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PubblicatoJoão Guilherme Arthur Barata Farias Modificato 6 anni fa
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Capitolo 5 I gas e la teoria cinetica dei gas
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I gas e la teoria cinetica
5.1 Uno sguardo d’insieme agli stati fisici della materia 5.2 Pressione di un gas e sua misurazione 5.3 Le leggi dei gas e le loro basi sperimentali 5.4 Ulteriori applicazioni dell’equazione di stato dei gas perfetti 5.5 Equazione di stato dei gas perfetti e stechiometria delle reazioni 5.6 La teoria cinetica dei gas: un modello del comportamento dei gas 5.7 Gas reali: Deviazioni dal comportamento ideale
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Tabella 5.1 Alcuni gas industriali importanti
Interconnessioni redox tra atmosfera e biosfera
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Uno sguardo d’insieme agli stati fisici della materia
La distinzione tra gas, liquidi e solidi 1. Il volume dei gas varia considerevolmente al variare della pressione. 2. Il volume dei gas varia considerevolmente al variare della temperatura. 3. I gas hanno viscosità relativamente bassa. 4. La maggior parte dei gas ha densità relativamente basse in condizioni normali di temperatura e pressione. 5. I gas sono miscibili.
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I tre stati di aggregazione della materia
Figura 5.1 I tre stati di aggregazione della materia
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Figura 5.2 Effetto della pressione atmosferica sui corpi sulla superficie terrestre
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Figura 5.4 closed-end Due tipi di manometro open-end
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La relazione tra volume e pressione di un gas
Figura 5.5 La relazione tra volume e pressione di un gas Legge di Boyle: V a 1/P
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La relazione tra volume e temperatura di un gas
Figura 5.6 Legge di Charles: V a T
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V a 1 P Legge di Boyle n e T fisse V x P = costante V = costante / P Legge di Charles V a T P e n fisse V T = costante V = costante x T Legge di Amontons P a T V e n fisse P T = costante P = costante x T V a T P V = costante x T P PV T = costante Legge combinata dei gas
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Figura 5.7 Un esperimento per studiare la relazione tra volume e quantità di un gas
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Volume molare normale o standard
Figura 5.8 Volume molare normale o standard
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Figura 5.9 Il volume di 1 mole di un gas ideale a confronto con alcuni oggetti familiari
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EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI
Figura 5.10 EQUAZIONE DI STATO DI GAS PERFETTI PV = nRT 3 cifre significative PV nT 1atm x 22,414L 1mol x 273,15K 0,0821atm*L mol*K R = = = R è la costante universale dei gas EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI nRT P PV = nRT o V = n e T fisse n e P fisse P e T fisse Legge di Avogadro Legge di Boyle Legge di Charles costante P V = costante X n V = V = costante X T
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La densità di un gas densità = m/V n = m/M PV = nRT PV = (m/M)RT
m/V = M x P/ RT La densità di un gas è direttamente proporzionale alla sua massa molare. La densità di un gas è inversamente proporzionale alla temperatura.
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Determinazione della massa molare di un liquido volatile sconosciuto
Figura 5.10 Determinazione della massa molare di un liquido volatile sconosciuto Basata sul metodo di J.B.A. Dumas ( )
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Miscele di Gas I gas si miscelano omogeneamente in qualsiasi proporzione. Ogni gas in una miscela si comporta come se fosse l’unico gas presente. Legge di Dalton delle Pressioni Parziali Ptotale = P1 + P2 + P P1= c1 x Ptotale where c1 è la frazione molare c1 = n1 n1 + n2 + n3 +... = n1 ntotale
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La Massa Molare di un Gas
= PV RT n = m RT VP d = m V M = M = d RT P
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Raccolta di un prodotto di reazione gassoso, insolubile in acqua, mediante un bagno pneumatico ad acqua, e determinazione della sua pressione Figura 5.11
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Postulati della teoria cinetica dei gas
Postulato 1: Volume delle particelle Poichè il volume di ogni singola particella di un gas è estremamente piccolo rispetto al volume del recipiente, si suppone che le particelle abbiano massa ma non volume. Postulato 2: Moto delle particelle Le particelle di un gas sono soggette a un moto rettilineo casuale continuo, tranne che quando urtano con le pareti del recipiente o l’una contro l’altra. Postulato 3: Urti delle particelle Gli urti sono elasticì, perciò l’energia cinetica totale delle particelle (Ek) è costante.
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Figura 5.13 Distribuzione delle velocità molecolari a tre temperature
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Descrizione molecolare della Legge di Boyle
Figura 5.14 Descrizione molecolare della Legge di Boyle
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Figura 5.15 Descrizione molecolare della Legge di Dalton delle pressioni parziali
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Descrizione molecolare della Legge di Charles
Figura 5.16 Descrizione molecolare della Legge di Charles
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Legge di Avogadro V a n Ek = 1/2 massa x velocità2 Ek = 1/2 massa x u 2 u 2 è la media dei quadrati delle velocità uqm = √ 3RT M R = 8,314Joule/mol*K Legge di Graham sull’Effusione La velocità di effusione di un gas è inversamente proporzionale alla radice quadrata della sua massa molare. velocità di effusione a 1 √M
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Descrizione molecolare della Legge di Avogadro
Figura 5.17 Descrizione molecolare della Legge di Avogadro
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La relazione tra massa molare e velocità molecolare
Figura 5.18 La relazione tra massa molare e velocità molecolare
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Figura 5.19 Diffusione di una particella gassosa attraverso uno spazio pieno di altre particelle Cammino libero medio Frequenza di collisione
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Figura 5.20 Il comportamento di alcuni gas reali al crescere della pressione esterna
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Figura 5.21 Effetto delle attrazioni intermolecolari sulla pressione misurata di un gas
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The effect of molecular volume on measured gas volume.
Figure 5.23 The effect of molecular volume on measured gas volume.
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Equazione di Van der Waals
(P+h)(V-k)=RT
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