I GAS.

Presentazione sul tema: "I GAS."— Transcript della presentazione:

1 I GAS

2 Le leggi “storiche” dei gas : Boyle (~1650)
T= costante  PV= costante V TT T gas

3 Le leggi “storiche” dei gas : Charles (~1800)
P= costante  V/T = costante

4 Le leggi “storiche” dei gas : Gay-Lussac (~1800)
V= costante  P/T = costante gas

5 Le leggi “storiche” dei gas : Avogadro (~1811)
P e T = costanti  V  n Le leggi di Boyle, di Charles e di Gay-Lussac sono verificate per temperature molto maggiori della temperatura critica di ciascun gas e per basse pressioni. Applet

6 L’equazione di stato Combinando la legge di Boyle con quella di Charles e con quella di Avogadro, si ottiene PV= nRT equazione di stato del gas perfetto R = l atm °K-1 mol-1 siccome PV è un lavoro R = J °K-1 mol-1 A condizioni normali (P = 1 atm, T = 273,15 °K) una mole di gas perfetto occupa 22,414 l

7 Legge di Dalton Per una miscela di i gas o anche dove è definita pressione parziale del gas i -esimo

8 Teoria Cinetica dei Gas
Assunzioni della teoria cinetica dei gas (gas ideale) Le molecole sono in costante moto casuale. Urtano elasticamente le pareti del recipiente o le altre molecole. Il volume occupato dalle molecole e’ trascurabile rispetto al volume occupato dal gas. Le molecole si muovono velocemente in linea retta Le molecole non si attraggono o respingono La Pressione e’ dovuta agli urti delle molecole sulle pareti del contenitore simulazione

9 Teoria Cinetica dei Gas
Ogni collisione elastica esercita un impulso sulla parete Solo la componente x cambia vx vy v vx vy v La variazione del momento e’ p in meccanica e’ il momento!! (non la pressione)

10 Equazione di stato Abbiamo cioè ricavato la legge di Boyle pV = costante Pero’ pV = nRT (gas perfetto)

11 Velocita’ Media delle particelle
Massa molare Equazione di Maxwell La velocità aumenta con T La velocità diminuisce con M

12 Distribuzione delle Velocità Molecolari
Aumentando la massa molare, il massimo si sposta verso sinistra © Dario Bressanini

13 Distribuzione delle Velocità Molecolari
Aumentando la temperatura, il massimo si sposta verso destra © Dario Bressanini

14 Energia Cinetica Media
Le molecole in moto hanno una energia cinetica Costante di Boltzmann L’energia cinetica media di molecole diverse è la stessa alla stessa temperatura

15 Distribuzione dell’energia cinetica

16 Teoria Cinetica: conclusioni
Usando la meccanica Newtoniana abbiamo dimostrato La relazione tra p, V e T; L’universalità della costante dei gas; La relazione tra temperatura ed energia cinetica L’energia interna di un gas monoatomico

17 Cammino libero medio dove kB è la costante di Boltzmann, T la temperatura assoluta, σ il diametro di collisione (uguale al doppio del raggio della particella, assunta come avente forma sferica) e P la pressione del gas.

18 Legge di Graham Trovata per via sperimentale e relativa alla velocità di effusione dei gas. Per due gas che si comportano idealmente, alla stessa temperatura e pressione si può scrivere come: La teoria cinetica ne permette la previsione.

19 Deviazioni dall’idealità: andamento del fattore di comprimibilità Z a 0°C per gas diversi
ZZ = PV/nRT

20 Deviazioni dall’idealità: variazione di Z per CO2 a diverse T

21 Equazione di Van der Waals: una correzione al modello ideale
+ a pressione interna” (“coesione”, urti rallentati) b volume proprio delle particelle (covolume)

22 Origine della “pressione interna” o “pressione di coesione”

23 Volume escluso

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26 Confronto fra la legge di stato del gas ideale e quella di Van der Waals
A = zona delle forze repulsive (effetti del covolume); B = zona delle forze attrattive (effetti della coesione).

27 Diagramma di Andrews Esempio della legge di van der Waals applicata alla liquefazione dei gas attraverso le isoterme del biossido di carbonio (CO2) a varie temperature. Legenda: P = pressione; V = volume; T = temperatura; Pc, Vc, Tc = valori critici; tratti di isoterma: continuo = continuo = gas; tratteggiato = liquido; punteggiato = previsione teorica al punto di liquefazione; L = punto di liquefazione