Principi Fondamentali dei Gas: Proprietà, Leggi e Comportamento Termodinamico

Proprietà e Composizione dell'Aria

Le prime proprietà osservate nei gas sono la trasparenza, la capacità di compressione, l'espansione e la diffusione.

La Pressione dell'Aria

La pressione dell'aria è stata oggetto di uno studio quantitativo, la cui misura è indispensabile per stabilire le leggi dei gas.

La Composizione Chimica dell'Aria

L'atmosfera terrestre è una miscela di gas. Quattro di questi costituiscono circa il 99% del volume complessivo dell'aria e sono spesso indicati come i principali componenti. La concentrazione di altri gas è invece più soggetta a variazioni atmosferiche, stagionali e di altitudine.

Leggi dei Gas Ideali

Legge di Boyle

La comprimibilità dell'aria è un fatto provato. In un tubo di vetro a forma di J, chiuso ad una estremità, si versò una quantità di mercurio in modo da intrappolare un volume d'aria all'estremità chiusa. Aggiungendo porzioni successive di mercurio, si poté osservare l'aria compressa. Dopo ogni aggiunta di mercurio, si misuravano il volume complessivo dell'aria intrappolata e la pressione a cui essa era sottoposta. Boyle non poté controllare la temperatura durante i suoi esperimenti, ma partì dal presupposto che essa rimanesse costante. La legge di Boyle afferma che:

PV = costante

A temperatura costante, la pressione e il volume di una quantità fissa di gas sono inversamente proporzionali.

Legge di Charles e Gay-Lussac

Dopo l'opera di Boyle, fu fatto uno sforzo sostenuto per scoprire l'effetto delle variazioni di temperatura sulla pressione e il volume di un gas. Ripetendo esperimenti simili a quello di Boyle a diverse temperature, si ottengono diverse curve chiamate isoterme. L'esistenza di queste curve indica che la temperatura influenza la pressione a parità di volume, o il volume a parità di pressione. Se la pressione rimane costante, il volume aumenta con l'aumentare della temperatura, ovvero il gas si espande. Il rapporto tra volume e temperatura fu determinato da Charles. In un tubo chiuso ad una estremità, si pose una piccola quantità di mercurio che racchiudeva una data massa d'aria all'estremità chiusa del tubo. Con l'aumentare della temperatura, si osservò che il tappo di mercurio si spostava, aumentando il volume dell'aria intrappolata. I risultati di questo esperimento possono essere rappresentati in un diagramma volume-temperatura, ottenendo una linea retta che interseca l'asse delle temperature nel primo quadrante. Se la linea viene estesa a temperature negative, essa interseca l'asse a -273 °C. La legge di Charles e Gay-Lussac afferma che:

V / T = costante

Per una quantità fissa di gas a pressione costante, il volume e la temperatura assoluta sono direttamente proporzionali.

Questa legge fu formulata da Gay-Lussac nel 1808 e confermata da Dalton. Le leggi di Boyle e Charles possono essere combinate in un'equazione che mette in relazione pressione, volume e temperatura di una massa fissa di gas. Si supponga che una massa di gas racchiusa in un pallone attraversi tre stati consecutivi, caratterizzati da diversi valori di volume, temperatura e pressione. Questa legge è molto utile per determinare il volume di un gas in condizioni di pressione (P) e temperatura (T) specifiche, conoscendo il volume occupato dallo stesso gas in condizioni di P e T differenti.

Ipotesi di Avogadro

L'ipotesi formulata da Avogadro nel 1811 afferma che:

Volumi uguali di tutti i gas, misurati nelle stesse condizioni di pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole.

Il concetto di mole è fondamentale per misurare la quantità di gas in termini di numero di molecole. Se nella legge combinata si sostituisce il termine costante con il numero di moli di gas, si ottiene l'equazione generale dei gas ideali:

PV = nRT

In questa equazione, R è la costante dei gas ideali, il cui valore dipende dalle unità di misura utilizzate per pressione e volume. Quando il volume è misurato in litri, la pressione in atmosfere e la temperatura in Kelvin, il valore di R è:

R = 0,082 atm·L/(mol·K)

Legge di Dalton delle Pressioni Parziali

Spesso è necessario conoscere il rapporto tra pressione (P), volume (V) e temperatura (T) di una miscela di gas. Ciò richiede la comprensione di come la pressione totale della miscela si relazioni con i singoli componenti. Ciascun gas esercita una pressione all'interno della miscela, definita pressione parziale. Nel 1801 Dalton formulò una legge, nota come Legge delle Pressioni Parziali di Dalton, che afferma che:

La pressione totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni che ciascun gas eserciterebbe se fosse da solo.

Legge di Graham della Diffusione

In un contenitore in cui è presente un gas, se se ne introduce un secondo, dopo un po' i due gas formeranno una miscela omogenea. Il mescolamento graduale dei due gas per formare una miscela è un fenomeno noto come diffusione, studiato da Thomas Graham nel 1832. Egli definì una legge che afferma che:

A parità di pressione e temperatura, i tassi di diffusione gassosa sono inversamente proporzionali alla radice quadrata della loro massa molare.

Questa legge è anche utilizzata per descrivere il fenomeno dell'effusione.