LEGGE DI GRAHAM

LEGGE DI GRAHAM

"Le velocità di diffusione di due gas sono inversamente proporzionali alle radici quadrate delle masse delle singole particelle"

quindi tra due gas diffonde più velocemente quello che ha le particelle di massa minore.

GAS IDEALI E REALI E DEVIAZIONE DAL COMPORTAMENTO IDEALE

Le leggi dei gas non sono sempre rispettate ovvero valide. Infatti, non sono rispettate alle basse temperature e alle alte pressioni. Non rispettare le leggi significa che non c'è accordo tra dato teorico e dato pratico. Così si comportano i gas reali.

Gas che esistono veramente

Per comodità di studio si ammette allora la presenza di gas perfetti o ideali che rispettano le leggi in qualunque condizione. I gas reali rispettano le leggi e quindi si comportano come nei gas ideali finchè la loro temperatura non è troppo bassa e la loro pressione troppo alta. Invece, alla bassa temperatura e all'alta pressione devia dal comportamento ideale.

CAUSE DELLA LORO DEVIAZIONE

• In realtà, nei gas reali esistono forze attrattive tra le particelle, forze di intensità a seconda della natura delle particelle. Perciò l'affermazione che non esistono forze attrattive è valida solo per i gas ideali. Finchè un gas è tenuto a bassa pressione (distanti) ed ad alta temperatura (veloci), le forze attrattive riescono ad esercitare la loro azione, pur essendo presenti e perciò è come se non ci fossero (il gas reale si comporta come uno ideale). Se invece, il gas è a bassa temperatura (lente ) e ad alta pressione (vicine), le forze attrattive fanno sentire la loro presenza e provocano la deviazione.
  
  

  
  

• Finchè il gas è a bassa pressione e le particelle sono distanti è vera l'affermazione che il volume delle singole particelle è trascurabile e che il volume è lo spazio che le particelle hanno a disposizione (volume del recipiente). Ma quando il gas è molto compresso e le particelle sono molto ravvicinate lo spazio in cui le singole particelle possono muoversi è il volume del recipiente meno il volume della particelle.