LO STATO GASSOSO

Lo stato gassoso possiede diverse proprietà: Bassa viscosità Mancanza di forma e volume propri Alta comprimibilità Completa miscibilità tra loro Esercizio di una pressione sulle pareti

A differenza degli stati liquido e solido, quando un corpo si trova allo stato gassoso tende a occupare tutto il volume a disposizione GAS Leggi dei gas  Leggi fisiche che descrivono il comportamento dei gas in funzione delle variabili di stato, quali volume, temperatura e pressione. Le particelle gassose hanno energia cinetica maggiore dell'energia di attrazione, perciò tendono ad occupare tutto lo spazio disponibile.

Proprietà estensive: massa, volume Le proprietà estensive dipendono dalla quantità di sostanza Proprietà intensive: temperatura, pressione Caratteristiche come composizione, struttura, stato di aggregazione, sono dette proprietà intensive e dipendono dalla natura delle sostanze ma non dalla loro quantità

La Pressione è una Forza per unità di superficie, ed è data semplicemente dal rapporto P=F/S quando F è uniformemente distribuita su S. Nei gas la pressione è legata agli urti delle particelle contro le pareti del recipiente. La pressione si valuta generalmente misurando l'altezza di una colonna di mercurio (Hg) che il gas riesce a sostenere contro la forza di gravità. Al livello del mare e a 0° C, la pressione atmosferica media fa salire la colonna di Hg a 760 mm

La pressione si misura in : Pascal (SI) Atmosfere mmHg o Torr 1 torr= 133,322 Pa 1 atm=101325Pa

Legge di Boyle P1V1=P2V2 ; PV = K Leggi dei gas valide per gas perfetti in cui le molecole hanno dimensioni puntiformi e non vi sono forze intermolecolari Relazione tra volume di un gas e pressione a T=costante Legge di Boyle P1V1=P2V2 ; PV = K

Legge di Charles V/T = costante A pressione costante, il volume di un gas è proporzionale alla temperatura e aumenta di 1/273(a) del volume che occupa a 0°C, per ogni aumento della temperatura di 1°C. V=Vo(1+at) V/T = costante

Da questa evidenza  esigenza di definire un valore di temperatura che corrisponda a -273° C. In base a tale valore, detto zero assoluto, è stata stabilita la scala della temperatura assoluta o scala Kelvin.

Tale relazione è applicabile ai gas perfetti considerando: Legge di Gay Lussac Analogamente, a volume costante la pressione di un gas cresce al crescere della temperatura P1/P2= P/T = cost Effettuando in successione una trasformazione isocora ed una isoterma e applicando le relative leggi, si arriva alla relazione valida quando cambiano tutte e tre le variabili PV/T = cost =R Tale relazione è applicabile ai gas perfetti considerando: Molecole puntiformi Assenza di interazioni

Per definire uno stato di un gas perfetto, sono necessarie e sufficienti tre variabili macroscopiche, ciascuna suscettibile di misura diretta: P, V, T legate tra loro dall’ equazione di stato dei gas perfetti PV = nRT P è il valore della pressione del gas; V è il volume occupato dal gas; n è il numero di moli del gas; R è la costante universale dei gas, il cui valore è funzione delle unità di misura adottate per esprimere le altre grandezze nell'equazione; T è la temperatura assoluta del gas, generalmente espressa in Kelvin. dove R = 0.082 L atm mol-1 K-1 nel SI     R = 8.3143 J mol-1 K-1

Legge di Avogadro: " Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole “ Una mole di qualunque gas, alle medesime condizioni di temperatura e di pressione, occupa lo stesso volume. A c.n. questo volume è pari a 22,4 L/mole La condizioni normali (c.n.) corrispondono a 1 atm e 0°C (273 K)

L'equazione di stato dei gas perfetti descrive bene il comportamento dei gas reali per basse pressioni (volume delle particelle trascurabile rispetto al volume occupato dal gas) e alte temperature (elevata energia cinetica e forze intramolecolari trascurabili). In generale, una migliore descrizione del comportamento del gas è dato dall'equazione di stato di Van der Waals La legge di Van der Waals è una equazione di stato che estende la legge dei gas perfetti PV= nRT con l'introduzione di due valori a e b (costanti di Van der Waals) che dipendono dalla sostanza in esame.

La formulazione della legge di Van der Waals è la seguente: Dove p è la pressione del gas, n la quantità di sostanza (numero di moli),V il volume occupato, R la costante universale dei gas e T la temperatura assoluta. La presenza di forze attrattive tra le molecole ha l'effetto di ridurre la pressione che il gas esercita sulle pareti del contenitore e la pressione viene ridotta di una quantità che è proporzionale 1/V² al volume V il "volume libero" V - n b, dove b è il volume molare "escluso", o covolume, cioè il volume propriamente occupato dalle molecole di una mole di gas Nel gas perfetto non esiste volume escluso, ovvero le molecole sono immaginate come puntiformi.

La legge generale dei gas si applica correttamente solo al gas ideale o perfetto, costituito da particelle tutte uguali, con la stessa massa e con volume nullo (puntiformi) e non interagenti: è un modello che è stato costruito per razionalizzare il comportamento dei gas.   Un gas reale è invece caratterizzato da particelle con un volume definito; se si vuole perciò applicare la legge dei gas a gas reali è necessario introdurre delle correzioni. Di un gas reale, per esempio, si può esaminare il fattore di comprimibilità Z

Z = Vm/Videale

Maggiore agitazione termica che riduce le forze intermolecolari Z = Vm/Videale H2 ed N2 sono caratterizzati da deboli azioni intermolecolari Prima prevale l’effetto attrattivo, cioè l’azione delle forze intermolecolari (gas più comprimibile), ad alte pressioni prevale l’effetto repulsivo delle molecole (gas meno comprimibile)

Teoria cinetica dei gas All’aumentare della T aumenta l’energia cinetica media Ecin= ½ m v2 v= velocità media delle molecole Per i gas perfetti: PV = 1/3 N m v2 N= numero di molecole v2 = velocità quadratica media

Distribuzione delle velocità molecolari (Maxwell) Maxwell valutò statisticamente la distribuzione delle velocità nelle particelle di gas con la funzione di distribuzione di velocità che esprime la frazione di molecole DN/N che possiedono una certa velocità. A T più alte la velocità media è + bassa e aumenta la frazione di molecole con velocità che si avvicinano alla massima velocità più probabile v v media

Un barometro a mercurio

Legge di Graham= velocità di fuoriuscita di un gas da un piccolo foro inversamente proporzionale al suo PM v1/v2= t2/t1 = √PM2/ √PM1

MISCELE GASSOSE LEGGE DI DALTON: la P totale è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti LEGGE DI AMAGAT: il V totale è uguale alla somma dei volumi parziali dei singoli componenti

Pressione parziale del gas i : MISCELE di GAS Se il sistema è costituito da una miscela di due o più gas che occupano lo stesso volume V, identificando ogni singola specie gassosa con i simboli A, B, ..i... e considerando che tutti si comportino come gas ideali, ognuno di essi seguirà la legge generale. Pressione parziale del gas i :  pressione che il gas i eserciterebbe se occupasse da solo tutto il volume disponibile, dato che, considerando gas ideali, le particelle sono indistinguibili tra loro.

Dati due gas A e B Legge di Dalton P = PA+PB Per i gas in miscela P= ∑Pi = ∑ni RT/V= Pi/P= ni/ ∑ni =i Pi= iP la pressione parziale di un gas i è data dal prodotto della sua frazione molare i per la pressione totale.

Volume parziale di un gas= volume che un gas in miscela con altri occuperebbe se si trovasse da solo alla stessa pressione totale PVi=niRT PV= ∑ni RT Vi= i V Il rapporto in moli equivale al rapporto in volume in una miscela di gas

Densità dei gas Dall’equazione di stato dei gas perfetti PV =mRT/PM Si può ricavare la densità di un gas di peso molecolare PM d (g/l) = m/V= PM.P/RT Che è direttamente proporzionale a P e PM e inversamente alla T Densità relativa di 2 gas a e b da/b= da/db= PMa/PMb

passaggio alla fase liquida di un gas reale Gas reali se sottoposti ad una adeguata pressione e portati ad una T abbastanza bassa, condensano, diventando prima liquidi, poi solidi. passaggio alla fase liquida di un gas reale Portando in un diagramma P/V (diagramma di Andrews), i dati relativi si ottengono curve diverse a seconda delle varie T.

Il modello cinetico molecolare di un gas C è detto punto critico ed è identificato da una coppia di valori di P e di V: PC= pressione critica VC= volume critico

Tc = temperatura critica del gas al di sopra della quale non è possibile liquefare il gas, qualunque sia la P che si impone: il gas resta perciò sempre nel suo stato gassoso Le isoterme a T > TC, hanno un andamento simile a quello dei gas ideali

Quando la Tc è bassa la liquefazione è difficile (caso di gas con deboli forze attrattive come elio e idrogeno)

I principali gas serra sono l'anidride carbonica, il metano e il vapore acqueo. Questi gas svolgono due importanti funzioni: - filtrano le radiazioni provenienti dal sole, evitando in tal modo di far giungere fino alla superficie terrestre quelle più nocive per la vita. - ostacolano l'uscita delle radiazioni infrarosse. I raggi solari rimbalzano sul suolo terrestre dirigendosi nuovamente verso l'alto. I gas serra presenti nell'atmosfera impediscono la loro completa dispersione nello spazio, facendoli nuovamente cadere verso il basso. Come una gigantesca serra.

Le responsabilità dell'uomo. Le emissioni di anidride carbonica sono il principale nemico da combattere. L'80% delle emissioni di anidride carbonica proviene dalla combustione del petrolio, del metano e del carbone. Un inquinamento cresciuto esponenzialmente con l'industrializzazione delle attività umane. Nel novecento, il livello di CO2 in atmosfera è aumentato del 40% rispetto al secolo precedente come conseguenza dello sviluppo dei trasporti (in particolare l'invenzione dell'automobile come bene di massa).

Figura 2: Contributo relativo dei gas serra all'effetto serra (2004) Cloro Fluoro Carburi Le prime avvisaglie dell'assottigliamento della fascia di Ozono risalgono al 1974. Due scienziati Nord americani affermarono che i gas conosciuti come Cloro Fluoro Carburi avrebbero alla lunga rappresentato un serio pericolo per la Terra se non si fossero prese delle contromisure. Fino ad allora i CFC erano stati considerati prodotti chimici perfetti. Erano inodori, non erano tossici né infiammabili, e chimicamente erano inerti. Per questa loro "affidabilità" vennero a lungo impiegati nei frigoriferi e nei condizionatori d'aria, nei solventi chimici per la pulitura a secco, nelle plastiche espanse (tipo i contenitori per gli hamburger), e in moltissimi altri settori industriali, non ultimo quello cosmetico dove sono stati a lungo impiegati come propellenti nelle bombolette spray. Figura 2: Contributo relativo dei gas serra all'effetto serra (2004)

Il Protocollo di Kyoto Si tratta di un accordo internazionale, sottoscritto nel 1997 da 84 Paesi, che indica gli obiettivi per la riduzione  dei gas ad effetto serra. Il Protocollo è stato ratificato da 146 Paesi ( ma non dagli USA ) ed è entrato in vigore nel Gennaio 2005. Viene fissata per i paesi industrializzati una diminuzione del 5% in media ( 6,5% per l' Italia) entro il 2012,  rispetto ai loro livelli di emissione del 1990.  Poichè l' attuale tendenza è di un aumento notevole delle emissioni, la riduzione del 5% sarebbe un grande risultato ( i Paesi sviluppati dovrebbero ridurre le loro emissioni anzichè  incrementarle decisamente ), comunque non sufficiente a fermare l' aumento di temperatura.

Per non far reagire Na metallico violentemente con l’umidità presente, si aggiunge KNO3 che produce altro azoto reagendo con Na e gli ossidi metallici basici ottenuti reagiscono a loro volta con biossido di silicio dando un prodotto vetroso

Calcolare per ogni l di N2 (a 50°C e 1,25 atm) prodotto nella prima reazione quanti g di sodio azide e di nitrato di potassio occorrono. Calcolare la quantità totale delle 2 sostanze che serve per i 15 l totali necessari per gonfiare l’airbag.