gas

gas

Stato di aggregazione della materia in cui atomi e molecole sono legati da forze di coesione molto deboli; è quindi caratterizzato dalla tendenza a espandersi e a occupare tutto il volume disponibile. Lo stato di g. dipende dalle condizioni di temperatura e pressione, dal volume, dal numero di molecole. Le leggi fondamentali (di Boyle, Gay-Lussac ecc.) che stabiliscono relazioni tra queste grandezze e le loro variazioni sono unificabili nell’equazione di stato pV=nRT, che lega le variabili termodinamiche p, V e T, con n numero di moli, quindi pari a m/M (m massa del g. in questione espressa in grammi, M massa molecolare) e R, costante dei g., pari a 8,314 joule/K∙mole. I g. che obbediscono esattamente a questa legge sono chiamati g. perfetti e la relazione precedente è la cosiddetta ‘equazione di stato dei g. perfetti’. Il comportamento dei g. perfetti è perciò indipendente dalla natura del gas.

Gas reali

Per descrivere il comportamento dei g. reali, che presentano deviazioni più o meno accentuate dai g. perfetti, sono state proposte diverse equazioni; di J.D. van der Waals (1873) è l’equazione (p+n²a/V²)(V−nb)=nRT, dove a e b sono due grandezze dipendenti dal g. in esame e le altre grandezze hanno lo stesso significato che assumono nell’equazione di stato dei g. perfetti: a dà conto delle azioni intermolecolari (nulle in un g. perfetto), mentre b, detto covolume, dà conto del volume proprio delle molecole (assunto nullo per un g. perfetto). A differenza dei g. ideali, quelli reali possono essere liquefatti per semplice compressione quando si trovano a una temperatura inferiore a quella detta critica, caratteristica di ogni gas.

Teoria cinetica dei gas

Le proprietà macroscopiche (temperatura, pressione ecc.) di un g. possono essere derivate con metodi statistici da quelle microscopiche (molecolari) attraverso la teoria cinetica. Il g. viene trattato come un insieme di numerosissime molecole in moto incessante, con distanze reciproche grandi rispetto alle loro dimensioni: ogni molecola per la maggior parte del tempo non risente dell’azione delle altre e solo di tanto in tanto collide con esse o con le pareti del recipiente (condizioni verificate entrambe da un g. perfetto). Nella teoria cinetica si ammette che gli urti tra le particelle e tra queste e la parete del recipiente siano perfettamente elastici. Nell’ambito della teoria cinetica si può derivare l’equazione di stato e si trova che la temperatura del g. è proporzionale al quadrato della velocità delle molecole e dunque anche all’energia cinetica media molecolare. Tale risultato è un caso particolare di risultati più generali che si ottengono dalla legge di distribuzione, nota come distribuzione di Maxwell-Boltzmann.

Per l’importanza del g. combustibile come fonte di energia e come risorsa naturale ➔ fonti energetiche; gas naturale.