Gli stati della Materia Solidi, Liquidi, aeriformi Gas e leggi dei gas Teoria cinetica dei gas Passaggi di stato Modello tre stati

Solidi, Liquidi, aeriformi Gas: particelle libere Liquidi: particelle in movimento Solidi: particelle vincolate che oscillano Il calore è associato al movimento delle particelle Esso si trasferisce dal più caldo al più freddo

Forze intermolecolari Le molecole sono tenute insieme al loro interno da legami covalenti, direzionali che determinano la forma della molecola (200 kJ/mol) Le molecole sono attratte da forze inter-molecolari che determinano l’aggregazione in liquidi e solidi Queste forze hanno energie molto più basse dei legami covalenti (<50 kJ/mol) --------------------------------------------------------- Forze intra-molecolari (legami covalenti): Forti, direzionali e di corto intervallo Forze inter-molecolari: Più deboli, meno direzionali, di intervallo più lungo

Dipolo-dipolo /6 Per Solidi (molecole allo stato stazionario) Per Liquidi e Gas (molecole in rotazione) /6

Dipolo indotto In una miscela di due liquidi, uno polare e l’altro non-polare, quello polare può indurre un dipolo nell’altro La forza dipende dalla polarizzabilità della molecola, quelle più grandi sono più polari Argon Atom Argon Atom

Le forze di London - Van der Walls Forze di dispersione o di F. London. agiscono tra tutti i tipi di molecole, e sono responsabili dell’attrazione anche tra quelle non-polari Responsabili della condensazione allo stato liquido dei gas nobili, di O2 ed N2. Dovute al continuo cambiamento di posizione degli elettroni in una molecola. La molecola si trasforma in un dipolo temporaneo: dipoli istantanei si attraggono. Aumentano all'aumentare del peso molecolare Molecole piccole e apolari con pochi elettroni producono deboli forze (Es: H2, condensa a -25°C). Hanno intensità maggiore nel caso di molecole cilindriche rispetto a molecole sferiche (importantissime negli IDROCARBURI). a: polarizzabilità

Il legame idrogeno LEGAME DI NATURA FORTEMENTE POLARE E’ un legame costituito da un atomo di idrogeno che si pone a ponte tra due atomi fortemente elettronegativi (N, O o F) LEGAME DI NATURA FORTEMENTE POLARE

L’acqua terrestre è presente in tutti gli stati Insieme all’acqua liquida, sul nostro pianeta possono convivere anche gli altri stati fisici, quello solido e quello di vapore, grazie a proprietà chimico-fisiche uniche e specifiche della molecola d’acqua. H H O Interazioni ponte-H Ghiaccio (stato solido) Vapore acqueo (stato gassoso) Acqua liquida

La quantità di ENERGIA proveniente dal SOLE I passaggi di stato sono continui e in equilibrio dinamico. Solido Liquido Vapore La quantità di ENERGIA proveniente dal SOLE Genera i passaggi di stato dell’acqua e le sue note manifestazioni naturali: ►provoca l’evaporazione (da liquido a vapore); ►induce la solidificazione con la formazione del ghiaccio e della neve; ►la fusione da solido a liquido o la sublimazione da solido a gassoso; ►determina il passaggio di condensazione da vapore a liquido (rugiada) e quello da vapore a ghiaccio (brina) Produce nei vegetali il fenomeno della traspirazione e dell’assorbimento radicale di acqua.

Solido covalente Nel reticolo cristallino di un solido covalente i nodi reticolari sono occupati da atomi. Nel cristallo di diamante i nodi reticolari sono occupati da atomi di carbonio legati covalentemente con atomi di carbonio che occupano nodi vicinali

Solido ionico Na+ Cl- Nel reticolo cristallino di un solido ionico i nodi reticolari sono occupati da ioni positivi e ioni negativi. Nel cristallo di NaCl i nodi reticolari sono occupati da ioni Na+ e da ioni Cl-

Solidi metallici In un solido metallico, i nodi reticolari sono occupati da ioni positivi dell’elemento metallico. Gli elettroni abitano un “orbitale molecolare” che ha la forma e le dimensioni del cristallo

Mg solido metallico Gli ioni metallici dei nodi reticolari possono dare origine a solidi geometrici regolari e specifici. Gli elettroni di valenza, però, sviluppano una nube che occupa l’intero volume del cristallo

L’acqua allo stato solido è un esempio di Ghiaccio L’acqua allo stato solido è un esempio di solido molecolare. In ogni nodo reticolare c’è una molecola di acqua legata con legami idrogeno alle molecole che abitano nodi vicini

Stato gassoso 4 variabili: Pressione (P) Volume (V) un gas è un insieme di molecole separate le une dalle altre e in movimento casuale, caotico («gas», = caos) Comprimibile, particolarmente sensibile ai cambiamenti di temperatura 4 variabili: Pressione (P) Volume (V) Temperatura (T) moli (n)

Pressione  pressione P la forza esercitata per unità di superficie: P= forza / superficie La pressione esercitata da un gas è il risultato complessivo delle collisioni delle molecole del gas sulla superficie dell'oggetto Misura della pressione 760 mm di mercurio (760 mm Hg) è il valore della pressione atmosferica. Il mm Hg è l'unità di misura della pressione «Torr». In chimica si usa anche l'atmosfera (atm): 1 atm = 760 Torr altre unità di misura, tra cui il pascal (Pa), l'unità SI. 1 Pa = 1 N / m2 1 bar = 100 kPa 1 atm = 101,325 kPa

Le scale termometriche Celsius Kelvin Farenheit T.ebollizione 100°C 0°C -273.16°C 0 K 373.16 K 273.16 K -459.7 °F 212 F 32 F T.fusione zero assoluto

La legge di Avogadro.  il volume di un campione di gas a una data temperatura e pressione è proporzionale al numero n delle moli di molecole presenti nel campione, indipendente dalla natura chimica :  V  n oppure V=costante * n 1 mole di sostanza a 1 atm e 0°C (STP) occupa 22,41 L

La legge dei gas ideali nT niTi ___ = ___   Unendo le leggi di Boyle, Charles e Avogadro si ha un'unica legge,  approssimativamente valida per tutti i gas   PV= nRT PV PiVi nT niTi la costante R, costante dei gas, ha il medesimo valore per ogni gas (cioè è «universale»). Alla temperatura di 0°C (273,15 K) e alla pressione di 1,00 atm, 1,00 mol di un gas occupano il volume di 22,41 L, R = 0.08206 L . atm/(K . mol) R = 62.37 L . Torr/(K . mol) R = 8.314 L . Pascal/(K . mol) ___ = ___

Equazione di stato PV = nRT P = (nRT)/V ecc. La legge dei gas ideali è un esempio di «equazione di stato»: essa pone in relazione pressione, volume, temperatura e quantità di una sostanza. Consente di calcolare il valore di uno dei quattro parametri conoscendone gli altri tre. PV = nRT P = (nRT)/V ecc.

a temperatura costante il prodotto P x V è costante Legge di Boyle a temperatura costante il prodotto P x V è costante pressione: P 2P 4P volume: V V/2 V/4

a temperatura costante il prodotto P x V è costante Legge di Boyle a temperatura costante il prodotto P x V è costante PV=nRT n=costante VxV0=PxP0 T=costante (sistema termostatato)

a temperatura costante il rapporto V / T è costante Legge di Charles a temperatura costante il rapporto V / T è costante PV=nRT n=costante V/V0=T/T0 P=costante (attrito dello stantuffo ridotto a zero!)

a temperatura costante il rapporto P / T è costante Legge di Gay-Lussac a temperatura costante il rapporto P / T è costante PV=nRT n=costante P/P0=T/T0 V=costante (stantuffo vincolato!)

Densità di un gas. densità d = massa / volume = n * M / V  massa del campione = numero di moli (n) x massa molecolare (M) = n *M  densità d = massa / volume = n * M / V  Poiché n /V = P / RT  ne segue che: d = P * M / RT La densità è proporzionale alla massa molecolare

Volume molare PV=nRT V=nRT/P Volume molare= volume occupato da una mole di una sostanza gassosa alle condizioni standard (temperatura di 0°C e di 1 Atm) V=1*0,082*273,16/1= 22,41 L A parità di temperatura, pressione e quantità di sostanza, ogni composto allo stato gassoso occupa lo stesso volume 1 mol di Ar = 22,4 L Ar 1 mol di N2 = 22,4 L N2

Vm di gas, liquidi e solidi Il volume molare dei gas (circa 22,4 L a STP) è molto maggiore di quello dei liquidi e dei solidi. Per esempio, il volume molare dell'acqua liquida è 18 mL/mol. La differenza e’ di circa 1000 volte. Per esempio la nitroglicerina (C3H5N3O9) si decompone in numerose molecole secondo la reazione: 4C3H5N3O9  6N2(g)+O2(g)+ 12CO2(g)+ 10H2O(g) 4 mol di nitroglicerina, (circa 500 mL), producono 29 mol di molecole allo stato gassoso, per un volume totale, a STP, di circa 600 L. L’aumento di volume e’ di circa 1200 volte.

Miscele di gas  la pressione parziale di un gas in una miscela è la pressione che esso eserciterebbe nelle stesse condizioni se occupasse da solo il medesimo contenitore.  legge di Dalton, o delle pressioni parziali: la pressione totale di una miscela di gas è data dalla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti gassosi di questa.  La pressione parziale, Pa di un gas A dipende dal numero di moli di tale gas, nA, presenti, dalla temperatura e dal volume totale occupato dalla miscela;  Pa = na R T V frazione molare: il numero di moli di una sostanza espresso come frazione rispetto al numero totale di moli di tutte le sostanze che si trovano nella miscela stessa.

Frazione molare Un concetto utile non solo per i gas esempio

Miscele di gas. Pressione parziale N2, O2, CO2, H2O P= PN2+ PO2 + PCO2 + PH2O

Equazione di stato in miscele di gas

Esercizi sui gas Calcolare la densità della CO2 a 25 °C ed 1 atmosfera. Quanto pesa 1 m3 di aria a 1 atmosfera e 20 °C? Si considera l’aria costituita dal 21 % di O2 e dal 79 % di N2.

La teoria cinetica dei gas La base della teoria cinetica (dal greco kinesis =movimento) dei gas si fonda su tre semplici assunzioni: Un gas consiste di molecole in movimento continuo e casuale. Le molecole sono particelle puntiformi infinitamente piccole che si spostano secondo traiettorie rettilinee interrotte da collisioni. Le molecole di un gas non interagiscono le une con le altre eccetto che nel momento della collisione.  Essa dice che la pressione e il volume di un gas sono tra loro in relazione attraverso l'equazione: 1/3 nMv2=nRT  dove n è il numero di moli di molecole presenti nel gas, M è la massa molecolare delle molecole e v è la velocità quadratica media delle molecole La velocità delle particelle dipende SOLO dalla temperatura Allo zero assoluto (T= 0 K), tutte le molecole sono ferme Ecco perché lo zero assoluto corrisponde ad uno stato della materia che NON puo’ essere raggiunto

I gas reali I composti in fase gassosa NON sono gas ideali. Esistono sempre tra le molecole delle forze intermolecolari Il modello cinetico ci fa capire quando un gas può avvicinarsi alle condizioni di idealità Aumentando la T Diminuendo la Pressione Aumentando il volume Diminuendo la T, oppure aumentando la Pressione, il sistema si allontana dalla idealità, fino a che il composto non cambia di stato ed il gas diventa un liquido

Equazione di stato modificata PV=nRT equazione di stato del gas perfetto (P + a n2/V2)(V-nb) = nRT equazione di van der Waals per i gas reali Il volume a disposizione delle particelle si ottiene sottraendo al volume del recipiente quello occupato dalle molecole b e’ una costante tipica di ogni gas Se aumentano le forze di attrazione diminuisce la pressione totale a e’ diverso da gas a gas

Velocità delle molecole  Le molecole allo stato gassoso si spostano con velocità simili a quella del suono. Il suono si trasmette in una sostanza grazie allo spostamento delle molecole di questa. La velocità del suono nell'aria è pari a circa 300 m/s (circa 1080 km/h), la velocità media delle molecole presenti nell'aria ha un valore simile.

La distribuzione delle velocità molecolari secondo Maxwell Una singola molecola va incontro a miliardi di cambiamenti della velocità ogni secondo. la percentuale di molecole che in un dato istante si muovono a ognuna delle possibili velocità è nota come distribuzione delle velocità molecolari di quel gas. La formula generale di questa distribuzione fu proposta da Maxwell.

Diffusione La penetrazione di una sostanza nella fase massiva di un'altra è detta diffusione. Due gas diffondono uno nell'altro perché le loro molecole si muovono caoticamente. La velocità di diffusione di un gas dipende dalla velocità delle molecole A temperatura costante la velocità media delle molecole di un gas è proporzionale alla radice quadrata del peso molecolare di queste. Legge di Graham: la velocità di diffusione di un gas è inversamente proporzionale alla radice quadrata del peso molecolare delle molecole.

Pressione di vapore vapore liquido Alla pompa da vuoto P=0 Pv Pressione di vapore : la pressione del vapore in equilibrio con il liquido

NE = N • e-E/RT E n° T1 T2 T3 liquido ENERGIA CINETICA Il numero delle molecole che abitano la superficie e che hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di T E T1 T2 NE = N • e-E/RT n° T3 liquido ENERGIA CINETICA

NE = N • e-E/RT PV = k • N • e-E/RT Pv Pv T

Temperatura di ebollizione PV = k • N • e-E/RT NE = N • e-E/RT Temperatura di ebollizione P Pv 1 atm P esterna Pv T

Pv P esterna Pv In un sistema chiuso, la pressione di vapore è funzione esponenziale della temperatura assoluta In un sistema aperto, quando Pv = Pesterna si ha ebollizione del liquido Pv P esterna Pv

Cambiamenti di stato V S L sublimazione fusione ebollizione solidificazione condensazione brinamento

H2O L V S L vapore liquido solido P=1 atm 100°C 0°C fusione ebollizione T E M P R A U solido Calore ceduto al sistema

Passaggi di stato Le sostanze passano da solido liquido  gas all’aumentare della temperatura. Le transizioni variano con la pressione Possono essere rappresentate da un grafico pressione vs temperatura (diagramma di stato)

Temperatura di fusione dell'acqua a pressioni diverse Pressione esterna P (atm) T (°C) 1 0.0 290 -2.0 580 -4.8 870 -7.6 1160 -10.4 1450 -13.0

Temperatura di fusione dell'acqua a pressioni diverse Pressione esterna 1atm P (atm) T (°C) 1 0.0 290 -2.0 580 -4.8 870 -7.6 1160 -10.4 1450 -13.0 5 mmHg 0°C 0.01°C TEMPERATURA

La pressione di vapore dell’acqua liquida è funzione della temperatura T (°C) P (atm) 10 0.0121 30 0.0419 50 0.122 70 0.308 90 0.692 100 1.00 200 15.34 P La temperatura di ebollizione dipende dalla pressione esterna

1 atm S L V P 5 mmHg T 0 °C 100°C 0.01 °C

T (°C) P (atm) -60 1.05 x 10-5 -40 1.28 x 10-4 -25 6.26 x 10-4 Pressione di vapore del ghiaccio a temperature diverse P T (°C) P (atm) -60 1.05 x 10-5 -40 1.28 x 10-4 -25 6.26 x 10-4 -15 1.63 x 10-3 -5 3.95 x 10-3 0.01 6.03 x 10-3

L S V P T A B a b a’ b’ O c C P=1atm P<1atm P<4,58 mmHg 0°C

Diagramma di stato di H2O E CO2

La liquefazione dei gas A temperature al di sotto del punto di ebollizione il gas si condensa, passando allo stato liquido. In queste condizioni le molecole si muovono troppo lentamente per poter sfuggire alle forze attrattive intermolecolari e il campione si condensa in molecole trattenute dalle forze attrattive. In un gas l'aumento della distanza media tra le particelle causa una diminuzione della velocità media di queste. In altre parole, quando un gas si espande esso si raffredda. Questo comportamento è noto come effetto Joule-Thomson.

Conclusioni L’aumento della temperatura fa aumentare il moto delle particelle Diminuisce le forze di legame tra le particelle Induce la transizione da Solido (forti legami)  Liquido (Legami transienti)  Gas (nessun legame)