Le leggi dei gas e la loro applicazione pratica

Misurazione della pressione dei gas e degli aeriformi

La pressione atmosferica e quella dei gas in contenitori chiusi sono misurate mediante strumenti specifici: i barometri per la pressione atmosferica e i manometri per la pressione dei gas. Il barometro a mercurio, ideato da Evangelista Torricelli nel XVII secolo, consiste in un tubo di vetro riempito di mercurio e invertito in una bacinella del medesimo liquido. La colonna di mercurio all'interno del tubo si abbassa fino a raggiungere un punto di equilibrio, che al livello del mare corrisponde a circa 760 mm, indicando così la pressione atmosferica. Il manometro a colonna di liquido, spesso utilizzato per misurare la pressione dei gas, è costituito da un tubo a forma di U contenente mercurio o un altro liquido. Un'estremità del tubo è connessa al contenitore del gas da misurare, mentre l'altra è aperta all'atmosfera. La differenza di altezza del liquido nei due rami del tubo riflette la pressione del gas rispetto a quella atmosferica.

Le leggi dei gas e la teoria cinetica

Le leggi dei gas, enunciate da scienziati quali Robert Boyle, Jacques Charles, Joseph Louis Gay-Lussac e John Dalton, descrivono il comportamento dei gas e hanno contribuito allo sviluppo della teoria cinetica. Quest'ultima si basa su un modello di gas ideale, in cui le particelle sono considerate puntiformi, senza volume proprio, e non interagiscono tra loro se non attraverso urti perfettamente elastici. Le particelle sono in continuo e casuale movimento, e la pressione esercitata da un gas è il risultato degli urti delle sue particelle contro le pareti del contenitore. Sebbene il modello di gas ideale sia una semplificazione, esso fornisce una buona approssimazione del comportamento dei gas reali a condizioni di temperatura e pressione non estreme.

La legge di Boyle e la compressione dei gas

La legge di Boyle, formulata nel XVII secolo, afferma che per una data massa di gas a temperatura costante, il volume è inversamente proporzionale alla pressione. In altre parole, aumentando la pressione su un gas, il suo volume si riduce proporzionalmente, e viceversa. La relazione è espressa dalla formula PV = k, dove P rappresenta la pressione, V il volume e k una costante. Questa legge è stata verificata sperimentalmente e può essere rappresentata graficamente da una curva iperbolica, che mostra come il prodotto PV rimanga costante al variare della pressione.

La legge di Charles e Gay-Lussac e la dilatazione termica dei gas

La legge di Charles e Gay-Lussac, nota anche come legge isobara, stabilisce che il volume di un gas a pressione costante è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. Di conseguenza, se la temperatura di un gas aumenta, il suo volume aumenterà in proporzione. La relazione è espressa dalla formula V/T = k, dove V è il volume, T la temperatura assoluta in kelvin e k una costante. Questa legge implica che a zero assoluto (-273,15 °C), il volume di un gas ideale sarebbe nullo. La scoperta di questa relazione ha portato William Thomson, in seguito noto come Lord Kelvin, a definire la scala di temperatura assoluta nel 1848.

Applicazioni pratiche delle leggi dei gas

Le leggi dei gas hanno numerose applicazioni pratiche in vari ambiti, dalla medicina all'ingegneria. Ad esempio, la compressione di un gas in una siringa medica o l'espansione di un gas in un cilindro con pistone mobile sono fenomeni che possono essere descritti e previsti utilizzando queste leggi. La comprensione delle leggi dei gas è fondamentale per la chimica pneumatica, lo studio dei gas in condizioni variabili e per lo sviluppo di tecnologie che sfruttano le proprietà dei gas, come i motori a combustione interna o i sistemi di refrigerazione.