Gli stati della Materia
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Solidi, Liquidi, aeriformi
Gas e leggi dei gas
Teoria cinetica dei gas
Passaggi di stato
Modello tre stati
Solidi, Liquidi, aeriformi
• Gas:
– particelle libere
• Liquidi:
– particelle in
movimento
• Solidi:
– particelle vincolate
che oscillano
• Il calore è associato al movimento
delle particelle
• Esso si trasferisce dal più caldo al
più freddo
Forze intermolecolari
• Le molecole sono tenute insieme al loro interno da legami
covalenti, direzionali che determinano la forma della
molecola (200 kJ/mol)
• Le molecole sono attratte da forze inter-molecolari che
determinano l’aggregazione in liquidi e solidi
• Queste forze hanno energie molto più basse dei legami
covalenti (<50 kJ/mol)
--------------------------------------------------------• Forze intra-molecolari (legami covalenti):
– Forti, direzionali e di corto intervallo
• Forze inter-molecolari:
– Più deboli, meno direzionali, di intervallo più lungo
Dipolo-dipolo
Per Solidi
(molecole allo
stato stazionario)
/6
Per Liquidi e Gas
(molecole in
rotazione)
Dipolo indotto
• In una miscela di due
liquidi, uno polare e l’altro
non-polare, quello polare
può indurre un dipolo
nell’altro
• La forza dipende dalla
polarizzabilità della
molecola, quelle più grandi
sono più polari
Argon
Atom
Argon
Atom
Le forze di London - Van der Walls
• Forze di dispersione o di F. London. agiscono tra tutti
i tipi di molecole, e sono responsabili dell’attrazione
anche tra quelle non-polari
• Responsabili della condensazione allo stato liquido
dei gas nobili, di O2 ed N2.
• Dovute al continuo cambiamento di posizione degli
elettroni in una molecola. La molecola si trasforma in
un dipolo temporaneo: dipoli istantanei si
attraggono.
• Aumentano all'aumentare del peso molecolare
• Molecole piccole e apolari con pochi elettroni
producono deboli forze (Es: H2, condensa a -25°C).
• Hanno intensità maggiore nel caso di molecole
cilindriche rispetto a molecole sferiche
(importantissime negli IDROCARBURI).
a: polarizzabilità
Il legame idrogeno
• E’ un legame costituito da un atomo
di idrogeno che si pone a ponte tra
due atomi fortemente elettronegativi
(N, O o F)
• LEGAME DI NATURA
FORTEMENTE POLARE
L’acqua terrestre è presente in tutti gli stati
Insieme all’acqua liquida, sul nostro pianeta possono convivere anche gli
altri stati fisici, quello solido e quello di vapore, grazie a proprietà
chimico-fisiche uniche e specifiche della molecola d’acqua.
H
H
O
Interazioni ponte-H
Ghiaccio
(stato solido)
Vapore acqueo
(stato gassoso)
Acqua liquida
I passaggi di stato sono continui e in
equilibrio dinamico.
Solido
Liquido
Vapore
La quantità di ENERGIA proveniente dal SOLE
Genera i passaggi di stato dell’acqua e le sue note manifestazioni naturali:
►provoca l’evaporazione (da liquido a vapore);
►induce la solidificazione con la formazione del ghiaccio e della neve;
►la fusione da solido a liquido o la sublimazione da solido a gassoso;
►determina il passaggio di condensazione da vapore a liquido (rugiada)
e quello da vapore a ghiaccio (brina)
Produce nei vegetali il fenomeno della traspirazione e dell’assorbimento
radicale di acqua.
Solido covalente
Nel reticolo cristallino
di un solido covalente
i nodi reticolari sono
occupati da atomi.
Nel cristallo di
diamante i nodi
reticolari sono
occupati da atomi di
carbonio legati
covalentemente con
atomi di carbonio che
occupano nodi vicinali
Solido ionico
Nel reticolo cristallino
di un solido ionico i
nodi reticolari sono
occupati da ioni
positivi e ioni
negativi.
Nel cristallo di NaCl i
nodi reticolari sono
occupati da ioni Na+ e
da ioni ClCl-
Na+
Solidi metallici
In un solido metallico, i nodi reticolari sono occupati da
ioni positivi dell’elemento metallico.
Gli elettroni abitano un “orbitale molecolare” che ha la
forma e le dimensioni del cristallo
Mg
solido metallico
Gli ioni metallici dei nodi
reticolari possono dare
origine a solidi
geometrici regolari e
specifici.
Gli elettroni di valenza,
però, sviluppano una
nube che occupa l’intero
volume del cristallo
Ghiaccio
L’acqua allo stato solido è un esempio di
solido molecolare. In ogni nodo reticolare c’è una molecola
di acqua legata con legami idrogeno alle molecole che
abitano nodi vicini
Stato gassoso
• un gas è un insieme di molecole
separate le une dalle altre e in
movimento casuale, caotico
(«gas», = caos)
• Comprimibile, particolarmente
sensibile ai cambiamenti di
temperatura
4 variabili:
Pressione (P)
Temperatura (T)
Volume (V)
moli (n)
Pressione
pressione P la forza esercitata per unità di superficie: P= forza / superficie
La pressione esercitata da un gas è il risultato complessivo delle collisioni delle
molecole del gas sulla superficie dell'oggetto
Misura della pressione
760 mm di mercurio (760 mm Hg) è il valore della pressione atmosferica. Il mm
Hg è l'unità di misura della pressione «Torr».
In chimica si usa anche l'atmosfera (atm):
1 atm = 760 Torr
altre unità di misura, tra cui il pascal (Pa), l'unità SI.
1 Pa = 1 N / m2
1 bar = 100 kPa
1 atm = 101,325 kPa
1 atm = 760 Torr
Le scale termometriche
Celsius
T.ebollizione
Kelvin
Farenheit
100°C
373.16 K
212 F
0°C
273.16 K
32 F
T.fusione
zero assoluto
-273.16°C
0K
-459.7 °F
La legge di Avogadro.
il volume di un campione di gas a una data
temperatura e pressione è proporzionale al
numero n delle moli di molecole presenti
nel campione, indipendente dalla natura
chimica :
V n
oppure V=costante * n
1 mole di sostanza a 1 atm e 0°C (STP)
occupa 22,41 L
La legge dei gas ideali
Unendo le leggi di Boyle, Charles e Avogadro si ha un'unica
legge, approssimativamente valida per tutti i gas
PV= nRT ___
PV = P
___
iVi
nT niTi
la costante R, costante dei gas, ha il medesimo valore per ogni
gas (cioè è «universale»).
Alla temperatura di 0°C (273,15 K) e alla pressione di 1,00
atm, 1,00 mol di un gas occupano il volume di 22,41 L,
R = 0.08206
L . atm/(K . mol)
R = 62.37
L . Torr/(K . mol)
R = 8.314
L . Pascal/(K . mol)
Equazione di stato
La legge dei gas ideali è un esempio di
«equazione di stato»:
essa pone in relazione pressione, volume,
temperatura e quantità di una sostanza.
Consente di calcolare il valore di uno dei
quattro parametri conoscendone gli altri tre.
PV = nRT
P = (nRT)/V
ecc.
Legge di Boyle
a temperatura costante il prodotto P x V è costante
pressione: P
volume:
V
2P
V/2
4P
V/4
Legge di Boyle
a temperatura costante il prodotto P x V è costante
PV=nRT
n=costante
VxV0=PxP0 T=costante
(sistema termostatato)
Legge di Charles
a temperatura costante il rapporto V / T è costante
PV=nRT
n=costante
V/V0=T/T0 P=costante
(attrito dello stantuffo ridotto a zero!)
Legge di Gay-Lussac
a temperatura costante il rapporto P / T è costante
PV=nRT
P/P0=T/T0
n=costante
V=costante
(stantuffo vincolato!)
Densità di un gas.
massa del campione = numero di moli (n) x massa
molecolare (M) = n *M
densità d = massa / volume = n * M / V
Poiché
n /V = P / RT
ne segue che:
d = P * M / RT
La densità è proporzionale alla massa molecolare
Volume molare
PV=nRT
V=nRT/P
Volume molare= volume occupato da una mole di una
sostanza gassosa alle condizioni standard (temperatura
di 0°C e di 1 Atm)
V=1*0,082*273,16/1= 22,41 L
A parità di temperatura, pressione e quantità
di sostanza, ogni composto allo stato gassoso
occupa lo stesso volume
1 mol di Ar = 22,4 L Ar
1 mol di N2 = 22,4 L N2
Vm di gas, liquidi e solidi
• Il volume molare dei gas (circa 22,4 L a STP) è molto
maggiore di quello dei liquidi e dei solidi. Per esempio, il
volume molare dell'acqua liquida è 18 mL/mol. La
differenza e’ di circa 1000 volte.
• Per esempio la nitroglicerina (C3H5N3O9) si decompone
in numerose molecole secondo la reazione:
4C3H5N3O9  6N2(g)+O2(g)+ 12CO2(g)+ 10H2O(g)
• 4 mol di nitroglicerina, (circa 500 mL), producono 29 mol
di molecole allo stato gassoso, per un volume totale, a STP,
di circa 600 L. L’aumento di volume e’ di circa 1200 volte.
Miscele di gas
•
la pressione parziale di un gas in una miscela è la
pressione che esso eserciterebbe nelle stesse condizioni se
occupasse da solo il medesimo contenitore.
• legge di Dalton, o delle pressioni parziali: la pressione
totale di una miscela di gas è data dalla somma delle
pressioni parziali dei singoli componenti gassosi di questa.
• La pressione parziale, Pa di un gas A dipende dal numero
di moli di tale gas, nA, presenti, dalla temperatura e dal
volume totale occupato dalla miscela;
Pa = na R T
V
• frazione molare: il numero di moli di una sostanza
espresso come frazione rispetto al numero totale di moli di
tutte le sostanze che si trovano nella miscela stessa.
Frazione molare
Un concetto utile non solo per i gas
esempio
nA
xA 
 i ni

x 1
i i
nA
xA 
nA  nB  nC
nB
xB 
nA  nB  nC
nC
xC 
nA  nB  nC
Miscele di gas.
Pressione parziale
Ptot   Pi
i
N2, O2, CO2, H2O
P= PN2+ PO2 + PCO2 + PH2O
Equazione di stato in miscele di gas
Ptot  PA  PB  ntot RT / V
PA  nA RT / V
Ptot  ntot RT / V
PA
 xA
Ptot
Esercizi sui gas
• Calcolare la densità della CO2 a 25 °C ed 1 atmosfera.
• Quanto pesa 1 m3 di aria a 1 atmosfera e 20 °C? Si
considera l’aria costituita dal 21 % di O2 e dal 79 % di N2.
La teoria cinetica dei gas
La base della teoria cinetica (dal greco kinesis =movimento)
dei gas si fonda su tre semplici assunzioni:
– Un gas consiste di molecole in movimento continuo e casuale.
– Le molecole sono particelle puntiformi infinitamente piccole che si
spostano secondo traiettorie rettilinee interrotte da collisioni.
– Le molecole di un gas non interagiscono le une con le altre eccetto
che nel momento della collisione.
Essa dice che la pressione e il volume di un gas sono tra loro
in relazione attraverso l'equazione: 1/3 nMv2=nRT
dove n è il numero di moli di molecole presenti nel gas,
M è la massa molecolare delle molecole e
v è la velocità quadratica media delle molecole
La velocità delle particelle dipende SOLO dalla temperatura
Allo zero assoluto (T= 0 K), tutte le molecole sono ferme
Ecco perché lo zero assoluto corrisponde ad uno stato della
materia che NON puo’ essere raggiunto
I gas reali
I composti in fase gassosa NON sono gas ideali.
Esistono sempre tra le molecole delle forze intermolecolari
Il modello cinetico ci fa capire quando un gas può
avvicinarsi alle condizioni di idealità
Aumentando la T
Diminuendo la Pressione
Aumentando il volume
Diminuendo la T, oppure aumentando la Pressione, il
sistema si allontana dalla idealità, fino a che il composto
non cambia di stato ed il gas diventa un liquido
Equazione di stato modificata
PV=nRT
equazione di stato del gas perfetto
(P + a n2/V2)(V-nb) = nRT equazione di van der Waals per i gas reali
Se aumentano le forze
di attrazione diminuisce
la pressione totale
a e’ diverso da gas a gas
Il volume a disposizione
delle particelle si ottiene
sottraendo al volume del
recipiente quello occupato
dalle molecole
b e’ una costante tipica di
ogni gas
Velocità delle molecole
• Le molecole allo stato gassoso si spostano
con velocità simili a quella del suono.
• Il suono si trasmette in una sostanza grazie
allo spostamento delle molecole di questa.
• La velocità del suono nell'aria è pari a circa
300 m/s (circa 1080 km/h), la velocità
media delle molecole presenti nell'aria ha
un valore simile.
La distribuzione delle velocità
molecolari secondo Maxwell
• Una singola molecola va incontro a
miliardi di cambiamenti della velocità
ogni secondo.
• la percentuale di molecole che in un
dato istante si muovono a ognuna delle
possibili velocità è nota come
distribuzione delle velocità molecolari
di quel gas.
• La formula generale di questa
distribuzione fu proposta da Maxwell.
Diffusione
• La penetrazione di una sostanza nella fase massiva di un'altra è
detta diffusione. Due gas diffondono uno nell'altro perché le
loro molecole si muovono caoticamente. La velocità di
diffusione di un gas dipende dalla velocità delle molecole
• A temperatura costante la velocità media delle molecole di un
gas è proporzionale alla radice quadrata del peso molecolare di
queste.
• Legge di Graham: la velocità di diffusione di un gas è
inversamente proporzionale alla radice quadrata del peso
molecolare delle molecole.
Pressione di vapore
Alla pompa
da vuoto
P=0
Pv
vapore
liquido
Pressione di vapore : la pressione del vapore in equilibrio con il liquido
E
T1
Il numero delle molecole che abitano la
superficie e che hanno energia cinetica
uguale ad E o maggiore di E è una funzione
esponenziale di T
NE = N •
T2
n°
-E/RT
e
T3
liquido
ENERGIA CINETICA
NE = N • e-E/RT
PV = k • N • e-E/RT
Pv
Pv
T
NE = N • e-E/RT
PV = k • N • e-E/RT
Temperatura di ebollizione
Pv
1 atm
P esterna
Pv
T
In un sistema chiuso, la pressione
di vapore è funzione esponenziale
della temperatura assoluta
In un sistema aperto, quando
Pv = Pesterna si ha ebollizione del
liquido
Pv
P esterna
Pv
Cambiamenti di stato
sublimazione
fusione
ebollizione
V
S
L
solidificazione
condensazione
brinamento
H2O
P=1 atm
fusione
T
E
M
P
E
R
A
T
U
R
A
ebollizione
L
V
100°C
S
L
0°C
Calore ceduto al sistema
Passaggi di stato
• Le sostanze passano da
solido liquido  gas
all’aumentare della temperatura.
• Le transizioni variano con la pressione
• Possono essere rappresentate da un grafico
pressione vs temperatura (diagramma di stato)
Temperatura di fusione dell'acqua
a pressioni diverse
Pressione esterna
P (atm)
1
290
580
870
1160
1450
T (°C)
0.0
-2.0
-4.8
-7.6
-10.4
-13.0
P
R
E
S
S
I
O
N
E
Temperatura di fusione dell'acqua
a pressioni diverse
1atm
Pressione esterna
5 mmHg
0°C
0.01°C
TEMPERATURA
P (atm)
1
290
580
870
1160
1450
T (°C)
0.0
-2.0
-4.8
-7.6
-10.4
-13.0
La pressione di vapore dell’acqua liquida è
funzione della temperatura
P
T (°C)
10
30
50
70
90
100
200
P (atm)
0.0121
0.0419
0.122
0.308
0.692
1.00
15.34
La temperatura di ebollizione dipende dalla pressione esterna
1 atm
S
V
L
P
5 mmHg
0 °C
0.01 °C
100°C
T
Pressione di vapore del ghiaccio
a temperature diverse
P
T (°C)
-60
-40
-25
-15
-5
0.01
P (atm)
1.05 x 10-5
1.28 x 10-4
6.26 x 10-4
1.63 x 10-3
3.95 x 10-3
6.03 x 10-3
A
a
B
b
P=1atm
L
S
a’
b’
P<1atm
P
V
4.58 mmHg
O
c
P<4,58 mmHg
C
0.01°C
0°C
T
100°C
Diagramma di stato di H2O E CO2
La liquefazione dei gas
• A temperature al di sotto del punto di ebollizione il gas si
condensa, passando allo stato liquido. In queste condizioni
le molecole si muovono troppo lentamente per poter
sfuggire alle forze attrattive intermolecolari e il campione
si condensa in molecole trattenute dalle forze attrattive.
• In un gas l'aumento della distanza media tra le particelle
causa una diminuzione della velocità media di queste. In
altre parole, quando un gas si espande esso si raffredda.
Questo comportamento è noto come effetto JouleThomson.
Conclusioni
• L’aumento della temperatura fa aumentare il
moto delle particelle
• Diminuisce le forze di legame tra le
particelle
• Induce la transizione da
– Solido (forti legami) 
– Liquido (Legami transienti) 
– Gas (nessun legame)