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Valitutti, Tifi, Gentile Esploriamo la chimica Seconda edizione di Chimica: molecole in movimento
Capitolo 6 Le leggi dei gas 1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare 2. La pressione dei gas 3. La legge di Boyle 4. La legge di Charles 5. La legge di Gay-Lussac 6. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro 3
Capitolo 6 Le leggi dei gas 7. Quanto pesano un atomo e una molecola? 8. Il volume molare dei gas 9. L equazione di stato dei gas ideali 10. Le miscele gassose 4
1. I gas ideali e la teoria cineticomolecolare 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. 5
1. I gas ideali e la teoria cineticomolecolare 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. 6
1. I gas ideali e la teoria cineticomolecolare 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
1. I gas ideali e la teoria cineticomolecolare 8
1. I gas ideali e la teoria cineticomolecolare 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. 9
1. I gas ideali e la teoria cineticomolecolare Nel modello del gas ideale le particelle 1. l energia cinetica media delle particelle è proporzionale alla temperatura assoluta; 2. non si attraggono reciprocamente; 3. sono puntiformi e il loro volume è trascurabile; 4. si muovono a grande velocità in tutte le direzioni con un movimento disordinato. 10
1. I gas ideali e la teoria cineticomolecolare 11
2. La pressione del gas 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. 12
2. La pressione del gas In generale, la pressione p è data dal rapporto tra la forza F, che agisce perpendicolarmente a una superficie, e l area s della superficie stessa. 13
2. La pressione del gas 14
2. La pressione del gas La pressione è una grandezza intensiva. L'unità di misura della pressione nel Sistema Internazionale è il pascal (Pa), pari a un newton (N) per metro quadrato (m 2 ). 1 Pa = 1N / m 2 15
2. La pressione del gas Nel 1644 Torricelli costruì un dispositivo per misurare la pressione atmosferica: il primo barometro a mercurio. Prese un lungo tubo di vetro, chiuso ad una estremità, lo riempì di mercurio e lo capovolse. A livello del mare, il livello del mercurio nel tubo si abbassava ad un altezza di 760 mm. 16
2. La pressione del gas Il livello raggiunto dal mercurio fornisce la misura della pressione atmosferica esercitata sulla superficie del mercurio nella bacinella, espressa in millimetri di mercurio (mmhg). 17
3. La legge di Boyle Sperimentalmente, Boyle ha dimostrato che, a temperatura costante, la pressione di una data quantità di gas è inversamente proporzionale al suo volume. p V = k con T costante. Questa è la legge di Boyle. 18
3. La legge di Boyle 19
4. La legge di Charles 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 Questa è la legge di Charles. 20
4. La legge di Charles 21
4. La legge di Charles 273,15 C è lo zero assoluto (0 K), ovvero la temperatura alla quale il volume dei gas si annulla. 22
5. La legge di Gay-Lussac Sperimentalmente Gay-Lussac ha dimostrato che, a volume costante, la pressione di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. p/t = k con V costante. Questa è la legge di Gay-Lussac. 23
5. La legge di Gay-Lussac 24
6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro Le ricerche condotte da Gay- Lussac sui gas confermarono l esistenza di rapporti di combinazione ben precisi tra i loro volumi. 25
6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro Gay-Lussac arrivò quindi a formulare la legge di combinazione dei volumi. Il rapporto tra i volumi di gas che reagiscono tra loro è espresso da numeri interi e piccoli. 26
6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro La legge di combinazione dei volumi di Gay-Lussac e la teoria atomica di Dalton furono messe in relazione dal principio di Avogadro. Volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole. 27
6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro 28
7. Quanto pesano un atomo o una molecola? Sappiamo che, a parità di pressione e temperatura, in un litro di gas ossigeno (O 2 ) e in un litro di gas idrogeno (H 2 ) vi è lo stesso numero di molecole. Il rapporto tra la massa dell'ossigeno e la massa dell'idrogeno è pari a 16. 29
7. Quanto pesano un atomo o una molecola? 30
7. Quanto pesano un atomo o una molecola? Da questa relazione possiamo allora dedurre che le molecole di ossigeno hanno massa maggiore di quelle dell idrogeno; la massa di un atomo di ossigeno è sedici volte la massa di un atomo di idrogeno. 31
7. Quanto pesano un atomo o una molecola? Il principio di Avogadro può essere formulato matematicamente. A pressione e temperatura costanti, il volume di un gas è direttamente proporzionale al suo numero di molecole. 32
8. 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. 33
9. L equazione di stato dei gas ideali Le tre leggi dei gas che abbiamo enunciato mettono in evidenza come il comportamento allo stato gassoso dipenda da tre parametri fondamentali pressione, temperatura; volume. 34
9. L equazione di stato dei gas ideali Dalla combinazione delle tre leggi si ottiene la legge generale dei gas (p V)/ T = k 35
9. L equazione di stato dei gas ideali Equazione di stato dei gas ideali p = pressione (in atm) V = volume (in L) n = numero di moli p V = n R T T = temperatura assoluta (in K) R = costante universale dei gas = 0,082 (in L atm mol -1 K -1 ) 36
10. Le miscele gassose La pressione parziale è la pressione esercitata da ciascun gas costituente una miscela, in assenza degli altri. Questa legge è definita legge delle pressioni parziali di Dalton. 37
10. 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. 38
10. 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 + 39