Alessio Di Giorgio

                                                I gas

In fisica la parola gas indica uno dei tre stati di aggregazione in cui può presentarsi la materia, ciascuno caratterizzato da distinte proprietà microscopiche e macroscopiche.                                               Queste tre forme di materia sono rappresentate dai solidi, di forma ben definita, difficilmente deformabili, dai liquidi, che hanno volume proprio, ma assumono la forma del recipiente che li contiene, e dai gas, di densità inferiore a quella di liquidi e solidi, privi di volume definito, e che si espandono rapidamente riempiendo il volume dei loro contenitori.

LA LEGGE DI STATO DEI GAS PERFETTI

La teoria atomica della materia definisce gli stati di aggregazione o fasi in termini microscopici.                      Le molecole di un solido occupano posizioni fisse all'interno di un reticolo regolare e la loro libertà di movimento è limitata a piccole vibrazioni attorno ai siti reticolari. Al contrario, non vi è alcun ordine spaziale microscopico nei gas: le molecole si muovono a caso, trattenute solo dalle pareti del recipiente che lo contiene.                                                                                                 Le variabili macroscopiche che caratterizzano lo stato di un gas, quali pressione (P), volume (V) e temperatura (T), sono correlate per mezzo di relazioni empiriche.                                                                   La legge di Boyle stabilisce che in un gas, in condizioni di temperatura costante, il volume è inversamente proporzionale alla pressione; la legge di Gay-Lussac afferma che, a volume costante, la pressione è proporzionale alla temperatura assoluta. Combinando queste due leggi, si ottiene la legge generale, nota anche come equazione di stato dei gas perfetti: PV/T= R.

TEORIA CINETICA DEI GAS

L'avvento della teoria atomica permise di dare un'interpretazione teorica delle leggi empiriche che descrivono il comportamento dei gas: il volume rappresenta lo spazio disponibile al moto delle molecole; la pressione, che può essere misurata con un manometro fissato alla parete del contenitore, rappresenta la variazione media della quantità di moto delle molecole, che si verifica quando queste entrano in collisione con le pareti e vengono riflesse; la temperatura è proporzionale all'energia cinetica media delle molecole, cioè al quadrato della loro velocità media.                           La teoria che collega le proprietà dei gas alla meccanica classica prende il nome di cinetica dei gas; oltre a fornire l'interpretazione teorica dell'equazione di stato dei gas perfetti, essa consente di dedurre una serie di altre proprietà dei gas, come la legge di distribuzione delle velocità molecolari e le proprietà di trasporto.

Legge di Van der Waals

Il comportamento dei gas reali spesso si discosta anche sensibilmente da quanto previsto dall'equazione dei gas perfetti. Per fornire una buona descrizione dei gas reali sono state quindi proposte forme modificate della legge PV = nRT.                                                                    Particolarmente utile e molto nota è la legge di Van der Waals: (P + n²a/V²) (V - nb) = nRT, dove a e b non sono costanti universali, ma due parametri ai quali vanno assegnati di volta in volta valori opportuni, ottenibili sperimentalmente.                                                                                 Anche la legge di Van der Waals può essere interpretata a livello microscopico: le molecole interagiscono tra loro per mezzo di forze a corto raggio, che sono fortemente repulsive a piccola distanza, diventano debolmente attrattive a distanza media, e si annullano a grande distanz                               La repulsione tra molecole proibisce alle particelle di occupare posizioni particolarmente ravvicinate, e di conseguenza una parte dell'intero volume non è disponibile al moto casuale: nell'equazione di stato, questo volume "proibito" (b) deve essere sottratto al volume del recipiente (V), ottenendo (V - nb). Il secondo termine correttivo, a/V², descrive una debole forza attrattiva fra le molecole, che aumenta quando V diminuisce, costringendo le molecole più vicine le une alle altre.

Transizioni di fase

A basse temperature (quindi in condizioni di scarsa mobilità molecolare), o ad alte pressioni, o a volumi ridotti (ridotto spazio intermolecolare), le molecole di un gas risentono maggiormente delle forze attrattive delle altre molecole.                                                                                                                            In determinate situazioni critiche, i legami diventano così intensi che l'intero sistema entra in uno stato caratterizzato da maggiore densità e acquista un volume proprio: in altre parole si verifica una transizione di fase dallo stato gassoso a quello liquido. Queste trasformazioni vengono descritte relativamente bene dalla legge di Van der Waals, che indica anche l'esistenza di un punto critico, al di là del quale la fase liquida e quella gassosa non sono distinguibili. Queste previsioni sono confermate dalle osservazioni sperimentali: tuttavia, nella maggior parte dei casi, lo studio di tali fenomeni richiede l'uso di formule più complicate della legge di Van der Waals.