Gás é um estado da matéria sem volume nem forma fixos. Um gás se expande até preencher o volume disponível e assume a forma do recipiente que o contém. É uma forma compressível de fluido, em contraste com um líquido, cujo volume varia muito menos sob mudanças de pressão. Um gás puro pode ser formado por átomos individuais, como em um gás nobre como o neônio, ou por moléculas, como oxigênio (O2) e dióxido de carbono. Gases puros também podem formar misturas, como o ar. Em gases diluídos, a distância média entre as partículas é grande em comparação com o tamanho delas. Essa separação pode fazer com que muitos gases sejam invisíveis ao observador humano.
A fase de uma substância depende de condições como temperatura e pressão. O plasma difere de um gás eletricamente neutro por conter uma quantidade apreciável de partículas eletricamente carregadas. Em temperaturas muito baixas e densidades adequadas, gases atômicos podem entrar em regimes quânticos degenerados. Técnicas de microscopia de gases quânticos permitem detectar átomos individuais em redes ópticas. Esses sistemas são classificados pelo comportamento estatístico de suas partículas como gases de Bose ou gases de Fermi. Para outros estados incomuns da matéria, ver Lista de estados da matéria.
Em condições ordinárias, os elementos não metálicos gasosos hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor e cloro existem normalmente como moléculas diatômicas homonucleares, H2, N2, O2, F2 e Cl2. Os gases nobres hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn) são monoatômicos. O radônio é radioativo, portanto a expressão "gases elementares" não implica estabilidade nuclear.
Em termodinâmica, chama-se frequentemente de "vapor" a fase gasosa de uma substância quando ela existe abaixo de sua temperatura crítica. Nessas condições, uma compressão isotérmica pode levar à condensação. Acima da temperatura crítica, a substância não pode ser liquefeita apenas pelo aumento da pressão. A distinção terminológica entre "gás" e "vapor" não é usada de maneira inteiramente uniforme em todas as áreas.
No ponto crítico, desaparece a distinção entre as fases líquida e gasosa. Acima dele encontra-se uma única fase fluida, que pode ser chamada de fluido supercrítico dependendo das condições de pressão e temperatura.
A palavra gás foi usada pelo químico brabantino ou dos Países Baixos do Sul Jan Baptista van Helmont no início do século XVII. Ele estudou o dióxido de carbono, que distinguiu do ar comum.
A palavra de Van Helmont é geralmente relacionada ao termo em grego antigo χάος, "caos". O g neerlandês é pronunciado como uma fricativa velar surda, próxima do som representado por ch em loch. Essa interpretação também se encaixa no vocabulário alquímico usado por Paracelso, para quem chaos podia designar matéria extremamente rarefeita.
Outra explicação, difundida desde o século XVIII, relacionou o termo a gahst ou geist, palavras germânicas ligadas a "espírito" ou "fantasma". O Oxford English Dictionary rejeita essa derivação. O historiador franco-americano Jacques Barzun propôs outra hipótese, segundo a qual Van Helmont teria tomado a palavra alemã Gäscht, usada para a espuma produzida pela fermentação.
Gases são descritos por grandezas macroscópicas como pressão, volume, número de partículas, quantidade de substância e temperatura. Relações entre essas grandezas foram estudadas por cientistas como Robert Boyle, Jacques Charles, John Dalton, Joseph Gay-Lussac e Amedeo Avogadro. Algumas dessas relações formam a base da lei dos gases ideais.
Em um gás diluído, as partículas ficam muito afastadas umas das outras em comparação com suas dimensões e as interações intermoleculares exercem efeito relativamente pequeno sobre grande parte do movimento. Em gases reais, entretanto, forças intermoleculares afetam propriedades mensuráveis. Moléculas com ligações covalentes polares possuem distribuições permanentes de carga elétrica. Moléculas apolares também podem interagir por dipolos instantâneos e induzidos, entre eles as forças de dispersão de London, que fazem parte das forças de Van der Waals. Essas interações afetam propriedades como temperatura de ebulição e comportamento de fase.
Em condições usuais, gases tendem a ter densidades muito menores que líquidos e sólidos e são muito mais compressíveis. A mudança de pressão ou temperatura pode alterar de forma apreciável a distância média entre suas partículas. Gases também sofrem difusão, espalhando-se pelo volume acessível de um recipiente.
Gases podem dissolver-se em líquidos. Em equilíbrio e no limite de diluição infinita, a quantidade de um soluto volátil dissolvido em um líquido é proporcional à sua quantidade na fase gasosa. Essa relação é expressa pela lei de Henry, cuja constante pode ser definida de diferentes maneiras.
Ao estudar um gás, é comum escolher uma escala de comprimento. Em uma escala macroscópica, considera-se uma região que contém partículas em número suficiente para que grandezas médias como pressão, temperatura, densidade e velocidade sejam bem definidas. Uma escala menor corresponde à descrição microscópica, centrada nas partículas individuais.
A abordagem macroscópica é a usada pela termodinâmica e por grande parte da mecânica dos fluidos. Robert Boyle, por exemplo, trabalhou com química pneumática e relacionou experimentalmente a pressão e o volume de uma quantidade confinada de gás. Seu aparelho clássico empregava um manômetro em forma de J contendo mercúrio. O aumento da coluna de mercúrio elevava a pressão sobre o ar aprisionado e reduzia seu volume.
Em condições nas quais a viscosidade pode ser desprezada, escoamentos podem ser modelados pelas equações de Euler. Quando os efeitos viscosos precisam ser incluídos, empregam-se as equações de Navier-Stokes. Métodos estatísticos, cálculo com múltiplas variáveis e métodos numéricos são usados em situações que envolvem escoamentos compressíveis, ondas de choque e reentrada atmosférica.
Em um recipiente, a pressão do gás, representada por p ou P, é a força média normal exercida por unidade de área. Sua unidade no SI é o pascal. Na teoria cinética, a pressão pode ser relacionada às colisões das partículas do gás com as paredes. Cada colisão produz uma variação do momento linear da partícula e transfere momento à parede.
Em uma colisão elástica ideal com uma parede plana, a componente normal da velocidade muda de sentido, enquanto a componente paralela permanece inalterada. A pressão macroscópica resulta da soma estatística de um número muito grande dessas transferências de momento.
A temperatura é representada por T nas equações termodinâmicas e sua unidade no SI é o kelvin. Para um gás ideal clássico, a energia cinética translacional média de cada partícula é