Gas: differenze tra le versioni

Versione delle 12:05, 25 apr 2005

Versione delle 12:52, 25 apr 2005

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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]].

Le sostanze in stato gassoso rispettano la legge dei gas ideali: PV=nRT essendo P la [[presionepressione]], 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]]