Teoria Cinetica Molecolare dei Gas Ideali

Teoria Cinetica Molecolare dei Gas Ideali
• Un gas è composto da molecole molto lontane tra di loro
in confronto alle loro dimensioni e possono essere
considerate puntiformi, quindi prive di volume.
• Le molecole di un gas sono in costante moto caotico,
durante il quale esse urtano tra di loro e contro le pareti
del recipiente.
• Le forze di interazione intermolecolare sono nulle e quindi
gli urti tra molecole e contro le pareti del recipiente sono
perfettamente elastici (energia cinetica costante e dipendente
solo dalla temperatura).
Pressione di un Gas
• Pressione = Forza / Superficie
• F=m·a
Pressione di un Gas
Pressione di un Gas
Equazione di Stato dei Gas Ideali
Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas:
Quattro parametri misurabili:
•
•
•
•
Pressione
Volume
Temperatura
Quantità di gas
Per tentare di ricavare una legge sperimentale che descriva
il comportamento del gas, si fissano due parametri e si osserva
se c’è una relazione fra i due parametri rimanenti.
Equazione di Stato dei Gas Ideali
Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas:
Legge di Avogadro:
ࡼ,ࢀ
࢔ = numero di moli
1 mole = 6,022 · 1023 atomi/molecole/oggetti
(602,200,000,000,000,000,000,000)
(seicentoduemila duecento miliardi di miliardi)
Si stima che l’universo osservabile
contenga «solo» 6 · 1022 stelle.
Equazione di Stato dei Gas Ideali
Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas:
Legge di Boyle:
࢔,ࢀ
Equazione di Stato dei Gas Ideali
Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas:
Legge di Boyle:
࢔,ࢀ
Equazione di Stato dei Gas Ideali
Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas:
Legge di Charles:
࢔,ࡼ
Equazione di Stato dei Gas Ideali
Leggi sperimentali che descrivono il comportamento dei gas:
Legge di Charles:
࢔,ࡼ
Equazione di Stato dei Gas Ideali
ࢂ ∝ ࢔ࡼ,ࢀ
ࢂ∝
૚
ࡼ࢔,ࢀ
࢔ࢀ
ࢂ∝
ࡼ
ࢂ ∝ ࢀ࢔,ࡼ
La Costante dei Gas
8,314472
0,08205784
8,2057458 × 10−5
8,314472
8,314472
8,314472
8314.472
62,3637
62,3637
83,14472
1,987
J K−1 mol−1
L atm K−1 mol−1
m3 atm K−1 mol−1
cm3 MPa K−1 mol−1
L kPa K−1 mol−1
m3 Pa K−1 mol−1
m3 Pa K−1 kmol−1
L mmHg K−1 mol−1
L Torr K−1 mol−1
L mbar K−1 mol−1
cal K−1 mol−1
Le Transizioni di Stato
Le Transizioni di Stato
I Diagrammi di Stato
Supercritical fluids
http://www.youtube.com/watch?v=QHcqyFm0i9M
I Diagrammi di Stato
Il Diagramma di Stato dell’Acqua
Il Diagramma di Stato dell’Anidride Carbonica (CO2)
Il Diagramma di Stato dello Zolfo
La Tensione di Vapore
Stati della Materia
https://phet.colorado.edu/en/simulation/states-of-matter
La Tensione Superficiale
Capillarità
L’azione capillare è l’innalzamento dei liquidi
nei tubi sottili che si verifica quando sussistono
attrazioni favorevoli tra le molecole di liquido
e la superficie interna del tubo.
Adesione: interazioni attrattive tra molecole
del liquido e superficie interna del capillare.
Coesione: interazioni attrattive tra molecole
del liquido.
Menisco concavo se ADESIONE > COESIONE
Menisco convesso se ADESIONE < COESIONE
Menisco piatto se ADESIONE = COESIONE
La Viscosità
La viscosità di un liquido è la resistenza che esso oppone
allo scorrimento, ed è tanto maggiore quanto maggiori sono
le forze di coesione tra le molecole del liquido stesso
(interazioni intermolecolari forti)
La Stechiometria
• La stechiometria studia i rapporti quantitativi
fra le masse delle sostanze coinvolte in una reazione
chimica.
• La stechiometria di reazione indica in che rapporti
due o più sostanze reagiscono tra di loro.
• Il calcolo stechiometrico permette di calcolare
le quantità di reagenti e prodotti coinvolti in
una reazione chimica.
Le Equazioni Chimiche
• Un processo chimico è rappresentato da
un’equazione chimica.
• Esempio: reazione del magnesio con l’ossigeno.
Mg + O2 → MgO
• Le sostanze a sinistra della freccia sono dette reagenti.
• Le sostanze a destra della freccia sono dette prodotti.
• Un’equazione chimica bilanciata ha lo stesso tipo e numero
di atomi fra i reagenti ed i prodotti.
2 Mg + O2 → 2 MgO
Le Equazioni Chimiche
Si usa indicare anche lo stato fisico di reagenti e prodotti:
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)
(s): solido
(l): liquido
(g): gassoso
(aq): soluzione acquosa
Le Equazioni Chimiche
Esempio di bilanciamento: combustione del butano.
La combustione è la reazione di un composto contenente C, H
(e/o O) in eccesso di O2 per produrre CO2 e H2O.
C4H10 + O2 → CO2 + H2O
C4H10 + O2 → 4 CO2 + 5 H2O
C4H10 +
૚૜
૛
O2 → 4 CO2 + 5 H2O
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
Le Equazioni Chimiche
• In una reazione di combinazione due o più sostanze formano
un composto singolo.
‫ۼ‬૛(܏) + ૜ ۶૛(܏) → ૛ ‫ۼ‬۶૜(܏)
• In una reazione di decomposizione, un composto singolo
forma due o più nuove sostanze.
૛ ۹۱‫۽ܔ‬૜(‫ → )ܛ‬૛ ۹۱‫ )ܛ(ܔ‬+ ૜ ‫۽‬૛(܏)
Relazioni di Massa nelle Reazioni Chimiche
Una equazione chimica fornisce informazioni quantitative
sulla reazione.
Pesando reagenti e prodotti, possiamo determinare le masse
relative dei loro atomi:
2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)
36 g
4g
Da qui possiamo ricavare che:
la massa di O è 16 volte la massa di H
32 g
La Scala di Massa Atomica
La scala delle masse atomiche era originariamente basata
sull’idrogeno:
1H
atomo = 1 uma (unità di massa atomica, g mol-1)
16O atomo ≈ 16 uma
12C atomo ≈ 12 uma
Ora, la scala è basata sul 12C:
12C
atomo = esattamente 12 uma
1H atomo = 1,0078252 uma
16O atomo = 15,9949149 uma
La Massa Atomica Media
La massa media di un atomo si calcola mediando sulle
abbondanze naturali dei suoi isotopi.
Esempio: Litio
6Li:
6,015 uma (7,42%)
7Li: 7,016 uma (92,58%)
Massa media =
= (6,015 uma x 0,0742) + (7,016 uma x 0,9258) =
= 6,941 uma
La Massa Atomica Media
La massa media di un atomo si calcola mediando sulle
abbondanze naturali dei suoi isotopi.
Esempio: Cloro
35Cl:
34,968854 uma (75,53%)
37Cl: 36,965896 uma (24,47%)
Massa media =
= (34,968854 uma x 0,7553) + (36,965896 uma x 0,2447) =
= 35,46 uma
La Composizione Percentuale di un Composto
Massa Percentuale degli elementi in H2O:
2 H = 2 x 1,0078 uma = 2,0156 uma
1 O = 15,9994 uma
1 H2O = 18,0150 uma
%(H) = ( 2,0156 uma / 18,0150 uma ) x 100 = 11,19%
%(O) = ( 15,9994 uma / 18,0150 uma ) x 100 = 88,81%
La Mole: l’Unità di Misura della Quantità di Sostanza
Un atomo di 12C pesa 1,9933 x 10-23 g
In 12 g di 12C ci sono 6,02 x 1023 atomi
(6,02 x 1023) x (1,9933 x 10-23 g) = 12 g
Una mole è costituita da 6,02 x 1023 specie chimiche.
Questo numero si chiama Numero di Avogadro (NA).
Il numero di Avogadro è stato scelto cosicché 12 grammi
esatti di 12C corrispondono a 1 mole di 12C.
La Massa Molare
• La massa molare di una sostanza è la massa di una mole
espressa in grammi.
• La massa molare è, in numero, uguale al peso formula in uma.
Massa media di 1 atomo di C = 12,011 uma
Massa di 1 mole di C = 12,011 g
Massa di 1 molecola di H2O = 18.015 uma
Massa di 1 mole di H2O = 18,015 g
Massa di 1 MgO = 40,304 uma
Massa di 1 mole di MgO = 40,304 g
Moli e Reazioni Chimiche
Invece di contare le molecole in una reazione, contiamo
le moli di molecole.
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
1 mole di N2 reagisce con 3 moli di H2 per dare 2 moli di NH3
O in altre parole…
per ogni mole di N2 reagiscono 3 moli di H2
per dare 2 moli di NH3.