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GASSOSO Forma e volume del recipiente in cui è contenuto SOLIDO Forma e volume propri LIQUIDO Volume proprio ma forma del recipiente in cui è contenuto.

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Presentazione sul tema: "GASSOSO Forma e volume del recipiente in cui è contenuto SOLIDO Forma e volume propri LIQUIDO Volume proprio ma forma del recipiente in cui è contenuto."— Transcript della presentazione:

1 GASSOSO Forma e volume del recipiente in cui è contenuto SOLIDO Forma e volume propri LIQUIDO Volume proprio ma forma del recipiente in cui è contenuto Gli stati di aggregazione della materia

2 Lo stato gassoso Proprietà caratteristiche dei gas: 1.sono facilmente comprimibili 2.si espandono fino ad occupare tutto il volume disponibile 3.occupano molto più spazio dei solidi e liquidi da cui provengono, pertanto hanno una minore densità Nei gas le forze di coesione tra le molecole sono più deboli che nei solidi e nei liquidi. Tali forze non sono sufficienti a trattenere le molecole che perciò, dotate di un moto casuale, si distribuiscono uniformemente in tutto il volume disponibile.

3 Lo stato gassoso Per descrivere correttamente lo stato fisico di un gas è necessario conoscere il valore di tre grandezze, definite appunto variabili di stato: Il volume (V) La pressione (P) La temperatura (t) Queste grandezze non sono indipendenti tra loro bensì legate da una relazione matematico-fisica, definita EQUAZIONE DI STATO.

4 Lo stato gassoso Tutte le sostanze gassose, indipendentemente dalla loro natura chimica, si comportano in modo essenzialmente analogo e per esse è possibile formulare ununica equazione di stato Simile comportamento dipende dal fatto che, allo stato gassoso, per pressioni non molto elevate, le molecole sono praticamente indipendenti luna dallaltra.

5 PRESSIONE La pressione p è data dal rapporto tra la forza F, che agisce perpendicolarmente a una superficie, e larea s della superficie stessa F A

6 PRESSIONE 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 unaltezza di 760 mm. Il livello raggiunto dal mercurio fornisce la misura della pressione atmosferica esercitata sulla superficie del mercurio nella bacinella, espressa in millimetri di mercurio (mmHg). Il Barometro di Torricelli

7 PRESSIONE Questa pressione è stata assunta come unità di misura della pressione e prende il nome di atmosfera (atm) Il suo sottomultiplo è la pressione di un mm di mercurio (mmHg) Questo è detto anche torr (in onore di Torricelli) 1atm = 760mmHg = 760torr

8 TEMPERATURA Le scale termometriche Scala Celsius (era un fisico svedese ) (o centigrada) 0°C: temperatura di congelamento dellacqua 100°C: temperatura di ebollizione dellacqua Lintervallo tra questi due punti è diviso in 100 parti uguali Kelvin (era un fisico inglese) o assoluta: lampiezza del Kelvin è uguale allampiezza del grado Celsius

9 Le scale termometriche T(K) = t(°C) +273

10 LE LEGGI DEI GAS Le proprietà dei gas dipendono in maniera semplice da P T e V. Quando una di queste grandezze è costante esiste una relazione semplice fra le altre. Tali relazioni furono scoperte tra la metà del 1600 e del 1800 e sono note come leggi empiriche dei gas. Legge di Boyle Legge di Charles Legge di Gay-Lussac

11 LEGGE DI BOYLE-MARIOTTE Nel 1660 lirlandese Robert Boyle enunciò una legge, secondo la quale il volume occupato da una determinata quantità di gas è inversamente proporzionale alla pressione. Solo più tardi labate francese Edme Mariotte precisò: a temperatura costante

12 GAS12 LEGGE DI BOYLE-MARIOTTE In un lungo tubo di vetro, chiuso ad una estremità e piegato a manico di ombrello, versò del mercurio, cosicché laria rimanesse imprigionata allestremità chiusa. Variando il livello del mercurio variava la pressione sullaria intrappolata Dopo serie accurate di misure, per numerosi valori di pressione e volume, Boyle concluse che: il loro prodotto era sempre costante; volume e pressione erano cioè inversamente proporzionali tra loro.

13 LEGGE DI BOYLE-MARIOTTE

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15 p i V i = p f V f i= iniziale f= finale

16 Esempio Una certa quantità di ossigeno occupa 50,0 L a 15,7 atm. Quale volume occuperà a 1,00 atm? P i V i = P f V f V i =50,0 L V f = ? P i =15,7 atm P f =1,00 atm

17 LEGGE DI CHARLES o I LEGGE DI GAY-LUSSAC Gli studi sui gas continuarono dopo Boyle e nel 1787 lo scienziato francese Jacques Charles (1746 – 1823) stabilì che, a pressione costante (legge isobara), il volume di una data quantità di gas aumenta in modo direttamente proporzionale agli aumenti della temperatura Dove V 0 è il volume iniziale del gas alla temperatura di 0°C, V t il volume alla temperatura di t e α una costante, uguale per tutti i gas, il cui valore è pari a 1/273

18 LEGGE DI CHARLES o I LEGGE DI GAY-LUSSAC

19 A pressione sufficientemente bassa per qualsiasi gas le rette si intersecano tutte in un unico punto sullasse delle ascisse. – 273,15°C Questo punto corrisponde a – 273,15°C Ciò implica che a t=-273°C V=0. Questo però non è possibile perché i gas liquefano prima. LEGGE DI CHARLES o I LEGGE DI GAY-LUSSAC

20 GAS20 Poiché nessun corpo può avere volume negativo, dobbiamo concludere che in natura la temperatura non può mai scendere sotto – 273 °C. In base a ciò nel 1894 lo scienziato inglese William Thomson Kelvin (1824–1907) indicò tale temperatura come zero assoluto e definì una nuova scala delle temperature, detta scala delle temperature assolute (T) o semplicemente scala Kelvin, che inizia dallo zero assoluto ed ha un grado unitario della stessa ampiezza della scala Celsius. A partire da qui la temperatura Celsuis viene indicata con la t minuscola, mentre quella Kelvin con la T maiuscola; Si può passare da una scala allaltra attraverso le seguenti relazioni : T (K) = t(°C) + 273; t (°C) = T (K) – 273. t T

21 GAS21 Vediamo adesso, con alcuni passaggi matematici, che forma assume la legge di Charles e Guy Lussac, se la temperatura viene espressa in Kelvin. T0T0

22 dove i= iniziale f= finale LEGGE DI CHARLES o I LEGGE DI GAY-LUSSAC

23 Esempio Un gas ha un volume di 785 L a 21°C. Quale è il suo volume a 28°C? V i =785 L V f = ? T i = = 294 K T f = = 301 K

24 II LEGGE DI GAY-LUSSAC Guy Lussac studiò inoltre la relazione che legava pressione e temperatura, a volume costante (legge isocora), concludendo che la pressione di una data quantità di gas aumenta in modo direttamente proporzionale agli aumenti della temperatura.

25 GAS25 II LEGGE DI GAY-LUSSAC Analogamente a quanto già visto: dove i= iniziale f= finale Ovvero:

26 I gas ideali o perfetti Un gas che soddisfa esattamente la legge di Boyle e le due leggi di Gay-Lussac, prende il nome di gas ideale o perfetto

27 I gas ideali o perfetti i gas ideali, indipendentemente dalla loro natura chimica, presentano le seguenti caratteristiche: Le particelle del gas si muovono a grande velocità in tutte le direzioni dello spazio e la velocità è proporzionale alla temperatura. Le particelle sono puntiformi ed hanno quindi volume trascurabile rispetto a quello del recipiente che le contiene. Tra le particelle non esistono forze né attrattive, né repulsive. Le particelle si urtano tra loro, ed urtano le pareti del recipiente, in modo perfettamente elastico, ossia senza accelerare né rallentare. La frequenza degli urti sulle pareti determina la pressione del gas.

28 I gas ideali o perfetti In realtà i gas reali non rispettano rigorosamente il modello: le particelle non sono infatti puntiformi, ma hanno dimensioni finite, anche se piccolissime; tra di loro si esercitano forze attrattive o repulsive, anche se infinitesime. Tuttavia vi si approssimano quanto più sono rarefatti (a bassa pressione) e lontani dalla temperatura di liquefazione (alte temperature).

29 Consideriamo una mole di gas a condizioni standard, ovvero: P 0 = 1 atmosfera t = 0°C e quindi V 0 = 22,4 L A temperatura costante portiamo la pressione da P 0 a P 1, per la legge di Boyle il volume varierà da V 0 a V x, cosicché risulti: V 1 P 1 = V x P 2 da cui: Equazione di stato dei gas È possibile riunire le tre leggi dei gas esaminate in ununica espressione che comprende le tre variabili. P RIMA TRASFORMAZIONE – ISOTERMA

30 A pressione costante portiamo la temperatura da T 1 a T 2, per cui si avrà che il volume varierà da V x a V 2, cosicché per la legge di Charles risulti: da cui: Equazione di stato dei gas S ECONDA TRASFORMAZIONE – ISOBARA

31 Dalle due trasformazioni abbiamo ottenuto: da cui: e, in generale: Equazione di stato dei gas

32 Generalizzando per un numero n di moli, otteniamo lequazione di stato dei gas ideali : Equazione di stato dei gas dove R è la costante universale dei gas e assume valori diversi a seconda delle unità di misura usate per misurare volume e pressione nella relazione Se i volumi si misurano in litri e le pressioni in atmosfere lespressione diventa: oppure 8.31 J/moli K atm L moli -1 K -1

33 Generalizzando per un numero n di moli, otteniamo lequazione di stato dei gas ideali : Equazione di stato dei gas Lequazione di stato dei gas perfetti è applicabile anche ai gas reali, a condizione che siano rarefatti e lontani dalle temperature di liquefazione, descrivendo il loro comportamento, se non in maniera esatta, con sufficiente precisione

34 Legge di Avogadro Secondo tale legge, a parità di temperatura e pressione, il volume è direttamente proporzionale al numero di moli di gas in esso contenuto… …logica conseguenza della legge di AVOGADRO

35 © Dario Bressanini35 Il volume di un gas, a temperatura e pressione costanti, è direttamente proporzionale al numero di moli del gas. Uguali volumi di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole. Il volume molare e lo stesso. V n (T,p costanti) Amedeo Avogadro 1811 Legge di Avogadro

36 Una mole di ogni gas contiene lo stesso numero di molecole (il numero di Avogadro = 6, ) e per tale legge deve occupare lo stesso volume ad una certa temperatura e pressione. Il volume di una mole di gas è chiamato volume molare V m e a 0°C ed 1 atm di pressione vale 22,4 L/mol (dipende quindi da T e P ma non dalla natura del gas)

37 Applicazioni della legge dei gas ideali Quanti grammi di O 2 ci sono in una bombola di 50,0 L a 21°C se la pressione è 15,7 atm? P= 15,7 atm V= 50,0 L T= = 294 K n = ? massa O 2 = 32,5 mol 32,0 g/mol = 1, g Poiché n = gr/PM gr = n X PM

38 Quindi Il PM di un gas può essere calcolato applicando lequazione di stato Infatti: E si ottiene Peso molecolare dei gas

39 Quindi Per un gas ideale PV=n R T dove la densità è definita come E si ottiene Densità dei gas Questa equazione permette di calcolare d ad una certa T e P per una sostanza con massa molare nota

40 Esempio Quale è la densità dellossigeno, O 2, a 25°C e a 0,850 atm? T=25+273=298 K

41 Quale è il peso molecolare di una sostanza che pesa 0,970 g il cui vapore occupa 200 ml a 99°C e 0,964 atm? T=99+273=372 K

42 Legge di Dalton delle pressioni parziali pressione parziale p i In una miscela gassosa ogni componente si espande fino a riempire il contenitore ed esercita la stessa pressione, detta pressione parziale p i, che eserciterebbe se fosse da solo nel contenitore.

43 Legge di Dalton delle pressioni parziali la pressione totale di una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali Pertanto, la pressione totale di una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti la miscela: P TOT = P A + P B + P C + …

44 Le singole pressioni parziali seguono la legge dei gas ideali: La pressione totale può essere scritta: numero totale di moli= n

45 Si noti che a T e V fissati frazione molare: X A 100 è la percentuale molare

46 Nota la pressione totale e la composizione di una miscela di gas le pressioni parziali sono da cui La somma di tutte le frazioni molari dei componenti di una miscela è 1

47 Esempio In un recipiente di 10,0 L sono posti 1,013 g di O 2 e 0,572 g di CO 2 a 18°C. Determinare: a) le pressioni parziali di O 2 e CO 2 ; b) la pressione totale; c) la frazione molare di O 2 a) b) c) il 71,7 % di moli/molecole/volume


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