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Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010
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Valitutti, Tifi, Gentile
Esploriamo la chimica Seconda edizione di Chimica: molecole in movimento 2
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Capitolo 6 Le leggi dei gas
I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare La pressione dei gas La legge di Boyle La legge di Charles La legge di Gay-Lussac Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010
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Capitolo 6 Le leggi dei gas
Quanto pesano un atomo e una molecola? Il volume molare dei gas L’equazione di stato dei gas ideali Le miscele gassose Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
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.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
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.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
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.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
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1. 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.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
Nel modello del gas ideale le particelle l’energia cinetica media delle particelle è proporzionale alla temperatura assoluta; non si attraggono reciprocamente; sono puntiformi e il loro volume è trascurabile; si muovono a grande velocità in tutte le direzioni con un movimento disordinato.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
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2. La pressione del gas 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.
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2. La pressione del gas In generale, la pressione p è data dal rapporto tra la forza F, che agisce perpendicolarmente a una superficie, e l’area s della superficie stessa.
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2. La pressione del gas
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2. La pressione del gas La pressione è una grandezza intensiva. L'unità di misura della pressione nel Sistema Internazionale è il pascal (Pa), pari a un newton (N) per metro quadrato (m2). 1 Pa = 1N / m2
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2. La pressione del gas Nel 1644 Torricelli costruì un dispositivo per misurare la pressione atmosferica: il primo barometro a mercurio. Prese un lungo tubo di vetro, chiuso ad una estremità, lo riempì di mercurio e lo capovolse. A livello del mare, il livello del mercurio nel tubo si abbassava ad un’altezza di 760 mm.
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2. La pressione del gas Il livello raggiunto dal mercurio fornisce la misura della pressione atmosferica esercitata sulla superficie del mercurio nella bacinella, espressa in millimetri di mercurio (mmHg).
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3. La legge di Boyle 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. Questa è la legge di Boyle.
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3. La legge di Boyle
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4. La legge di Charles 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 Questa è la legge di Charles.
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4. La legge di Charles
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4. La legge di Charles –273,15 °C è lo zero assoluto (0 K), ovvero la temperatura alla quale il volume dei gas si annulla.
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5. La legge di Gay-Lussac 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. Questa è la legge di Gay-Lussac.
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5. La legge di Gay-Lussac
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6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro
Le ricerche condotte da Gay-Lussac sui gas confermarono l’esistenza di rapporti di combinazione ben precisi tra i loro volumi.
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6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro
Gay-Lussac arrivò quindi a formulare la legge di combinazione dei volumi. Il rapporto tra i volumi di gas che reagiscono tra loro è espresso da numeri interi e piccoli.
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6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro
La legge di combinazione dei volumi di Gay-Lussac e la teoria atomica di Dalton furono messe in relazione dal principio di Avogadro. Volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole.
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6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro
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7. Quanto pesano un atomo o una molecola?
Sappiamo che, a parità di pressione e temperatura, in un litro di gas ossigeno (O2) e in un litro di gas idrogeno (H2) vi è lo stesso numero di molecole. Il rapporto tra la massa dell'ossigeno e la massa dell'idrogeno è pari a 16.
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7. Quanto pesano un atomo o una molecola?
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7. Quanto pesano un atomo o una molecola?
Da questa relazione possiamo allora dedurre che le molecole di ossigeno hanno massa maggiore di quelle dell’ idrogeno; la massa di un atomo di ossigeno è sedici volte la massa di un atomo di idrogeno.
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7. Quanto pesano un atomo o una molecola?
Il principio di Avogadro può essere formulato matematicamente. A pressione e temperatura costanti, il volume di un gas è direttamente proporzionale al suo numero di molecole.
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8. 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.
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9. L’equazione di stato dei gas ideali
Le tre leggi dei gas che abbiamo enunciato mettono in evidenza come il comportamento allo stato gassoso dipenda da tre parametri fondamentali pressione, temperatura; volume.
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9. L’equazione di stato dei gas ideali
Dalla combinazione delle tre leggi si ottiene la legge generale dei gas (p V)/ T = k
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9. L’equazione di stato dei gas ideali
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)
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10. Le miscele gassose La pressione parziale è la pressione esercitata da ciascun gas costituente una miscela, in assenza degli altri. Questa legge è definita legge delle pressioni parziali di Dalton.
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10. 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.
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10. 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 + …
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