Gas reali

Assunzioni della legge dei gas ideali

La legge dei gas ideali si basa su una serie di assunzioni sulle particelle di gas.

1. Tutte le particelle di gas sono in costante movimento e le collisioni tra le molecole di gas e le pareti del contenitore causano la pressione del gas.
2. Le particelle sono così piccole che il loro volume è trascurabile rispetto al volume occupato dal gas.
3. Le particelle non interagiscono. Non ci sono forze attrattive o repulsive tra loro.
4. L’energia cinetica media delle particelle del gas è proporzionale alla temperatura.

La prima assunzione è vera a qualsiasi temperatura superiore allo zero assoluto.
La quarta assunzione è vera per le piccole molecole di gas. Quando ci sono più atomi in una molecola, parte dell’energia interna va nelle vibrazioni molecolari piuttosto che nel movimento traslazionale. In molecole molto grandi, questa può essere una parte significativa dell’energia totale, quindi il KEave sarebbe un po’ più basso di quanto previsto dalla legge dei gas ideali. (Discuteremo le vibrazioni molecolari più in dettaglio la prossima volta.)

Volume atomico/molecolare

Per la maggior parte dei gas a pressione atmosferica, il volume della particella di gas è davvero insignificante. Guardiamo l’elio, per esempio, con un raggio atomico di 31 x 10-12 m.

volume dell’atomo di elio = 4/3r3 = (4/3)(3,1415)(29791 x 10-36 m3) = 1,2 x 10-31 m3
volume di 1.0 mol atomi di He = 1,2 x 10-31 m3 x 6,02 x 1023
= 7,5 x 10-8 m3 = 7,5 x 10-8 m3 x 103 L/m3 = 7,5 x 10-5 L

Sappiamo che 1,0 mol di gas dovrebbe occupare 24,47 L di volume. Gli atomi di elio occupano 7,5 x 10-5/24,47 o lo 0,00031% del volume del gas.
Per molecole di gas molto grandi e a pressioni molto alte, il volume delle particelle può diventare significativo. C’è una correzione alla legge dei gas ideali che può essere applicata in queste condizioni e che tiene conto del volume reale disponibile.

Interazioni atomiche/molecolari

Tutti gli atomi e le molecole in fase gassosa hanno interazioni sia repulsive che attrattive con altri atomi e molecole. La maggior parte del volume di qualsiasi atomo è dovuto alla sua nube elettronica caricata negativamente. L’interazione elettrostatica di qualsiasi due aree della stessa carica è repulsiva, quindi quando due atomi si incontrano nella fase gassosa le loro nuvole di elettroni tendono a spingerli lontano. L’interazione repulsiva è particolarmente forte quando il gas è sotto alta pressione perché il numero di collisioni tra le particelle del gas aumenta con la pressione. Come influisce questa interazione sulla pressione? Ricorda che la pressione è dovuta alla forza delle particelle di gas con un’area unitaria del contenitore. Le particelle di gas colpiranno la parete del contenitore con un po’ più di forza se sono state spinte dalla nuvola di elettroni di un’altra particella. La posizione di una nuvola di elettroni intorno a una particella di gas non è costante. Può fluttuare e quindi lasciare la particella con parti parzialmente positive e parti parzialmente negative. La nuvola elettronica negativa di un altro atomo in fase gassosa sarebbe elettrostaticamente attratta dalla parte positiva della prima particella. Alcune molecole di gas hanno dipoli permanenti, aree di eccesso di carica positiva e di eccesso di carica negativa, dovuti a legami polari. Le forze attrattive tra le particelle della fase gassosa sono chiamate forze di van der Waals. Nella misura in cui le particelle del gas si attaccano tra loro, anche molto brevemente, il numero di particelle libere si riduce insieme alla pressione del gas.

C’è una correzione alla legge dei gas ideali che può essere applicata per tenere conto dei piccoli cambiamenti di pressione che risultano dalle forze interparticellari.