Introduzione

La legge dei gas ideali è una semplice equazione che dimostra la relazione tra temperatura, pressione e volume dei gas. Queste relazioni specifiche derivano dalla legge di Charles, dalla legge di Boyle e dalla legge di Gay-Lussac. La legge di Charles identifica la proporzionalità diretta tra volume e temperatura a pressione costante, la legge di Boyle identifica la proporzionalità inversa di pressione e volume a temperatura costante, e la legge di Gay-Lussac identifica la proporzionalità diretta di pressione e temperatura a volume costante. Combinate, queste formano l’equazione della legge dei gas ideali: PV = NRT. P è la pressione, V è il volume, N è il numero di moli di gas, R è la costante universale dei gas e T è la temperatura assoluta.

La costante universale dei gas R è un numero che soddisfa le proporzionalità della relazione pressione-volume-temperatura. R ha diversi valori e unità che dipendono dalle specifiche di pressione, volume, moli e temperatura dell’utente. Vari valori di R si trovano su database online, o l’utente può usare l’analisi dimensionale per convertire le unità osservate di pressione, volume, moli e temperatura per farle corrispondere a un valore R noto. Finché le unità sono coerenti, entrambi gli approcci sono accettabili. Il valore della temperatura nella legge dei gas ideali deve essere in unità assolute (Rankine o Kelvin) per evitare che il lato destro sia zero, il che viola la relazione pressione-volume-temperatura. La conversione in unità di temperatura assoluta è una semplice aggiunta alla temperatura Fahrenheit (F) o Celsius (C): Gradi R = F + 459,67 e K = C + 273,15.

Perché un gas sia “ideale” ci sono quattro presupposti fondamentali:

1. Le particelle di gas hanno un volume trascurabile.
2. Le particelle di gas sono di dimensioni uguali e non hanno forze intermolecolari (attrazione o repulsione) con altre particelle di gas.
3. Le particelle di gas si muovono in modo casuale in accordo con le leggi del moto di Newton.
4. Le particelle di gas hanno collisioni elastiche perfette senza perdita di energia.

In realtà, non esistono gas ideali. Ogni particella di gas possiede un volume all’interno del sistema (una quantità minima, ma comunque presente), il che viola la prima assunzione. Inoltre, le particelle di gas possono avere dimensioni diverse; per esempio, il gas idrogeno è significativamente più piccolo del gas xeno. I gas in un sistema hanno forze intermolecolari con le particelle di gas vicine, specialmente a basse temperature dove le particelle non si muovono rapidamente e interagiscono tra loro. Anche se le particelle di gas possono muoversi in modo casuale, non hanno collisioni elastiche perfette a causa della conservazione dell’energia e della quantità di moto all’interno del sistema.

Mentre i gas ideali sono strettamente una concezione teorica, i gas reali possono comportarsi idealmente in certe condizioni. I sistemi che hanno pressioni molto basse o alte temperature permettono ai gas reali di essere stimati come “ideali”. La bassa pressione di un sistema permette alle particelle di gas di sperimentare meno forze intermolecolari con altre particelle di gas. Allo stesso modo, i sistemi ad alta temperatura permettono alle particelle di gas di muoversi rapidamente all’interno del sistema ed esibire meno forze intermolecolari tra loro. Pertanto, ai fini del calcolo, i gas reali possono essere considerati “ideali” in sistemi a bassa pressione o ad alta temperatura.

La legge dei gas ideali vale anche per un sistema che contiene più gas ideali; questo è noto come una miscela di gas ideale. Con più gas ideali in un sistema, si suppone ancora che queste particelle non abbiano interazioni intermolecolari tra loro. Una miscela di gas ideale suddivide la pressione totale del sistema nei contributi di pressione parziale di ciascuna delle diverse particelle di gas. Questo permette di riscrivere la precedente equazione del gas ideale come: Pi-V = ni-R-T. In questa equazione, Pi è la pressione parziale della specie i e ni sono le moli della specie i. In condizioni di bassa pressione o alta temperatura, le miscele di gas possono essere considerate miscele di gas ideali per facilità di calcolo.

Quando i sistemi non sono a basse pressioni o alte temperature, le particelle di gas possono interagire tra loro; queste interazioni inibiscono notevolmente l’accuratezza della legge dei gas ideali. Ci sono, tuttavia, altri modelli, come l’equazione di stato di Van der Waals, che tengono conto del volume delle particelle di gas e delle interazioni intermolecolari. La discussione al di là della legge del gas ideale è al di fuori dello scopo di questo articolo.