Le idee della chimica Seconda edizione

Presentazione sul tema: "Le idee della chimica Seconda edizione"— Transcript della presentazione:

1 Le idee della chimica Seconda edizione
G. Valitutti A.Tifi A.Gentile Le idee della chimica Seconda edizione Copyright © 2009 Zanichelli editore

2 Capitolo 6 Le leggi dei gas 1. Lo studio dei gas nella storia
2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare 3. La pressione dei gas 4. La legge di Boyle o legge isoterma 5. La legge di Gay-Lussac o legge isocora 6. La legge di Charles o legge isobara 7. Il volume molare dei gas 8. L’equazione di stato dei gas ideali 9. Le miscele gassose 10. I gas reali Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

3 1. Lo studio dei gas nella storia
Nel 1630 fu usato per la prima volta il termine gas: Van Helmont che lo inventò, pensava però che non fosse possibile contenere un gas in un recipiente, perché aveva una natura e una composizione diversa dai liquidi e dai solidi. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

4 1. Lo studio dei gas nella storia
Il primo scienziato a raccogliere una sostanza aeriforme fu Robert Boyle. Egli teorizzò che l’aria fosse costituita da microscopici corpuscoli in movimento capaci di legarsi tra loro per formare aggregati macroscopici. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

5 1. Lo studio dei gas nella storia
Nel Settecento si aprì un nuovo filone di ricerca, la chimica pneumatica, grazie alla scoperta di: • aria infiammabile (idrogeno) • aria flogisticata (ossigeno) • aria deflogisticata (azoto) Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

6 1. Lo studio dei gas nella storia
Nonostante per molti secoli si sia creduto che l’aria fosse una sostanza elementare, essa è in realtà una miscela di gas composta prevalentemente da ossigeno e azoto e da altri numerosi componenti. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

7 2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
I gas dal punto di vista macroscopico hanno tutti lo stesso comportamento, che tuttavia risulta sensibile alle variazioni di temperatura e pressione. La teoria cinetico-molecolare ne spiega la natura sulla base del modello dei gas ideali o perfetti. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

8 2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
Nel modello del gas perfetto le particelle: • sono puntiformi e il loro volume è trascurabile; • non si attraggono reciprocamente; • si muovono a grande velocità in tutte le direzioni con un movimento disordinato dovuto al fatto che il loro moto rettilineo è interrotto dagli urti (detti elastici) con le altre particelle e con le pareti del contenitore. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

9 2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
Si può concludere che l’energia cinetica media delle particelle dei gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

10 2. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
I gas non hanno forma propria, ma occupano quella del recipiente che li contiene: le particelle, quando sono lontane le une dalle altre, non risentono delle forze attrattive. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

11 A livello macroscopico:
3. La pressione dei gas A livello macroscopico: Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

12 3. La pressione dei gas A livello microscopico, per le particelle dei gas la pressione è direttamente proporzionale alla loro energia cinetica media, cioè agli urti delle molecole contro le pareti del recipiente. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

13 3. La pressione dei gas La pressione è l’effetto macroscopico complessivo degli urti delle particelle di gas sull’unità di superficie e nell’unità di tempo. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

14 3. La pressione dei gas Oltre alla pressione, i fattori che influenzano il comportamento dei gas sono la temperatura, il volume e la quantità (espressa in moli). Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

15 4. La legge di Boyle o legge isoterma
Sperimentalmente Boyle ha dimostrato che, a temperatura costante, la pressione di una data quantità di gas è inversamente proporzionale al suo volume. p  V = k con T costante (trasformazione isoterma) Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

16 4. La legge di Boyle o legge isoterma
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17 4. La legge di Boyle o legge isoterma
Riportando in un diagramma i valori di volume e pressione si ottiene un ramo di iperbole (curva isoterma). Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

18 5. La legge di Gay-Lussac o legge isocora
Sperimentalmente Gay-Lussac ha dimostrato che, a volume costante, la pressione di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. p/T = k con V costante (trasformazione isocora) Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

19 5. La legge di Gay-Lussac o legge isocora
Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

20 5. La legge di Gay-Lussac o legge isocora
L’energia cinetica media delle particelle è direttamente proporzionale alla temperatura. All’aumentare della temperatura, aumenta quindi anche la velocità delle particelle: esse urtano maggiormente e in modo più violento le pareti del recipiente, facendo aumentare la pressione del gas. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

21 6. La legge di Charles o legge isobara
Charles dimostrò sperimentalmente che, a pressione costante, il volume di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. V/T = k con T temperatura assoluta e p costante (trasformazione isobara) Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

22 6. La legge di Charles o legge isobara
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23 6. La legge di Charles o legge isobara
–273,15 °C è lo zero assoluto (0 K), ovvero la temperatura alla quale si annulla il volume dei gas. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

24 7. Il volume molare dei gas
A STP (0 °C e 1 atm) il volume molare dei gas è 22,4 L , ovvero una mole di qualsiasi gas occupa 22,4 L di volume. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

25 8. L’equazione di stato dei gas ideali
Combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e Charles si ottiene la formulazione del comportamento generale dei gas (equazione di stato dei gas ideali) p  V = n  R  T p = pressione (in atm) V = volume (in L) n = numero di moli T = temperatura assoluta (in K) R = costante universale dei gas = 0, 082 (in L  atm  mol-1  K-1) Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

26 9. Le miscele gassose Data una miscela di gas in un recipiente, le particelle di ciascun gas urtano le pareti e producono una pressione identica a quella che generano quando si trovano da sole nel medesimo recipiente. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

27 9. Le miscele gassose La pressione parziale è la pressione esercitata da ciascun gas costituente una miscela, in assenza degli altri. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

28 9. Le miscele gassose La pressione totale esercitata da una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti la miscela (legge di Dalton). Ptotale = p1 + p2 + p3 + … Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

29 9. Le miscele gassose Una delle peculiarità dei gas è la loro capacità di diffondersi, cioè disperdono le loro molecole all’interno di un altro gas. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

30 9. Le miscele gassose La velocità di diffusione di un gas in un altro è inversamente proporzionale alla radice quadrata della sua massa molecolare (legge di Graham). Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

31 10. I gas reali I gas reali non obbediscono perfettamente alle leggi dei gas, perché le loro particelle hanno un volume proprio, seppure piccolo, e presentano deboli forze attrattive. I gas reali mostrano un comportamento simile a quello dei gas ideali solo a bassa pressione e ad alta temperatura. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

32 10. I gas reali Il diagramma di Andrews è la rappresentazione del comportamento di un sistema gas-liquido (condensazione). Per un gas ideale il diagramma, a temperatura costante, è formato da isoterme. Per un gas reale si ottiene un grafico ad isoterme solo a temperature molto elevate e a basse pressioni. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

33 10. I gas reali Si dice temperatura critica la temperatura dell’isoterma al di sotto della quale si può avere la condensazione del vapore. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica