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I gas

I gas, a differenza dei solidi e dei liquidi, non hanno forma nè volume propri. Se contenuti in un recipiente tendono ad occupare tutto il volume a disposizione. Questo processo viene chiamato diffusione, cioè le molecole del gas tendono spontaneamente da una regione all'altra. Rispetto ai liquidi e ai solidi le forze di interazione tra le molecole sono estremamente deboli, per cui le molecole di un gas sono quasi del tutto libere di muoversi in modo caotico urtando continuamente tra loro e con le pareti del recipiente. Per analizzare il comportamento fisico di un gas fu introdotto nel 1859 da Maxwell e Bolzman un modello fisico, chiamato modello cinetico dei gas ideali o perfetti. Il comportamento dei gas reali si avvicina a tale modello con ottima approssimazione per temperature sufficientemente elevate per discostarsi lievemente per temperature più basse.
I capisaldi di tale modello sono:
1)le molecole di un gas hanno tutte la stessa massa e sono soggette ad un moto incessante e totalmente casuale(la massa di ciascuna molecola è cosi piccola che gli effetti gravitazionali sono trascurabili).

2)le distanze tra le molecole di un gas sono mediamente grandi rispetto alle dimensioni delle molecole, cioè esse si possono considerare puntiformi. In tal modo il covolume(volume di ingombro delle molecole) è nullo per cui il volume a disposizione coincide con il volume del recipiente.

3)le molecole di un gas non esercitano alcuna forza le une sulle altre tranne al momento dell'urto in cui si manifestano delle intense forze impulsive capaci di modificare modulo e direzione della velocità.

4)gli urti tra le molecole del gas e quelli tra le molecole del gas e le pareti del recipiente che le contiene sono perfettamente elastici, per cui l'energia cinetica si conserva.

In tale modello la temperatura, che è un parametro macroscopico, è legata, dal punto di vista microscopico, alla velocità quadratica media di traslazione, cioè alla media della somma dei quadrati delle molecole. Se due gas hanno temperature diverse significa che le molecole del gas più caldo hanno mediamente velocità maggiore, anche se ci possono essere alcune molecole del gas più freddo aventi velocità maggiore. La pressione di un gas, altro parametro macroscopico, misurabile mediante opportuni strumenti, è legata, dal punto di vista microscopico, all'entità e al numero degli urti delle molecole con le pareti del recipiente. Poichè il numero degli urti è proporzionale al numero delle molecole e l'entità di tali urti è proporzionale all'energia cinetica media dipendente dalla velocità quadratica media, ne consegue che la pressione di un gas dipende dalla quantità di gas presente nel recipiente e dalla temperatura. Nei gas reali invece, il volume di ingombro è diverso da 0 e le forze di interazione non sono nulle, per cui è necessario apportare, teoricamente, degli opportuni correttivi alle equazioni che descrivono i gas al fine di tenere conto di queste caratteristiche.

Esistono 3 leggi dei gas perfetti o ideali: la legge di Boyle, la legge di Charles e la legge di Gay-Lussac.
La legge di Boyle afferma che il prodotto della pressione per il volume di un gas è costante ad una determinata temperatura.
La legge di Charles coincide come forma alla legge della dilatazione dei liquidi e dei solidi e afferma che a pressione costante il volume aumenta all'aumentare della temperatura.
La legge di Gay-Lussac afferma che a volume costante la pressione aumenta.
Queste 3 leggi possono essere riunite in un unica formula, equazione di stato dei gas ideali: PV = mRT
dove:
P=pressione
V=volume
T=temperatura assoluta in gradi Kelvin
m=numero di moli del gas
R=costante universale dei gas ideali

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