Le idee della chimica

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1 G. Valitutti A.Tifi A.Gentile Seconda edizione Copyright 2009 Zanichelli editore

2 Capitolo 6 Le leggi dei gas 1. Lo studio dei gas nella storia 2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare 3. La pressione dei gas 4. La legge di Boyle o legge isoterma 5. La legge di Gay-Lussac o legge isocora 6. La legge di Charles o legge isobara 7. Il volume molare dei gas 8. L equazione di stato dei gas ideali 9. Le miscele gassose 10. I gas reali

3 1. Lo studio dei gas nella storia Nel 1630 fu usato per la prima volta il termine gas: Van Helmont che lo inventò, pensava però che non fosse possibile contenere un gas in un recipiente, perché aveva una natura e una composizione diversa dai liquidi e dai solidi.

4 1. Lo studio dei gas nella storia Il primo scienziato a raccogliere una sostanza aeriforme fu Robert Boyle. Egli teorizzò che l aria fosse costituita da microscopici corpuscoli in movimento capaci di legarsi tra loro per formare aggregati macroscopici.

5 1. Lo studio dei gas nella storia Nel Settecento si aprì un nuovo filone di ricerca, la chimica pneumatica, grazie alla scoperta di: aria infiammabile (idrogeno) aria flogisticata (ossigeno) aria deflogisticata (azoto)

6 1. Lo studio dei gas nella storia Nonostante per molti secoli si sia creduto che l aria fosse una sostanza elementare, essa è in realtà una miscela di gas composta prevalentemente da ossigeno e azoto e da altri numerosi componenti.

7 2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare I gas dal punto di vista macroscopico hanno tutti lo stesso comportamento, che tuttavia risulta sensibile alle variazioni di temperatura e pressione. La teoria cinetico-molecolare ne spiega la natura sulla base del modello dei gas ideali o perfetti.

8 2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare Nel modello del gas perfetto le particelle: sono puntiformi e il loro volume è trascurabile; non si attraggono reciprocamente; si muovono a grande velocità in tutte le direzioni con un movimento disordinato dovuto al fatto che il loro moto rettilineo è interrotto dagli urti (detti elastici) con le altre particelle e con le pareti del contenitore.

9 2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare Si può concludere che l energia cinetica media delle particelle dei gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta.

10 2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare I gas non hanno forma propria, ma occupano quella del recipiente che li contiene: le particelle, quando sono lontane le une dalle altre, non risentono delle forze attrattive.

11 3. La pressione dei gas A livello macroscopico:

12 3. La pressione dei gas A livello microscopico, per le particelle dei gas la pressione è direttamente proporzionale alla loro energia cinetica media, cioè agli urti delle molecole contro le pareti del recipiente.

13 3. La pressione dei gas La pressione è l effetto macroscopico complessivo degli urti delle particelle di gas sull unità di superficie e nell unità di tempo.

14 3. La pressione dei gas Oltre alla pressione, i fattori che influenzano il comportamento dei gas sono la temperatura, il volume e la quantità (espressa in moli).

15 4. La legge di Boyle o legge isoterma Sperimentalmente Boyle ha dimostrato che, a temperatura costante, la pressione di una data quantità di gas è inversamente proporzionale al suo volume. con T costante p V = k (trasformazione isoterma)

16 4. La legge di Boyle o legge isoterma

17 4. La legge di Boyle o legge isoterma Riportando in un diagramma i valori di volume e pressione si ottiene un ramo di iperbole (curva isoterma).

18 5. La legge di Gay-Lussac o legge isocora Sperimentalmente Gay-Lussac ha dimostrato che, a volume costante, la pressione di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. con V costante p/t = k (trasformazione isocora)

19 5. La legge di Gay-Lussac o legge isocora

20 5. La legge di Gay-Lussac o legge isocora L energia cinetica media delle particelle è direttamente proporzionale alla temperatura. All aumentare della temperatura, aumenta quindi anche la velocità delle particelle: esse urtano maggiormente e in modo più violento le pareti del recipiente, facendo aumentare la pressione del gas.

21 6. La legge di Charles o legge isobara Charles dimostrò sperimentalmente che, a pressione costante, il volume di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. V/T = k con T temperatura assoluta e p costante (trasformazione isobara)

22 6. La legge di Charles o legge isobara

23 6. La legge di Charles o legge isobara 273,15 C è lo zero assoluto (0 K), ovvero la temperatura alla quale si annulla il volume dei gas.

24 7. Il volume molare dei gas A STP (0 C e 1 atm) il volume molare dei gas è 22,4 L, ovvero una mole di qualsiasi gas occupa 22,4 L di volume.

25 8. L equazione di stato dei gas ideali Combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e Charles si ottiene la formulazione del comportamento generale dei gas (equazione di stato dei gas ideali) p p = pressione (in atm) V = volume (in L) n = numero di moli V = n R T T = temperatura assoluta (in K) R = costante universale dei gas = 0, 082 (in L atm mol -1 K -1 )

26 9. Le miscele gassose Data una miscela di gas in un recipiente, le particelle di ciascun gas urtano le pareti e producono una pressione identica a quella che generano quando si trovano da sole nel medesimo recipiente.

27 9. Le miscele gassose La pressione parziale è la pressione esercitata da ciascun gas costituente una miscela, in assenza degli altri.

28 9. Le miscele gassose La pressione totale esercitata da una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti la miscela (legge di Dalton). P totale = p 1 + p 2 + p 3 +

29 9. Le miscele gassose Una delle peculiarità dei gas è la loro capacità di diffondersi, cioè disperdono le loro molecole all interno di un altro gas.

30 9. Le miscele gassose La velocità di diffusione di un gas in un altro è inversamente proporzionale alla radice quadrata della sua massa molecolare (legge di Graham).

31 10. I gas reali I gas reali non obbediscono perfettamente alle leggi dei gas, perché le loro particelle hanno un volume proprio, seppure piccolo, e presentano deboli forze attrattive. I gas reali mostrano un comportamento simile a quello dei gas ideali solo a bassa pressione e alta temperatura. ad

32 10. I gas reali Il diagramma di Andrews è la rappresentazione del comportamento di un sistema gas-liquido (condensazione). Per un gas ideale il diagramma, a temperatura costante, è formato da isoterme. Per un gas reale si ottiene un grafico ad isoterme solo a temperature molto elevate e a basse pressioni.

33 10. I gas reali Si dice temperatura critica la temperatura dell isoterma al di sotto della quale si può avere la condensazione del vapore.