GAS: caratteristiche fondamentali
aos; (1603)
I postulati fondamentali:
1) Le molecole sono in continuo movimento;
2) Il calore è una manifestazione di questo moto;
Il moto browniano (1827) costituisce un indizio che le particelle
sospese in un liquido o in un gas sono in continuo movimento
Assunzioni generali riferite ai gas ideali:
Il volume delle molecole è nullo rispetto al volume occupato dal gas
Le particelle di gas non si attraggono né si respingono
Le molecole di gas sono in continuo movimento; gli urti tra di loro e contro
le pareti del recipiente non producono perdita netta
ma solo trasferimento di energia
Le molecole di gas hanno velocità diversa (energia cinetica); la energia
cinetica media è funzione della temperatura assoluta
Quindi il volume di un gas è “spazio vuoto” occupato da molecole in movimento
continuo che esercitano una certa pressione urtando continuamente contro
le pareti del recipiente, in funzione della temperatura;
La temperatura fornisce una misura quantitativa
della velocità media delle molecole
FILM
Il volume delle molecole è nullo rispetto al volume occupato dal gas
1 mole = 22.412 litri; 1 mole = 6.02 x 1023 particelle
In un mL quante particelle ci sono?
Quale è lo spazio occupato da una singola particella?
In base alle dimensioni della molecola di ossigeno la distanza
tra due particelle è 37 x 10-8 cm;
13 volte il diametro molecolare: 99.96% del volume occupato dal gas
è vuoto
Le particelle di gas non si attraggono né si respingono:
Tutti i gas compressi sono vivacemente espansibili e tendono ad occupare tutto
Lo spazio a loro disposizione
Le molecole di gas sono in continuo movimento; gli urti tra di loro e contro
le pareti del recipiente non producono perdita netta
ma solo trasferimento di energia
Le molecole di gas hanno velocità diversa (energia cinetica); la energia
cinetica media è funzione della temperatura assoluta
In ogni sistema esisterà una distribuzione statistica
della energia cinetica
Negli urti c’è trasferimento elastico di energia, senza annichilimento, e quindi
variazioni della velocità delle singole particelle, senza perdita netta di energia
del sistema, sono in continuo succedersi l’una all’altra
A T costante l’energia cinetica media o totale non varia pur variando
i contributi delle singole particelle (1010 urti x sec-1)
Fraz. Mol.
0 °C
1250 °C
Ener. Cin.
Qual’ è l’importanza di questa relazione ?
(1)
derivata da grafico precedente
Da (1) si può derivare:
(2)
In (2) NE corrisponde al numero di moli, tra N moli, che possiedono
a quella temperatura assoluta, energia cinetica uguale o superiore ad E
Questa legge elaborata da Maxwell secondo metodi statistici è stata
confermata valida anche per la meccanica quantistica da Boltzmann
2.0e-5
f(v)
La legge di Maxwell-Boltzmann ha avuto
una profonda influenza
nello sviluppo della Chimica moderna
per l’interpretazione di:
1.0e-5
1) Passaggi di stato
2) Equilibrio chimico
3) Cinetica chimica
1.0
2.0
V, Km/sec
Relazione tra Energia cinetica e Temperatura
Relazione non dimostrata
Questa relazione dà una immagine
fisica della temperatura,
definendo l’energia cinetica molare
una funzione lineare della
temperatura assoluta
Temperatura = Traslazione di molecole
Relazione tra Energia cinetica e Temperatura
Cioè ad ogni grado di
temperatura
corrisponde un
3/2 k di aumentata Energia
cinetica
L’energia cinetica di un gas è
funzione solo della temperatura assoluta
Questa è la legge osservata empiricamente
da Boyle nel 1660
Boyle: A T costante, se diminuisce
V
aumenteranno
nell’unità di tempo gli urti contro le pareti e
quindi la pressione misurata
Charles e Gay-Lussac: per
innalzamenti della temperatura
un gas aumenta la propria Em e quindi la
pressione aumenta
se P tende a mantenersi costante -ad es. un
palloncino- il gas
si espande occupando un maggior volume
5 °C
20°C
Film
50 °C
Dalton: i gas non si attraggono né si
respingono a livello delle loro particelle
elementari, quindi ciascuna di esse urta contro
le pareti del recipiente come se fosse sola
temperatura o
pressione
Gas
temperatura
Liquido
temperatura o
pressione
Lo stato gassoso è
comprimibile
Solido
temperatura
Lo stato liquido e lo stato solido
non sono comprimibili
I parametri che definiscono lo stato gassoso sono
•
• •
Pressione: forza esercitata sulla superficie
•
•
•
P = Forza/Area = Kg/cm2
•
•
•
• •
•
•
•mm Hg o torr
•
•
2
•
•
•
•Pascal (Pa): 1 newton/ 1 m
•
•• •
•atmosfera
•
•
•
•
1 atmdell’energia
= 760 mm Hgda
= 760
torr regione a
Calore: trasferimento
una
atm = a1,01325
x 105 Pa
temperatura superiore a1quella
temperatura
inferiore
La pressione di un gas trae origine dagli urti delle
1molecole
caloria (cal):
ad innalzare di 1°C la
controenergia
le paretinecessaria
di un recipiente
temperatura di 1 g di acqua
1 cal = 4,184 joule; 1 joule (J) = 0,24 cal
Volume: misura di una definita porzione di spazio
Temperatura: misura
abbandonare un corpo
della
tendenza
del
calore
ad
Le leggi che regolano il comportamento dei gas
stabiliscono una relazione tra i valori di
Pressione, Volume e Temperatura
Legge di Boyle (isoterma): comprimendo un gas a temperatura costante
la pressione aumenta
La
diminuzione
di volume
comporta
un aumento
degli urti e
quindi della
pressione
•
•
•
•
•
•
• •
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
P
(PV = k)T
V
•
•
•
• • •
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
La legge di Boyle (PV=k)T e la respirazione
INSPIRAZIONE
l’aria entra
nei polmoni
La gabbia toracica si
espande (aumento
di volume)
ESPIRAZIONE
l’aria esce
dai polmoni
La gabbia
toracica si
contrae
(diminuzione di
volume)
il diaframma si contrae e si abbassa
il diaframma si rilascia e si solleva
la pressione dell’aria nei polmoni
diminuisce
la pressione dell’aria nei polmoni
aumenta
Legge di Charles (isobara): a pressione costante volume e temperatura di
un gas sono direttamente proporzionali. (1787)
L’aumento della
temperatura, a
pressione
costante, induce
un aumento della
velocità media
delle molecole
del gas con
conseguente
aumento degli
urti
liquefazione
V
t,°C
-273°C = 0 K
V= cost x T
Legge di Gay-Lussac (isocora): a volume costante pressione e
temperatura di un gas sono direttamente proporzionali
L’aumento della
temperatura, a
volume costante,
induce un
aumento della
velocità media
delle molecole
del gas con
conseguente
aumento degli
urti: se il volume
rimane costante
la pressione
aumenta
P
T, K
-273° C = 0 K
Legge di Avogadro
Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di
temperatura e pressione contengono lo stesso numero di
molecole
Volumi e numero di moli nelle stesse condizioni di temperatura e
pressione sono direttamente proporzionali
(V / n = costante)T,P
Il volume occupato da 1 mole
di qualsiasi gas a 0°C e 1 atm
è = 22,4 litri
Alcuni gas reali:
Idrogeno= 22430 mL; Azoto= 22402 mL;
Ossigeno= 22390 mL; Anid. carbonica= 22260 mL
Metano= 22090; Ammoniaca= 22060 mL;
Legge di Dalton (legge delle pressioni parziali, 1801)
Una miscela di gas che non interagiscono tra loro (ideali) si
comporta come un gas puro
pA
pB
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
• La Pressione totale P è data
P= pA + pB dalla somma delle pressioni
parziali (p)
•
• La pressione parziale di un gas è
•
•
•
•
quella che eserciterebbe se si
•
•
•
•
trovasse da solo
•
•
• In una miscela gassosa ciascun
•
•
gas
esercita
una
pressione
proporzionale al n° di molecole di
quel gas
L’aria atmosferica è una miscela gassosa contenente
78% azoto (N2), 21% ossigeno (O2), 0,93% Argon (Ar),
0,03% anidride carbonica (CO2)
L’aria atmosferica è una miscela gassosa contenente
78% azoto (N2), 21% ossigeno (O2), 0,93% Argon (Ar),
0,03% anidride carbonica (CO2)
La pressione parziale di ossigeno (pO2) al livello del mare è:
1 atm = 760 mmHg; pO2 = 21% di 760
pO2 = 21/100 x 760
pO2 = 160 mmHg
Torneremo su questa relazione
EQUAZIONE DI STATO DEL GAS IDEALE
Riunisce in una unica espressione le tre variabili che
definiscono lo stato di una quantità di gas: pressione,
volume, temperatura e n (moli)
Legge delle pressioni parziali o di Dalton
PxV=nxRxT
n
Dividendo ciascuna singola eq di stato per la globale
La conversione di R nelle diverse unità di misura
R = 0.0824 L x Atm x K-1 x moli-1
R = energia x K-1 x moli-1
R = 1.987 cal x K-1 x moli-1
R = 8.314 joule x K-1 x moli-1
