Termodinamica classica:

Presentazione sul tema: "Termodinamica classica:"— Transcript della presentazione:

1 Termodinamica classica:
sistemi macroscopici (prescinde dalla struttura della materia) processi reversibili (in stato di equilibrio, prescinde dal tempo,) Termodinamica dei processi irreversibili: studio dei sistemi che non sono in equilibrio Termodinamica statistica: prevede il comportamento di un sistema macroscopico considerato come un insieme molto grande di particelle tramite la teoria della probabilità

2 Termodinamica Sistema Ambiente sistema + ambiente = universo

3 Sistema isolato: non scambia con l’ambiente né materia
né energia chiuso: scambia energia ma non materia aperto Pareti diatermiche e adiabatiche

4 Descrizione dello stato di un sistema: variabili di stato
p, V, T, n variabili estensive V, n variabili intensive p, T Dividendo una variabile estensiva per la massa: proprietà specifica (intensiva)

5 Generalmente (ma non sempre) due variabili intensive determinano le altre variabili intensive in una fase (a composizione fissa): Esempio: se la viscosità di un campione d’acqua è poise e l’indice di rifrazione è , allora la temperatura è 50° alla pressione di 1 bar

6 In alcuni casi due variabili intensive possono non bastare:
Esempio: l’acqua può avere coppie di stati con la stessa densità allo stessa pressione esterna ma a diverse temperature. La densità passa attraverso un massimo Densità (kg m-3) Temperatura °C

7 Per ogni sistema esiste una equazione, chiamata EQUAZIONE DI STATO, che lega una variabile alle altre.

8 Se, fissata la composizione, le variabili indipendenti sono 2, l’equazione è rappresentabile con una superficie. STATO DI UN SISTEMA: Un punto della superficie. L’insieme dei valori delle sue coordinate.

9 Nella maggioranza dei casi la funzione f(n,p,T) si può descrivere solo in forma grafica e non con una unica formula analitica.

10 Le proprietà dei gas Equazione di stato dei gas perfetti

11 Pressione [p]= Pa = 1N m-2 1bar = 105 Pa 1atm = 760 Torr = bar p° = 1bar

12 [V]= m3 1L = 1dm3 = 10-3 m3 [T]= K T/K = /°C R = J K-1 mol-1 = cal K-1 mol-1 = L atm K-1 mol-1

13 Robert Boyle

14

15 Legge di Boyle A temperatura costante la pressione di un gas è inversamente proporzionale al suo volume T costante

16 Legge di Charles A pressione costante, il volume di un dato quantitativo di gas varia linearmente con la temperatura. p costante

17

18

19 Il principio di Avogadro
A una data temperatura e pressione, volumi eguali di gas contengono lo stesso numero di molecole T e P costante

20 Temperatura e pressione standard
STP p = 1 atm  = 0 °C Vm = L mol-1 Temperatura e pressione ambiente standard SATP p = 1 bar  = 25°C Vm = L mol-1

21 Le miscele gassose La pressione esercitata da una miscela di gas perfetti è la somma delle pressioni che i gas eserciterebbero se occupassero l’intero volume da soli. con

22 Per i gas reali pj pressione parziale

23 Concludendo La pressione esercitata da una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali dei gas componenti (legge di Dalton) Solo per i gas perfetti

24 I gas reali I gas reali non sempre si comportano idealmente, specialmente a basse temperature e alte pressioni. I motivi di questa deviazione dall’idealità vanno ricercati in due fatti: Gli atomi e le molecole hanno un volume finito, anche allo zero assoluto Le molecole interagiscono fra loro Una manifestazione di ciò è il fenomeno del cambiamento di fase

25 Le interazioni intermolecolari

26 Fattore di compressione

27 La condensazione dei gas
p

28

29 Equazione di stato viriale

30 quando quando

31

32 Temperatura di Boyle: temperatura alla quale
Z con pendenza (B) = 0 TB(He) = K TB(aria) = K

33 L’equazione di van der Waals
1) Le molecole hanno volume non nullo 2) Le forze attrattive riducono sia il numero degli urti contro le pareti sia la loro forza Per una mole di gas

34

35

36

37 Principio degli stati corrispondenti
I gas reali allo stesso volume ridotto e alla stessa temperatura ridotta esercitano la stessa pressione ridotta. pr