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

Mole (grammoatomo o grammomolecola) 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. 1 uma = 1 grammo/mole Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di atomi o molecole (numero di Avogadro): NA=6,02·1023 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

Gas Perfetto (ideale) Idealizzazione: In pratica: 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 Pressione parziale del componente i-esimo 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.