Gas reali e gas ideali

Gas reali e gas ideali: differenze e comportamenti

I gas reali sono diversi dai gas ideali poiché le loro molecole occupano uno spazio definito e interagiscono tra loro, manifestando un comportamento che si discosta da quello previsto dall’equazione di stato dei gas perfetti pV = nRT. Questa equazione offre risultati simili alla realtà solo in condizioni di bassa pressione e alta temperatura. Il rapporto pV/nRT è uguale a 1 per un gas ideale, ma se differisce da 1, indica che il gas non si comporta in modo ideale, mostrando un coefficiente di comprimibilità.

L’effetto delle molecole dei gas reali rispetto a quelli ideali è attribuibile principalmente a due fattori distinti. Le molecole di gas occupano un proprio volume e tra di loro esiste una forza di attrazione. Questi fattori contribuiscono a un aumento del coefficiente di compressibilità rispetto a un gas ideale (pV/nRT > 1) e a una diminuzione del coefficiente (pV/nRT reale) è maggiore rispetto a quella prevista per i gas ideali (p_ideale) a causa del volume proprio delle molecole e delle reciproche forze di attrazione tra di esse. Questo comporta che il coefficiente di compressibilità di un gas reale sia maggiore rispetto a quello di un gas ideale (p_realeV/nRT > 1). Inoltre, quando le molecole sono sufficientemente vicine, si verifica un rallentamento della velocità media e una diminuzione della pressione esercitata dal gas reale rispetto a quella del gas ideale (p_reale ideale).

Per tenere conto di queste deviazioni dal comportamento ideale, sono state proposte diverse equazioni di stato per i gas reali, tra cui quella di Van der Waals. Quest’ultima considera le forze di attrazione tra le molecole del gas reale, introducendo termini correttivi nella pressione effettiva del gas.

Le costanti di Van der Waals di alcuni gas sono riportate in tabella, evidenziando l’importanza delle caratteristiche specifiche di ogni gas reale nelle equazioni di stato.

Infine, un esercizio illustra come calcolare la pressione di un gas in una bombola utilizzando l’equazione di stato dei gas ideali e l’equazione di Van der Waals, dimostrando come quest’ultima fornisca una stima più accurata in presenza di gas reali.

In conclusione, i gas reali e ideali si comportano in maniera differente a causa del volume proprio delle molecole e delle reciproche forze di attrazione tra di esse, portando a deviazioni dalle previsioni dell’equazione di stato dei gas perfetti, il che rende necessarie equazioni di stato specifiche per i gas reali.