Prende il nome di gas quello stato di aggregazione della materia nel quale essa non ha né forma né volume propri, ma assume la forma del recipiente che la contiene, e ne occupa tutto il volume. In generale è lo stato in cui tutte le sostanze si trovano quando vengono portate a temperatura sufficientemente elevata. Il gas perfetto è un gas composto da atomi elementari che non interagiscono uno con l’altro ed è quindi molto rarefatto, inoltre un gas si avvicina ad un gas perfetto quando la sua temperatura è lontana dalla temperatura di liquefazione (passaggio dallo stato aeriforme a quello liquido. Il gas perfetto, detto anche gas ideale, in natura non esiste, però alcuni gas come l’idrogeno o l’elio, si approssimano bene al comportamento del gas perfetto; questi gas ideali ubbidiscono a leggi molto semplici, per cui è possibile studiarne facilmente il comportamento, dopodichè, facendo riferimento ai gas reali, sarà opportuno adattare i risultati che si otterrebbero con un gas perfetto, introducendo le opportune varianti.

Un gas può essere studiato sia dal punto di vista microscopico che dal punto di vista macroscopico. Secondo il primo tipo di studio, il gas viene considerato come un insieme di singole particelle ognuna dotata delle sue proprie caratteristiche e quindi è necessario conoscere massa, posizione e velocità di ognuna di esse; ma visto che un piccolo campione di gas contiene un numero elevatissimo di particelle risulterebbe estremamente complesso gestire tutti questi dati. Scegliendo il secondo tipo di studio, si ignorano le molecole e si cerca di descrivere il gas nella sua globalità mediante grandezze chiamate coordinate termodinamiche. Le coordinate termodinamiche sono grandezze fisiche in grado di fornirci informazioni riguardo lo stato interno del sistema, in maniera tale da poterne descrivere il comportamento; queste grandezze sono: temperatura, pressione e volume. La parte di spazio o di materia che viene studiata attraverso le coordinate termodinamiche, invece viene detta sistema termodinamico.

In ogni caso per poter studiare un gas tramite le coordinate termodinamiche è necessario tenerne costante una per poter capire quale relazione ci sia tra le altre due. Le tre leggi più importanti che regolano il comportamento di un gas perfetto sono: Vi sono inoltre altre tre leggi che descrivono il comportamento dei gas:

In una trasformazione isoterma pressione e volume sono grandezze inversamente proporzionali. ISOTERMA: Trasformazione nella quale la temperatura del gas rimane costante. ISOTERMA: Trasformazione nella quale la temperatura del gas rimane costante. Se rappresentiamo sul piano cartesiano la legge di Boyle e Mariotte si otterrebbe un ramo di iperbole. p(Pa) V (m 3 )

Poniamo il gas in un cilindro graduato sormontato da un pistone libero di scorrere senza attrito. Sul pistone poniamo un pesetto e, quando il pistone si è fermato, determiniamo il valore del volume. Dato che la sezione S è costante, per aumentare la pressione P, essendo P=F/S, basta aumentare la forza F, cioè il numero dei pesetti. In effetti, mettendo sul pistone due e poi tre pesetti, vediamo che il volume man mano diminuisce.

In una trasformazione isobara le variazioni di temperatura e le corrispondenti variazioni di volume sono direttamente proporzionali. Il valore k/V 0 non è solo costante per il gas preso in esame, ma resta invariato per tutti i gas e si indica con α. ISOBARA: Trasformazione nella quale la pressione del gas rimane costante. ISOBARA: Trasformazione nella quale la pressione del gas rimane costante.

Prendiamo in esame un cilindro con un volume V di gas e mettiamo su un pistone scorrevole senza attrito due pesetti, senza mai cambiarli, allo scopo di mantenere così costante la pressione. Se riscaldiamo allora il gas e di misuriamo ogni tanto temperatura t e volume V occupato, notiamo che all’aumentare della temperatura aumenta con proporzionalità diretta anche il volume.

la pressione aumenta all’aumentare della temperatura secondo una relazione lineare. Dove p t è la pressione alla temperatura generica t, p 0 è la pressione alla temperatura t 0 0°C, α è la costante che per tutti i gas vale 1/273°C -1 e Δt=t-t 0 è la variazione di temperatura. ISOCORA: Trasformazione nella quale il volume del gas rimane costante. ISOCORA: Trasformazione nella quale il volume del gas rimane costante. la variazione di pressione  p è direttamente proporzionale alla variazione di temperatura. In una trasformazione isocora di un gas:

Dopo aver introdotto nel cilindro una certa quantità di gas, riscaldiamo il sistema, misurando regolarmente la temperatura e la pressione. Poiché il volume V deve restare invariato e il gas ovviamente tende ad espandersi, dobbiamo disporre sul pistone un numero di pesetti via via crescente.

P(Pa) V (m 3 ) isobara P(Pa) V (m 3 ) isocora Riportando sul piano cartesiano le due leggi di Gay-Lussac si ottengono i seguenti andamenti: I legge di Gay-LussacII legge di Gay-Lussac

La pressione esercitata da un miscuglio gassoso è pari alla somma delle pressioni parziali che ciascun gas eserciterebbe da solo occupando lo stesso volume nel miscuglio. L'aria è composta dal 78% di azoto, dal 21% di ossigeno e da piccole quantità di altri gas come anidride carbonica, vapor acqueo e gas nobili. La pressione dell'aria è la somma delle pressioni parziali esercitata da ciascuno dei gas che la compongono. Questi si comportano come se occupassero da soli un dato volume, si ha cioè che la pressione parziale di un gas non influisce su quella di un altro. +=

Il comportamento descritto da tre coordinate termodinamiche di una quantità stabilita di gas perfetto è caratterizzato da una regola: solo due coordinate su tre possono essere fissate a piacere, in quanto la terza viene determinata automaticamente dal gas stesso. Questa è una conseguenza delle tre leggi analizzate finora, che è possibile sintetizzare in un’unica relazione valida in ogni situazione, purché non avvengano reazioni chimiche e non ci siano cambiamenti di stato. Si tratta appunto dell’equazione di stato dei gas perfetti: p è la pressione in Pa V è il volume in m 3 n è il numero di moli in mol R è la costante universale dei gas ( ) T è la temperatura assoluta in K La costante universale R uguale per tutti i gas dipende dal fatto che i gas, se molto rarefatti, tendono a comportarsi tutti allo stesso modo.

La scala assoluta o scala Kelvin è quella usata nel SI ed associa il valore 0 k (zero Kelvin) allo stato termico che nella scala Celsius corrisponde a –273°C poiché questo è un valore limite al di sotto del quale non si può mai scendere (zero assoluto). Per comprenderne il motivo bisogna riprendere la prima legge di Gay-Lussac con l’intenzione di voler calcolare il volume di un gas a T=0 k ovvero t=-273°C. Ciò vale a dire che quando la temperatura è uguale a -273°C (0 K) si ha che il volume diventa 0, dunque se ipotizzassimo temperature inferiori a -273 avremo addirittura dei volumi con valore negativo, senza alcun significato.

Volumi eguali di gas diversi, a parità di pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole. Il principio di Avogadro dà la possibilità di instaurare un legame tra la macrofisica e la microfisica permettendo di calcolare le masse degli atomi in unità di massa e non solo in termini relativi. La mole (mol) è un’unità di misura del SI ed è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguale al numero di atomi contenuti in 12g di carbonio-12, ossia 6,02*10 23 particelle. Nel caso delle sostanze allo stato aeriforme poi Avogadro dimostrò che una mole di gas occupa sempre lo stesso volume se temperatura e pressione restano costanti. Per convenzione i chimici si riferiscono al volume occupato da un gas alla temperatura di 0°C ed alla pressione di 1 atm (queste condizioni sono dette condizioni standard o TPS) che è sempre di 22,4l.

La Legge di Henry riguarda la solubilità dei gas nei liquidi: Un gas che esercita una pressione sulla superficie di un liquido, vi entra in soluzione finché avrà raggiunto in quel liquido la stessa pressione che esercita sopra di esso. Quando all’interno del liquido la pressione del gas entrato in soluzione raggiunge lo stesso valore della pressione esercitata dallo stesso gas all’esterno, il liquido si definisce saturo di quel gas a quella pressione. Tale stato di equilibrio permane fino a quando la pressione esterna del gas resterà inalterata, altrimenti, se essa aumenta, altro gas entrerà in soluzione; se diminuisce, il liquido si troverà in una situazione di sovrasaturazione ed il gas si libererà tornando all’esterno fino a quando le pressioni saranno nuovamente equilibrate. La velocità, con cui un gas entra in soluzione o si libera, varia in funzione della differenza delle pressioni (esterna e interna) ed è condizionata dalla sua composizione molecolare e dalla natura del liquido solvente. Il fenomeno di decompressione, se avviene velocemente (a causa di una repentina diminuzione della pressione esterna del gas), si dice tumultuosa perché provoca la formazione di numerosissime bolle, così come succede quando stappiamo una birra o uno spumante. Un aspetto fondamentale sta nel fatto che ogni gas, così come specificato nell’argomento relativo alla Legge di Dalton, entra in soluzione o si libera indipendentemente da ciò che fanno gli altri gas presenti.

Le tre leggi più importanti che regolano il comportamento di un gas perfetto sono: Vi sono inoltre altre tre leggi che descrivono il comportamento dei gas: In ogni caso per poter studiare un gas tramite le coordinate termodinamiche è necessario tenerne costante una per poter capire quale relazione ci sia tra le altre due.

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