Lo stato gassoso e le caratteristiche dei gas

Presentazione sul tema: "Lo stato gassoso e le caratteristiche dei gas"— Transcript della presentazione:

1 Lo stato gassoso e le caratteristiche dei gas
I gas si espandono fino a riempire completamente e ad assumere la forma del recipiente che li contiene I gas diffondono uno nell’altro e sono in grado di mescolarsi in tutti i rapporti Alcuni gas sono colorati (cloro, Cl2; bromo, Br2; iodio, I2), ma per la maggior parte (CO, H2, O2, CO2, N2, …) sono INCOLORI Il comportamento fisico di un gas è determinato da quattro grandezze: la quantità di gas (n), il volume (V), la temperatura (T) e la pressione (P). Cl2 Br2 I2 Bromo liquido Iodio solido

2 Le leggi dei gas P V = costante Legge isoterma di Boyle
Per una data quantità di gas (n=cost) a temperatura costante (T=cost), il volume del gas è inversamente proporzionale alla sua pressione P V = costante

3 Le leggi dei gas V / T = costante
Legge isobara di Charles (o prima legge di Gay Lussac) Il volume di una data quantità di gas (n=cost) a pressione costante (P=cost) è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta (ovvero espressa in gradi Kelvin) V / T = costante T (K) = t(°C)

4 Le leggi dei gas P / T = costante V / n = costante
Legge isocora di Gay Lussac (o seconda legge di Gay Lussac) La pressione esercitata da una data quantità di gas (n=cost) a volume costante (V=cost) è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta (ovvero espressa in gradi Kelvin) P / T = costante T (K) = t(°C) Legge di Avogadro A temperatura (T=cost) e pressione (P=cost) costante il volume di un gas è direttamente proporzionale alla sua quantità V / n = costante

5 Tutte le leggi precedenti sono unificate dalla:
legge dei gas ideali P V = n R T P V 1 atm x L con: R = = = L atm mol-1 K-1 n T 1 mol x K Il valore di L che compare al numeratore deriva dal fatto che a 0°C ( K) e 1 atm il volume occupato da 1 mole di qualunque gas è litri Volumi uguali di gas differenti nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole Numeri uguali di molecole di gas differenti nelle stesse condizioni di temperatura e pressione occupano volumi uguali

6 Qual è il volume occupato da 20.2 g di NH3(g) a -25°C e 752 mm Hg?
nRT P V = n R T V = P 1 P = 752 mm Hg x = atm 760 mm Hg n = 20.2 g 17.03 g/mol = moli NH3 R = L atm mol-1 K-1 T = -25°C = 248 K 1.186 mol x L atm mol-1K-1 x 248 K V = = L 0.989 atm Controllare sempre la congruenza delle unità di misura!

7 Controllare sempre la congruenza delle unità di misura!
Qual è la pressione esercitata da 1.00 x 1020 molecole di N2 quando sono racchiuse in un volume di 305 mL a 175°C? nRT P V = n R T P = V 1.00 x 1020 molecole N2 n = = moli N2 6.022 x 1023 molecole N2 R = L atm mol-1 K-1 T = 175°C = 448 K mol x L atm mol-1K-1 x 448 K P = = atm 0.305 L Controllare sempre la congruenza delle unità di misura!

8 Un campione di 1.27 g di un ossido di azoto (NO o N2O), occupa un volume di 1.07 L a 25°C e 737 mm Hg. Di quale ossido si tratta? massa PV n = P V = n R T n = MM RT P = 737 mm Hg x 1 760 mm Hg = atm R = L atm mol-1 K-1 T = 25°C = 298 K 0.970 atm x 1.07 L n = = moli L atm mol-1 K-1 x 298 K MM = 1.27 g mol = MMNO = = MMN2O = 2 X =

9 Controllare sempre la congruenza delle unità di misura!
Qual è la densità dell’elio gassoso a 298 K e atm? massa m RT d = P MM RT n = P V = n R T = MM MM R = L atm mol-1 K-1 0.987 atm x g mol-1 d = = g/L L atm mol-1 K-1 x 298 K Controllare sempre la congruenza delle unità di misura!

10 Quanti g di NaN3 sono necessari per produrre 20
Quanti g di NaN3 sono necessari per produrre 20.0 L di N2(g) a 30°C e 776 mm Hg? 2 NaN3(s) + calore 2 Na(l) + 3 N2(g) n = PV RT P V = n R T Moli = massa MM massa = Moli x MM P = 776 mm Hg x 1 760 mm Hg = atm R = L atm mol-1 K-1 T = 30°C = 303 K 1.021 atm x 20 L n = = moli N2 L atm mol-1 K-1 x 303 K 0.821 moli N2 (=0.821x2/3 moli NaN3=0.547) MM NaN3= x = g = gmol-1 x mol = g

11 La reazione dell’esercizio precedente viene sfruttata negli air-bag:
2 NaN3(s) + calore 2 Na(l) + 3 N2(g) Il sistema air-bag viene attivato da sensori che rilevano lo scontro innescando elettricamente l’esplosione di una piccola carica. Questa, a sua volta, provoca la rapida decomposizione di una pastiglia di sodio azide (NaN3) che produce un grande volume di azoto (N2). E’ proprio l’N2 prodotto che gonfia l’air-bag Piccoli volumi di solido (NaN3) producono grandi volumi di gas (N2): come mai?

12 Le miscele di gas LEGGE DI DALTON DELLE PRESSIONI PARZIALI
In una miscela ogni gas si espande fino a riempire il contenitore ed esercita la stessa pressione, detta pressione parziale, che esso eserciterebbe se fosse da solo nel contenitore. Ptot = pA + pB + … pi = ni R T / V pi = Xi Ptot  La pressione (parziale) di ogni gas è proporzionale al numero delle sue moli  La pressione totale è data dalla somma delle pressioni parziali dei singoli gas

13 Quale sarà la pressione parziale esercitata da ciascuno dei due gas?
2.0 L di ossigeno e 8.0 L di azoto misurati a 0°C e 1 atm vengono mescolati tra loro. La miscela gassosa risultante viene compressa fino ad occupare 2.0 L a 298 K. Che pressione esercita? n = P V RT P V = n R T 1 atm x 2 L nO2 = = moli L atm mol-1 K-1 x K ntot = nO2 + nN2 = 0.446 1 atm x 8 L nN2 = = moli L atm mol-1 K-1 x K 0.446 mol x L atm mol-1K-1 x 298 K P = = 5.46 atm 2.0 L Quale sarà la pressione parziale esercitata da ciascuno dei due gas?

14 GAS LIQUIDO SOLIDO PASSAGGI DI STATO CONDENSAZIONE EVAPORAZIONE
ENERGIA DEL SISTEMA SUBLIMAZIONE FUSIONE EVAPORAZIONE CONDENSAZIONE SOLIDIFICAZIONE ORDINE DEL SISTEMA

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16 Le soluzioni: proprietà chimiche e fisiche
Una soluzione è una miscela fisicamente omogenea (= la sua composizione e le sue proprietà sono uniformi in ogni parte del campione) di due o più sostanze formate da ioni e/o molecole. Il solvente è il componente presente in quantità maggiore o che determina lo stato della materia in cui la soluzione esiste. Il soluto è un componente presente in quantità minore. Es. NaCl in H2O. in piccola quantità si scioglie del tutto (soluzione liquida: miscela omogenea); oltre una certa quantità il solido si separa sotto forma di corpo di fondo (soluzione satura: miscela eterogenea). Soluzioni possono esistere in ognuno dei 3 stati : (g), (l), (s) Es. aria (78% N2, 21% O2, 0.9% Ar, 0.04% CO2, +….) soluzione gassosa; ottone (70% Cu, 30% Zn): soluzione solida Ci interessiamo per lo più di soluzioni liquide: dissoluzione di gas, liquido o solido in liquido E’ molto importante conoscere la concentrazione di una soluzione: misura della quantità di soluto presente in una data quantità di solvente (o di soluzione).

17 CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI
g/l mol/l, M mol/Kg, m

18 Percentuale in massa di soluto
E’ definita come: Ad esempio per una soluzione ottenuta mescolando 3.5 g di NaCl e 96.5 g di acqua si ha: Tale soluzione contiene 3.5 g di NaCl per 100 g di soluzione

19 Molarità E’ il numero di moli di soluto presenti in un litro di soluzione: Le unità sono mol/litro ma sono generalmente indicate con M. fornisce informazioni sul numero di moli ( molecole) per L di soluzione Ad esempio, sciogliendo 0,20 moli di NaCl in acqua (vol. tot. = 2 L): MgCl2 (aq)  Mg2+ + 2Cl- poiché ogni MgCl2 che dissocia dà luogo ad uno ione Mg2+, allora una soluzione 1.0 M di MgCl2 = 1.0 M di Mg2+; 1L  1 mole Mg2+; 2 L  2 moli Mg2+; 0.5 L  0.5 moli Mg2+; infine, dato che ogni MgCl2 che dissocia dà luogo a 2 ioni Cl-, allora una soluzione 1.0 M di MgCl2  2.0 M in Cl-; 1L  2 moli Cl-; 2 L  4 moli Cl-; 0.5 L  1 mole Cl-

20 Molalità E’ il numero di moli di soluto per Kg di solvente:
Le unità sono mol/Kg ma sono generalmente indicate con m. Ad es., sciogliendo 0.20 moli di NaCl in 2000 g di acqua: …e sciogliendo 5,67 g di glucosio (C6H12O6) in g di acqua?

21 Frazione Molare Per una soluzione fra due componenti A e B, la frazione molare di A è: Ad esempio, in una soluzione ottenuta sciogliendo moli di glucosio in g di acqua, la frazione molare del glucosio è:

22 Conversione fra unità di concentrazione
Molalità Frazione molare Una soluzione di glucosio è 0,120 m. Calcolare le frazioni molari di glucosio e acqua. Tale soluzione contiene 0,120 moli di glucosio per 1 Kg di solvente (acqua). Si ha quindi:

23 Conversione fra unità di concentrazione
Frazione molare Molalità Calcolare la molalità di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è 0,150. 1 mole di tale soluzione contiene moli di glucosio e (1 - 0,150) = moli di acqua. Si ha quindi:

24 Conversione fra unità di concentrazione
Molalità % massa Calcolare la % in massa di una soluzione di glucosio 0,120 m. Tale soluzione contiene moli di glucosio per 1 Kg di solvente (acqua). Si ha quindi:

25 Conversione fra unità di concentrazione
Frazione molare % massa Calcolare la % in massa di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è 1 mole di tale soluzione contiene moli di glucosio e (1 – 0.150) = moli di acqua. Si ha quindi:

26 Conversione fra unità di concentrazione
Molalità Molarità Calcolare la molarità di una soluzione m di KCl in acqua, avente densità 1.011103 g/l. Per 1 Kg di solvente vi sono moli di KCl e quindi: Nell’espressione per il calcolo della molarità c’è il volume in litri della soluzione, calcolabile tramite la densità: Si noti che per soluzioni diluite molarità  molalità

27 Conversione fra unità di concentrazione
Molarità Molalità Calcolare la molalità di una soluzione 0,907 M di Pb(NO3)2 in acqua, avente densità g/ml. Per 1 litro di soluzione vi sono moli di Pb(NO3)2. La massa di un litro di soluzione è: La massa di Pb(NO3)2 è: La massa di acqua è: La molalità è quindi:

28 DILUIZIONI Nelle diluizioni, la quantità di solvente aumenta ma la quantità di soluto viene mantenuta costante. Conseguentemente, si avrà una diminuzione della concentrazione, ma un volume maggiore. Nei processi di diluizione, quindi, il volume cambia ma il numero di moli di soluto rimane invariato; ciò significa che il numero di moli iniziale e quello finale saranno uguali. Numero di moli di soluto iniziali = Numero di moli di soluto finali MI VI = MF VF Questa uguaglianza può essere usata per calcolare uno qualsiasi dei fattori presenti, posto che siano noti gli altri tre.

29 Quanto si deve diluire una soluzione 0
Quanto si deve diluire una soluzione 0.25 M di BaCl2 affinché si abbia una concentrazione di 20 mg/ml di Ba2+? BaCl2 → Ba Cl- Nella soluzione iniziale la concentrazione di BaCl2 è 0.25 M. Vista la stechiometria della reazione di dissociazione, nella soluzione iniziale, è 0.25 M anche la concentrazione di Ba2+: ovvero: Ci = 0.25 M La concentrazione finale di Ba2+ dovrà invece essere 20 mg/ml, che corrispondono a 20 g/l, ovvero: 20 g Ba2+ / MMBa2+ = mol Ba2+ in 1 litro → Cf = M Ci Vi = Cf Vf Vf / Vi = Ci / Cf = 0.25 / = 1.71 Quindi occorre diluire la soluzione iniziale 1.71 volte!

30 Quanti ml di una soluzione al 20% in peso di H2SO4 e di densità 1
Quanti ml di una soluzione al 20% in peso di H2SO4 e di densità 1.14 g/ml devo prelevare per ottenere 100 ml di una soluzione M? M = n / V devo prelevare: n = M V = mol/l x l = moli Ovvero: mH2SO4 = n x MMH2SO4 = moli x g/mole = 0.98 g H2SO4 %p/p = mH2SO4 / msoluzione x 100 Per prelevare tali grammi di H2SO4 occorre prelevare: msoluzione = mH2SO4 / %p/p x 100 = 0.98 g / 20 x 100 = 4.9 g di soluzione ovvero: d = m / V V = m / d = 4.9 g / 1.14 g/ml = ml Quindi occorre prelevare ml di soluzione

31 Ho 15. 3 ml di una soluzione1 al 19
Ho 15.3 ml di una soluzione1 al 19.2 % in peso di H2SO4 la cui densità è 1.132 g/ml. Si aggiungono 35.0 ml di una soluzione M di H2SO4. Effettuo una diluizione ed il volume finale risulta di 100 ml. Quale è la molarità della soluzionef finale? C1 V1 + C2 V2 = Cf Vf Ricaviamo la molarità della soluzione1: in 100 g di soluzione ho 19.2 g di H2SO4 ovvero 19.2/MMH2SO4 = molH2SO4 in 100 g/d = ml di soluzione. Quindi C1 = 0.19 mol/88.3410-3 l = 2.22 M Quindi C1 V1 = 2.22 M15.310-3 l = 3.39610-2 mol C2 V2 = M35.010-3 l = 6.82510-3 mol Complessivamente ho quindi C1 V1 + C2 V2 mol = 10-2 mol in 100 ml e quindi: Cf = 4.07810-2 mol/0.1 l = 10-1 M

32 Si aggiungono 125. 5 ml di acqua a 68
Si aggiungono ml di acqua a 68.2 ml di etanolo (C2H5OH) la cui densità è g/ml. La soluzione che si ottiene ha una densità di g/ml. Calcolare la molarità e la molalità della soluzione. In generale i volumi non sono additivi: V1 + V2 ≠ Vf (anche se talvolta abbiamo considerato accettabile questa approssimazione)! mH2O = g (poichè densitàH2O = 1 g/ml) mC2H5OH = 68.2 ml0.790g/ml = 53.9 g msoluz = mC2H5OH+mH2O = g+53.9 g = g Vsoluz = msoluz/densità = 179.4/0.954 = ml nC2H5OH = mC2H5OH/MMC2H5OH = 53.9/46.08 = 1.17 moli M = n/V = 1.17/0.188 = 6.22 moli/l m = n/mH2O= 1.17/125.510-3= 9.32 moli/Kg

33 Domande, esempi e approfondimenti sulle slide precedenti

34 Le forze (interazioni) intermolecolari
Il comportamento dei gas e molte delle loro proprietà (es. forma e volume del recipiente che li contiene, bassa densità,…) si possono spiegare assumendo che le interazioni tra particelle (atomi o molecole) costituenti il gas siano nulle. E’ proprio così? Nel caso delle soluzioni (es. NaCl in H2O, zucchero il H2O,…) perché il soluto si scioglie visto che, così facendo, vengono meno le interazioni attrattive (es. tra Na+ e Cl-) che tenevano insieme il solido? Forze di Van der Waals: dipolo-dipolo dipolo-dipolo indotto dipolo indotto-dipolo indotto Forze ione-dipolo Legame a idrogeno Le forze (interazioni) intermolecolari

35 Le forze intermolecolari
 Repulsive (bassissime distanze) o attrattive  trascurabili x distanze > di un migliaio di pm

36 FORZE IONE-DIPOLO

37 Uno ione circondato da molecole di H2O è detto idratato
Venendo in contatto con l’acqua (a sinistra) gli ioni del solido sono in grado di separarsi e si disperdono nel solvente (a destra). In soluzione: acqua, ioni sodio e ioni cloruro e NON “molecole” NaCl! NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq) L’energia richiesta per rompere il forte legame tra ioni di carica opposta è compensata da quella fornita da deboli ma NUMEROSI legami ione-dipolo. Uno ione circondato da molecole di H2O è detto idratato

38 Interazioni Dipolo-Dipolo (forze di Keesom)
si hanno quando dipoli permanenti (=molecole polari) si allineano tra loro con il polo positivo di una molecola diretto verso quello negativo di un’altra molecola vicina  sono attrattive Bisogna fornire energia per distruggere tale tipo di interazione. Questo è (in parte) il motivo per cui bisogna riscaldare (cioè fornire energia) un solido polare per farlo fondere o un liquido polare per provocarne l'ebollizione. Le interazioni dipolo-dipolo sono più deboli delle forze tra gli ioni e diminuisconorapidamente con la distanza .

39 Interazioni Dipolo-Dipolo Indotto
(forze di Debye) tra molecola polare e molecola apolare. La prima induce sulla seconda una separazione di carica (DIPOLO INDOTTO); i due dipoli, permanente ed indotto, si attraggono. L’interazione dipende dalla POLARIZZABILITA’,  (= facilità con cui la nuvola elettronica di una molecola apolare (o un atomo) può essere deformata), che aumenta con le dimensioni atomiche/molecolari. Il dipolo indotto può indurre altri dipoli…  Es. H2O + O2

40 Interazioni Dipolo Indotto-Dipolo Indotto
(forze di London)

41 Forze intermolecolari: il legame a idrogeno
Il legame a idrogeno si forma quando un atomo di H legato ad un atomo fortemente elettronegativo (che attrae a sè la coppia di legame lasciando all’H una parziale carica positiva) viene contemporaneamente attratto da un atomo fortemente elettronegativo di una molecola vicina. Si tratta di una interazione elettrostatica A - H + Il legame a idrogeno si indica con una linea tratteggiata (forza interatomica più debole di un legame covalente: kJ/mol rispetto ad es. ai 436 kJ/mol del legame O-H) Il legame a H è forte se A = O, N o F, mentre è debole o assente per periodi successivi al secondo Chi tra HF ed HCl ha > temperatura di ebollizione? è il tipo più forte di interazione intermolecolare (escluse le forze ione-dipolo) gioca un ruolo fondamentale nella determinazione delle proprietà fisiche dell’acqua

42 Il legame a idrogeno nell’acqua
SOLIDO = (a) una molecola d’acqua è legata con legame ad H ad altre quattro molecole LIQUIDO = (b) la struttura viene demolita e le molecole non sono più costrette in una struttura espansa come quella del solido il ghiaccio galleggia sull’acqua La temperatura (c) induce la rottura di alcuni legami a H e ciò permette alle molecole di compattarsi (AUMENTO DI DENSITA’ da solido a liquido fino a 4°C, poi calo)