Gas
Un gas è un aeriforme caratterizzato da una temperatura critica inferiore alla temperatura ambiente; gli aeriformi per cui ciò non avviene si trovano nello stato di vapore.
In pratica, un gas può anche essere definito come un aeriforme non condensabile a temperatura ambiente.
Inoltre, per estensione, tutti gli aeriformi che si trovano ad una temperatura superiore a quella critica vengono detti gas: un esempio è dato dal vapore d'acqua, caratterizzato da una temperatura critica superiore a quella ambiente (374 °C), ma che viene comunque definito come "gas d'acqua" quando viene portato a superare questa temperatura.
Il gas, come tutti gli aeriformi, rappresenta lo stato della materia in cui le forze interatomiche e intermolecolari tra i singoli atomi o molecole di una sostanza sono così piccole che questi possono vagare liberi nello spazio. Per questo un gas non ha un volume definito ma tende ad occupare tutto lo spazio a sua disposizione, e assume la forma del contenitore che lo contiene, riempiendolo completamente.
La parola "gas" fu probabilmente coniata da un chimico fiammingo come trascrizione della sua pronuncia della parola greca Χαος (caos).
Nel linguaggio corrente si dice comunque che una data sostanza "è un gas" quando la sua temperatura di ebollizione è molto al di sotto della temperatura ambiente, cioè quando si trova normalmente allo stato di gas sulla Terra. Per esempio è normale dire che "il metano è un gas mentre il ferro non lo è", sebbene il metano possa benissimo trovarsi allo stato liquido (raffreddato al di sotto di 161 °C) e il ferro allo stato gassoso (riscaldato oltre i 2750 °C).
I gas perfetti
In fisica e in termodinamica si usa generalmente l'approssimazione detta dei gas perfetti: il gas cioè viene considerato costituito da atomi puntiformi, che si muovono liberi da forze di attrazione o repulsione fra loro e le pareti del contenitore: questa approssimazione conduce a formulare la legge nota come equazione di stato dei gas perfetti, che descrive, in condizioni di equilibrio termodinamico, la relazione fra pressione, volume e temperatura del gas:
dove P è la pressione, V il volume occupato dal gas, n il numero di moli del gas e R la costante universale dei gas perfetti. Per esempio, una mole di gas perfetto occupa 22,4 litri a temperatura di 0ºC e pressione di 1 atmosfera.
Da questa legge ne discendono poi altre due:
- La legge di Boyle
Per una certa massa di gas a temperatura costante, il prodotto del volume del gas V per la sua pressione P è costante.
Cioè per una certa massa di gas a temperatura costante, le pressioni sono inversamente proporzionali ai volumi. La figura geometrica che ha per equazione l’espressione è una iperbole equilatera. La legge di Boyle è una legge limite vale cioè con buona approssimazione ma non in modo assoluto per tutti i gas. Un gas perfetto o gas ideale che segua perfettamente la legge di Boyle non esiste. Le deviazioni dal comportamento dei gas reali sono assai piccole per un gas che si trovi a bassa pressione e ad una temperatura lontana da quella di liquefazione. La trasformazione isoterma è quindi una variazione del volume e della pressione mantenendo costante la temperatura.
- La prima legge di Gay Lussac
Un gas perfetto che alla temperatura di 0°C occupa un volume V° e che viene riscaldato mantenendo costane la pressione occupa alla temperatura t un volume Vt espresso dalla legge
in cui V0 è il volume ocupato dal gas a 0°C e α0 è pari a 1/273,15. La temperatura è espressa in gradi Celsius. La trasformazione isobara è una variazione del volume e della temperatura a pressione costante. In un diagramma pressione-volume è rappresentata da un segmento parallelo all’asse dei volumi. Quindi la variazione di volume che subisce un gas per la variazione di temperatura di ogni grado centigrado ammonta a 1/273 del volume che il gas occupa a 0 centigradi.
- La seconda legge di Gay Lussac
La relazione che intercorre tra pressione-volume e quella tra temperatura e volume, permette di ricavare la relazione tra la pressione di un gas e la temperatura quando si operi a volume costante. Un gas perfetto che alla temperatura di 0°C ha una pressione p° e che viene scaldato mantenendo costante il volume si trova ,alla temperatura t,a una pressione pt espressa dalla legge: pt=p°(1+at) La trasformazione isocora è una variazione della pressione e della temperatura che avviene mantenendo costante il volume.
Oltre alle leggi summenzionate, per i gas perfetti vale anche il principio di Avogadro: a pari condizioni di temperatura e pressione, se due gas occupano lo stesso volume allora hanno lo stesso numero di molecole.
I gas reali
I gas reali invece non sono fatti di molecole puntiformi ma ogni molecola occupa un determinato volume, piccolissimo ma non nullo (quindi non sono comprimibili indefinitamente ma passano allo stato liquido o solido se compressi oltre un certo limite) e senza forze di interazione fra loro, e non si espandono infinitamente ma arrivano ad un punto in cui non possono occupare più volume (questo perché tra gli atomi si stabilisce una forza molto piccola, dovuta alla variazione casuale delle cariche elettrostatiche nelle singole molecole, chiamata forza di Van der Waals). Per questo la legge dei gas perfetti non fornisce risultati accurati nel caso di gas reali, soprattutto in condizioni di bassa temperatura o alta pressione, mentre diventa più precisa in caso di gas rarefatti o ad alta temperatura, quando forze interatomiche e volume molecolare diventano trascurabili.
Quindi, nel caso dei gas reali l'equazione di stato dei gas perfetti deve essere modificata: il volume a disposizione del gas sarà (V - b), cioè il volume totale meno quello occupato dalle sue molecole, e la pressione invece sarà corretta di un fattore a/V2 che tiene conto delle forze di attrazione fra atomi.
Quindi l'equazione di stato dei gas reali, detta anche equazione di Van der Waals è:
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