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1 Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010

Valitutti, Tifi, Gentile

Esploriamo la chimica Seconda edizione di Chimica: molecole in movimento

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Capitolo 6 Le leggi dei gas

1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare

2. La pressione dei gas

3. La legge di Boyle

4. La legge di Charles

5. La legge di Gay-Lussac

6. Le reazioni tra i gas e il principio di

Avogadro

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Capitolo 6 Le leggi dei gas

7.  Quanto pesano un atomo e una

molecola?

8.  Il volume molare dei gas

9.  L’equazione di stato dei gas ideali

10. Le miscele gassose

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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.


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.


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.


1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare


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.



Nel modello del gas ideale le particelle

1.  l’energia cinetica media delle particelle è proporzionale

alla temperatura assoluta;

2.  non si attraggono reciprocamente;

3.  sono puntiformi e il loro volume è trascurabile;

4.  si muovono a grande velocità in tutte le direzioni con

un movimento disordinato.


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.



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.



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



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.



Il livello raggiunto dal mercurio fornisce la misura della pressione atmosferica esercitata sulla superficie del mercurio nella bacinella, espressa in millimetri di mercurio (mmHg).


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.


3. La legge di Boyle


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.



–273,15 °C è lo zero assoluto (0 K), ovvero la temperatura alla quale il volume dei gas si annulla.


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.


5. La legge di Gay-Lussac


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.


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.


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.


6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro


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.


7. Quanto pesano un atomo o una molecola?


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.


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.


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.


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.


9. L’equazione di stato dei gas ideali Dalla combinazione delle tre leggi si ottiene la legge generale dei gas (p V)/ T = k


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)


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.



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.



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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