Sandro Barbone Luigi Altavilla

Presentazione sul tema: "Sandro Barbone Luigi Altavilla"— Transcript della presentazione:

1 Sandro Barbone Luigi Altavilla
Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

2 Dalle leggi dei gas alla mole
I gas ideali I gas reali Le leggi dei gas L’equazione di stato dei gas ideali La legge di Avogadro La massa atomica relativa La massa molecolare La mole La massa molare

3 I gas Tutti i gas presentano caratteristiche (proprietà) simili: • non hanno né forma né volume propri • sono comprimibili • se riscaldati si dilatano • se posti in un contenitore rigido, l’aumento della temperatura provoca un aumento della loro pressione. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

4 Il modello cinetico molecolare
Il modello cinetico molecolare studia i gas ideali o perfetti ed è in grado di spiegare, a livello di singole particelle, il comportamento di tutti i gas. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

5 I gas ideali Un gas si considera ideale se le sue particelle presentano le seguenti caratteristiche: sono puntiformi (hanno volume trascurabile); non si attraggono tra di loro; si muovono in un recipiente chiuso in modo caotico; si urtano tra loro ed urtano le parete del recipiente in maniera perfettamente elastica (gli urti non fanno perdere energia e velocità alle particelle). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

6 I Fattori fisici di un gas
Lo stato fisico di un gas è influenzato da tre grandezze variabili: 1. il volume occupato V, misurato in metri cubi (m3); 2. la temperatura assoluta T, misurata in kelvin (K); 3. la pressione p, misurata in pascal (Pa) o nel suo multiplo bar (105 Pa). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

7 Le leggi dei gas Il modello dei gas ideali o perfetti permette di descrivere il comportamento dei gas, attraverso lo studio delle tre leggi dei gas: La legge di Boyle (isoterma = temperatura costante) la legge di Charles (isobara = pressione costante) la legge di Gay-Lussac (isocora = volume costante) Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

8 La legge di Boyle A temperatura costante (trasformazione isoterma), il volume di una data quantità di gas è inversamente proporzionale alla sua pressione. p ∙ V = costante Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

9 La legge di Boyle (2) Riportando su di un grafico la relazione tra la pressione e il volume di un gas, otteniamo un ramo di iperbole equilatera (curva isoterma). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

10 La legge di Charles A pressione costante (trasformazione isobara), il volume di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

11 La legge di Charles (2) Riportando su un diagramma la relazione tra il volume e la temperatura, a pressione costante (trasformazione isobara), si ottiene una retta. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

12 La legge di Gay-Lussac A volume costante (trasformazione isocora) la pressione di una data quantità di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

13 La legge di Gay-Lussac (2)
Riportando in grafico la relazione tra pressione e temperatura, a volume costante (trasformazione isocora), si ottiene una retta. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

14 Lo zero assoluto Dal grafico volume-temperatura si evince che a –273,15 °C, ovvero allo zero assoluto(0 K), il volume dei gas si annulla. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

15 La legge dei gas ideali Per una data massa di gas, il prodotto della pressione per il volume è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta del gas. p ∙ V = K ∙ T Il comportamento dei gas non dipende dal tipo di gas ma solo dal numero di particelle che lo costituiscono. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

16 L’ipotesi di Avogadro Avogadro intuì, sulla base di alcuni esperimenti, che gli elementi allo stato gassoso non sono costituiti da singoli atomi ma da molecole biatomiche. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

17 La legge di Avogadro Nel 1811 il chimico torinese A. Avogadro formulò la legge o principio di Avogadro che afferma che: Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono un numero uguale di molecole (non di atomi). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

18 La legge di Avogadro (2) Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione: Volumi uguali di gas diversi, contengono un numero uguale di molecole. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

19 La massa atomica relativa
Volumi uguali di gas diversi contengono (in uguali condizioni di pressione e temperatura) lo stesso numero di particelle, ma hanno una massa diversa. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

20 La massa atomica relativa (2)
I due volumi uguali di gas diversi presentano un rapporto tra le loro masse che è uguale al rapporto tra le relative particelle. Se pesiamo volumi uguali di ossigeno e di idrogeno, rileviamo che l’ossigeno pesa 16 volte l’idrogeno. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

21 MASSA ATOMICA RELATIVA
La massa atomica relativa (3) MASSA ATOMICA RELATIVA Una molecola di ossigeno peserà 16 volte una molecola di idrogeno, ed essendo entrambe le molecole biatomiche, anche un atomo di ossigeno peserà 16 volte un atomo di idrogeno Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

22 Unità di massa atomica L’unità di massa atomica (u) è la dodicesima parte (1/12) della massa dell’isotopo più diffuso del carbonio, il carbonio-12 (12C). Il carbonio-12 è oggi l’atomo di riferimento per calcolare la massa di ogni atomo (esso ha un valore di 12 u, per cui l’unità u è 1/12 della sua massa) Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

23 La massa molecolare La massa molecolare (relativa) o peso molecolare è data dalla somma delle masse atomiche degli atomi che costituiscono la molecola. La massa molecolare dell’acido cloridrico (HCl) si ottiene sommando la massa dei due atomi che lo costituiscono. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

24 La mole La massa molare N = 6,022 · 1023 particelle/mol
La mole è una quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero elevatissimo di particelle (atomi, molecole o ioni) pari al numero di atomi presente in 12 g di carbonio-12 (12C ). Tale numero, chiamato numero di Avogadro (N), vale: N = 6,022 · 1023 particelle/mol Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

25 La massa molare La massa molare MM corrisponde alla massa atomica o molecolare (peso formula nei composti ionici), espressa in grammi per mole (g/mol). Se la massa molecolare dell’acido cloridrico (HCl) è 36,46 u: la massa molare di questa sostanza sarà 36,46 g/mol. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

26 Il numero di moli Il numero di moli n (quantità di sostanza in mol) presente in una massa (m) di un campione di una qualunque sostanza, si calcola con il rapporto: Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

27 La massa del campione La formula inversa ci consente, invece, di calcolare la massa m del campione (in grammi) se conosciamo il numero di moli n: Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

28 Il volume molare Il volume molare (Vm) è il volume occupato da una mole di un qualunque gas in condizioni standard ed è sempre 22,4 L/mol. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

29 Condizioni standard Si definiscono condizioni standard (STP: Standard
Temperature and Pressure): una pressione di 1 atmosfera (corrispondente a 1,013 bar ossia Pa) una temperatura di 273 K (0 °C). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

30 Equazione generale dei gas
L’equazione generale dei gas ideali mette in relazione tutte le grandezze che definiscono lo stato fisico di un gas L’equazione vale per tutti i gas purché i valori della temperatura non siano troppo bassi e quelli della pressione non troppo elevati (gas rarefatti). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

31 La molarità Molte reazioni chimiche avvengono tra sostanze disciolte in soluzione. La concentrazione del soluto viene espressa in base al numero di moli contenuti in un certo volume di soluzione (in litri), ed è detta molarità o concentrazione molare (M) Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

32 La molalità La concentrazione di una soluzione viene anche espressa con la molalità, che corrisponde al numero di moli di soluto presenti in un kg di solvente Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

33 Equazioni chimiche e moli
Le equazioni chimiche descrivono una reazione chimica ponendo i reagenti a sinistra ed i prodotti a destra di una freccia: H2 + Cl2  2HCl Ogni formula può essere preceduta da un numero (coefficiente stechiometrico), che indica il numero di molecole o di moli della sostanza coinvolta nella reazione. I coefficienti stechiometrici e le relazioni che legano le moli e la massa in grammi delle sostanze coinvolte permettono di calcolare le quantità necessarie di reagenti per ottenere un certo quantitativo di prodotti. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile