Ecco perché:
* Gas ideale: Un gas ideale è un concetto teorico che presuppone che le particelle di gas non abbiano volume, né forze intermolecolari e collisioni perfettamente elastiche. Ciò consente semplici calcoli utilizzando la legge sul gas ideale (PV =NRT).
* Gas reale: I gas reali hanno un volume finito, l'esperienza di forze intermolecolari (come l'attrazione e la repulsione) e le collisioni non sono perfettamente elastiche. Questi fattori causano deviazioni dal comportamento ideale.
Quando i gas reali si comportano più idealmente?
I gas reali si comportano più come gas ideali in determinate condizioni:
* Bassa pressione: A basse pressioni, le particelle di gas sono molto distanti, minimizzando le forze intermolecolari.
* Alta temperatura: Ad alte temperature, le particelle hanno più energia cinetica, riducendo l'impatto delle forze intermolecolari.
Esempi di comportamento ideale contro il gas reale:
* Ossigeno a temperatura ambiente e pressione: Si comporta molto vicino a un gas ideale.
* anidride carbonica ad alta pressione: Si discosta significativamente dal comportamento ideale a causa di forti forze intermolecolari.
In sintesi: Mentre il concetto di gas ideale è utile per semplificare i calcoli, i gas reali mostrano sempre un po 'di deviazione dal comportamento ideale. L'entità di questa deviazione dipende dal gas specifico e dalle condizioni a cui è soggetto.
