1. Forze attraenti e ripugnose:
* Assunzione: La teoria cinetica-molecolare presuppone che le molecole di gas abbiano forze intermolecolari trascurabili.
* realtà: Le molecole di gas reali sperimentano forze attraenti (come le forze di van der Waals) a distanze strette e forze repulsive a distanze molto brevi. Queste forze diventano significative ad alte pressioni o basse temperature quando le molecole sono più vicine.
2. Volume molecolare diverso da zero:
* Assunzione: La teoria cinetica-molecolare presuppone che le molecole di gas abbiano un volume trascurabile rispetto al volume del contenitore.
* realtà: Le molecole di gas reali hanno un volume finito. Questo volume diventa significativo alle alte pressioni quando le molecole sono imballate più da vicino.
3. Collisioni non ideali:
* Assunzione: La teoria cinetica-molecolare presuppone che le collisioni tra molecole di gas siano perfettamente elastiche, senza perdita di energia.
* realtà: Le collisioni di gas reali possono comportare una certa perdita di energia a causa delle forze intermolecolari. Queste forze possono far sì che le molecole "si attaccino" per brevi periodi, che colpiscono il trasferimento di energia durante le collisioni.
4. Distribuzione della velocità non uniforme:
* Assunzione: La teoria cinetica-molecolare presuppone che le molecole di gas abbiano una distribuzione uniforme delle velocità a una data temperatura.
* realtà: Nei gas reali, la distribuzione delle velocità si discosta dalla distribuzione ideale di Maxwell-Boltzmann, in particolare ad alte pressioni e basse temperature.
Conseguenze di queste deviazioni:
* I gas reali sono più comprimibili dei gas ideali: Ciò è dovuto alle forze attraenti tra molecole, che consentono loro di essere imballati più da vicino.
* I gas reali hanno punti di ebollizione diversi rispetto ai gas ideali: Le forze attraenti tra molecole influenzano l'energia necessaria per superare queste forze ed entrare nella fase gassosa.
* Il comportamento del gas reale può deviare significativamente dalle leggi sul gas ideali: La legge sul gas ideale (PV =NRT) è solo un'approssimazione per i gas reali, in particolare ad alte pressioni e basse temperature.
Quando queste deviazioni diventano significative?
* alta pressione: Ad alte pressioni, le molecole sono più vicine, rendendo più significative le forze intermolecolari e il volume molecolare.
* Bassa temperatura: A basse temperature, le molecole hanno meno energia cinetica, rendendo le forze intermolecolari più significative.
Come tenere conto del comportamento del gas reale:
* Equazioni di stato: Equazioni come l'equazione di Van der Waals e l'equazione di Redlich-Kwong tentano di spiegare le deviazioni dei gas reali dal comportamento ideale del gas introducendo fattori di correzione per le forze intermolecolari e il volume molecolare.
In sintesi, mentre la teoria molecolare cinetica fornisce una base utile per comprendere il comportamento del gas, i gas reali mostrano deviazioni da questi presupposti ideali, in particolare ad alte pressioni e basse temperature. Queste deviazioni sono importanti da considerare per previsioni accurate del comportamento del gas in varie applicazioni.
