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Gas - Wikipedia

Gas

Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.

bussola Nota disambigua – Se stai cercando altre voci che possono riferirsi alla stessa combinazione di 3 caratteri, vedi GAS.

Un gas è un aeriforme caratterizzato da una temperatura critica inferiore alla temperatura ambiente; gli aeriformi per cui ciò non avviene si trovano nello stato di vapore.
In pratica, un gas può anche essere definito come un aeriforme non condensabile a temperatura ambiente.

Inoltre, per estensione, tutti gli aeriformi che si trovano ad una temperatura superiore a quella critica vengono detti gas: un esempio è dato dal vapore d'acqua, caratterizzato da una temperatura critica superiore a quella ambiente (374 °C), viene definito come "gas d'acqua" solo quando viene portato a superare questa temperatura (temperatura critica).

Il gas, come tutti gli aeriformi, rappresenta lo stato della materia in cui le forze interatomiche e intermolecolari tra le singole particelle di una sostanza sono così piccole che non c'è più un'effettiva coesione tra di esse. Gli atomi o le molecole del gas sono liberi di muoversi assumendo ciascuno una certa velocità: le particelle atomiche o molecolari del gas quindi interagiscono urtandosi continuamente l'un l'altra. 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. Un altro vincolo che può limitare il volume di un gas è un campo gravitazionale, come nel caso dell'atmosfera terrestre.

Nel linguaggio corrente si dice comunque 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).

Un gas può essere approssimato ad un gas ideale quando si trova ad una temperatura "molto maggiore" della sua temperatura critica, ossia che T > > Tcr[ (il segno ">>" si legge "molto maggiore" e convenzionalmente si intende che i due termini devono differire di almeno un ordine di grandezza). Ciò equivale a chiedere che T > 10 \cdot T_{cr}.

La temperatura critica si colloca sul punto di massimo della curva del liquido-vapore (a forma di campana). All'interno della campana, il fluido cambia di fase, mentre al di sopra resta allo stato gassoso qualunque sia la pressione cui è sottoposto. Imponendo che T > > Tcr[, la curva del liquido-vapore può non essere rappresentata nel diagramma di Andrews (diagramma pressione-volume), non è visibile se si adotta una scala normale.

Indice

[modifica] Storia della parola

La parola "gas" fu coniata da un chimico fiammingo belga Jean Baptiste Van Helmont nel 1630. Sembra derivi, come spiegò Leo Meyer, dalla trascrizione della sua pronuncia della parola greca Χαος (caos) che lui fece diventare geist; ma Weigand e Scheler interprerarono l'origine etimologica dal tedesco gascht (fermentazione): quindi sarebbe, secondo loro, inizialmente usata dal chimico Van Helmont per indicare la fermentazione vinosa. Comunque, lasciando perdere l'etimo, sappiamo per certo che il chimico di Bruxell Van Helmont all'età di 63 anni fu il primo a postulare l'esistenza di sostanze distinte nell'aria che così chiamò nei suoi saggi pubblicati dal figlio Mercurio Van Helmont. Pochi anni dopo l'irlandese chimico Robert Boyle enunciò che l'aria era costituita da atomi e da vuoto e solo dopo 140 anni le affermazioni di Boyle e di Van Helmont si dimostreranno vere.

[modifica] 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:

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, R la costante universale dei gas perfetti e T è la temperatura. 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:

Per una certa massa di gas a temperatura costante, il prodotto del volume del gas V per la sua pressione P è costante.

\left( P \cdot V \right)_T = K

Cioè per una certa massa di gas a temperatura costante, le pressioni sono inversamente proporzionali ai volumi. La figura geometrica che ha per equazione l'espressione è una iperbole equilatera. La legge di Boyle è una legge limite vale cioè con buona approssimazione ma non in modo assoluto per tutti i gas. Un gas perfetto o gas ideale che segua perfettamente la legge di Boyle non esiste. Le deviazioni dal comportamento dei gas reali sono assai piccole per un gas che si trovi a bassa pressione e ad una temperatura lontana da quella di liquefazione. La trasformazione isoterma è quindi una variazione del volume e della pressione mantenendo costante la temperatura.

Un gas perfetto che alla temperatura di 0°C occupa un volume V° e che viene riscaldato mantenendo costante la pressione occupa alla temperatura t un volume Vt espresso dalla legge

V_P = V_0 \cdot \left( 1 + \alpha_0 \cdot T \right)

in cui V0 è il volume occupato dal gas a 0°C e α0 è pari a 1/273,15. La temperatura è espressa in gradi Celsius. La trasformazione isobara è una variazione del volume e della temperatura a pressione costante. In un diagramma pressione-volume è rappresentata da un segmento parallelo all'asse dei volumi. Quindi la variazione di volume che subisce un gas per la variazione di temperatura di ogni grado centigrado ammonta a 1/273 del volume che il gas occupa a 0 centigradi.

La relazione che intercorre tra pressione-volume e quella tra temperatura e volume, permette di ricavare la relazione tra la pressione di un gas e la temperatura quando si operi a volume costante. Un gas perfetto che alla temperatura di 0°C ha una pressione p° e che viene scaldato mantenendo costante il volume si trova ,alla temperatura t,a una pressione pt espressa dalla legge:

P_T = P_0 \cdot \left( 1 + \alpha_0 \cdot T \right)

La trasformazione isocora è una variazione della pressione e della temperatura che avviene mantenendo costante il volume.


Oltre alle leggi summenzionate, per i gas perfetti vale anche la legge di Avogadro: a pari condizioni di temperatura e pressione, se due gas occupano lo stesso volume allora hanno lo stesso numero di molecole.

[modifica] I gas reali

Un tentativo di produrre un'equazione che descriva il comportamento dei gas in modo più realistico è rappresentato dall'equazione dei gas reali.
Le correzioni apportate all'equazione dei gas perfetti sono due: si tiene conto del volume proprio delle molecole, che non sono quindi più considerate puntiformi, e si considerano le interazioni tra molecole che venivano trascurate nel caso dei gas perfetti.
La prima correzione ha l'effetto di rendere non indefinitamente comprimibile il gas; il suo riscontro empirico è la liquefazione cui vanno soggetti i gas reali se compressi (e raffreddati) a sufficienza.
L'altra correzione fa sì che i gas reali non si espandano infinitamente ma arrivino ad un punto in cui non possono occupare più volume (questo perché 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 e/o alta pressione, mentre diventa più precisa in caso di gas rarefatti, ad alta temperatura e a bassa pressione, cioè quando forze intermolecolari e volume molecolare diventano trascurabili.
L'equazione dei gas reali si può ricostruire tenendo quindi conto del fatto che il volume a disposizione del gas sarà (V - nb), dove b è il volume occupato da una mole di particelle e n è il numero di moli di gas considerate, e la pressione sarà invece corretta di un fattore a/V2 che tiene conto delle forze di attrazione fra atomi. Dunque l'equazione, detta anche equazione di Van der Waals, risulta:

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

Questa equazione non é valida in ogni caso, ma solo in particolari condizioni, ma è molto importante in quanto si può identificare all'interno di essa un significato fisico. Un'equazione che invece ci da un esatta visione dello stato del gas reale è l'equazione del viriale (di cui si parla più specificamente alla parola Equazione di stato). Troviamo dei coefficienti che hanno solo significato matematico e che si trovano tabulati per ogni sostanza gassosa quali a,b,c,....

[modifica] Voci correlate

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