LM85-bis Scienze della formazione primaria. Stato Gassoso. Prof. Federico Teloni. Elementi di Chimica A. A

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1 LM85-bis Scienze della formazione primaria Stato Gassoso Prof. Federico Teloni Elementi di Chimica A. A

2 Stato Gassoso Per un chimico esperto costituisce lo stato di aggregazione più semplice della materia. Per i giovani nelle scuole è il più complesso psicologicamente. Falsa evidenza: osservazione che i palloncini gonfiati con un gas più leggero dell aria tendono a sfuggire verso l alto Diffusa tra gli allievi l idea che i gas non abbiano peso, cioè non siano costituiti da materia (quanto maggiore è la quantità di gas immessa in un palloncino, tanto minore è il suo peso).

3 Gas e Vuoto Generalmente viene associato al concetto di gas quello di vuoto. La natura aborrisce il vuoto Aristotele Aristotele ( a.c.) Dottrina aristotelica che disconosce qualunque realtà al vuoto. Secondo Aristotele uno spazio vuoto non è altro che una contraddizione in termini, essendo lo spazio (o meglio il "luogo", topos, in greco) niente altro che il limite dei corpi, per cui non può darsi uno spazio (luogo) se non in presenza di corpi. Nel IV libro della Fisica, in particolare, Aristotele procede a mettere in evidenza i paradossi che, sulla base di questa definizione, scaturirebbero dalla ammissione dell'esistenza effettiva di un vuoto.

4 Alchimia e Spiriti Spesso gli alchimisti ottenevano, durante i loro esperimenti, arie e vapori, ma si trattava di sostanze sfuggenti, difficili da osservare e studiare, e quindi anche facili da trascurare. Andreas Libavius ( ) descrisse con accuratezza (in Alchemia) varie preparazioni di nuove sostanze quali HCl, l acqua regia (3 HCl + 1 HNO 3 ), (NH 4 ) 2 SO 4 e SnCl 4 (spiritus fumans Libavii) A. Libavius La natura misteriosa di questi vapori si riscontra anche nei nomi assegnati ai liquidi che evaporavano facilmente spirito (spirit) è venuto ad indicare gli alcoli e le sostanze alcooliche.

5 Nascita dello Stato Gassoso Mentre gli stati solido e liquido sono sempre stati percepiti dall umanità, lo stato gassoso ha iniziato ad esistere solo recentemente, agli inizi del Le scoperte successive furono possibili grazie all invenzione di particolari dispositivi che permettevano di vedere l aria e di misurarne alcune proprietà. J. B. van Helmont ( ) fu il primo a studiare i fumi e vapori prodotti dai suoi esperimenti (es. bruciando il legno) e a notare che non si comportavano come l aria. Queste sostanze aeriformi, senza forma e volume definiti, avevano qualcosa in comune con il caos primordiale che nella mitologia dei Greci era servito per la creazione dell Universo. Egli chiamò i suoi vapori caos, e in fiammingo il termine divenne GAS. J. B. van Helmont Il gas prodotto dalla combustione della legna fu detto gas silvestre (CO 2 ).

6 Torricelli e il Barometro BAROMETRO A MERCURIO strumento fondamentale della chimica (equivalente di ciò che fu il microscopio per la biologia e il cannocchiale per l astronomia). Il celeberrimo esperimento dell'argento vivo fu realizzato da Torricelli nella primavera del 1644 a Firenze: Torricelli riempì di mercurio un tubo di vetro aperto ad una delle estremità. Poi, tenendo serrata con un dito l'estremità aperta, rovesciò il tubo in una bacinella contenente mercurio. Osservò allora che la colonna di mercurio scendeva solo parzialmente, fermandosi ad un'altezza di circa 76 cm. Torricelli si convinse che lo spazio lasciato libero dalla discesa del mercurio nel tubo fosse vuoto e che il sostentamento della colonna di mercurio dipendesse dalla pressione che l'aria esercitava sul mercurio nella bacinella.

7 ESPERIMENTI Bottiglia con candela Bottiglia con fori Geo Effetto serra

8 Torricelli e il Peso dell Aria Evangelista Torricelli ( ) Viviamo sommersi nel fondo di un oceano di aria L esperimento di Torricelli provava due concetti fondamentali: 1) La natura permette il vuoto 2) L'aria pesa I risultati dell'esperimento dell'argento vivo (mercurio) aprivano un'epoca di trasformazioni rivoluzionarie e obbligavano a rivedere dottrine consolidate da secoli.

9 Cattura e Studio dei Gas Stephen Hales ( ) reverendo inglese, studioso di botanica, chimica, anatomia e teologia, ideò nel 1727 ed usò il metodo di raccolta dei gas al di sopra dell acqua per isolare e studiare i gas che si producevano in seguito a trasformazioni chimiche. Nei successivi cinquanta anni lo stato gassoso si popolò di alcuni nuovi individui S. Hales

10 Acqua Sostanza Composta La manipolazione e la raccolta dei gas permisero anche di porre le basi teoriche dell esistenza degli atomi e delle leggi della teoria atomica. Es. la reazione di elettrolisi dell acqua (Henry Cavendish) permise di raccogliere due differenti tipi di sostanze gassose (H 2 ed O 2 ) e di comprendere in quali rapporti di volume e quindi atomici tali elementi erano presenti nell acqua. L acqua NON risultava più essere un elemento fondamentale (come per gli antichi) bensì una sostanza composta! H. Cavendish

11 Importanza dei Gas

12 Proprietà Macroscopiche dei Gas 1. Il volume dei gas subisce notevoli variazioni al variare della pressione. 2. Il volume dei gas cambia al variare della temperatura. 3. I gas hanno viscosità molto bassa. 4. La maggior parte dei gas hanno densità molto basse. 5. I gas sono miscibili tra loro.

13 Misura della Pressione dei Gas Unità di misura della pressione unità pascal(pa); kilopascal(kpa) Pressione atmosferica x10 5 Pa; kpa Campo scientifico Unità SI; fisica, chimica. atmosfere(atm) 1 atm* Chimica. mm di mercurio(hg) 760 mm Hg* Chimica, medicina, biologia. torr 760 torr* Chimica. bar bar Meteorologia, chimica, fisica.

14 Pressione Atmosferica Effetto della pressione atmosferica sui corpi sulla superficie terrestre: (A) (B) Nel recipiente pieno d aria, la pressione atmosferica esterna è uguale a quella all interno delle superfici metalliche Quando si estrae l aria dal recipiente, la pressione atmosferica esterna lo schiaccia.

15 Volume e Pressione Legge di Boyle Per una data quantità di gas a temperatura costante, il volume del gas è inversamente proporzionale alla sua pressione

16 Legge di Boyle V 1 P A temperatura costante, il volume di un gas è inversamente proporzionale alla sua pressione. n e T valori fissati e costanti V x P = Costante P = V P V

17 Descrizione Particellare

18 Volume e Temperatura A pressione costante, il volume di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura alla quale esso si trova. V T n e P valori fissati e costanti Legge di Charles V T = costante V T V 1 = 1 T Il volume di una data quantità di gas a pressione costante è direttamente proporzionale alla temperatura Kelvin (assoluta) 2 2

19 Pressione e Temperatura A volume costante, la pressione di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura alla quale esso si trova. P T n e V valori fissati e costanti Legge di Gay Lussac P T = costante P T P 1 = 1 T La pressione di una data quantità di gas a volume costante è direttamente proporzionale alla temperatura Kelvin (assoluta) 2 2

20 Descrizione Particellare

21 Volume e Massa Legge di Avogadro V n con T,P = cost. Volumi uguali di gas, alla stessa pressione e temperatura, contengono un ugual numero di molecole Una conseguenza logica di tale ipotesi è che: Il volume di un gas a temperatura e pressione costante è direttamente proporzionale al numero di moli del gas.

22 Volume Molare Standard Il volume molare (v m ) è il volume occupato da una mole di una determinata sostanza. Per sostanze gassose, il volume molare in condizioni standard (T = 0 C e P = 1 atm) è pari a 22,4 litri. 1 MOLE di un gas (ideale) occupa sempre lo stesso volume 22,4 LITRI a 0 C e 1 Atm

23 Descrizione Particellare aggiungendo molecole ad un recipiente, aumenta il numero totale di urti contro le pareti il gas si espande fin quando la pressione interna, diminuendo, tornerà uguale a quella esterna la pressione interna aumenta

24 La Legge dei Gas Legge di Charles P = Costante V T 1 = 1 V T 2 2 Legge di Gay-Lussac V = Costante P T 1 = 1 P T 2 2 Legge di Boyle T = Costante P = V P2V P V = R T Nel 1807 Gay Lussac propone la legge dei gas perfetti nella sua completezza, mettendo in relazione P,T,V.

25 La Legge dei Gas Ideali Combinando le Leggi dei Gas si ottiene l equazione generale dei gas: Legge di Boyle V 1/P Legge di Charles V T Legge di Avogadro V n V nt P PV = nrt Un gas il cui comportamento segue l equazione del gas ideale si dice GAS IDEALE o PERFETTO. Tutti i gas reali hanno comportamento (quasi) ideale a basse pressioni ed alte temperature.

26 La Costante dei Gas PV = nrt costante dei gas R = PV nt R = L atm mol -1 K -1 R = m 3 Pa mol -1 K -1 R = J mol -1 K -1

27 Diffusione La Diffusione è la propagazione di una sostanza attraverso uno spazio o attraverso una seconda sostanza. Il metano è inodore. Per il suo uso si aggiunge metilmercaptano (CH 3 SH) gas con odore pungente rilevabile anche in ppb. Nel caso di perdite di metano, con pericolo di asfissia ed esplosioni, la diffusione nell aria di CH 3 SH con odore sgradevole costituisce un utile avvertimento.

28 Effusione L Effusione è la fuoriuscita delle molecole di un gas attraverso un piccolo foro in uno spazio evacuato. L effusione è alla base del processo di arricchimento di uranio fissile ( 235 U). La miscela naturale contiene solo 0.7% di 235 U (fissile) e il resto di 238 U. Arricchendo la miscela con 235 U fino al 3-6% si ottiene un combustile adatto alle centrali nucleari. L uranio si trasforma in UF 6 gassoso e forzato a passare attraverso una membrana porosa con fori submicroscopici. Le molecole 235 UF 6 effondono più velocemente delle molecole 238 UF 6. Si ottiene così un gas arricchito in 235 U.

29 Legge di Graham Graham osservò sperimentalmente che la velocità di effusione di un gas è inversamente proporzionale alla radice quadrata della massa molecolare delle particelle del gas: velocitàdieffusionedia velocitàdieffusionedib = M M B A T. Graham ( )

30 Miscele di Gas Le Leggi dei Gas si applicano alle miscele di gas. Pressione Parziale dei gas: ciascun componente di una miscela di gas esercita una pressione che esso eserciterebbe se fosse da solo nel contenitore. ARIA

31 Legge di Dalton e Miscele di Gas La pressione totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali dei componenti della miscela P tot = P a + P b + P c +

32 Pressione Parziale di un Gas P tot = P a + P b + P c + La pressione parziale P a è la pressione del componente gas A della miscela gassosa che contribuisce alla pressione complessiva. V a = n a RT/P tot e V tot = V a + V b + V c + Il volume parziale V a è il volume che occuperebbe un gas A alla stessa pressione totale nel contenitore.

33 Frazione Molare di un Gas Il rapporto del volume parziale sul volume totale, o della pressione parziale sulla pressione totale è la frazione molare. V a V tot n a RT/P = tot = n tot RT/P tot n a n tot frazione molare P a P tot n a RT/V = tot = n a n tot RT/V tot n tot Ricorda n a n tot = a n n a tot = P P a tot = V V a tot = a frazione molare

34 Interpretazione Molecolare Aggiungendo una quantità di gas A ad una quantità di gas B, aumenta il numero totale di molecole aumenta il numero di urti al secondo contro le pareti del recipiente, cioè aumenta la pressione del gas. Ciascun gas esercita una frazione della pressione totale, che dipende dalla frazione di molecole di quel gas nella miscela.

35 Gas Reali Fattore di Compressibilità PV/nRT = 1 Per i Gas Reali vi sono deviazioni. PV/nRT > 1 il volume molecolare è significativo. PV/nRT < 1 vi sono forze intermolecolari di attrazione. Le forze di attrazione delle molecole rosse per la molecola verde fanno sì che la molecola verde eserciti una forza minore quando collide contro la parete. Pressioni inferiori dei gas reali di quelle attese per gas ideali

36 Deviazioni dall Idealità I gas reali si comportano idealmente solo ad elevate temperature e basse pressioni. A pressioni elevate vi sono deviazioni dall idealità, dovute alle interazioni tra particelle del gas Un gas reale mostrerà un comportamento molto diverso, sotto elevate pressioni, a temperature differenti.

37 Effetto del Volume delle Particelle Ad elevata pressione il volume proprio delle particelle non è più trascurabile il volume totale è maggiore del teorico. comportamento ideale corretto per il volume delle particelle di gas

38 Effetto delle Forze Intermolecolari A basse temperature le collisioni avvengono con energia cinetica inferiore e anche deboli interazioni possono diminuire le collisioni la pressione reale è minore di quella teorica. comportamento ideale corretto per le forze intermolecolari

39 Equazione di van der Waals Per i gas reali si possono usare diverse equazioni, che si applicano in un intervallo di T e P superiore a quello dell Equazione dei Gas Ideali. Esse contengono termini con valori specifici diversi per gas differenti (corrette per le forze intermolecolari di attrazione e per il volume occupato dalle molecole stesse ): [P + a(n/v) 2 ] x [V nb] = nrt correzione per le forze intermolecolari correzione per il volume proprio delle particelle (dove n = numero di moli di gas, a e b costanti di van der Waals, specifiche del gas in esame) J. D. van der Waals