Stato gassoso
Lo stato gassoso è uno dei tre stati fondamentali di aggregazione della
materia.
A differenza degli stati liquido e solido, quando un corpo si trova allo
stato gassoso tende a occupare tutto il volume a disposizione, cioè se posto
entro un contenitore lo riempie completamente e in assenza di pareti si espande
indefinitamente.
Quasi tutti gli organismi viventi che si trovano sulla Terra necessitano
dell'aria, un gas che è composto principalmente da azoto
e da ossigeno nel rapporto di circa 4:1. In
molti paesi del mondo il riscaldamento è a gas naturale, e i veicoli a motore,
gli aerei e i veicoli spaziali sono mossi da motori a gas caldi.
Il comportamento dei gas è regolato da leggi (v. gas, leggi dei) che, se
rispettate rigorosamente, fanno classificare il gas come ideale
(ciò infatti rappresenta un caso limite), mentre quando sono osservate
strettamente solo in condizioni di particolare rarefazione il gas è definito reale.
Un gas reale segue il comportamento ideale se le sue molecole si trovano a
distanze sufficientemente grandi in modo che l'attrazione intermolecolare sia
trascurabile. Lo studio della dipendenza del volume di una data quantità di gas
dalla pressione, a temperatura costante, permise di formulare la legge
di Boyle (1662), mentre la dipendenza del volume dalla temperatura a
pressione costante condusse alle leggi
di Charles (1787) e di Gay-Lussac
(1802). Queste leggi sono contenute nella relazione
PV/T = costante,
dove P è la pressione, V il volume e T la temperatura termodinamica
assoluta. Questa equazione, associata con la legge
di Avogadro (1811), conduce all'equazione dei gas perfetti (o ideali)
PV = RT,
dove V è il volume di una mole di gas perfetto ed R è una costante
universale. Spesso questa equazione descrive con buona approssimazione la
relazione tra P, V e T anche per i gas reali; in qualche caso l'equazione viene
modificata per rendere conto ancora meglio del comportamento dei gas reali. (v.
Van der Waals, equazione di). L'equazione usata generalmente per il calcolo
numerico è lo sviluppo in serie di potenze di 1/V (o di P) proposta nel 1901 da
Kamerlingh Onnes.
Molte delle proprietà dei gas osservate sperimentalmente si possono spiegare o
prevedere per mezzo della termodinamica statistica. In questa trattazione si
calcolano le grandezze meccaniche relative a una singola molecola e quindi si
moltiplica per il numero di tutte le molecole che si muovono nello stesso modo.
Il prodotto è proporzionale alla pressione e l'energia cinetica per mole che ne
deriva è uguale a (3/2)RT. Inoltre, per mezzo della teoria cinetica si possono
calcolare la conducibilità termica, la viscosità e il coefficiente di
diffusione. Generalmente nei gas la conducibilità termica e la viscosità sono
molto più basse che nei liquidi e nei solidi, mentre il coefficiente di
diffusione è molto più elevato: pertanto le proprietà isolanti delle sostanze
allo stato solido migliorano con l'introduzione di aria.
Tutte le particelle di un gas possiedono energia traslazionale, ma le molecole
costituite da più atomi hanno anche energia rotazionale e vibrazionale. Non
tutte le molecole di un gas possiedono la stessa energia, ma la meccanica
statistica fornisce la più probabile distribuzione dell'energia tra le molecole
ad una temperatura assegnata. La
temperatura è una misura dell'energia cinetica media del gas. Per ogni
sostanza gassosa esiste una certa temperatura, detta critica,
al di sopra della quale la sostanza non può essere liquefatta aumentando la
pressione.
Tutte le sostanze possono essere portate allo stato gassoso aggiustando
opportunamente la temperatura e la pressione; tuttavia nelle condizioni normali
sulla Terra (0°C e 1 atm) solo poche sostanze sono dei gas. Tra le più comuni
ricordiamo l'azoto e l'ossigeno elementari, il biossido
di carbonio e il vapor d'acqua, che sono i costituenti principali
dell'atmosfera terrestre. Altri gas importanti sono l'idrogeno, il metano, l'ammoniaca
e l'idrogeno cloruro (o acido cloridrico).
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