Gas: differenze tra le versioni

Versione delle 12:52, 25 apr 2005

Versione delle 14:34, 1 mag 2005

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Il '''gas''', o anche [[aeriforme]], è lo [[stati della materia|stato della materia]] al di sopra del suo [[punto di ebollizione]]: in questo stato 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.

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{{controllare|firma=Madaki|motivo=Da rivedere la definizione}}

La parola "gas" fu probabilmente coniata da un chimico Fiammingofiammingo come trascrizione della sua pronuncia della parola greca Χαος ([[caos]]).

Un '''gas''' è un [[aeriforme]] al di sopra della sua [[temperatura critica]] o meglio lo

[[stati della materia|stato della materia]] nel quale le forze interatomica e intermolecolare tra i singoli atomi o molecole si una sostanza sono così piccole che essa non adotta ne forma ne volume fisso, tendendo ad espandersi quanto possibile per occupare il il recipiente che la contiene.<br/>

Vengono anche chiamati gas le sostanze la cui temperatura critica è nettamente inferiore a quella dell'ambiente terrestre.

Nel linguaggio corrente si dice 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).

Nonostante la definizione anteriore, i gas realli non si espandono infinitamente, ma arrivano ad un punto in cui non possono occupare più volume. Questo è dovuto al fatto che tra i suoi atomi si stabilisce una forza molto piccola, dovuta al cambio casuale delle cariche elettrostatiche, chimata [[forza di Van der Waals]].

==I gas perfetti==

A causa dell'aumento dell' [[energia cinetica]] gli atomi o molecole dei gas tendono a rimbalzare tra di loro e sulle pareti del contenitore con più forza con l'aumento dell'energia. Un errore comune è pensare che queste collisioni sono essenziali per spiegare la [[pressione]] dei gas, in realtà le loro velocità casuali sono sufficienti a spiegarla. Le collisioni sono importanti solo per determinare la [[distribuzione di Maxwell-Boltzmann]].

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:

<math>P \cdot V = n \cdot R \cdot T</math>

dove P è la [[pressione]], V il [[volume]] occupato dal gas, n il numero di [[mole|moli]] del gas e R la [[costante universale dei gas perfetti]]. Per esempio, una mole di gas perfetto occupa 22,4 [[litro|litri]] a temperatura di 0ºC e pressione di 1 [[atmosfera]].

Da questa legge ne discendono poi altre due:

*La [[legge di Boyle]], a temperatura costante

<math>\left( P \cdot V \right)_T = K</math>

dove K è una costante.

*La [[legge di Gay Lussac]], a pressione costante

<math>V_P = V_0 \cdot \left( 1 + \alpha_0 \cdot T \right)</math>

in cui <math>V_0</math> è il volume ocupato dal gas a 0°C e <math>\alpha_0</math> è pari a 1/273,15. La temperatura è espressa in gradi [[Celsius]].

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 perchè 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:

<math>\left( P + n^2 \cdot \frac{a}{V^2} \right) \cdot \left( V - n \cdot B \right) = n \cdot R \cdot T</math>

Le sostanze in stato gassoso rispettano la legge dei gas ideali: PV=nRT essendo P la [[pressione]], V il [[volume]] che occupa il gas, n il numero di [[mole|moli]] del gas e R una constante del gas che dipende dalle unità che stiamo utilizzando, ad esempio R = 0,082 atmL/Kmol.<br/>

Una mole di gas corrisponde a 22,4 [[litro|litri]] di gas a temperatura di 0ºC e pressione di 1 [[atmosfera]]

La parola "gas" fu probabilmente coniata da un chimico Fiammingo come trascrizione della sua pronuncia della parola greca &Chi;&alpha;&omicron;&sigmaf; ([[caos]]).