I gas reali, a differenza di quelli ideali, sono più complessi e difficili da studiare. Vediamo alcune differenze che essi presentano, e il modo in cui possono essere studiati.
L’ equazione di stato dei gas reali
A differenza di un gas ideale, i gas con cui abbiamo a che fare nella vita quotidiana, detti gas reali, presentano situazioni complesse da analizzare.
Per prima cosa un gas ideale può essere considerato rarefatto, cosicché siano trascurabili le interazioni tra le particelle; in un gas reale invece le particelle sono numerosissime e molto ravvicinate tra loro; di conseguenza, esse possono scontrarsi l’un l’altra, e risentono della presenza delle particelle attorno, a causa delle forze intermolecolari.
Inoltre, anche le molecole stesse hanno un volume proprio; il volume che esse occupano nella loro totalità non è più trascurabile rispetto il volume del recipiente, come voleva uno dei punti della teoria cinetico molecolare dei i gas perfetti.
Per studiare i gas reali, quindi, non possiamo più utilizzare le formule che conoscevamo per quelli ideali; infatti, come abbiamo visto, ci sono altre considerazioni di cui dobbiamo tener conto.
Per questo, nella seconda metà dell’ottocento, Johannes van der Waals propose un’equazione, definita in seguito equazione di stato dei gas reali, che è la seguente:
$(p + frac(a)(V_S ^2))(V_S – b) = frac(R)(m_M) * T $
dove i parametri che compaiono sono i seguenti:
- p è la pressione del gas reale;
- Vs è il volume specifico del gas, che si esprime come rapporto del volume occupato dal gas per la sua massa totale (V/M);
- R è la costante universale dei gas;
- mM è la massa di una mole del gas;
- T è la temperatura del gas, in kelvin;
- a e b sono dei parametri che variano in base al gas reale che si sta esaminando;
In particolare, il rapporto $a/Vs^2$ descrive l’effetto delle interazioni delle particelle del gas; Vs – b , invece, è detto covolume ed esprime il volume occupato dalle molecole per unità di massa.
Nel caso, però, in cui il gas è particolarmente rarefatto, le interazioni tra le particelle e la pressione che esse esercitano sono piuttosto piccole; i parametri a e b possono, quindi, essere considerati nulli, ottenendo così l’equazione di stato dei gas perfetti.
Come sappiamo, i gas in generale, sia quelli ideali che quelli reali, presentano un noto incessante delle particelle che li costituiscono, e possiedono un’elevata energia cinetica, che prevale sull’energia potenziale.
La presenza, però, di un moto delle particelle interne si verifica in qualunque corpo, indipendentemente dallo stato di aggregazione in cui esso si trova.
Il moto di agitazione termica
I tre stati di aggregazione (solido, liquido e gas) presentano caratteristiche ben differenti; tuttavia, vi è un comportamento che li accomuna.
Sia nei gas, che nei liquidi che nei solidi vi è un moto incessante delle particelle, più o meno evidente a seconda dello stato di aggregazione; questo è dovuto alla temperatura del corpo, e viene definito moto di agitazione termica.
Infatti, l’energia cinetica media di traslazione delle particelle di un corpo è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta del corpo; questo aspetto riguarda qualsiasi oggetto.
Nel caso dei gas si manifesta con maggiore intensità, infatti le particelle del gas si muovono con velocità elevate e in maniera caotica. Lo stesso avviene per i liquidi, se pur in modo minore.
I solidi, come sappiamo, sono costituiti da particelle legate tra loro da forze molto intense, e le molecole sono disposte ordinatamente a formare un reticolo cristallino. Tuttavia, anche in questo caso, queste particelle oscillano in continuazione attorno ad un punto di equilibrio; per questo si parla di agitazione termica anche per i solidi.