Fino a metà del 1800 si pensava che qualunque aeriforme se sottoposto ad una pressione sufficientemente
elevata, potesse passare dalla fase aeriforme alla fase liquida. Quindi subire una transizione
di fase in particolare nota come liquefazione. Dunque, ad esempio, se io avessi un contenitore con un
pistone contenente dell'anidride carbonica, se premessi questo pistone potrei liquefare
la CO2. questo indipendentemente dalla temperatura della CO2. Mentre invece nel 1860 Andrews
dimostra che ciò è impossibile, cioè che non è sempre possibile questo passaggio ma
che ci sono altre considerazioni e condizioni che dobbiamo tener presenti. Qui è riportato
un diagramma sempre nel piano PV, caratteristico proprio della CO2. Osserviamo cosa succede
mentre, partendo da un certo stato iniziale, ad una temperatura di 10 °C, provassi a comprimere
il gas. Inizialmente questo tratto di curva che mi porta fino allo stato A, è approssimabile
ad una isoterma, a temperatura di 10 °C, quindi ad una iperbole equilatera. Però,
giunti ad un certo valore del volume, caratterizzato dallo stato A, si osserva che benché la temperatura
rimanga sempre costante, anche la pressione rimane costante, finché non si giunge allo
stato B, dopo di che, tentando di comprimere ulteriormente il volume, la pressione come
si vede diventa via via sempre più grande, diverge idealmente all'infinito. Che cosa
sta succedendo? Sta succedendo che nel momento in cui io raggiungo lo stato A, inizio ad
avere un equilibrio tra la fase dell'aeriforme, che iniziamo a chiamare vapore, poi capiremo
meglio perché, e la fase liquida. Quindi il passaggio A a B è caratterizzato da un
equilibrio vapore, liquido. Quando giungo nello stato B ho un liquido, dunque sappiamo
che i liquidi sono incomprimibili, ecco il motivo per cui si osserva una divergenza nella
pressione. A questo punto posso immaginare di partire da un'altra temperatura, ad esempio
di 15 °C, e all'inizio se il volume è sufficientemente ampio, si osserva sempre un tratto di iperbole
equilatera, fino a quando non giungo in un valore di volume caratteristico dello stato
A' e come si può osservare dal diagramma il volume di A e di A' sono diversi.
In particolare il volume di A' è più piccolo rispetto a quello di A. Ma non soltanto
questo, anche il tratto che io vado a compiere nella regione di coesistenza vapore liquido,
è più breve. Fino a giungere ad un volume B', che è > del volume di B,
in questo punto, in questo stato, avrò tutto liquido, e quindi il tentativo di comprimere
ulteriormente un liquido incomprimibile fa sì che la pressione vada all'infinito. Questa
zona è di coesistenza e mano mano il tratto che mi porta da tutto vapore a tutto liquido
si stringe. Fino a quando non si aggiunge ad una isoterma critica, chiamata, con pedice
C, indicato, di 31 °C. In questo caso abbiamo di nuovo un andamento da iperbole equilatera,
nel primo tratto, quando siamo abbastanza distanti da questa regione che poi andremo
a specificare meglio, fino a quando non si giunge in un punto C, perché il tratto, che
prima era A B A' B' è sempre più breve fino a quando non si riduce ad un unico punto,
qui avviene una liquefazione istantanea del mio CO2 e a questo punto di nuovo la pressione
aumenta come prima e io quindi posso caratterizzare tutti questi punti A, A', A'', e così via
fino a C e poi B'', B'_B, dentro una curva, che, come è riportato qui, è una curva di
saturazione, dove abbiamo coesistenza di fase vapore e di fase liquida, e quindi il vapore
prende il nome di vapore saturo. Se la temperatura è maggiore, molto maggiore della temperatura
critica, la caratteristica nel piano PV, le isoterme sono caratterizzate da iperboli equilatere
e quindi ritroviamo il risultato che abbiamo studiato per i gas ideali. Dunque Andrews nel 1860
dimostra che il diagramma di fase è ben più complicato e non è sempre possibile ovviamente
liquefare sempre la CO2. Ad esempio se io avessi una temperatura molto maggiore della
temperatura critica, è evidente che posso comprimere il volume quanto voglio ma non
avrò mai la transizione di fase. Questo tra l'altro ci permette anche di distinguere gli
aeriformi fra gas e vapori. In condizioni standard se il mio gas, e questo è il nome
che daremo, la temperatura è maggiore della temperatura critica in condizioni standard,
questo è un aeriforme chiamato gas. Viceversa se in condizioni standard siamo sotto la temperatura
critica di quest'aeriforme sarà considerato un vapore. È evidente, come considerazione
conclusiva, che i gas ideali sono quei gas che non presentano questa complicazione nel
diagramma PV delle isoterme. Perché? Perché dovremmo immaginare che un gas ideale non
passa mai attraverso la fase di liquefazione e dunque sarà caratterizzato da un fascio
di iperboli equilatere per qualunque temperatura.