I GAS, gas ideali, Leggi isobara, isoterma, isocora, miscele di gas

I gas

I gas rappresentano il massimo grado di libertà in un sistema con particelle non tenute insieme, se non forse da forze deboli.

• Il volume dei gas cambia significativamente con la pressione.
• Il volume dei solidi e dei liquidi non è apprezzabilmente influenzato dalla pressione.
• Il volume dei gas cambia significativamente con la temperatura.
• I gas si espandono se riscaldati e si contraggono se raffreddati.
• La variazione di volume è da 50 a 100 volte maggiore per i gas rispetto a liquidi e solidi.
• I gas fluiscono liberamente.
• I gas hanno densità relativamente basse.
• I gas sono miscibili in tutte le proporzioni.

Forma e volume

I gas non hanno forma propria e volume proprio. Prendono la forma del recipiente e il volume del recipiente.

Leggi fisiche e gas ideali

Lo studio del comportamento di sostanze gassose diverse ha mostrato che seguono con buona approssimazione leggi sperimentalmente derivate, indipendentemente dalla natura del gas. Tali leggi sono pertanto leggi fisiche che descrivono il comportamento dei gas al variare di variabili fisiche quali volume, pressione e temperatura. Per questo è stato definito il gas ideale (che non esiste) che obbedisce perfettamente a queste leggi.

Caratteristiche del gas ideale

• Particelle puntiformi prive di volume proprio.
• Non esistono interazioni tra le particelle se non gli urti elastici fra di esse e con le pareti del recipiente.
• Le particelle sono in continuo moto casuale.

Nota: I gas reali, in condizioni di pressione e temperatura vicine a quelle ambientali, si comportano con buona approssimazione come i gas ideali, mentre alle alte pressioni e alle basse temperature manifestano deviazioni più o meno marcate rispetto alle leggi dei gas ideali, in quanto diventano non più trascurabili il volume proprio delle molecole (rispetto al volume del gas stesso) e la reciproca attrazione tra le molecole.

Unità di misura

• Volume
  • Vo 3m SI
  • 3dm, l, ml
  • 1l di acqua → 1dm³
• Pressione
  • Forza per unità di superficie (Pa=N/m²)
  • Bar (10⁵ Pascal)
  • Atm (forza esercitata sulla superficie di 1cm² da una colonna di Hg alta 76 cm a 0° in un luogo dove l’accelerazione di gravità è di 9,81 m/s²)
  • Torr o mmHg
  • 1atm= 760 Torr o mmHg = 101325 Pa
  • 1mmHg= 1/760 atm
• Temperatura
  • Scala centigrada t°C
  • 0°C=temperatura di congelamento H₂O (a P=1 atm)
  • 100°C=temperatura di ebollizione H₂O (a P=1 atm)
  • Scala assoluta T(K) nel SI
  • T(K)=t(°C) +273.15
  • 273.15 K temperatura di congelamento dell’acqua
  • 373.15 K temperatura di ebollizione dell’acqua

Effetto della pressione atmosferica

Un recipiente metallico pieno d’aria: la pressione atmosferica esercitata sulla superficie interna è uguale a quella esercitata sulla superficie esterna. Quando si estrae l’aria dal recipiente, la pressione atmosferica lo schiaccia.

Legge isoterma di Boyle

A temperatura costante, il volume occupato da una quantità fissa di un gas è inversamente proporzionale alla pressione esterna.

• P aumenta se V diminuisce
• P diminuisce se V aumenta

Ovvero, considerando due diversi stati del gas alla stessa temperatura: P₁V₁ = P₂V₂

Legge isobara di Charles

A pressione costante, il volume occupato da una quantità fissata di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura.