Temperatura La materia è un sistema fisico a “molti corpi” Gran numero di molecole (NA=6,02·1023) interagenti tra loro Descrizione mediante grandezze “macroscopiche” (valori medi su un gran numero di particelle): Pressione Volume Temperatura Il legame con le grandezze “microscopiche” è di tipo statistico.

°C Temperatura Rappresenta la 5a grandezza fondamentale (t,T); E` in correlazione con altre grandezze fisiche: volume di un corpo; pressione di un gas; viscosità di un fluido; resistività elettrica; .....  T è la misura dello “stato termico” di un sistema fisico Principio dell’equilibrio termico: “due corpi posti a contatto raggiungono, dopo un certo tempo, la medesima temperatura”. Viene misurata con il termometro: Proprietà termometriche 0° 50° 100° °C Dilatazione termica: V(t) = Vo (1 + t) =coefficiente di dilatazione termica In un tubo: h(t) = ho (1 + t)

°C Termometro clinico Liquido termometrico: mercurio 37° 38° 41° 36° 39° 40° 42° °C Liquido termometrico: mercurio La strozzatura presente nella canna serve per conservare tmax dopo che il termometro è rimosso dal paziente

°C K °F t T Scale termometriche 0°  100° H2O scale centigrade Scala normale o Celsius oC 0°  100° H2O 200° 400° 100° 373° 212° te Scala Farenheit oF 300° 0° 273° 32° tf 200° –100° –148° 100° –328° –200° Scala assoluta o Kelvin K Unità di misura del S.I. –273° 0° –459.4° t T scale centigrade

Interpretazione microscopica Nella materia (N = numero di molecole  Na=6,02·1023): Moto di “agitazione termica” di atomi e molecole: moto disordinato (gas) vibrazioni intorno alle posizioni di equilibrio (solidi) energia cinetica Ek Energia potenziale e di legame: energia potenziale Ep La temperatura di un corpo è correlata al livello medio di agitazione termica nella materia Nota: si definisce energia interna U di un sistema la quantità: U è quindi funzione della temperatura.

I gas Gas ideali Gas reali Umidità

X Tavola periodica Notazione: Z  numero atomico  numero di protoni definisce l’elemento chimico A  numero di massa  numero di nucleoni (protoni + neutroni) Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso (es: 12C e 14C)

Massa atomica e molecolare Massa atomica (o molecolare) M Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)  massa atomica del 12C: M=12 uma In pratica: la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in uma) circa pari al numero di massa A; Es: MO  16 uma; MN  14 uma la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle masse atomiche di ciascun elemento del composto Es: MCO2  (12+216) uma = 44 uma

Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare La mole Mole (grammoatomo o grammomolecola) Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa in grammi. Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua. Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di atomi o molecole (numero di Avogadro): NA=6,022·1023 mole-1 Quindi: numero di moli n = numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n) massa espressa in grammi m massa atomica o molecolare M

Esempio: Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare: il numero di moli il numero di molecole

ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si Gas perfetto (ideale) Idealizzazione: volume occupato dalle molecole è trascurabile; forze di attrazione tra molecole sono trascurabili; gli urti tra molecole sono elastici: urti elastici urti non elastici In pratica: ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si comporta come un gas ideale.

Equazione di stato di un gas ideale Sistema Internazionale Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano) numero di moli temperatura assoluta (K) R è la costante dei gas perfetti Unità pratiche: volume  litri pressione  atm Sistema Internazionale

Equazione di stato di un gas ideale T2 > T1 p V Se T = costante: p·V = costante (Legge di Boyle) curve isoterme Se t = 0 oC, p = 1 Atm (condizioni NTP) ed n = 1 : Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”

Miscela di gas Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T: Pressione parziale del componente i-esimo è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume. Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela: ovvero Frazione molare (%) Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare: Componente fr. molare Azoto (N2) 78,00 % Argon (Ar) 0,97 % Ossigeno (O2) 20,93 % An. Carbonica (CO2) 0.03 % + vapore acqueo (0,1 %  2 %)

Gas Reale p T > Tc Tc T < Tc V Curve isoterme Se T è maggiore della temperatura critica (Tc) il gas non può in alcun modo passare alla fase liquida ! liquido gas T > Tc Pressione di vapore saturo pvs (tensione di vapore) dipende da T Tc vapore vapore saturo T < Tc liquido e vapore in equilibrio o V Gas Tc (oC) Tc(oC) N2 -147,1 H2O +347,1 CO2 +31,3 N2O +39,5 O2 -118,8 aria -141,0 Gas reale  gas perfetto quando: T >> Tc ; grande volume e bassa pressione.

Equilibrio liquido-vapore Umidità Equilibrio liquido-vapore t (oC) pvs (mmHg) 0o 4,58 10o 9,2 20o 17,55 37o 47,20 100o 760 200o 11618 H2O Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3) Umidità relativa U.R. (%): Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare  U.R. = 100%

Il vapore condensa tra 10 oC e 0 oC (rugiada) Umidità Esempio: Il vapore condensa tra 10 oC e 0 oC (rugiada) L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della temperatura (aria diventa più secca):  evaporazione dei liquidi più veloce;  occorre “umidificare” l’aria.

Soluzioni diluite In una soluzione: ni moli di soluto no moli di solvente Soluzione diluita: ni << no

Concentrazione di soluti nel plasma Concentrazione di una soluzione: % (grammi soluto / 100 g di soluzione) % vol. (ml di soluto / 100 ml soluzione) g/litro moli/litro (molarità) Esempio: Concentrazione di soluti nel plasma totale

Massa di soluto che passa da A a B in un tempo t Diffusione libera Trasporto di materia tra punti di un sistema liquido o gassoso i cui componenti sono presenti in concentrazioni diverse Es: sistema binario composto da solvente e soluto A B Stato iniziale: CA > CB All’equilibrio: C uniforme Soluto: A  B S Solvente: B  A x Superficie libera al passaggio di soluto. Nota: in presenza di membrane permeabili tra A e B, S è la superficie totale aperta al passagio di soluto Legge di Fick: Massa di soluto che passa da A a B in un tempo t Coeff. di diffusione: dipende dal tipo di soluto, dal solvente e dalla temperatura

Se la soluzione e` diluita: ·V = ·nRT (Van’t Hoff) Osmosi E`un fenomeno di diffusione selettiva attraverso una membrana semipermeabile (permeabile al solvente ma non al soluto). All’equilibrio: la pressione idrostatica p=dgh è bilanciata dalla pressione osmotica  Membrana semipermeabile: consente il passaggio di H20 ma non di C6H12O6 C6H12O6 p  H2O π=dgh Se la soluzione e` diluita: ·V = ·nRT (Van’t Hoff)  = coefficiente di dissociazione elettrolitica (=1 per soluto non dissociato) a T= costante,  è proporzionale a n/V ( = concentrazione moli/litro)

Osmosi nei sistemi biologici Molte membrane biologiche sono selettive: pareti capillari ed intestinali membrana alveolare membrana cellulare tubuli renali La diffusione di sostanze dipende dalla differenza di pressioni idraulica ed osmotica tra i due lati della parete Le soluzioni iniettate per via endovenosa devono avere la medesima pressione osmotica del plasma soluzioni ISOTONICHE stessa concentrazione (moli/litro) del plasma soluzione ipotonica  emolisi dei globuli rossi soluzione ipertonica  atrofizzazione dei globuli rossi

Esempio: Quanti grammi di glucosio (C6H12O6) vanno disciolti in un litro di acqua per avere una soluzione isotonica al sangue ?

Diffusione dei gas nei liquidi membrana alveolare Meccanismo attraverso il quale miscele gassose (es. O2, N2, CO2) diffondono nei liquidi del corpo umano attraverso membrane permeabili ai gas. membrana capillare Legge di Henry: a temperatura costante, la quantità di gas disciolta in un liquido è proporzionale alla pressione parziale del gas sul liquido. gas s (0 oC) (cm3/atm) s (40 oC) O2 4,9 2,3 N2 2,4 1,2 CO2 170 53 V = volume di gas (NTP) disciolto in 100 ml; p = pressione parziale del gas; s = coefficiente di solubilità.

Diffusione di gas nei sistemi biologici approvvigionamento di O2 eliminazione di CO2 Esempio: diffusione attraverso la membrana alveolare Il volume di N2 disciolto in 100 ml di sangue è (legge di Henry): aria alveolare gas frazione molare pressione parziale N2 80,4 % 573 mmHg O2 14,0 % 100 mmHg CO2 5,6 % 40 mmHg H2O vapor saturo 47 mmHg Totale 760 mmHg Per un individuo di massa pari ad 80 kg (67 % di H2O): Nota: il volume di azoto disciolto nel sangue aumenta durante le immersioni subacquee e viene eliminato durante la risalita. risalita veloce embolia gassosa