Gas

Il gas, o anche aeriforme, è lo 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.

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

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).

I gas perfetti

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:

${\displaystyle P\cdot V=n\cdot R\cdot T}$ 

dove P è la pressione, V il volume occupato dal gas, n il numero di moli del gas e R la costante universale dei gas perfetti. Per esempio, una mole di gas perfetto occupa 22,4 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

${\displaystyle \left(P\cdot V\right)_{T}=K}$ 

dove K è una costante.

• La legge di Gay Lussac, a pressione costante

${\displaystyle V_{P}=V_{0}\cdot \left(1+\alpha _{0}\cdot T\right)}$ 

in cui ${\displaystyle V_{0}}$  è il volume ocupato dal gas a 0°C e ${\displaystyle \alpha _{0}}$  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:

${\displaystyle \left(P+n^{2}\cdot {\frac {a}{V^{2}}}\right)\cdot \left(V-n\cdot B\right)=n\cdot R\cdot T}$ 

Voci correlate

• Gas combustibili
  • Gas naturale
  • Biogas
• stati della materia
• solido
• liquido
• aeriforme
• fluido
• vapore
• Teoria cinetica dei gas

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