijkmatig verdeeld hebben. Het tracht derhalve steeds een grooter volume in te nemen, aan welke eigenschap de naam spankracht gegeven is, en oefent daarbij op de wanden van het vat een druk uit. Deze druk is, wanneer het gas zich in zijn geheel niet beweegt, en geen uitwendige krachten werken, overal gelijk en loodrecht op den wand gericht, evenals bij vloeistoffen (wet van Pascal).
Den druk van een gas kunnen we meten door het tegen een beweegbaar vlakje te laten drukken en hierop een zoodanigen tegendruk uit te oefenen, dat er evenwicht is; de tegendruk zal dan gelijk en tegengesteld zijn aan den druk, die gemeten moet worden (zie BAROMETER, MANOMETER). Gedefinieerd wordt de druk als de kiracht, op de vlakteëenheid uitgeoefend. Als eenheid ervan bezigt men meestal den druk uitgeoefend door een verticale kolom kwikzilver van 76 cm. hoogte bij 0°, aan welke eenheid de naam atmospheer gegeven is. De druk, door eene zekere gewichtshoeveelheid van een gas uitgeoefend, is afhankelijk van het volume, dat door deze hoeveelheid wordt ingenomen, en wel zoodanig, dat de druk tennaastenbij omgekeerd evenredig is met het volume; wordt dit b.v. tot op de helft verkleind, dan zal de druk tweemaal zoo groot worden. Dit verband tusschen volume en druk is het eerst gevonden door Boyle (1661), doch ongeveer tegelijkertijd door Mariotte, en wordt daarom de wet van Boyle of van Mariotte genoemd. De geldigheid ervan kan worden aangetoond door in het eene, gesloten been eener U-vormig omgebogen buis eene zekere hoeveelheid gas door middel van kwik op te sluiten, en vervolgens den druk te veranderen door in het andere, open been der buis de hoogte der kwikzuil te varieëren, waarbij dan tevens het volume van het opgesloten gas verandert. Het blijkt dan, dat het product van druk en volume eene constante grootheid is. Bij zeer hooge drukkingen is de wet van Boyle niet meer volkomen juist, doch vertoont ze afwijkingen (zie beneden).
In plaats van te zeggen, dat het volume omgekeerd evenredig is met den druk, kunnen we ook spreken van eene evenredigheid van de dichtheid, d.i. de massa van de eenheid van volume, met den druk. Eene toepassing van de wet van Boyle vindt men in de luchtpompen. Bevindt een gas zich onder de werking der zwaartekracht, dan zal tot den druk in een zeker punt mee werken het gewicht van de gaskolom, die er boven ligt. Daar de hoogte van deze kolom kleiner wordt, naarmate het beschouwde punt hooger ligt, zal ook de druk afnemen bij toenemende hoogte en, volgens de wet van Boyle, ook de dichtheid. Een voorbeeld hiervan hebben we in de atmospheer der aarde, waar de geheele druk een gevolg is van de zwaartekracht. Wordt een gas bij constanten druk (hetgeen b.v. het geval is, wanneer het zich bevindt in een cylinder, afgesloten door een beweegbaren zuiger, die dan door zijn gewicht een bepaalden druk op het gas uitoefent), verwarmd, dan vermeerdert het volume. Deze volumevermeerdering is voor alle gassen gelijk en bedraagt voor elken graad temperatuurstijging 1 : 273 van het volume, dat het gas bij 0° inneemt. Deze uitkomst is het eerst gevonden door Gay Lussac (1816) en wordt dan ook de wet van Gay Lussac genoemd.
Brengt men eene zekere hoeveelheid gas op de temperatuur t°, dan zal dus het volume 273 + t : 273 maal zoo groot zijn als het volume bij 0° onder denzelfden druk. Brengt men nu bij de temperatuur t° het volume tot het oorspronkelijk bedrag terug, dan zal volgens de wet van Boyle de druk 273 + t : 273 -maal zoo groot zijn als aanvankelijk. Bij twee temperaturen t°1 en t°2 zullen op dezelfde wijze de drukkingen zich verhouden als (273 + t°1) : (273 + t2), de druk is dus evenredig met het getal, dat de temperatuur aangeeft, vermeerderd met 273. Aan deze som, 273 + t, heeft men den naam absolute temperatuur gegeven, terwijl de temperatuur —273° het absolute nulpunt genoemd wordt; bij die temperatuur zou de druk van een gas nul zijn. De eigenschap van een gas, dat de druk evenredig is met de absolute temperatuur, wordt gebezigd tot het vervaardigen van een thermometer, waarbij de temperatuur bepaald wordt uit den druk. door een afgesloten volume gas uitgeoefend. Daartoe werd aanvankelijk lucht, later waterstof, en in den allerlaatsten tijd helium gebezigd (gasthermometer). In de techniek vindt de verandering van druk met de temperatuur toepassing bij de heete-luchtmachines. — De wetten van Boylo en Gay Lussac samenvattend, komen we tot de conclusie, dat de druk van een gas recht evenredig is met de absolute temperatuur, en omgekeerd evenredig met het volume, hetgeen kan worden uitgedrukt door de formule p v = R T, waarin p den druk, v het volume, T de absolute temperatuur, en R eene constante voorstelt. Deze formule stelt de eenvoudigste toestandsvergelijking van een gas voor.
Brengt men verschillende gassen te zamen in eene ruimte, dan zal de druk gelijk zijn aan de som van de drukkingen, die de gassen, ieder afzonderlijk in dezelfde ruimte gebracht, zouden uitoefenen. Deze eigenschap heet naar haren ontdekker de wet van Dalton. — Uitgaande van de voorstelling, dat elk lichaam uit kleine deeltjes, moleculen, bestaat, is het gelukt, de eenvoudige eigenschappen der gassen, die zooeven besproken zijn, te verklaren door omtrent het wezen en de beweging der moleculen van een gas eenvoudige onderstellingen te maken. De leer der moleculaire bewegingen in gassen draagt den naam kinetische gastheorie; de grondlegger er van is Daniël Bernouilli (1738), terwijl ze in de 19e eeuw verder beoefend is o.a. door Clausius, Maxwell en Boltzmann. Aangenomen wordt, dat bij de gassen in den gewonen zin van het woord (tenminste wanneer de dichtheid niet te groot is), de afmetingen der moleculen zelf, en de afstanden, waarop ze nog eene merkbare werking op elkaar uitoefenen, klein zijn in vergelijking met hun gemiddelden onderlingen afstand. Alsdan zullen de moleculen zich met constante snelheid rechtlijnig voortbewegen, totdat ze tegen een ander molecule of tegen den wand botsen, waarbij de snelheid zoowel naar richting als naar grootte zal veranderen. Wat deze botsingen betreft, zoo kan men zich ter vereenvoudiging de moleculen als bollen voorstellen, en deze, zoowel als den wand, volkomen veerkrachtig. Beschouwen we een zeker deel van den wand van het vat, waarin het gas zich bevindt, dan zal tengevolge van de botsingen der moleculen hierop eene kracht worden uitgeoefend; deze kracht, genomen voor de eenheid van oppervlakte, is de druk van het gas. Het is gemakkelijk, bij het aannemen van nog enkele vereenvoudigingen, dezen druk te berekenen.
Beschouwen we een vat, dat den vorm heeft van een rechthoekig parallelepipedum, en nemen we aan, dat zich telkens ⅙ deel van het geheele aantal moleculen beweegt langs lijnen, die evenwijdig loopen met de ribben van het vat, en dat telkens ⅙ deel van het geheele aantal zich in positieve en ⅙ deel in negatieve richting langs deze lijnen beweegt. In dat geval toch zal het gas in zijn geheel in rust zijn, en heeft ook geen richting van beweging de voorkeur boven eene andere. Verder zien we af van de onderlinge botsingen der moleculen; ze zullen dus alleen in loodrechte richting tegen de wanden botsen, waarbij de richting hunner snelheid wordt omgekeerd, zonder dat de waarde er van verandert, wegens de onderstelling, dat de wand en de moleculen volkomen veerkrachtig zijn. In de tijdseenheid zullen dus tegen de eenheid van oppervlakte van den wand 1/6 N. u moleculen botsen, wanneer N het aantal moleculen in de eenheid van volume, en u hunne snelheid is. Aangezien door de botsing de snelheid eenvoudig wordt omgekeerd, zal door elk molecule op den wand worden overgebracht de hoeveelheid van beweging 2 m u, als m de massa is van het molecule. In de tijdseenheid wordt dus op de eenheid van oppervlakte overgebracht de hoeveelheid van beweging ⅙ N. u x 2 m. u = 1/3 N. m. u2. Dit zal niets anders zijn dan de kracht, die op de eenheid van oppervlakte van den wand wordt uitgeoefend, derhalve de druk. We verkrijgen zoodoende de formule p = 1/3 N. m. u2.
Nu is N. m de massa van de eenheid van volume, of de dichtheid d, zoodat we ook kunnen schrijven p = ⅓ d. u2. Door meer ingewikkelde beschouwingen kan men aantoonen, dat dezelfde uitdrukking blijft gelden, wanneer rekening gehouden wordt met de, elastisch onderstelde, onderlinge botsingen der moleculen, en tevens aangenomen wordt, dat de moleculen niet alle dezelfde snelheid bezitten, in welk geval in plaats van u2 komt het gemiddelde van de tweede machten der snelheden. Eindelijk kan door nog algemeener beschouwingen dezelfde uitdrukking worden afgeleid, zonder speciale onderstellingen te maken omtrent den vorm en de elastische eigenschappen van de moleculen en van den wand. Steeds wordt echter hierbij wel aangenomen, dat de afmetingen der moleculen zelf zeer klein zijn vergeleken met hunnen onderlingen afstand. Uit de formule voor den druk volgt onmiddellijk de wet van Boyle, immers p blijkt evenredig te zijn met de dichtheid, dus omgekeerd evenredig met het volume. Voorts zullen we, om de wet van Gay Lussac te verklaren, aannemen, dat de tweede macht van de moleculaire snelheid evenredig is met de absolute temperatuur, zoodat de kinetische energie van een molecule eene maat is voor de absolute temperatuur. Ten slotte kan men uit de formule voor den druk de grootte der gemiddelde moleculaire snelheid afleiden. Deze blijkt b.v. voor waterstof bij 0° 1840 M. per seconde te bedragen; overigens is ze bij verschillende gassen omgekeerd evenredig met de vierkantswortel uit de dichtheid, zooals uit de formule blijkt.
Theoretisch kan men door middel van algemeene beschouwingen afleiden, dat in twee verschillende gassen, die dezelfde temperatuur bezitten, de gemiddelde kinetische energie van één molecule gelijk is. Dan zal dus zijn, wanneer de indices 1 en 2 op de beide gassen betrekking hebben, ½ m1 u12 = ½ m2 u22. Zijn, behalve de temperaturen, dan ook de drukkingen gelijk, dan volgt uit de formule voor den druk, dat de aantallen moleculen per eenheid van volume voor de beide gassen eveneens gelijk moeten zijn. We verkrijgen derhalve de uitkomst: alle gassen bevatten bij gelijke temperatuur en gelijken druk evenveel moleculen per eenheid van volume (wet van Avogadro). Wanneer zich in verschillende deelen eener ruimte verschillende gassen bevinden, dan zal het geruimen tijd duren, alvorens eene vermenging plaats grijpt. Zoo kanhlet, bij afwezigheid van luchtstroomingen, lang duren, alvorens een geur, die zich ergens ontwikkelt, op eenigen afstand merkbaar is. Het blijkt hieruit, dat de diffusie van gassen langzaam plaats beeft, niettegenstaande de groote moleculaire snelheid. De reden hiervan is gelegen in de onderlinge botsingen der moleculen: al beweegt een bepaald molecule zich met groote snelheid, het zal toch, tengevolge van de voortdurende botsingen, en de daarmede gepaard gaande veranderingen van richting, geruimen tijd noodig hebben om zich ver van zijne oorspronkelijke plaats te verwijderen.
Hoe kleiner de afstand is, die een molecule gemiddeld doorloopt zonder met een ander molecule te botsen — de z. g. vrije weglengte (zie verderop) —, des te langzamer zal de diffusie plaats hebben onder overigens gelijke omstandigheden. Een dergelijk verschijnsel als de diffusie doet zich voor bij een gas, dat niet overal dezelfde temperatuur heeft. Dan zullen langzamerhand de deelen van verschillende temperatuur zich vermengen, welk verschijnsel warmtegeleiding genoemd wordt. Dit kan men opvatten als een diffusie van warmere en koudere deelen van het gas in elkander. Ook dit zal, tengevolge van de onderlinge botsingen, zeer langzaam geschieden, de gassen zijn derhalve slechte warmtegeleiders. Wanneer de verschillende deelen eener gasmassa zich ten opzichte van elkaar bewegen, dan oefenen ze daarbij krachten op elkaar uit, die bekend zijn onder den naam inwendige wrijving. We kunnen ons daarvan de volgende voorstelling maken. Beschouwen we twee aan elkaar grenzende lagen van een gas, die zich ten opzichte van elkaar bewegen, dan zullen voortdurend moleculen uit de eene laag in de andere overgaan en omgekeerd.
De moleculen, afkomstig uit de laag, die zich sneller beweegt, deelen hunne beweging mede aan de zich langzamer bewegende laag en oefenen zoodoende eene kracht daarop uit in den zin der beweging. Omgekeerd zullen de moleculen afkomstig uit de laag met kleinere snelheid eene kracht in omgekeerden zin uitoefenen op de laag met grootere snelheid. Het zijn deze krachten, die als inwendige wrijvingskrachten moeten worden aangemerkt. Wanneer de dichtheid van het gas verandert, b.v. kleiner wordt, dan zal aan den eenen kant het aantal moleculen, dat van de eene laag in de andere overgaat, kleiner worden, hetgeen de inwendige wrijving kleiner zou maken, aan den anderen kant echter zullen — wegens de grootere weglengte bij kleinere dichtheid — de in de eene laag aankomende moleculen gemiddeld uit eene grootere diepte afkomstig zijn, waar het snelheidsverschil met de beschouwde laag derhalve grooter is, welke omstandigheid de inwendige wrijving grooter zou maken. Eene nadere beschouwing leert, dat beide factoren elkaar juist opheffen, zoodat de inwendige wrijving onafhankelijk is van de dichtheid. Met dit resultaat van de theorie zijn de uitkomsten der waarnemingen zeer goed in overeenstemming, hetgeen eene der schoonste bevestigingen vormt van de kinetische gastheorie. Tevens is het mogelijk geweest, uit de grootte der inwendige wrijving waarden af te leiden voor de gemiddelde vrije weglengte en voor het aantal botsingen per eenheid van tijd. Zoo is er o.a. gevonden, dat voor waterstof bij 0° en een druk van 76 c.m. kwik de gemiddelde vrije weglengte 0.00018 m.m. bedraagt, en het aantal botsingen per secunde 9500 millioen.
Voor andere gassen zijn deze getallen van dezelfde orde van grootte. Het zal duidelijk zijn, dat de vrije weglengte in de eerste plaats afhankelijk is van het aantal moleculen in de eenheid van volume: hoe grooter dit aantal toch is, des te eerder zal het voorkomen dat een zich vrij bewegend molecule tegen een ander botst, des te kleiner zal de gemiddelde vrije weglengte zijn. In de tweede plaats zal deze afhangen van de afmetingen van het molecule, want, hoe grooter het is, des te eerder zal het in zijne vrije baan gestoord worden door botsing met een ander molecule, des te kleiner zal dus de vrije weglengte zijn. De inwendige wrijving, die, zooals we zagen, nauw samenhangt met de vrije weglengte, zal ons derhalve iets omtrent de grootte der moleculen leeren. Aan den anderen kant kunnen we hieromtrent ook iets te weten komen uit het volume der stof in vloeibaren toestand, daar dan de afstanden der moleculen zeer klein zijn geworden, zoodat bij benadering zou kunnen worden aangenomen, dat het volume van het lichaam in vloeibaren toestand gelijk is aan de som van de volumina der moleculen. Door beide gegevens te combineeren is het mogelijk, eene benaderde waarde voor de grootte van het molecule te vinden. Zoodoende heeft men voor de middellijn van een molecule van een niet te samengesteld gas bedragen gevonden, die voor de verschillende gassen variëeren tusschen 1 en 3 millioenste millimeter. Uit deze uitkomst volgt dan, met behulp van bovengenoemde onderstelling, dat n.l. het volume in vloeibaren toestand gelijk zou zijn aan de som der volumina van de moleculen, eene waarde voor het aantal moleculen in een zeker volume aanwezig.
Langs dezen weg heeft men afgeleid, dat het aantal moleculen in 1 c.m3. van een gas bij 0° en een druk van 76 c.m. kwik tennaastenbij een trillioen zou bedragen. Later is het echter, op grond van andere waarnemingen, gebleken, dat de laatste onderstelling niet gerechtvaardigd is, en dat derhalve het bovengenoemde bedrag voor de middellijn van een gasmolecule te groot is; de juiste waarde varieert tusschen 2 en 4 tienmillioenste millimeter voor de verschillende gassen. Ook het zooeven opgegeven getal voor het aantal moleculen in een c.m3. van een gas bij 0° en 76 c.m. bleek niet juist te zijn; op grond van de laatste onderzoekingen moet hiervoor 28 trillioen worden aangenomen. — Bevindt een gas zich in een cylinder, die door middel van een zuiger is afgesloten, en laat men den zuiger zich langzaam naar buiten bewegen, dan zullen de moleculen, die tegen den zuiger botsen, dezen met eene kleinere snelheid verlaten dan ze oorspronkelijk hadden, aangezien de zuiger zelf in beweging is. Het gevolg is, dat gemiddelde snelheid der moleculen vermindert, derhalve ook hunne kinetische energie, m. a. w. het gas koelt af. We zien dus dat bij adiabatische uitzetting van een gas de temperatuur daalt; omgekeerd zal bij adiabatische samendrukking de temperatuur stijgen. Eene nadere beschouwing nu leert, dat het verlies aan warmteënergie bij de uitzetting precies gecompenseerd wordt door den arbeid der krachten, die door den druk van het gas op de omgeving worden uitgeoefend, en die b.v. zouden kunnen worden aangewend tot het opheffen van een gewicht. Hetzelfde geldt mutatis mutandis bij de samendrukking. Is een gas binnen een vat opgesloten, en stellen we ons voor, dat we het op eene hoogere temperatuur willen brengen.
Daartoe moet de kinetisch energie van de moleculaire beweging vermeerderd worden. De met de hoeveelheid energie, die voor 1° temperatuursverhooging en voor de eenheid van massa aan het gas moet worden toegevoerd, aequivalente warmtehoeveelheid heet de soortelijke warmte van het gas. Uit het feit, dat de kinetische energie van een gasmolecule bij eene bepaalde temperatuur voor alle gassen dezelfde waarde heeft, volgt, dat de soortelijke warmte van gelijke volumina van verschillende gassen gelijk is. De hier beschouwde soortelijke warmte is die bij constant volume, omdat we hebben aangenomen, dat het volume bij de verwarming niet veranderde. Daarbij zal de druk echter toenemen. Even goed als bij constant volume kan het gas ook bij constanten druk verwarmd worden. De daartoe noodige warmtehoeveelheid heet de soortelijke warmte bij constanten druk. Deze zal grooter zijn dan die bij constant volume aangezien er, behalve voor de vermeerdering der kinetische energie der gasmoleculen, ook warmte noodig is om de afkoeling te compenseeren, die, zooals we zooeven zagen, het gevolg zou zijn van de vergrooting van het volume, die met de temperatuursverhooging gepaard gaat. — We hebben boven reeds medegedeeld, dat de wetten van Boyle en Gay-Lussac slechts bij benadering juist zijn, doordat er zich bij grootere dichtheden afwijkingen voordoen.
Nu zijn ook de onderstellingen, die noodig waren om deze wetten langs kinetischen weg af te leiden, slechts bij benadering waar. In de eerste plaats toch mogen we bij nauwkeuriger beschouwing niet aannemen, dat de afmetingen der moleculen te verwaarloozen zijn ten opzichte van hun onderlingen afstand, doch moeten we rekening houden met deze afmetingen, in de tweede plaats mogen we niet afzien van hunne onderlinge wisselwerkingen. Deze omstandigheden zijn het eerst door van der Waals in rekening gebracht (1873). Wat ten eerste den invloed van de uitgebreidheid der moleculen betreft, zoo is het duidelijk, dat in een gegeven volume gas de ruimte, die voor de beweging der moleculen overblijft, kleiner is dan het totale volume. Bij de berekening van het aantal botsingen tegen den wand per eenheid van tijd zullen we derhalve het volume moeten verminderen met eene zekere grootheid, die afhangt van het volume, door de moleculen ingenomen. Noemen we deze grootheid b, dan zal het aantal botsingen tegen den wand, dus ook de druk, in de verhouding v — b grooter zijn dan voor het geval, dat het volume der moleculen niet in rekening wordt gebracht. Nadere berekening leert, dat b tennaastenbij vier maal het volume van alle in de eenheid van volume aanwezige moleculen bedraagt. Ten tweede neemt v. d. Waals eene onderlinge aantrekking der moleculen aan.
Doordat de aan de buitenzijde van het gas gelegen moleculen aangetrokken worden door de meer binnenin gelegene, zal een inwendige druk hiervan het gevolg zijn. Het is duidelijk, dat deze des te grooter zal zijn, naarmate de moleculen zich dichter bij elkaar bevinden, dus naarmate het volume kleiner is. Bij nadere beschouwing blijkt deze inwendige druk omgekeerd evenredig te zijn met de tweede macht van het volume. De som van inwendigen en uitwendigen druk is de totale op het gas uitgeoefende druk, waarmede de botsingen der moleculen evenwicht maken. Ten slotte wordt dan, in plaats van de formule p. v = R. T de uitdrukking verkregen (p + a:v2) (v — b) = R. T, die de toestandsvergelijking van v. d. Waals genoemd wordt. Met behulp van deze formule is het mogelijk, rekenschap te geven van de afwijkingen, die de gassen vertoonen van de wetten van Boyle en Gay Lussac, wanneer de dichtheid groot wordt. Tevens is het mogelijk, uit de constante b eene waarde af te leiden voor het gezamenlijke volume van alle moleculen, en met behulp daarvan de moleculaire afmetingen te berekenen; op deze wijze vindt men voor de middellijn van een gas molecule waarden van enkele tienmillioenste millimeters, in overeenstemming met hetgeen boven werd opgegeven. Uit de onderlinge aantrekking der moleculen volgt, dat een gas bij uitzetting ook dan zal afkoelen, wanneer het geen arbeid verricht; worden de moleculen toch op grooteren afstand van elkaar verwijderd, dan zullen hunne snelheden verminderen, tengevolge van den vertragenden invloed van de onderlinge aantrekking.
Hiermede in overeenstemming zijn proeven van Joule en Thomson. — Wat de chemische eigenschappen betreft, gedragen de gassen zich in menig opzicht eenvoudig. In de eerste plaats zijn volgens de wet van Avogadro bij denzelfden druk en dezelfde temperatuur in gelijke volumina van verschillende gassen evenveel moleculen aanwezig. Bepalen we nu de verhouding der massa’s van gelijke volumina van verschillende gassen bij denzelfden druk en dezelfde temperatuur, dan zal derhalve deze verhouding tevens zijn die der massa’s van een molecule van elk der beide gassen. Is het eene gas waterstof, dan kunnen we op deze wijze de verhouding bepalen van de massa van een molecule van zeker gas tot die van een molecule waterstof, welke verhouding do dampdichtheid van het gas wordt genoemd. Voorts is het gebleken, dat gasvormige elementen zich in eenvoudige volumeverhoudingen verbinden, en dat de gevormde verbinding in gasvormigen toestand een volume inneemt, dat tot de volumina der elementen eveneens in eenvoudige verhouding staat. Deze wet is in 1808 door Gay Lussac ontdekt. Ook deze staat in nauw verband tot de wet van Avogadro. Nemen we n.l. aan, dat de moleculen der gassen, die eene verbinding vormen, uit een klein getal atomen bestaan, en dat de atomen der beide gassen zich onderling verbinden tot moleculen, in verhoudingen, die door eenvoudige getallen worden weergegeven, dan is het duidelijk, dat de verhouding van het aantal moleculen der verbinding tot dat van elk der oorspronkelijke gassen eveneens door eenvoudige getallen zal worden weergegeven; volgens de wet van Avogadro geldt hetzelfde van de volumina.
Een voorbeeld van de wet van Gay Lussac is de verbinding van waterstof en chloor tot chloorwaterstof (zoutzuur): gelijke volumina waterstof en chloor geven bij verbinding een volume chloorwaterstof, dat gelijk is aan de som van de oorspronkelijke volumina. Uit de wet van Avogadro volgt nu, dat er na de verbinding evenveel moleculen chloorwaterstof aanwezig zijn als er oorspronkelijk moleculen chloor en waterstof te zamen waren. Aangezien er evenveel moleculen chloor als waterstof waren, volgt hieruit, dat ieder molecule waterstof en ieder molecule chloor zich in twee gelijke deelen gesplitst heeft, en dat de helft van een molecule waterstof zich met de helft van een molecule chloor tot een molecule chloorwaterstof heeft verbonden. Zoowel het molecule waterstof als het molecule chloor bestaat dus uit minstens twee atomen. Teneinde nu het aantal atomen in een molecule waterstofgas nader vast te stellen, bepalen we van een groot aantal gasvormige verbindingen, die waterstof bevatten, de verhouding van de massa van een molecule tot die van het molecule waterstof, zooals boven uiteengezet. Zij deze verhouding d. Vervolgens gaan we de verbindingen analyseeren, en bepalen zoodoende de verhouding van het gewicht aan waterstof tot dat van de andere bestanddeelen. Wanneer we aan het getal d in deze verhouding verdeelen, dan vinden we de verhouding van het gewicht van de in een molecule der verbinding aanwezige waterstof tot dat van eene molecule waterstof. Het blijkt, dat deze verhouding nooit kleiner is dan 1/2 , waaruit dus volgt, dat er in het molecule van geen enkele waterstofverbinding minder dan een half molecule waterstof voorkomt.
Aangezien de kleinste hoeveelheid eener stof, in eene harer verbindingen voorkomende, een atoom is, zoo moeten we aannemen, dat het molecule waterstof uit twee atomen bestaat. Op dezelfde wijze is het mogelijk, het aantal atomen in het molecule van andere gasvormige elementen te bepalen. Het blijkt in veel gassen twee te bedragen, evenals in waterstof, zoo b.v. in zuurstof, stikstof, chloor enz. Is die eenmaal bekend, dan is het ook mogelijk, de samenstelling van het molecule van gasvormige verbindingen te vinden. Zoo zagen we boven b.v., dat één molecule waterstof en één molecule chloor te zamen twee moleculen chloorwaterstof vormen.
Daar het molecule waterstof en het molecule chloor elk uit twee atomen bestaan, moet het molecule chloorwaterstofgas uit één atoom waterstof en één atoom chloor zijn samengesteld. De verbinding kan men als volgt voorstellen: H2 + Cl2 = 2HCl, waarin H2 een molecule waterstof, Cl2 een molecule chloor, HCl een molecule chloorwaterstof beteekent. We zagen boven, dat de verhouding van de massa van een molecule eener gasvormige verbinding tot die van een molecule waterstof de dampdichtheid van de verbinding genoemd wordt, die we voorstellen door d. Verder wordt de verhouding van de massas van een molecule der verbinding tot die van een atoom waterstof het moleculairgewicht der verbinding genoemd, hetwelk we door m voorstellen. Aangezien het molecule waterstof uit twee atomen bestaat, volgt uit beide definities, dat het moleculairgewicht gelijk is aan tweemaal de dampdichtheid, dus m = 2d.
Oplossing van gassen in vloeistoffen, zie OPLOSSING.
Voortplanting van het geluid in gassen, zie GELUID.
Verdichting van gassen tot vloeistoffen, zie DAMP, verder VERDICHTING VAN GASSEN.
Electrische eigenschappen van gassen, zie IONEN.
Optische eigenschappen van gassen, zie BREKINGSINDEX.
