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Gas
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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:
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pV
= nRT
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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.
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Gas reali
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- 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:
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- (P+a/V2)
(V-b) = RT
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- dove a e b sono costanti
caratteristiche di ogni gas ricavate sperimentalmente.
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http://it.wikipedia.org/wiki/Gas
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