1. Nessuna forze intermolecolari: Le particelle di gas ideali non hanno forze attraenti o repulsive tra di loro. Ciò significa che si muovono indipendentemente l'uno dall'altro.
2. Volume trascurabile di particelle: Il volume occupato dalle particelle di gas stesse è considerato trascurabile rispetto al volume totale del contenitore.
3. Collisioni elastiche perfette: Le collisioni tra particelle di gas e pareti del contenitore sono perfettamente elastiche, il che significa che non si perde energia durante le collisioni.
4. Mozione casuale: Le particelle di gas si muovono casualmente in tutte le direzioni con una vasta gamma di velocità.
5. L'energia cinetica media è proporzionale alla temperatura: L'energia cinetica media delle particelle di gas è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta del gas.
In realtà, nessun gas è perfettamente ideale. Tuttavia, molti gas si comportano abbastanza idealmente a basse pressioni e alte temperature. Questo perché a queste condizioni, le forze intermolecolari sono deboli e il volume delle particelle diventa insignificante rispetto al volume del contenitore.
Perché il concetto di un gas ideale è importante?
* semplicità: Il modello di gas ideale semplifica lo studio dei gas rimuovendo le complessità delle forze intermolecolari e del volume delle particelle.
* comodità matematica: La legge sul gas ideale, che mette in relazione pressione, volume, temperatura e il numero di moli di un gas ideale, è un'equazione semplice e utile.
* buona approssimazione: Il modello di gas ideale fornisce una buona approssimazione per il comportamento dei gas reali in determinate condizioni.
Esempi di comportamento del gas ideale:
* elio (he): L'elio, essendo un gas nobile, ha forze intermolecolari molto deboli e piccole dimensioni atomiche. Si comporta vicino a idealmente a temperatura ambiente e pressione.
* Idrogeno (H2): L'idrogeno, una molecola leggera, mostra anche un comportamento di gas ideale in condizioni normali.
Nota: I gas reali si discostano dal comportamento del gas ideale ad alte pressioni o basse temperature, in cui le forze intermolecolari diventano più significative. Questa deviazione è spiegata dall'equazione di Van der Waals.
