GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA. Lo stato gassoso

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Paola Papi
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1 GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA Lo stato gassoso

2 Classificazione della materia MATERIA Composizione Struttura Proprietà Trasformazioni 3 STATI DI AGGREGAZIONE SOLIDO (volume e forma propri) LIQUIDO (volume definito e forma indefinita) GASSOSO (volume e forma indefiniti) 2

Stato gassoso Forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono molto deboli ed inferiori a quelle cinetiche che tendono a disperdere le molecole.

3 Stato gassoso Forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono molto deboli ed inferiori a quelle cinetiche che tendono a disperdere le molecole. Caratteristiche Non hanno forma e volume proprio. Hanno struttura disordinata. Sono comprimibili, hanno densità molto più basse dei liquidi e dei 3 solidi.

4 Stato liquido Forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono sufficienti a tenere vicine le molecole ma non a mantenere l ordine nella struttura. Caratteristiche I liquidi hanno un volume proprio ma non hanno una forma propria. Sono praticamente incomprimibili. Hanno struttura disordinata. 4

5 Stato solido Forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono sufficienti a tenere vicine le molecole e a mantenere l ordine nella struttura. Caratteristiche I solidi hanno un volume e una forma propria. Sono incomprimibili. Hanno struttura ordinata. 5

6 Passaggi di stato sublimazione fusione evaporazione Stato solido Stato liquido Stato gassoso solidificazione condensazione endotermici esotermici brinamento 6

PRESSIONE: forza per unità di area P = F A Unità di misura di pressione SI : Pascal

7 I gas sono tra i sistemi chimici più semplici: presentano lo stesso comportamento indipendentemente dalla loro natura se la pressione è sufficientemente bassa. PRESSIONE: forza per unità di area P = F A Unità di misura di pressione SI : Pascal (Pa) 1 N m -2 ( 1kg m -1 s -2 ) 1 bar = 10 5 Pa 1 atm = Pa 1 atm = 760 torr (mmhg) 1 atm = 14.7 psi 7

8 Equazione di stato per gas ideali Se la pressione del gas è sufficientemente bassa, i gas mostrano un comportamento uniforme, indipendente dalla loro natura. C è quindi la possibilità di usare un modello che rappresenta il comportamento al quale tendono tutti i gas al tendere a 0 della pressione. Tale modello considera che il gas sia costituito da molecole con un volume complessivo trascurabile rispetto a quelle del recipiente in cui sono contenute ed inoltre che non esista alcuna interazione tra di esse. Equazione di stato: equazione che esprime la relazione tra le seguenti variabili termodinamiche: f (P, V, T) = 0 8

9 I gas ideali Al tendere a 0 della pressione, per tutti i gas il prodotto PV m, tende ad uno stesso valore che dipende solo da T. lim 0 ( PV ) = P m funzione di T ma indipendente dalla natura del gas. Inoltre, al tendere a 0 della pressione, il rapporto PV m /T tende ad un valore che è lo stesso per tutti i gas indipendentemente da T. 9

10 lim P 0 PV m T = cost = R PV m = RT per n moli di gas: R: COSTANTE UNIVERSALE DEI GAS R = atm l mol -1 K -1 = J mol -1 K -1 = cal mol -1 K -1 PV = nrt Equazione di stato per i gas ideali P atm V l n mol T K T(K)=T( C) R atm l mol -1 K -1 10

Legge di Boyle: data una certa quantità di gas (n

legge di Gay-Lussac (Charles): a pressione costante,

di Gay-Lussac (Charles): a volume costante, per una

11 Legge di Boyle: data una certa quantità di gas (n costante) a temperatura costante PV = costante 1 a legge di Gay-Lussac (Charles): a pressione costante, per una data quantità di gas (n costante) 2 a legge di Gay-Lussac (Charles): a volume costante, per una data quantità di gas (n costante) V = cost T P = cost T 11

12 Legge di Avogadro Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di T e P contengono lo stesso numero di molecole, quindi a temperatura e pressione costante, il volume occupato da un gas è direttamente proporzionale alla sua quantità (in moli). Definiamo il volume molare V m (l mol -1 ), il volume occupato da 1 mole di gas in determinate condizioni di T e P. V n (a T e P cost) V m (l mol -1 ) = cost (a T e P cost) Definendo come condizioni normali (STP - Standard Temperature and Pressure ): T = O C = 273,15 K P = 1 atm Il volume occupato da una mole di qualsiasi gas in condizioni normali diventa: V m = 22,414 l/mol Azoto 22,40 l Ossigeno 22,40 l Idrogeno 22,43 l 12

13 Le miscele di gas L equazione di stato dei gas perfetti è valida oltre che per i gas puri anche per i gas in miscela poiché: i gas si miscelano in modo omogeneo ogni gas presente in una miscela si comporta come se fosse l unico gas presente (se non intervengono reazioni chimiche) ? 1 mol Ar, T = 273 K, 0.5 mol He, T = 273 K, 1 mol Ar mol He, T = 273 K, La pressione parziale (P i ) di un gas componente di una miscela è la pressione che il gas eserciterebbe se occupasse da solo l intero volume occupato dalla miscela alla stessa T. 13

14 Le miscele di gas ideali Legge di Dalton o dell additività delle pressioni: la pressione totale esercitata da una miscela di gas ideali è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti RT RT RT P = n P = n P n A A B B I = Ptot = PA + PB + PC +... PI = ( na + nb + nc + V Si possono esprimere le pressioni parziali in funzione della frazione molare del gas: na na X A = = ntot n A + n B +... n I P RT A = na Ptot = V n tot RT V V... n I P A = P tot RT ) V n n A tot I V P tot = P = A n n n A tot tot P tot RT V P A = X A P tot 14

15 GAS REALI In realtà le molecole non sono masse puntiformi ma possiedono un volume proprio; inoltre esistono delle interazioni tra le molecole. 15

16 Equazioni di stato per i gas reali I gas REALI seguono l EQUAZIONE DI STATO solo a BASSA P e ALTA T Per descrivere più accuratamente il comportamento dei gas reali bisogna correggere l equazione di stato dei gas ideali. Esistono equazioni approssimate che mantengono la semplicità formale dell eq. di stato per i gas ideali. Tra queste: Eq. di Van der Waalls Presupposti teorici: Le interazioni intermolecolari determinano una riduzione dell efficacia degli urti con le pareti. Le molecole non possono essere considerate puntiformi, ma hanno una dimensione finita. 16

17 Equazioni di Van der Waalls La pressione esercitata da un gas reale sulle pareti di un recipiente è minore, di una quantità P, di quella che eserciterebbe un gas ideale alla stessa T e per uno stesso V, a causa delle attrazioni intermolecolari. Le molecole di gas hanno una dimensione finita: allo spazio libero in cui le molecole possono muoversi va sottratto un termine che tiene conto dell ingombro delle molecole. Possiamo ancora esprimere l eq. di stato (per 1 mole) come: (pressione volume molare = RT) sostituendo a P idealmente esercitata (P misurara + P) a V idealmente disponibile (V misurato - V) (P + P) (V m - V) = RT P = a / V 2 m (a : costante diversa da gas a gas) V = b (b : covolume) (P + a / V m 2 ) (V m - b) = RT per n moli (P + a / V 2 ) (V - b) = nrt 17

18 Gas Liquido 1) T Se si abbassa la temperatura diminuisce l energia cinetica delle molecole fino a che non prevalgono le forze di attrazioni intermolecolare e si ha la trasformazione del gas nel liquido. 2) P A temperatura costante, se si aumenta la pressione le molecole interagiscono sempre più favorendo la liquefazione. P P 2 P 3 V V 2 V 3 Tuttavia per ogni gas esiste una temperatura, detta temperatura critica (T C ), al di sopra della quale il gas non può essere trasformato in liquido neppure sottoponendolo a pressioni elevatissime. Al di sotto della temperatura critica il GAS si chiama VAPORE. 18

19 La liquefazione dei gas e la temperatura critica Diagramma di Andrews T = cost Punto critico C B A 19

20 ES 1. Calcolare il volume occupato da 9.00 g di vapor d acqua a 150 C e a 2.0 atm di pressione. [8.7 l] ES 2. Un serbatoio del volume di 300 l viene riempito di metano. Alla temperatura di 20 C, la pressione esercitata dal gas è pari a 4 atm. Se durante la giornata, la temperatura del serbatoio aumenta di 12 C, quale sarà la pressione esercitata dal gas? [4.16 atm] 20

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