I gas perfetti

I gas (insieme ai vapori) costituiscono lo stato di aggregazione della materia propriamente denominato stato aeriforme, nel quale le particelle costituenti (atomi e molecole) possiedono un'energia cinetica che prevale sulle forze di coesione. Per questo motivo i gas non sono caratterizzati da una forma e da un volume propri, ma tendono a occupare tutto lo spazio disponibile. Le particelle del gas sono animate da un moto rapido e casuale, detto moto di agitazione termica, a causa del quale esse urtano continuamente tra loro e con le pareti del recipiente che le contiene; sebbene la forza esercitata da ciascuna particella singolarmente sia trascurabile, gli urti avvengono in numero così elevato che la forza totale è significativa: gli urti contro le pareti determinano la pressione esercitata dal gas.

Per lo studio del comportamento di un gas è utile riferirsi a un modello ideale di gas, detto gas perfetto, che soddisfa le seguenti caratteristiche:

le particelle che costituiscono il gas, che possono essere trattate come delle sferette rigide, hanno tutte ugual massa e hanno un volume proprio (covolume) trascurabile rispetto a quello occupato dall'intero gas; le particelle interagiscono tra loro solo attraverso urti elastici (dove viene conservata l'energia cinetica totale), ovvero si possono ritenere trascurabili le forze di coesione e qualunque tipo di energia delle particelle diversa dall'energia cinetica. In un gas reale la situazione è generalmente più complessa, perché esistono, se pur deboli, delle forze di coesione e le molecole del gas possiedono una certa energia potenziale (per esempio, gravitazionale) anch'essa piccola. Inoltre, in un gas reale fortemente compresso le distanze tra le particelle sono troppo piccole per poter trascurare le reciproche forze di coesione, mentre in un gas a temperatura molto bassa gli urti tra le particelle divengono talmente sporadici da non essere significativi. Tuttavia, il comportamento di un gas reale, a condizione che sia sufficientemente rarefatto, può essere assimilato a quello di un gas perfetto.

La mole e il numero di Avogadro

Prima di procedere oltre nella trattazione del comportamento di un gas, occorre soffermarsi sul significato di alcuni concetti che verranno utilizzati in seguito. I gas, come ogni sostanza, sono costituiti da particelle che possono essere atomi o molecole. Un atomo è la più piccola porzione di un elemento chimico che ne conserva le caratteristiche chimico-fisiche. Una molecola è un aggregato di due o più atomi (di uno stesso elemento o di elementi diversi), che rappresenta la più piccola parte di una sostanza che ne conserva le caratteristiche chimico-fisiche. Gli atomi possiedono un nucleo centrale, costituito da due tipi di particelle, detti neutroni e protoni, circondato da un terzo tipo di particelle, dette elettroni, il cui numero in un atomo neutro è uguale al numero dei protoni del nucleo. Il numero di protoni di un atomo (detto numero atomico, Z) caratterizza ogni elemento chimico, mentre il numero di neutroni, N, è variabile per lo stesso elemento. Atomi con ugual numero di protoni e differente numero di neutroni vengono detti isotopi dello stesso elemento. La somma del numero dei protoni (Z) e del numero dei neutroni (N) del nucleo si definisce numero di massa (A):

Si definisce massa atomica relativa (peso atomico) il rapporto tra la massa di un atomo e 1/12 della massa dell'atomo di carbonio (per la precisione, dell'isotopo carbonio-12). Per una sostanza formata da molecole (se gli atomi sono diversi si parla di composto) si definisce massa molecolare relativa (peso molecolare), M, la somma delle masse atomiche relative degli atomi costituenti. Per esempio, la massa molecolare relativa dell'acqua (la cui formula è H2O), costituita da due atomi di idrogeno (H, con massa atomica relativa = 1) e da uno di ossigeno (O, con massa atomica relativa = 16), è:

(poiché gli elementi si presentano in due o più isotopi, la massa atomica relativa è spesso espressa in decimali, essendo la media ponderale delle masse atomiche relative degli isotopi; di conseguenza anche la massa molecolare relativa è espressa da un numero decimale).

Si definisce mole (simbolo mol) di una sostanza una quantità di sostanza espressa in grammi e numericamente uguale alla sua massa atomica relativa o alla sua massa molecolare relativa. In una mole di ogni sostanza è contenuto lo stesso numero di atomi o di molecole, pari a:

dove N viene detto numero di Avogadro.

L'attuale definizione di mole, come unità fondamentale del Sistema Internazionale, è la quantità di materia di un sistema che contiene tante unità elementari (atomi o molecole) quante sono quelle contenute in 0,012 kg dell'isotopo carbonio-12.