8.3: Gas e pressione

La fase gassosa è unica tra i tre stati della materia in quanto ci sono alcuni semplici modelli che possiamo usare per prevedere il comportamento fisico di tutti i gas, indipendentemente dalla loro identità. Non possiamo farlo per gli stati solido e liquido. Infatti, lo sviluppo di questa comprensione del comportamento dei gas rappresenta il punto di divisione storico tra l’alchimia e la chimica moderna. I primi progressi nella comprensione del comportamento dei gas furono fatti a metà del 1600 da Robert Boyle, uno scienziato inglese che fondò la Royal Society (una delle organizzazioni scientifiche più antiche del mondo).

Come è possibile modellare tutti i gas indipendentemente dalla loro identità chimica? La risposta è in un gruppo di affermazioni chiamate teoria cinetica dei gas:

• I gas sono composti da minuscole particelle separate da grandi distanze.
• Le particelle di gas sono costantemente in movimento, subendo collisioni con altre particelle di gas e le pareti del loro contenitore.
• La velocità delle particelle di gas è legata alla temperatura di un gas.
• Le particelle di gas non sperimentano alcuna forza di attrazione o repulsione tra di loro.

Hai notato che nessuna di queste affermazioni riguarda l’identità del gas? Questo significa che tutti i gas dovrebbero comportarsi in modo simile. Un gas che segue perfettamente queste affermazioni è chiamato gas ideale. La maggior parte dei gas mostrano leggere deviazioni da queste affermazioni e sono chiamati gas reali. Tuttavia, l’esistenza dei gas reali non diminuisce l’importanza della teoria cinetica dei gas.

Una delle affermazioni della teoria cinetica menziona le collisioni. Poiché le particelle di gas sono costantemente in movimento, sono anche costantemente in collisione tra loro e con le pareti del loro contenitore. Ci sono forze coinvolte quando le particelle di gas rimbalzano sulle pareti del contenitore (Figura \(\PageIndex{1}\)). La forza generata dalle particelle di gas divisa per l’area delle pareti del contenitore produce la pressione. La pressione è una proprietà che possiamo misurare per un gas, ma tipicamente non consideriamo la pressione per solidi o liquidi.

L’unità di base della pressione è il newton per metro quadro (N/m2). Questa unità combinata è ridefinita come pascal (Pa). Un pascal non è una grande quantità di pressione. Un’unità di pressione più utile è il bar, che è 100.000 Pa (1 bar = 100.000 Pa). Altre unità di pressione comuni sono l’atmosfera (atm), che è stata originariamente definita come la pressione media dell’atmosfera terrestre al livello del mare; e mmHg (millimetri di mercurio), che è la pressione generata da una colonna di mercurio alta 1 mm. L’unità millimetri di mercurio è anche chiamata torr, dal nome dello scienziato italiano Evangelista Torricelli, che inventò il barometro a metà del 1600. Una definizione più precisa di atmosfera, in termini di torr, è che ci sono esattamente 760 torr in 1 atm. Un bar equivale a 1,01325 atm. Date tutte le relazioni tra queste unità di pressione, la capacità di convertire da un’unità di pressione all’altra è un’abilità utile.

La teoria cinetica afferma anche che non c’è interazione tra le singole particelle di gas. Anche se sappiamo che ci sono, infatti, interazioni intermolecolari nei gas reali, la teoria cinetica assume che le particelle di gas sono così lontane tra loro che le singole particelle non si “sentono”. Quindi, possiamo trattare le particelle di gas come minuscoli pezzi di materia la cui identità non è importante per certe proprietà fisiche.