Gas ideali e gas reali
Le particelle che costituiscono la materia allo stato gassoso possiedono un'energia cinetica che prevale sulle forze di reciproca attrazione. I gas non hanno perciò né forma né volume propri. Le particelle tendono a occupare tutto lo spazio disponibile (per esempio, quello di un recipiente chiuso), urtandosi continuamente tra di loro e contro le pareti del recipiente che le contiene (questi urti contro le pareti determinano la pressione esercitata dal gas).
Tutti i gas, indipendentemente dalla loro natura chimica, possiedono proprietà fisiche simili; in particolare il loro comportamento in relazione a variazioni di pressione, volume e temperatura è descrivibile da leggi valide per tutte le sostanze allo stato gassoso.
Il modello di gas ideale
Le leggi che stabiliscono le relazioni tra le variabili dei gas, pressione, volume e temperatura si riferiscono a un gas ideale, o perfetto, ossia a un modello di gas che deve rispondere ai seguenti requisiti:
- le sue particelle sono in continuo movimento secondo traiettorie rettilinee regolate dalle leggi del caso;
- le sue particelle hanno un volume proprio (covolume) trascurabile rispetto al volume a disposizione del gas stesso;
- tra le particelle non esistono interazioni;
- gli urti delle particelle sono elastici, ossia non comportano perdita di energia.
Gas reali
I gas reali, in condizioni di pressione e temperatura vicine a quelle ambientali, si comportano con buona approssimazione come i gas ideali, mentre alle alte pressioni e alle basse temperature manifestano deviazioni più o meno marcate rispetto alle leggi dei gas ideali, in quanto diventano non più trascurabili il volume proprio delle molecole (rispetto al volume del gas stesso) e la reciproca attrazione tra le molecole.