Teoria Cinetica Molecolare dei Gas Ideali

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1 Teoria Cinetica Molecolare dei Gas Ideali Un gas è composto da molecole molto lontane tra di loro in confronto alle loro dimensioni e possono essere considerate puntiformi, quindi prive di volume. Le molecole di un gas sono in costante moto caotico, durante il quale esse urtano tra di loro e contro le pareti del recipiente. Le forze di interazione intermolecolare sono nulle e quindi gli urti tra molecole e contro le pareti del recipiente sono perfettamente elastici (energia cinetica costante e dipendente solo dalla temperatura).

2 Pressione di un Gas Pressione = Forza / Superficie F = m a

3 Pressione di un Gas

4 Pressione di un Gas

5 Equazione di Stato dei Gas Ideali Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas: Quattro parametri misurabili: Pressione Volume Temperatura Quantità di gas Per tentare di ricavare una legge sperimentale che descriva il comportamento del gas, si fissano due parametri e si osserva se c è una relazione fra i due parametri rimanenti.

6 Equazione di Stato dei Gas Ideali Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas: Legge di Avogadro:, = numero di moli 1 mole = 6, atomi/molecole/oggetti (602,200,000,000,000,000,000,000) (seicentoduemila duecento miliardi di miliardi) Si stima che l universo osservabile contenga «solo» stelle.

7 Equazione di Stato dei Gas Ideali Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas: Legge di Boyle:,

8 Equazione di Stato dei Gas Ideali Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas: Legge di Boyle:,

9 Equazione di Stato dei Gas Ideali Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas: Legge di Charles:,

10 Equazione di Stato dei Gas Ideali Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas: Legge di Charles:,

11 Equazione di Stato dei Gas Ideali,,,

12 La Costante dei Gas 8, J K 1 mol 1 0, L atm K 1 mol 1 8, m 3 atm K 1 mol 1 8, cm 3 MPaK 1 mol 1 8, L kpak 1 mol 1 8, m 3 PaK 1 mol m 3 PaK 1 kmol 1 62,3637 L mmhgk 1 mol 1 62,3637 L Torr K 1 mol 1 83,14472 L mbark 1 mol 1 1,987 calk 1 mol 1

13 Le Transizioni di Stato

14 Le Transizioni di Stato

15 I Diagrammi di Stato Supercritical fluids

16 I Diagrammi di Stato

17 Il Diagramma di Stato dell Acqua

18 Il Diagramma di Stato dell Anidride Carbonica (CO 2 )

19 Il Diagramma di Stato dello Zolfo

20 La Tensione di Vapore

21 Stati della Materia

22 La Tensione Superficiale

23 Capillarità L azione capillare è l innalzamento dei liquidi nei tubi sottili che si verifica quando sussistono attrazioni favorevoli tra le molecole di liquido e la superficie interna del tubo. Adesione: interazioni attrattive tra molecole del liquido e superficie interna del capillare. Coesione: interazioni attrattive tra molecole del liquido. Menisco concavo se ADESIONE > COESIONE Menisco convesso se ADESIONE < COESIONE Menisco piatto se ADESIONE = COESIONE

24 La Viscosità La viscosità di un liquido è la resistenza che esso oppone allo scorrimento, ed è tanto maggiore quanto maggiori sono le forze di coesione tra le molecole del liquido stesso (interazioni intermolecolari forti)

25 La Stechiometria La stechiometria studia i rapporti quantitativi fra le masse delle sostanze coinvolte in una reazione chimica. La stechiometria di reazione indica in che rapporti due o più sostanze reagiscono tra di loro. Il calcolo stechiometrico permette di calcolare le quantità di reagenti e prodotti coinvolti in una reazione chimica.

26 Le Equazioni Chimiche Un processo chimico è rappresentato da un equazione chimica. Esempio: reazione del magnesio con l ossigeno. Mg + O 2 MgO Le sostanze a sinistra della freccia sono dette reagenti. Le sostanze a destra della freccia sono dette prodotti. Un equazione chimica bilanciata ha lo stesso tipo e numero di atomi fra i reagenti ed i prodotti. 2 Mg + O 2 2 MgO

27 Le Equazioni Chimiche Si usa indicare anche lo stato fisico di reagenti e prodotti: 2 Mg (s) + O 2(g) 2 MgO (s) (s): solido (l): liquido (g): gassoso (aq): soluzione acquosa

28 Le Equazioni Chimiche Esempio di bilanciamento: combustione del butano. La combustione è la reazione di un composto contenente C, H (e/o O) in eccesso di O 2 per produrre CO 2 e H 2 O. C 4 H 10 + O 2 CO 2 + H 2 O C 4 H 10 + O 2 4CO 2 + 5H 2 O C 4 H 10 + O 2 4CO 2 + 5H 2 O 2C 4 H O 2 8CO H 2 O

29 Le Equazioni Chimiche In una reazione di combinazione due o più sostanze formano un composto singolo. ( ) + ( ) ( ) In una reazione di decomposizione, un composto singolo forma due o più nuove sostanze. ( ) ( ) + ( )

30 Relazioni di Massa nelle Reazioni Chimiche Una equazione chimica fornisce informazioni quantitative sulla reazione. Pesando reagenti e prodotti, possiamo determinare le masse relative dei loro atomi: 2 H 2 O (l) 2 H 2(g) + O 2(g) 36 g 4 g 32 g Da qui possiamo ricavare che: la massa di O è 16 volte la massa di H

31 La Scala di Massa Atomica La scala delle masse atomiche era originariamente basata sull idrogeno: 1 H atomo = 1 uma(unità di massa atomica, g mol -1 ) 16 O atomo 16 uma 12 C atomo 12 uma Ora, la scala è basata sul 12 C: 12 C atomo = esattamente 12 uma 1 H atomo = 1, uma 16 O atomo = 15, uma

32 La Massa Atomica Media La massa media di un atomo si calcola mediando sulle abbondanze naturali dei suoi isotopi. Esempio: Litio 6 Li: 6,015 uma(7,42%) 7 Li: 7,016 uma(92,58%) Massa media = = (6,015 umax 0,0742) + (7,016 umax 0,9258) = = 6,941 uma

33 La Massa Atomica Media La massa media di un atomo si calcola mediando sulle abbondanze naturali dei suoi isotopi. Esempio: Cloro 35 Cl: 34, uma (75,53%) 37 Cl: 36, uma (24,47%) Massa media = = (34, uma x 0,7553) + (36, uma x 0,2447) = = 35,46 uma

34 La Composizione Percentuale di un Composto Massa Percentuale degli elementi in H 2 O: 2 H = 2 x 1,0078 uma= 2,0156 uma 1 O = 15,9994 uma 1 H 2 O = 18,0150 uma %(H) = ( 2,0156 uma / 18,0150 uma ) x 100 = 11,19% %(O) = ( 15,9994 uma / 18,0150 uma ) x 100 = 88,81%

35 La Mole: l Unità di Misura della Quantità di Sostanza Un atomo di 12 C pesa 1,9933 x g In 12 g di 12 C ci sono 6,02 x atomi (6,02 x ) x (1,9933 x g) = 12 g Una mole è costituita da 6,02 x specie chimiche. Questo numero si chiama Numero di Avogadro(N A ). Il numero di Avogadro è stato scelto cosicché 12 grammi esatti di 12 C corrispondono a 1 mole di 12 C.

36 La Massa Molare La massa molare di una sostanza è la massa di una mole espressa in grammi. La massa molare è, in numero, uguale al peso formula in uma. Massa media di 1 atomo di C = 12,011 uma Massa di 1 mole di C = 12,011 g Massa di 1 molecola di H 2 O = uma Massa di 1 mole di H 2 O = 18,015 g Massa di 1 MgO = 40,304 uma Massa di 1 mole di MgO= 40,304 g

37 Moli e Reazioni Chimiche Invece di contare le molecole in una reazione, contiamo le moli di molecole. N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) 1 mole di N 2 reagisce con 3 moli di H 2 per dare 2 moli di NH 3 O in altre parole per ogni mole di N 2 reagiscono 3 moli di H 2 per dare 2 moli di NH 3.

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