Ko‘pchilik gazlarni sezgi organlarimiz bilan bevosita kuzatish qiyin yoki imkonsiz. Shuning uchun ular to‘rtta fizik xossa yoki makroskopik ko‘rsatkich orqali tavsiflanadi: bosim, hajm, zarrachalar soni (kimyogarlar mol birligidan foydalanadi) va harorat. Bu to‘rtta ko‘rsatkichni turli gazlar va turli sharoitlar uchun Robert Boyl, Jak Sharl, Jon Dalton, Gey-Lyussak va Amedeo Avogadro kabi olimlar uzoq vaqt davomida ko‘p bora tadqiq qilgan. Batafsil tadqiqotlar natijasida ushbu xossalar o‘rtasidagi matematik bog‘lanish aniqlanib, u ideal gazning holat tenglamasida ifodalangan.

Gazning asosiy xususiyati — erkin sirt hosil qilmasdan mavjud bo‘shliqning hammasini egallashidir. Oddiy bosimda gazlar doimo o‘zaro aralashadi. Yuqori bosim va haroratda ayrim gazlar fazalar chegarasini hosil qilishi mumkin. Gaz — izotrop modda, yaʼni uning xossalari yo‘nalishga bog‘liq emas. Tortishish kuchlarini eʼtiborga olmasa bo‘ladigan yoki boshqa kuchlar ularni muvozanatlashtiradigan holatlarda gazning barcha nuqtalarida bosim bir xil bo‘ladi (qarang: Paskal qonuni).

Gravitatsiya maydonida zichlik va bosim turli nuqtalarda bir xil emas, ular balandlik ortishi bilan barometrik formulaga muvofiq kamayadi. Shunga mos ravishda, tortishish maydonida gazlar aralashmasi ham bir jinsli bo‘lmay qoladi: og‘ir gazlar pastga cho‘kishga, yengil gazlar esa yuqoriga ko‘tarilishga moyil. Gravitatsiya maydonida gazga botirilgan har qanday jismga Arximed kuchi taʼsir qiladi. Bu kuchdan yengil gaz yoki issiq havo bilan to‘ldirilgan havo sharlari hamda boshqa uchish apparatlarida foydalaniladi.

Gazning siqiluvchanligi yuqori: bosim oshganda uning zichligi ortadi. Harorat ko‘tarilganda gazlar kengayadi. Agar gaz harorati kritik haroratdan past bo‘lsa, uni siqish orqali suyuqlikka aylantirish mumkin. Kritik harorat muayyan gazning o‘ziga xos xususiyati bo‘lib, molekulalari orasidagi o‘zaro taʼsir kuchlariga bog‘liq. Masalan, geliy gazini faqat 5,25 K dan past haroratda suyultirish mumkin.

Ayrim gazlar sovitilganda suyuq fazadan o‘tmasdan to‘g‘ridan-to‘g‘ri qattiq holatga o‘tadi. Suyuqlikning gazga aylanishi bug‘lanish deb ataladi, qattiq moddaning bevosita gazga aylanishi esa sublimatsiya deb ataladi.

Maʼlum harorat va bosim oralig‘ida ayni bir moddaning gazi va suyuqligi muvozanatdagi ikki fazali tizim sifatida birgalikda mavjud bo‘lishi mumkin. Suyuqlik yuzasi ustidagi gaz to‘yingan bug‘ deb ataladi.

Agar gazni juda kuchli mikroskop ostida kuzatish imkoni bo‘lganida, shakli va hajmi aniq bo‘lmagan, betartib harakatlanayotgan zarrachalar (molekulalar, atomlar va hokazo) to‘plamini ko‘rgan bo‘lardik. Bu neytral zarrachalar boshqa zarrachalar yoki idish devorlari bilan to‘qnashgandagina yo‘nalishini o‘zgartiradi. Agar bunday o‘zaro taʼsirlar (zarblar) mutlaqo elastik deb faraz qilinsa, real gaz o‘rniga ideal gaz modeli hosil bo‘ladi. Gazning mikroskopik nuqtayi nazardan bu jihati molekulyar-kinetik nazariya bilan izohlanadi. Ushbu nazariyaning barcha asosiy farazlari kinetik nazariyaning «Asosiy postulatlar» bo‘limida keltirilgan.

Gaz molekulalari issiqlik harakatining eng muhim xususiyati — uning betartib (xaotik) bo‘lishidir. Molekulalarning uzluksiz harakatlanishini tajribada tasdiqlovchi hodisalar diffuziya va Broun harakatidir.

Diffuziya — bir modda molekulalarining boshqa modda ichiga o‘z-o‘zidan kirib borish hodisasi. Moddalar o‘zaro diffuziyalanganda ular egallagan butun hajm bo‘ylab konsentratsiyalari asta-sekin tenglashadi. Diffuziya tezligi moddalar turiga va haroratga bog‘liq ekani aniqlangan.

Molekulalarning tartibsiz harakatini tasdiqlovchi eng qiziqarli hodisalardan biri Broun harakatidir. U gaz ichida muallaq turgan mikroskopik modda zarrachalarining issiqlik harakati sifatida namoyon bo‘ladi. Bu hodisani birinchi bo‘lib 1827 yilda R. Broun kuzatgan va hodisa uning nomi bilan atalgan. Zarrachalarning betartib siljishi gaz molekulalari turli tomondan ularga tasodifiy ravishda impuls uzatishi bilan tushuntiriladi. Zarracha qanchalik kichik va tizim harorati qanchalik yuqori bo‘lsa, Broun harakati shunchalik yaqqol namoyon bo‘ladi. Haroratga bog‘liqlik shuni ko‘rsatadiki, harorat oshishi bilan molekulalarning tartibsiz harakat tezligi ham ortadi. Aynan shu sababdan bu harakat issiqlik harakati deyiladi.

Avogadro qonuni — bir xil bosim va haroratda har qanday gazning teng hajmlarida molekulalar soni teng bo‘ladi.

Bu qonun kimyoviy tajribalar asosida italiyalik olim Amedeo Avogadro tomonidan 1811 yilda kashf etilgan. Qonun kam siqilgan gazlar (masalan, atmosfera bosimidagi gazlar) uchun amal qiladi, juda kuchli siqilgan gazlar uchun esa uni to‘g‘ri deb hisoblab bo‘lmaydi. Avogadro qonuniga ko‘ra, muayyan haroratda gaz bosimi uning hajm birligidagi molekulalar soniga bog‘liq, ammo molekulalarning turiga bog‘liq emas.

Molekulyar massasiga son jihatidan teng miqdorda grammda olingan modda miqdori gramm-molekula yoki mol deb ataladi. Demak, turli moddalarning bir molida molekulalar soni bir xil. Bir moldagi molekulalar soni «Avogadro soni» deb ataladi va muhim fizik kattalik hisoblanadi. GOST 3651.2-97 bo‘yicha Avogadro doimiysining qiymati:

N_A = 6,0221367 · 10²³ ± 0,0000036 · 10²³ mol⁻¹

CODATA−2010 maʼlumotlariga ko‘ra, Avogadro soni quyidagiga teng:

N_A = 6,02214129 · 10²³ ± 0,00000027 · 10²³ mol⁻¹

Avogadro doimiysini aniqlash uchun ko‘plab turli tadqiqotlar (Broun harakati, elektroliz hodisalari va boshqalar) o‘tkazilgan. Ular bir-biriga yetarlicha mos natijalar bergan va molekulalar hamda moddaning molekulyar tuzilishi haqiqatda mavjudligini yaqqol tasdiqlagan.

Kinetik nazariya gazlarning makroskopik xossalarini ularning molekulyar tuzilishi va molekulalar harakatini o‘rganish orqali tushuntiradi. Impuls va kinetik energiya taʼriflaridan boshlab, impulsning saqlanish qonuni va geometrik munosabatlar yordamida tizimning makroskopik ko‘rsatkichlarini (harorat va bosimni) mikroskopik xossalar (bitta molekulaning kinetik energiyasi) bilan bog‘lash mumkin.

Kinetik nazariya termodinamik hodisalarni atomistik tasavvurlar asosida izohlaydi. Unga ko‘ra, issiqlik nihoyatda ko‘p sonli mikroskopik zarrachalarning (atom va molekulalarning) betartib harakati natijasidir. Nazariya gaz tizimi tashqi taʼsirlarga qanday javob berishini tushuntiradi. Masalan, gaz mutlaq noldan qizdirilganda, yaʼni (klassik modelda) uning zarrachalari butunlay harakatsiz bo‘lgan holatdan harorat ko‘tarilganda, zarrachalar tezligi ortadi. Natijada ular tezroq harakatlangani sababli vaqt birligida idish devorlariga ko‘proq to‘qnashadi. To‘qnashuvlar soni oshgani sayin ularning idish devorlariga taʼsiri kuchayadi va shunga mutanosib ravishda bosim ortadi.

Kinetik nazariya asosida gaz qonunlarining muvaffaqiyatli tushuntirilishi moddalarning atomlardan tuzilganini tasdiqlovchi omillardan biri bo‘ldi. Hozirgi fizikada molekulyar-kinetik nazariya statistik mexanikaning tarkibiy qismi hisoblanadi.

Gazlar elektr tokini juda yomon o‘tkazadi, ammo ionlashgan holatda gaz elektr tokini o‘tkaza oladi. Gazning elektr o‘tkazuvchanligi kuchlanishga nochiziqli bog‘liq, chunki ionlanish darajasi murakkab qonuniyat bo‘yicha o‘zgaradi. Gazni ionlashning ikkita asosiy usuli bor: termik ionlash va elektr razryadi orqali ionlash. Bundan tashqari, mustaqil elektr razryadi ham mavjud (masalan, chaqmoq).

Termik ionlash — gaz harorati oshishi va atomlarning issiqlik harakati tufayli sodir bo‘ladigan to‘qnashuvlar natijasida atomlarga yadroning tortish kuchidan elektronni ajratib olish uchun yetarli kinetik energiya berilishidir. Gazlarni ionlash uchun zarur harorat juda yuqori (masalan, vodorod uchun 6000 K). Gaz ionlanishining bu turi asosan tabiatda uchraydi.

Past haroratda ham, agar gaz ichidagi elektr maydon kuchlanganligi muayyan chegaradan oshsa, gaz tok o‘tkazishi mumkin. Bunda chegaraviy shart — elektron elektr maydon taʼsirida atomni ionlash uchun yetarli kinetik energiyaga erishishi. Shundan so‘ng elektronlar elektr maydonida qayta tezlanib, yana atomlarni ionlaydi va jarayon zanjirsimon davom etadi. Oxir-oqibat barcha erkin elektronlar musbat elektrodga, musbat ionlar esa manfiy elektrodga yetib boradi. Ionlanishning bu turi asosan sanoatda qo‘llanadi.

Katod katta tokli elektr razryadi taʼsirida qizdirilganda, uning harorati elektronlarning termoelektron emissiyasi yuz beradigan darajaga yetadi (yoy razryadi).

Gazlar uchun o‘z-o‘zidan diffuziyalanish koeffitsiyentining yuqori bo‘lishi xosdir.

Gazlarning issiqlik o‘tkazuvchanligi uncha yuqori emas, chunki energiya molekuladan molekulaga kam uchraydigan to‘qnashuvlar orqali uzatiladi. Jun va paxta kabi, hajmining katta qismini havo egallagan materiallarning yaxshi issiqlik izolyatsiyasi xossasi shu bilan izohlanadi. Biroq gazlarda issiqlik uzatishning yana bir mexanizmi — konveksiya.

Siqiluvchanlik (z) — gazning solishtirma hajmining xuddi shunday molyar massaga ega ideal gazning solishtirma hajmiga nisbatidir. Odatda bu son birdan biroz kichik bo‘ladi, lekin to‘yinish chizig‘i yaqinida va murakkab organik gazlarda, masalan, metan uchun standart sharoitlarda .

Siqiluvchanlik koeffitsiyentini bir necha usul bilan hisoblash mumkin:

• o‘zgartirilgan NX19 mod usuli;
• o‘zgartirilgan GERG-91 mod holat tenglamasi;
• AGA8-92DC holat tenglamasi;
• VNITS SMV holat tenglamasi.

Gazning issiqlik sig‘imi u bilan sodir bo‘ladigan jarayonning xususiyatiga kuchli bog‘liq. Eng ko‘p izobarik issiqlik sig‘imi va izoxorik issiqlik sig‘imi ishlatiladi; ideal gaz uchun .

Gazlarning issiqlik o‘tkazuvchanligi — modda ko‘chmasdan, gaz zarrachalari to‘qnashishi natijasida issiqlik energiyasining muayyan yo‘nalishda uzatilish hodisasi.

Gazlarda, suyuqliklardan farqli ravishda, kinematik qovushoqlik harorat oshishi bilan ortadi, dinamik qovushoqlikning haroratga bog‘liqligi esa unchalik kuchli emas. Bosim oshishi bilan qovushoqlik ham ortadi.

Prandtl soni (kinematik qovushoqlikning harorat o‘tkazuvchanligiga) nisbati) gazlar uchun odatda birdan biroz kichik bo‘ladi.

Ideal gaz — molekulalarini moddiy nuqtalar deb qarash, ular orasidagi tortishish va itarilish kuchlarini hisobga olmaslik mumkin bo‘lgan gazdir. Tabiatda bunday gaz mavjud emas. Ammo bosimi 200 atmosferadan oshmaydigan va harorati juda past bo‘lmagan siyrak real gazlarning xossalari ideal gaznikiga yaqin, chunki bunday sharoitda molekulalar orasidagi masofa ularning o‘lchamlaridan ancha katta bo‘ladi. Fenomenologik termodinamika nuqtayi nazaridan ideal gaz — taʼrifiga ko‘ra, tabiatda mavjud bo‘lmagan va Klapeyron — Mendeleyev tenglamasiga aniq bo‘ysunadigan faraziy gazdir:

Ideal gazning uch turi farqlanadi:

1. Klassik ideal gaz yoki Maksvell — Bolsman gazi.
2. Ideal kvant Boze gazi (bozonlardan tashkil topadi).
3. Ideal kvant Fermi gazi (fermionlardan tashkil topadi).

Ideal gazning ichki energiyasi quyidagi tenglama bilan ifodalanadi:

bu yerda

— doimiy kattalik (masalan, bir atomli gaz uchun 3/2 ga teng),

— ichki energiya (J),

— bosim (Pa),

— hajm (m³),

— modda miqdori (mol),

 — universal gaz doimiysi (J/(mol·K)),

 — mutlaq harorat (K),

— molekulalar soni,

 — Bolsman doimiysi (J/K).

Real gaz — molekulalari orasida o‘zaro taʼsir kuchlari mavjud bo‘lgan gaz.

Tajribalardan maʼlumki, ideal gaz qonunlari real gazlar uchun faqat kritik haroratdan yuqori haroratlarda katta aniqlik bilan bajariladi. Bosim oshganda va harorat kritik haroratdan pasayganda barcha real gazlar xatti-harakatida sezilarli og‘ishlar kuzatiladi. Real gaz tashqi kuchlar taʼsirida ideal gazga qaraganda ancha kam siqiladi. Real gazlar kondensatsiyalanadi, ideal gazning holat tenglamasi esa moddaning gazsimon holatdan suyuq holatga o‘tishini tushuntirib bera olmaydi.

Molekulalararo o‘zaro taʼsir kuchlari qisqa masofada taʼsir qiladi, yaʼni R ≤ 10⁻⁹ m masofalarda namoyon bo‘ladi va masofa oshishi bilan tez susayadi.

Molekulalar orasidagi masofaga qarab ularning o‘zaro taʼsiri tortishish yoki itarilish kuchlaridan iborat bo‘lishi mumkin. Molekulyar tortishish kuchlari Van-der-Vaals kuchlari deb ataladi. Rasmdan ko‘rinadiki, molekulalar orasidagi masofa katta va gaz zichligi kichik bo‘lganda Van-der-Vaals kuchlari o‘zaro taʼsir xususiyatini to‘g‘ri ifodalaydi. Van-der-Vaals modelida molekulalararo itarilishga mos keluvchi egri chiziq qismiga egri chiziqning musbat qismi to‘g‘ri keladi. Ushbu sohada U (r) → ∞, agar r ≤ d bo‘lsa, yaʼni molekulalar markazlari r < d masofagacha yaqinlasha olmaydi (d — molekula diametri). Umuman, punktir chiziq tortishish kuchlari mavjud bo‘lgan molekulalar juftining o‘zaro taʼsir potensial energiyasini ifodalaydi; bunda itarilish kuchlari qattiq sharlar modeliga muvofiq faqat to‘qnashuv paytida namoyon bo‘ladi.

1873 yilda Van-der-Vaals real gazlar xossalarining Boyl — Mariott qonunidan og‘ish sabablarini tahlil qilib, molekulalarning xususiy hajmi va ular o‘rtasidagi o‘zaro taʼsir kuchlarini hisobga olgan real gaz holati tenglamasini keltirib chiqardi. Bir mol gaz uchun Van-der-Vaals tenglamasining analitik ifodasi quyidagicha:

,

bu yerda va koeffitsiyentlar Van-der-Vaals doimiylari deb ataladi; ular moddaning kimyoviy tabiatiga, harorat va bosimga bog‘liq.

Massasi bo‘lgan ixtiyoriy miqdordagi gaz uchun Van-der-Vaals tenglamasi quyidagi ko‘rinishga ega:

Van-der-Vaals tenglamasi real gaz holatining taxminiy tenglamasi bo‘lib, uning aniqlik darajasi har xil gazlar uchun turlichadir. Real gazlar holatining ko‘plab empirik va yarim empirik tenglamalari (Bertlo, Klauzius — Klapeyron, Diterichi, Redlix — Kvong, Kamerling-Onnes va boshqalar tenglamalari) yaratilgan. Ushbu tenglamalardagi doimiylar sonini ko‘paytirish Van-der-Vaals tenglamasiga nisbatan tajriba natijalariga yaxshiroq moslashish imkonini beradi. Shunga qaramay, Van-der-Vaals tenglamasi soddaligi hamda unga kiruvchi va doimiylarning fizik maʼnosi tufayli real gazlarning sifat jihatidan xatti-harakatini tahlil qilishda eng keng qo‘llaniladi.