La teoria cinetica dei gas
Fino a questo momento abbiamo osservato il comportamento dei gas dall’esterno.
Abbiamo misurato pressione, volume e temperatura senza preoccuparci troppo di ciò che accadeva all’interno del recipiente.
Ora compiremo un salto di scala straordinario.
Entreremo nel mondo invisibile delle molecole.
Un mondo dove miliardi di particelle si muovono continuamente, urtandosi tra loro e contro le pareti del recipiente a velocità che possono superare centinaia di metri al secondo.
La teoria cinetica dei gas nasce proprio con l’obiettivo di spiegare il comportamento macroscopico dei gas partendo dal moto microscopico delle particelle.
Le ipotesi fondamentali della teoria cinetica
Per costruire un modello matematico semplice, i fisici introducono alcune ipotesi idealizzate.
🔵 1. Molecole puntiformi
Le dimensioni delle molecole sono considerate trascurabili rispetto al volume occupato dal gas.
🟢 2. Moto Continuo
Le particelle si muovono incessantemente in tutte le direzioni.
🟡 3. Urti Elastici
Quando una molecola urta un’altra molecola o una parete, non perde energia cinetica.
🟠 4. Assenza Di Forze
Intermolecolari
Le particelle interagiscono soltanto durante gli urti.
🔴 5. Moto Casuale
Le direzioni delle velocità sono distribuite in modo casuale.
💡 Idea chiave
Un gas perfetto non descrive un gas reale in ogni dettaglio.
È un modello ideale che semplifica il comportamento delle molecole e permette di collegare il mondo microscopico delle particelle alle grandezze macroscopiche misurabili: pressione, volume e temperatura.
Immaginiamo una singola molecola
Seguiamo una singola molecola
Immaginiamo una molecola che si muove liberamente all’interno di un recipiente cubico.
Quando urta una parete rimbalza cambiando direzione.
Ad ogni urto trasferisce una piccola quantità di moto alla parete.
È proprio da questi urti che nasce la pressione del gas.
💡 Osservazione fondamentale
Una singola molecola esercita una forza piccolissima.
Ma in un gas reale esistono miliardi di miliardi di molecole che urtano continuamente le pareti.
La somma di tutti questi urti produce la pressione che misuriamo.
La formula che nasce dagli urti
La teoria cinetica permette di collegare direttamente la pressione alle proprietà microscopiche del gas.
La pressione aumenta quando aumenta la densità del gas oppure quando le molecole si muovono più velocemente.
Da Dove Nasce La Pressione?
La pressione non è una proprietà misteriosa del gas.
È il risultato collettivo di miliardi di urti delle molecole contro le pareti del recipiente.
Forza totale esercitata dagli urti molecolari.
Superficie della parete colpita dagli urti.
Conseguenza immediata
Più urti avvengono ogni secondo → maggiore pressione.
Più gli urti sono energetici → maggiore pressione.
La Velocità Delle Molecole
Le molecole di un gas non si muovono tutte alla stessa velocità.
In ogni istante alcune sono lente, altre veloci e altre ancora estremamente veloci.
🐢
Molecole lente
🚗
Molecole medie
🚀
Molecole molto veloci
Per la prima volta una grandezza macroscopica come la pressione viene collegata direttamente al movimento delle molecole.
Cosa ci dice questa formula?
Se aumenta la velocità
Le molecole urtano più violentemente le pareti.
La pressione aumenta.
Se aumenta il numero di molecole
Gli urti diventano più frequenti.
La pressione aumenta.
La pressione dipende quindi direttamente dall’energia posseduta dalle particelle.
Simulatore interattivo della teoria cinetica dei gas
Nel laboratorio virtuale puoi osservare il moto casuale delle molecole,
modificare la temperatura e vedere come cambiano velocità, urti contro
le pareti e pressione del gas.
Apri il simulatore della teoria cinetica
Il laboratorio si aprirà in una nuova scheda.
Lo zero assoluto
La teoria cinetica fornisce anche una spiegazione profonda dello zero assoluto.
A questa temperatura l’energia cinetica delle particelle raggiunge il valore minimo possibile.
Per questo motivo la scala Kelvin non può assumere valori negativi.
Non esiste infatti una temperatura inferiore allo zero assolut
Dalle molecole all’equazione di stato
Dopo aver studiato gli urti molecolari, la pressione, la velocità quadratica media e l’energia cinetica, possiamo finalmente collegare il mondo microscopico delle particelle all’equazione macroscopica dei gas.
💥
Urti molecolari
📌
Pressione
⚡
Energia cinetica
🌡️
Temperatura
dove NA rappresenta il numero di Avogadro.
Sostituendo il numero totale di molecole con il numero di moli si ottiene la celebre equazione di stato dei gas perfetti.
L’equazione dei gas perfetti emerge quindi direttamente dalle leggi della meccanica applicate a miliardi di particelle in movimento.
Dalle particelle invisibili alle leggi della materia
La teoria cinetica dei gas rappresenta uno dei primi grandi successi della fisica statistica.
Per la prima volta gli scienziati riuscirono a spiegare fenomeni osservabili come pressione, volume e temperatura partendo dal comportamento di particelle invisibili.
La termodinamica e la fisica microscopica si unirono così in un’unica descrizione della materia.
