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Le leggi dei Gas Perfetti o Ideali

Le variabili di stato di un gas che ne influenzano il comportamento sono Temperatura (T), Pressione (p), Volume (V).

Le Leggi dei gas perfetti, o ideali, definiscono come queste variabili influenzino lo stato dei gas. Queste leggi sono quattro. Nelle prime tre una variabile viene mantenuta costante per vedere come variano le altre due. L’ultima legge mette in relazione tutte e tre le variabili.

Legge di Boyle (isotermia):

[math]p[/math]
[math]V=K\ \ \ \ (T=costante)[/math]


Esprime la relazione tra pressione e volume a temperatura costante. A temperatura costante, quindi, il volume occupato da un gas è inversamente proporzionale alla pressione del gas. In altre parole: maggiore la pressione del gas, minore il volume da lui occupato.

Legge di Charles (isobara):

[math]V_t=V_0[/math]
[math](1+αT)\ \ \ \ (p=costante)[/math]


[math]α[/math]
è il coefficiente di espansione ed è una costante che vale 1/273.


Esprime la relazione tra volume e temperatura a pressione costante. A pressione costante, quindi, il volume occupato da un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura. In altre parole: all’aumentare della temperatura aumenta il volume occupato dal gas e questo aumento è pari a 1/273 del volume occupato dal gas alla temperatura di 0° C

[math](V_0)[/math]
per ogni grado di incremento della temperatura,
[math](V_t)[/math]
.

A -273°C (che corrisponde a 0° Kelvin) il volume di un gas si annulla:

[math]V_t=V_0[1+α(-273°C)]=V_0(1-\frac{273}{273})=V_0[/math]
[math]0=0[/math]


In realtà questo non accade, perchè con il diminuire della temperatura il gas diventa prima liquido e poi solidifica.

Legge di Gay Lussac (isocora):

[math]p_t=p_0[/math]
[math](1+αT)\ \ \ \ (V=costante)[/math]


[math]α[/math]
è il coefficiente di espansione ed è una costante che vale 1/273.


Esprime la relazione tra pressione e temperatura a volume costante. A volume costante, quindi, la pressione di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura. In altre parole, all’aumentare della temperatura aumenta la pressione occupata dal gas e questo aumento è pari a 1/273 della pressione esercitata dal gas alla temperatura di 0° C

[math](p_0)[/math]
per ogni grado di incremento della temperatura,
[math](p_t)[/math]
. Ricordiamo che
[math]p_0[/math]
è la pressione del gas alla temperatura di 0° C e questa è un valore costante.


Equazione dei Gas Perfetti o Legge Universale dei Gas:

[math]P[/math]
[math]V=nRT[/math]


dove, n = numero di moli e R = costante universale dei gas e può assumere valori diversi a seconda dell’unità di misura considerata.

Questa equazione rappresenta una generalizzazione della legge di Boyle, di Charles e di Avogadro (secondo la quale il volume di un gas è proporzionale al numero di moli di gas presenti). Questa formula, per i gas ideali, si applica bene anche ai gas reali per valori di pressione non troppo alti e per valori di temperatura non troppo vicini alla temperatura di liquefazione del gas.

I Gas Ideali, infatti, sono gas aventi un comportamento ideale e non esistono in natura. Le Leggi dei Gas sono valide per i gas reali solo in determinate condizioni ambientali, nelle quali i gas reali si comportano in modo simile ai gas ideali.

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