Gas

Cos’è il Gas

Stato di aggregazione della materia tale che le particelle costituenti (atomi, molecole o ioni) possiedono un’energia cinetica (cioè di movimento) che prevale sulle forze di reciproca attrazione. Esse non hanno perciò né forma né volume propri, ma tendono a occupare tutto lo spazio disponibile, per esempio quello di un recipiente chiuso, urtando continuamente tra di loro e contro le pareti del recipiente che le contiene (da questi urti contro le pareti è determinata la pressione esercitata dal gas).

Per lo studio del comportamento dei gas è utile riferirsi ad un modello “ideale” di gas, tale che: le sue molecole hanno un volume proprio (covolume) trascurabile rispetto al volume occupato; inoltre, tra le molecole non sussistono forze di attrazione o repulsione e gli urti tra le molecole o tra queste e le pareti sono perfettamente elastici (viene cioè conservata l’energia cinetica globale delle molecole). Il comportamento di un gas ideale è completamente definito da tre variabili indipendenti, dette variabili di stato: la pressione (P, in atmosfere), il volume (V, in dm3), la temperatura assoluta (T, in Kelvin).

Queste variabili sono legate tra di loro nella legge detta equazione di stato dei gas ideali:

pV = nRT

dove n rappresenta il numero di moli del gas considerato e R è una costante universale (costante dei gas) che vale 0,0821 dm3 · atm/K · mole oppure, se la pressione è espressa in pascal (Pa), 8,31 kPa · dm3/K · mole = 8,31 J/K · mole. L’equazione di stato dei gas ideali, a cui si giunge combinando tre leggi dei gas, risalenti al sec. XVIII è in accordo con la teoria cinetica a partire dalla quale può essere dedotta.
Gas reali

In condizioni di temperatura e pressione vicine a quelle ambientali, la maggior parte dei gas segue con buona approssimazione la legge dei gas ideali. Alle alte pressioni e alle basse temperature si manifestano invece deviazioni più o meno marcate da tale legge, in quanto diventano non più trascurabili il volume proprio posseduto dalle molecole e le forze di attrazione tra le molecole e le pareti del recipiente. Ne consegue che il volume libero entro cui si muovono le molecole del gas risulta inferiore a quello teorico, mentre le forze di attrazione creano una pressione interna con una diminuzione della pressione del gas sulle pareti. Per tenere conto di tali fattori, sono state introdotte varie equazioni di stato modificate, di cui la più usata è l’equazione di van der Waals:

(P+a/V2) (V-b) = RT

dove a e b sono costanti caratteristiche di ogni gas ricavate sperimentalmente.

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