Qual è la legge dei gas ideali?

Rhett Allain

Dovresti preoccuparti dei gas perché vivi in ​​uno di essi: l'aria intorno a te è un gas. Capire come si comportano i gas è utile anche quando si ha a che fare con cose come airbag, palloncini di gomma, pompe per biciclette e persino sport subacquei come le immersioni subacquee. Ma siamo onesti. Non sei qui per palloncini da festa o pompe da bicicletta. Probabilmente sei qui perché stai seguendo un corso introduttivo di chimica e la legge dei gas ideali è molto confusa, quindi l'hai cercata su Google.

(O forse sei qui solo per divertimento scientifico. In tal caso, fantastico.)

Allora qual è la legge dei gas ideali? La risposta brevissima è che si tratta di una relazione tra pressione, volume, temperatura e numero di particelle per un dato gas. L'equazione è simile alla seguente:

Questi cinque termini sono: la pressione (P), il volume (V), il numero di moli (n), una costante (R) - con un valore di 8,3145 joule per mole Kelvin - e la temperatura (T). Non è possibile comprendere la legge dei gas ideali senza sapere cosa descrive ciascuno di questi termini.

C'è un'altra versione di questa equazione che i fisici preferiscono:

Parte MN

Lauren Goode

Joel Khalili

Giuliano Chokkattu

Ci sono due differenze in questa versione. Invece di n per il numero di moli, abbiamo N per il numero totale di particelle di gas. Inoltre, la costante R viene sostituita con k, la costante di Boltzmann, con un valore di 1,380649×10−23 joule per kelvin.

Spieghiamo ciascuno di questi termini.

Immagina che l'aria intorno a te sia composta da un mucchio di minuscole palline. Queste palline sono così piccole che non puoi vederle, ma si muovono in tutte le direzioni. Questo è esattamente ciò che è un gas: è composto da molte molecole che viaggiano a velocità diverse e in direzioni diverse. Nel caso dell'aria che respiri, queste molecole sono per lo più azoto molecolare (due atomi di azoto legati insieme), ma c'è anche dell'ossigeno molecolare (due atomi di ossigeno). Queste molecole non sono in realtà minuscole palline, ma per questo modello, immaginare una forma sferica andrà bene.

Se mettessimo questo gas all'interno di una scatola, alcune di queste palline entrerebbero in collisione con le sue pareti. Ecco un diagramma di una di queste collisioni:

Adesso abbiamo bisogno di un po’ di fisica. Supponiamo di avere un oggetto in movimento, come una palla da bowling. Se non c'è una forza che agisce sulla palla, continuerà a muoversi a velocità e direzione costanti. Quindi, se cambia direzione, come quando si scontra con un muro, allora deve esserci una forza che lo spinge. Ma poiché le forze sono sempre un'interazione tra due cose, se il muro spinge sulla palla, anche la palla deve spingere sul muro.

La stessa cosa accade con oggetti molto piccoli, come le molecole di un gas. Ogni volta che una di queste palline di gas urta la parete del contenitore, esercita una piccolissima forza sulla parete.

Definiamo la pressione come la forza per area. Come equazione, assomiglia a questa:

Parte MN

Lauren Goode

Joel Khalili

Giuliano Chokkattu

F è la forza e A è l'area. La forza di una singola collisione dipende sia dalla velocità della molecola che dalla sua massa. Pensala in questo modo: potresti lanciare una pallina da golf di piccola massa ad una velocità molto elevata o potresti far rotolare una palla da bowling molto massiccia a bassa velocità. È possibile che una pallina da golf veloce possa avere lo stesso impatto di una pallina da bowling lenta se la sua velocità compensa la sua massa inferiore.

La forza totale esercitata sulla parete di un contenitore contenente gas dipenderà dalla velocità e dalla massa delle molecole, ma anche da quante di esse entrano in collisione con la parete. Per un dato intervallo di tempo, il numero di collisioni con il muro dipende da due fattori: la velocità delle molecole e l'area del muro. Le molecole che si muovono più velocemente produrranno più collisioni. Lo stesso vale per un'area della parete più ampia. Per determinare la pressione sul muro, dividi questa forza di collisione per l'area. Quindi, alla fine, la pressione di un gas dipende solo dalla massa e dalla velocità delle molecole.

È facile comprendere il concetto di pressione quando le molecole di un gas entrano in collisione con la parete di un contenitore. Tuttavia, è importante ricordare che queste molecole continuano a muoversi e ad esercitare pressione anche quando non sono contenute da nulla. In fisica, lasciamo che la pressione sia un attributo del gas, non delle sue collisioni con la parete.