GLI STATI DI

AGGREGAZIONE DELLA

MATERIA

Lo stato gassoso

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Classificazione della materia

MATERIA

Composizione

Struttura

Proprietà

Trasformazioni

3 STATI DI AGGREGAZIONE

SOLIDO (volume e forma propri)

LIQUIDO (volume definito e forma indefinita)

GASSOSO (volume e forma indefiniti)

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Stato gassoso

CaratteristicheNon hanno forma e volume proprio. Hanno struttura disordinata.

Sono comprimibili, hanno densità molto più basse dei liquidi e dei

solidi.

Forze intermolecolari

Le forze intermolecolari sono molto deboli ed inferiori a quelle

cinetiche che tendono a disperdere le molecole.

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I liquidi hanno un volume proprio ma non hanno una forma

propria. Sono praticamente incomprimibili. Hanno struttura

disordinata.

Le forze intermolecolari sono sufficienti a tenere vicine le

molecole ma non a mantenere l’ordine nella struttura.

Stato liquido

Caratteristiche

Forze intermolecolari

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I solidi hanno un volume e una forma propria. Sono

incomprimibili. Hanno struttura ordinata.

Le forze intermolecolari sono sufficienti a tenere vicine le

molecole e a mantenere l’ordine nella struttura.

Stato solido

Caratteristiche

Forze intermolecolari

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Stato solido Stato liquido Stato gassoso

brinamento

sublimazione

fusione evaporazione

solidificazione condensazione

endotermici

esotermici

Passaggi di stato

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Unità di misura di pressione

• SI : Pascal (Pa) 1 N m-2 ( 1kg m-1 s-2)

• 1 bar = 105 Pa

• 1 atm = 101325 Pa

• 1 atm = 760 torr (mmHg)

• 1 atm = 14.7 psi

PRESSIONE:

forza per unità di area

A

FP =

I gas sono tra i sistemi chimici più semplici: presentano lo stesso

comportamento indipendentemente dalla loro natura se la pressione

è sufficientemente bassa.

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Equazione di stato per gas ideali

Se la pressione del gas è sufficientemente bassa, i gas mostrano un

comportamento uniforme, indipendente dalla loro natura. C’è quindi

la possibilità di usare un “modello” che rappresenta il comportamento

al quale tendono tutti i gas al tendere a 0 della pressione.

Tale modello considera che il gas sia costituito da molecole con un

volume complessivo trascurabile rispetto a quelle del recipiente in cui

sono contenute ed inoltre che non esista alcuna interazione tra di

esse.

Equazione di stato: equazione che esprime la relazione tra le

seguenti variabili termodinamiche: f (P, V, T) = 0

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I gas ideali

Al tendere a 0 della pressione,

per tutti i gas il prodotto PVm,

tende ad uno stesso valore che

dipende solo da T.

funzione di T ma indipendente

dalla natura del gas.

Inoltre, al tendere a 0 della

pressione, il rapporto PVm/T

tende ad un valore che è lo stesso

per tutti i gas indipendentemente

da T.

)(lim0

=→

mP

PV

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Rcost lim0

==→ T

PVm

P

RTPVm =

R: COSTANTE UNIVERSALE DEI GASR = 0.08206 atm l mol-1 K-1

= 8.3143 J mol-1 K-1

= 1.9872 cal mol-1 K-1

per n moli di gas:

nRTPV = Equazione di stato

per i gas ideali

P→→→→ atmV →→→→ ln →→→→ molT →→→→ K T(K)=T(°C) + 273.15R →→→→ 0.08206 atm l mol-1 K-1

⇒⇒⇒⇒

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Legge di Boyle: data una certa quantitàdi gas (n costante) a temperatura costante

costantePV =

1a legge di Gay-Lussac(Charles): a pressione costante, per una data quantità di gas (n costante)

T cost ⋅=V

2a legge di Gay-Lussac(Charles): a volume costante, per una data quantità di gas (n costante)

T cost ⋅=P

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“Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di T e P contengono lo stesso numero di molecole”, quindi a temperatura e pressione costante, il volume occupato da un gas è direttamente proporzionale alla sua quantità (in moli).Definiamo il volume molare Vm (l·mol-1), il volume occupato da 1 mole di gas in determinate condizioni di T e P.

V ∝∝∝∝ n (a T e P cost)

Vm (l·mol-1) = cost (a T e P cost)

Legge di Avogadro

Definendo come condizioni normali (STP - “Standard Temperature and

Pressure”):

T = O °C = 273,15 K

P = 1 atm

Il volume occupato da una mole di qualsiasi gas in condizioni

normali diventa:

Vm = 22,414 l/mol

Azoto →→→→ 22,40 l Ossigeno →→→→ 22,40 l Idrogeno →→→→ 22,43 l

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Le miscele di gas

1 0.5 ?

1 mol Ar,

T = 273 K,

0.5 mol He,

T = 273 K,1 mol Ar + 0.5 mol He,

T = 273 K,

La pressione parziale (Pi) di un gas componente di una miscela è la

pressione che il gas eserciterebbe se occupasse da solo l’intero

volume occupato dalla miscela alla stessa T.

L’equazione di stato dei gas perfetti è valida oltre che per i gas puri anche per i

gas in miscela poiché:

• i gas si miscelano in modo omogeneo

• ogni gas presente in una miscela si comporta come se fosse l’unico gas

presente (se non intervengono reazioni chimiche).

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Le miscele di gas idealiLegge di Dalton o dell’additività delle pressioni: la pressione totale esercitata da una miscela di gas ideali è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti

......

IBA

A

tot

AA

nnn

n

n

nX

++==

V

V

V

RT

nPRT

nPRT

nP IIBBAA ===

V)....(.....

RTnnnnPPPPP ICBAICBAtot +++=+++=

V

RTnP tottot =

Si possono esprimere le pressioni parziali in funzione della frazione molare del gas:

VRTn P

VRTn P tottotAA ==

tot

A

tot

A

n

n

P

P= tot

tot

A

AP

n

nP =

PA = XA·Ptot

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GAS REALI

In realtà le molecole non sono masse puntiformi ma possiedono un

volume proprio; inoltre esistono delle interazioni tra le molecole.

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Equazioni di stato per i gas reali

Esistono equazioni approssimate che mantengono la semplicità formale

dell’eq. di stato per i gas ideali. Tra queste:

Eq. di Van der Waalls

Presupposti teorici:

�Le interazioni intermolecolari determinano una riduzione dell’efficacia

degli urti con le pareti.

�Le molecole non possono essere considerate puntiformi, ma hanno una

dimensione finita.

I gas REALI seguono l’EQUAZIONE DI STATO

solo a BASSA P e ALTA T

Per descrivere più accuratamente il comportamento dei gas reali

bisogna correggere l’equazione di stato dei gas ideali.

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Equazioni di Van der Waalls

Possiamo ancora esprimere l’eq. di stato (per 1 mole) come:

(pressione • volume molare = RT)

sostituendo a Pidealmente esercitata (Pmisurara + ∆∆∆∆P)

a Videalmente disponibile (Vmisurato- ∆∆∆∆V)

(P +∆∆∆∆P) (Vm - ∆∆∆∆V) = RT∆∆∆∆P = a / Vm

2 (a : costante diversa da gas a gas)

∆∆∆∆V = b (b : covolume)

(P + a / Vm2 ) (Vm - b) = RT

per n moli

• Le molecole di gas hanno una dimensione finita: allo spazio libero in cui le molecole

possono muoversi va sottratto un termine che tiene conto dell’ingombro delle molecole.

• La pressione esercitata da un gas reale sulle pareti di un recipiente è minore, di una

quantità ∆∆∆∆P, di quella che eserciterebbe un gas ideale alla stessa T e per uno stesso V, a

causa delle attrazioni intermolecolari.

(P + a / V2 ) (V - b) = nRT

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Gas Liquido

1) ⇓⇓⇓⇓ T

Se si abbassa la temperatura diminuisce l’energia cinetica delle

molecole fino a che non prevalgono le forze di attrazioni intermolecolare e si ha la trasformazione del gas nel liquido.

2) ⇑⇑⇑⇑ P

A temperatura costante, se si aumenta la pressione le molecole

interagiscono sempre più favorendo la liquefazione.

Tuttavia per ogni gas esiste una temperatura, detta temperatura critica

(TC), al di sopra della quale il gas non può essere trasformato in liquido

neppure sottoponendolo a pressioni elevatissime.

Al di sotto della temperatura critica il GAS si chiama VAPORE.

V

PP2

V2 V3

P3

V3

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Diagramma di Andrews

La liquefazione dei gas e la temperatura critica

T = cost

Punto critico

A

BC

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ES 1. Calcolare il volume occupato da 9.00 g di vapor d’acqua a 150°C e

a 2.0 atm di pressione. [8.7 l]

ES 2. Un serbatoio del volume di 300 l viene riempito di metano. Alla

temperatura di 20°C, la pressione esercitata dal gas è pari a 4 atm. Se

durante la giornata, la temperatura del serbatoio aumenta di 12°C, quale

sarà la pressione esercitata dal gas? [4.16 atm]