Concetti Chiave
- I gas reali si comportano come gas ideali a basse pressioni, dove le forze intermolecolari sono trascurabili.
- Aumentando la pressione, le forze intermolecolari diventano significative, influenzando il comportamento dei gas reali.
- La liquefazione dei gas è possibile grazie alle attrazioni intermolecolari che diventano predominanti a basse temperature.
- Riducendo la temperatura sotto il punto di ebollizione, le molecole di un gas si condensano in un liquido.
- L'incompressibilità dei liquidi è dovuta alla repulsione tra particelle quando vengono avvicinate ulteriormente.
Gas reali e liquefazione dei gas
Sono quelli che si usano nei laboratori: si comportano da gas ideali se la loro pressione è 0. Questa legge prevede come interazione tra le molecole solo gli urti: nella realtà se la pressione aumenta, e diminuisce quindi lo spazio tra di esse, entrano in gioco le forze intermolecolari che si instaurano fra di esse (legami deboli): queste forze aumentano di importanza all'aumentare della pressione, mentre a pressione bassa le molecole sono talmente distanti che queste forze intermolecolari sono trascurabili, e i gas reali si comportano pressoché come gas ideali.Liquefazione dei gas
Una conseguenza delle attrazioni intermolecolari è la possibilità di liquefare: a bassa temperatura le molecole si muovono così lentamente che le attrazioni intermolecolari possono lasciar catturare una molecola dalle altre e aderirvi anziché muoversi liberamente. Riducendo la temperatura sotto il punto di ebollizione di un gas esso si condensa a liquido, l'intero campione si condensa in una folla di particelle agitantisi ma trattenute a vicenda dalle attrazioni molecolari. L’incompressibilità dei liquidi deriva dalla repulsione che esercitano le particelle di un liquido quando vengono costrette ad avvicinarsi ulteriormente.
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