Capitolo 5 I gas e la teoria cinetica dei gas

I gas e la teoria cinetica 5.1 Uno sguardo d’insieme agli stati fisici della materia 5.2 Pressione di un gas e sua misurazione 5.3 Le leggi dei gas e le loro basi sperimentali 5.4 Ulteriori applicazioni dell’equazione di stato dei gas perfetti 5.5 Equazione di stato dei gas perfetti e stechiometria delle reazioni 5.6 La teoria cinetica dei gas: un modello del comportamento dei gas 5.7 Gas reali: Deviazioni dal comportamento ideale

Tabella 5.1 Alcuni gas industriali importanti Interconnessioni redox tra atmosfera e biosfera

Uno sguardo d’insieme agli stati fisici della materia La distinzione tra gas, liquidi e solidi 1. Il volume dei gas varia considerevolmente al variare della pressione. 2. Il volume dei gas varia considerevolmente al variare della temperatura. 3. I gas hanno viscosità relativamente bassa. 4. La maggior parte dei gas ha densità relativamente basse in condizioni normali di temperatura e pressione. 5. I gas sono miscibili.

I tre stati di aggregazione della materia Figura 5.1 I tre stati di aggregazione della materia

Figura 5.2 Effetto della pressione atmosferica sui corpi sulla superficie terrestre

Figura 5.4 closed-end Due tipi di manometro open-end

La relazione tra volume e pressione di un gas Figura 5.5 La relazione tra volume e pressione di un gas Legge di Boyle: V a 1/P

La relazione tra volume e temperatura di un gas Figura 5.6 Legge di Charles: V a T

V a 1 P Legge di Boyle n e T fisse V x P = costante V = costante / P Legge di Charles V a T P e n fisse V T = costante V = costante x T Legge di Amontons P a T V e n fisse P T = costante P = costante x T V a T P V = costante x T P PV T = costante Legge combinata dei gas

Figura 5.7 Un esperimento per studiare la relazione tra volume e quantità di un gas

Volume molare normale o standard Figura 5.8 Volume molare normale o standard

Figura 5.9 Il volume di 1 mole di un gas ideale a confronto con alcuni oggetti familiari

EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI Figura 5.10 EQUAZIONE DI STATO DI GAS PERFETTI PV = nRT 3 cifre significative PV nT 1atm x 22,414L 1mol x 273,15K 0,0821atm*L mol*K R = = = R è la costante universale dei gas EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI nRT P PV = nRT o V = n e T fisse n e P fisse P e T fisse Legge di Avogadro Legge di Boyle Legge di Charles costante P V = costante X n V = V = costante X T

La densità di un gas densità = m/V n = m/M PV = nRT PV = (m/M)RT m/V = M x P/ RT La densità di un gas è direttamente proporzionale alla sua massa molare. La densità di un gas è inversamente proporzionale alla temperatura.

Determinazione della massa molare di un liquido volatile sconosciuto Figura 5.10 Determinazione della massa molare di un liquido volatile sconosciuto Basata sul metodo di J.B.A. Dumas (1800-1884)

Miscele di Gas I gas si miscelano omogeneamente in qualsiasi proporzione. Ogni gas in una miscela si comporta come se fosse l’unico gas presente. Legge di Dalton delle Pressioni Parziali Ptotale = P1 + P2 + P3 + ... P1= c1 x Ptotale where c1 è la frazione molare c1 = n1 n1 + n2 + n3 +... = n1 ntotale

La Massa Molare di un Gas = PV RT n = m RT VP d = m V M = M = d RT P

Raccolta di un prodotto di reazione gassoso, insolubile in acqua, mediante un bagno pneumatico ad acqua, e determinazione della sua pressione Figura 5.11

Postulati della teoria cinetica dei gas Postulato 1: Volume delle particelle Poichè il volume di ogni singola particella di un gas è estremamente piccolo rispetto al volume del recipiente, si suppone che le particelle abbiano massa ma non volume. Postulato 2: Moto delle particelle Le particelle di un gas sono soggette a un moto rettilineo casuale continuo, tranne che quando urtano con le pareti del recipiente o l’una contro l’altra. Postulato 3: Urti delle particelle Gli urti sono elasticì, perciò l’energia cinetica totale delle particelle (Ek) è costante.

Figura 5.13 Distribuzione delle velocità molecolari a tre temperature

Descrizione molecolare della Legge di Boyle Figura 5.14 Descrizione molecolare della Legge di Boyle

Figura 5.15 Descrizione molecolare della Legge di Dalton delle pressioni parziali

Descrizione molecolare della Legge di Charles Figura 5.16 Descrizione molecolare della Legge di Charles

Legge di Avogadro V a n Ek = 1/2 massa x velocità2 Ek = 1/2 massa x u 2 u 2 è la media dei quadrati delle velocità uqm = √ 3RT M R = 8,314Joule/mol*K Legge di Graham sull’Effusione La velocità di effusione di un gas è inversamente proporzionale alla radice quadrata della sua massa molare. velocità di effusione a 1 √M

Descrizione molecolare della Legge di Avogadro Figura 5.17 Descrizione molecolare della Legge di Avogadro

La relazione tra massa molare e velocità molecolare Figura 5.18 La relazione tra massa molare e velocità molecolare

Figura 5.19 Diffusione di una particella gassosa attraverso uno spazio pieno di altre particelle Cammino libero medio Frequenza di collisione

Figura 5.20 Il comportamento di alcuni gas reali al crescere della pressione esterna

Figura 5.21 Effetto delle attrazioni intermolecolari sulla pressione misurata di un gas

The effect of molecular volume on measured gas volume. Figure 5.23 The effect of molecular volume on measured gas volume.

Equazione di Van der Waals (P+h)(V-k)=RT