[ingegnerismo]

Comportamento fisico dei gas

In un gas a temperatura normale, le forze attrattive esistenti tra le molecole non sono evidentemente tali da tenere le molecole stesse legate tra loro; quando invece il gas viene portato a temperatura molto bassa, accade che le forze a corto raggio finiscono con il prevalere sulla tendenza delle molecole a restare indipendenti una dall’altra.

Quindi, cominciamo col dire che in condizioni normali di pressione (1 atm) e temperatura (25°C), le molecole sono praticamente svincolate le une dalle altre ed è il motivo per cui un gas tende sempre ad occupare tutto il volume a propria disposizione.

Per caratterizzare un gas abbiamo allora bisogno di diversi parametri, al contrario dei liquidi o dei solidi, per i quali basta spesso anche un solo parametro: per esempio, quando noi parliamo di 1 litro di acqua, non c’è possibilità di confusione, in quando è lecito trascurare il fenomeno della “dilatazione cubica” dei liquidi (in relazione a sbalzi di pressione o di temperatura), per cui, ad 1 litro di acqua corrisponderà sempre un preciso volume; stessa cosa per i solidi: per studiare una sostanza allo stato solido non è in genere necessario specificare sotto quali condizioni sperimentali conduciamo la nostra analisi.

Le cose sono diverse quando parliamo di un gas, soprattutto perché, per questo stato di aggregazione, la quantità è cosa ben diversa dal volume che la contiene: data una certa massa m di un gas, ossia una certa quantità di tale gas, è necessario utilizzare, per condurre ulteriori analisi, altri parametri che sono precisamente la pressione P, il volume V del recipiente che contiene il gas e la temperatura T alla quale il gas si trova.

Di queste quattro quantità (P, V, T, m), ognuna può essere espressa in funzione delle altre 3: mentre nei solidi e nei liquidi noi trascuriamo quasi sempre la dipendenza di V ed m da P e T, lo stesso non possiamo fare per i gas, dove è corretto parlare di un certo volume solo se specifichiamo in quali condizioni di pressione e temperatura lo consideriamo. Difatti, solo così possiamo ricavarci quanta massa di gas abbiamo a disposizione.

In generale, dunque, lo stato termodinamico di una certa sostanza, sia essa allo stato solido, liquido o gassoso, va definito attraverso queste 4 grandezze che noi chiameremo “parametri di stato”. È possibile (oltre che necessario ai fini pratici) trovare una relazione che leghi in qualche modo questi parametri, in modo da poterne ricavare uno a partire dagli altri 3: a tale relazione noi daremo il nome di “equazione di stato”.

I gas sono dunque formati da molecole che possono muoversi liberamente in tutto lo spazio messo a loro disposizione; esse si urtano tra loro e rimbalzano in modo elastico (senza cioè perdere o assorbire energia) contro le pareti del recipiente che le contiene.

Le caratteristiche dei gas sono essenzialmente le seguenti:

• bassa densità;
• elevata comprimibilità (intesa come rapporto tra la variazione di volume subita dal gas e la variazione di pressione che l’ ha provocata);
• bassa viscosità (che è una caratteristica legata all’attrito tra le molecole; essa provoca, in un fluido che scorre in un condotto, un rallentamento del moto di traslazione tanto maggiore quanto minore è la distanza delle molecole dalle pareti).

La pressione che un gas esercita su una superficie è pari alla forza, per unità di superficie, provocata dagli urti delle molecole contro la superficie stessa. Dato che il moto caotico delle molecole avviene in ogni direzione, la pressione esercitata dal gas è identica su tutte le superfici con le quali esso si trova in contatto. Per via della bassa densità dei gas (che è circa 3 ordini di grandezza inferiore a quella dei liquidi corrispondenti), possiamo anche trascurare, sempre ai fini della pressione, l’influenza della forza di gravità sulle molecole del gas.

Se vogliamo misurare la pressione esercitata da un gas racchiuso in un recipiente dobbiamo usare il cosiddetto “manometro”. Chiaramente, esistono vari tipi di manometri, a seconda dei valori di pressione che ci si accinge a misurare e dalle condizioni in cui andranno effettuate le misure.

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Gas nobili

Si definiscono gas nobili (impropriamente detti anche gas rari) quei gas costituiti da atomi con gusci elettronici completi; essi sono: elio (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xeno (Xe) e radon (Rn). Sono gas inerti che costituiscono il gruppo 18 della tavola periodica secondo l’attuale nomenclatura IUPAC. I gas nobili sono tutti gas monoatomici, non facilmente liquefacibili, tipicamente non reattivi, presenti nell’atmosfera in percentuali varie.

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Gas perfetti o ideali

Si definisce gas perfetto (o gas ideale) un gas che obbedisce alle leggi di Boyle e di Gay-Lussac. Il modello del gas perfetto permette di spiegare il comportamento dei gas avvalendosi della teoria cinetico-molecolare; ecco le caratteristiche di un gas ideale:

• l’energia cinetica media delle molecole del gas (moto di agitazione termica) è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta;
• le molecole del gas non si attraggono reciprocamente, pertanto le forze di interazione a distanza e qualunque altro tipo di energia diversa dall’energia cinetica sono nulle. In un gas reale la situazione è generalmente più complessa, perché esistono, anche se molto deboli, delle forze di coesione reciproche tra le molecole del gas, ed inoltre queste possiedono anche una certa energia potenziale (gravitazionale). Inoltre, in un gas reale soggetto a compressione le distanze tra le molecole diventano troppo piccole per poter trascurare le reciproche forze di coesione, mentre in un gas a temperatura molto bassa gli urti tra le particelle divengono talmente sporadici da non essere significativi. Tuttavia, il comportamento di un gas reale, a condizione che sia sufficientemente rarefatto, può essere assimilato a quello di un gas perfetto. Per tale ragione i gas, a differenza dei solidi e dei liquidi, non hanno forma propria e tendono ad espandersi occupando l’intero volume del loro recipiente;
• il volume occupato dalle molecole è trascurabile, anche questa caratteristica è valida per i gas reali in quanto le particelle vengono assunte come puntiformi;
• le molecole interagiscono tra loro e con le pareti del recipiente mediante urti perfettamente elastici (ovvero non vi è dispersione di energia cinetica durante gli urti) gli urti contro le pareti determinano la pressione esercitata dal gas;
• le molecole del gas ideale sono assunte come delle sferette rigide, aventi tutte massa identica ed un volume proprio (covolume) trascurabile rispetto a quello occupato dall’intero gas;
• il moto delle molecole è casuale e disordinato in ogni direzione ma soggetto a leggi deterministiche.

Conseguenza di ciò:

• un gas ideale non può essere liquefatto per sola compressione, ossia non subisce trasformazioni di stato;
• il calore specifico è costante, mentre nei gas reali è funzione della temperatura;
• l’energia interna di un gas perfetto è data solamente dall’energia cinetica, non da quella potenziale; essa rimane costante e non viene dissipata.