I passaggi di
stato
Atomi e molecole
La parte più piccola della materia è l’atomo che si misura in nanometri.
L’indagine scientifica sulla struttura della materia iniziò verso la fine del
XVIII secolo con la nascita della chimica,basata sulla legge di
conservazione della massa postulata da Lavoisier:”nulla si crea, nulla si
distrugge,tutto si trasforma”.Il primo a parlare di atomi fu il filosofo greco
Democrito che lo considerò come una particella indivisibile da άτομοϛ.
All’inizio del XIX secolo il chimico inglese John Dalton diede rilevanza
scientifica alla teoria atomica di Democrito: le sostanze cambiano la loro
struttura a seconda delle diverse combinazioni di atomi e così potevano
essere spiegati moltissimi esperimenti che oggi chiamiamo reazioni
chimiche. Le diverse combinazioni di atomi danno origine a molecole. Le
particelle posseggono energia cinetica e per questo hanno un moto
incessante chiamato agitazione termica. Mentre l’agitazione termica tende
a farle allontanare,le forze attrattive (coesione)le legano tra loro per
formare i corpi materiali. In base all’intensità delle interazioni e alla
disposizione delle particelle nello spazio abbiamo diverse caratteristiche
macroscopiche che ne definiscono il cosiddetto stato di aggregazione.
Gli stati di aggregazione della materia
Parliamo di stato di aggregazione per indicare
il modo di presentarsi della materia,
caratterizzato da determinate caratteristiche
fisiche i tre stati della materia sono:
• Solido:hanno un volume e una forma definiti
• Liquidi:hanno un volume definito ma una
forma variabile
• Aeriformi: non hanno ne una forma ne volume
definiti
Solidi
Nei solidi sono molte intense le interazioni di tipo attrattivo fra atomi o molecole,
ciascuna particella può spostarsi di poco e quindi assumere una posizione di
equilibrio stabile. I soldi hanno una struttura cristallina, con determinate
proprietà di simmetria. Tuttavia,possono essere considerate solide anche
molte sostanze amorfe, cioè nelle quali le particelle non hanno una
distribuzione ordinata nello spazio, senza una particolare simmetria.
Liquidi
Nei liquidi le interazioni molecolari sono meno intense e consentono un
movimento più libero per cui le molecole non occupano posizioni fisse ma
rimangono vicine fra loro. Quindi i liquidi non hanno una forma definita
Aeriformi
Negli aeriformi le interazioni sono talmente deboli che le particelle possono
muoversi con grande liberta, tendendo ad occupare tutto il volume a loro
disposizione .In base alla temperatura un aeriforme si distingue in vapore o
gas.
I passaggi di stato
•
•
•
•
•
•
I passaggi di stato dipendono dalla pressione e dalla temperatura. La
materia passa da uno stato ad un altro, effettuando una transizione, cioè un
netto cambiamento di alcune proprietà della materia. Nei passaggi di stato
è coinvolta energia. I passaggi di stato sono:
Fusione (il passaggio da solido a liquido)
Solidificazione (il passaggio da liquido a solido)
Vaporizzazione (il passaggio da liquido ad aeriforme)
Condensazione o liquefazione ( il passaggio da aeriforme a liquido)
Sublimazione (il passaggio da solido a aeriforme)
Brinamento (il passaggio da aeriforme a solido)
La fusione
Il passaggio dallo stato solido allo stato liquido è detto fusione e,fissata la
pressione,si svolge sempre alla stessa temperatura di fusione che resta
costante durante tutto il processo.
Preleviamo un blocco di ghiaccio da un congelatore alla temperatura di 18° e
immergiamolo in una vasca piena d’acqua a 20°C.
A pressione costante si misura la temperatura istante per istante.
Lentamente il blocco di ghiaccio si riscalda ,raggiungendo la temperatura di
equilibrio , e si fonde.
Durante il processo non c’è variazione di temperatura ,ma il sistema continua
a ricevere energia dall’ambiente che viene utilizzata per indebolire la
coesione tra le molecole e trasformare il solido in liquido. Tale energia è
chiamata calore latente di fusione ,cioè un calore nascosto nella materia
che nonne provoca riscaldamento .
Il calore latente di fusione λf di una sostanza è equivalente alla quantità di
energia necessaria a fondere completamente un kg di tale sostanza .
L’unità di misura del calore latente di fusione è il joule su kilogrammo
(J/Kg).
Quindi l’energia necessaria per fondere una massa m di tale sostanza è
uguale a : ∆E=λfm
La solidificazione
Il processo inverso a quello descritto è chiamato solidificazione, per
solidificare la materia bisogna sottrarle energia fino alla temperatura di
solidificazione uguale alla temperatura di fusione e continuare a
sottrarre energia a temperatura costante, fino a che la sostanza tutta la
sostanza non si è solidificata. Il passaggio dallo stato liquido allo stato
solido è detto solidificazione e, fissata la pressione, si svolge sempre alla
stessa temperatura di solidificazione, che resta costante durante tutto il
processo. Durante questo fenomeno la sostanza perde energia cedendola
all’ambiente: la configurazione in cui le molecole sono, costrette dalla
reciproche interazioni a mantenersi intorno a posizioni fisse,
corrisponde dunque a una situazione a cui è associata un’energia
interna minore. La differenza è proprio uguale in quantità all’energia
necessaria a indebolire la coesione, per cui:
λs=-λf
Quindi:
∆Es=-λfm massa
calore latente di fusione
energia scambiata
Vaporizzazione
A pressione costante esiste un valore della temperatura
per il quale la coesione tra le particelle microscopiche è
soggetta a un brusco cambiamento. Tuttavia, una sostanza
coesiste negli stati liquido e di vapore anche al di sotto di
tale valore. Le particelle dei liquidi hanno una certa
libertà di movimento e può capitare che nel loro perpetuo
agitarsi, entrino in collisione. Gli urti sono responsabili di
trasferimenti di energia. Se una certa particella di liquido
si trova vicino ad un aeriforme con un’energia cinetica
sufficientemente elevata, può vincere la coesione ed
effettuare la transizione anche se le altre sono più lente, la
vaporizzazione è detta evaporazione: il passaggio dallo
stato liquido allo stato aeriforme che avviene a qualsiasi
temperatura, non necessariamente costante.
L’evaporazione e il vapore saturo
Immaginiamo un liquido in un contenitore sigillato. Durante l’evaporazione
alcune molecole cominciano a muoversi nello spazio libero. All’inizio
pochissime di queste sono soggette a urti e perdita d’energia così il liquido
evapora rapidamente. A un certo punto l’evaporazione rallenta perché lo
spazio comincia a riempirsi di molecole che si urtano più frequentemente,
per cui molte di esse ritornano allo stato liquido. Questa situazione è il
cosiddetto equilibrio dinamico nel quale il numero di particelle che compie
un passaggio è uguale al numero di particelle che compie il passaggio
opposto nello stesso ∆t. Sembra che l’evaporazione si sia arrestata:il
volume del liquido e la pressione del vapore sono costanti. In tale
situazione il vapore è saturo,cioè non è più in grado di ricevere molecole
senza restituirne in ugual misura al liquido. La pressione è detta pressione
di vapore saturo.
La pressione di vapore saturo a una data temperatura,è la pressione che si
misura in un aeriforme che si trova in equilibrio dinamico con il liquido.
Ebollizione
Consideriamo un liquido in un contenitore aperto a
contatto con l’aria. Quando la temperatura è tale che
tutte le particelle hanno energia sufficiente a superare la
coesione si verifica l’ebollizione, cioè il passaggio
dallo stato liquido allo stato aeriforme a temperatura
fissata e costante. Nel processo è coinvolto tutto il
volume del liquido. Quindi:
l’ebollizione è il passaggio dallo stato liquido allo stato
aeriforme che si svolge alla temperatura di ebollizione
in cui la pressione di vapore saturo uguaglia la
pressione esterna. Quando la pressione esterna cambia,
la temperatura di ebollizione cambia in modo molto
evidente.
Condensazione
Per condensare un vapore ci sono due modi:
1.
Si può comprimere a temperatura costante:
La pressione che aumenta non può superare il valore della pressione del vapore saturo,
quindi parte del vapore diventa liquido in modo che ciò non accada.
2. Si può raffreddare a pressione costante:
La pressione del vapore saturo deve diminuire, quindi parte del vapore diventa liquido.
Gas e vapori
Non tutte le sostanze gassose condensano all’aumentare della pressione. Per ogni
sostanza esiste una temperatura critica, al di sopra della quale è impossibile
farla condensare per mezzo di una compressione. L’esistenza della temperatura
critica permette di distinguere un gas da un vapore.
•
Un vapore è una sostanza aeriforme che si trova al di sotto della sua
temperatura critica e, quindi, può condensare se sottoposta ad una
compressione.
•
Un gas è una sostanza aeriforme che si trova al di sopra della sua temperatura
critica e, quindi, non può condensare se sottoposta a una compressione.
Il calore latente di vaporizzazione
Anche i passaggi tra stato liquido e stato aeriforme coinvolgono quantità di
energia: durante la vaporizzazione essa è sottratta all’ambiente e assorbita
dalla sostanza, durante la condensazione è rilasciata nell’ambiente a spese
della sostanza. Lo stato liquido ha un’energia inferiore a quella dello stato
aeriforme e la loro differenza è proprio uguale all’energia coinvolta nel
cambiamento di stato.
Il calore latente di vaporizzazione λv di una sostanza è equivalente alla
quantità di energia necessaria a far passare dallo stato liquido allo stato
aeriforme 1Kg di tale sostanza,a temperatura costante.
Durante la vaporizzazione un corpo di massa m assorbe dall’ambiente una
quantità di energia pari a
∆E= λvm
Durante la condensazione un corpo di massa rilascia nell’ambiente una
quantità d’energia pari a:
∆Ec= - λvm
Sublimazione e brinamento
In particolari condizioni di pressione e temperatura una
sostanza può passare direttamente dallo stato solido a
quello aeriforme e viceversa. Le sostanze che hanno una
tendenza più spiccata a sublimare, hanno un odore forte.
La sublimazione avviene a qualsiasi temperatura, perché
può accadere che una particella vicino alla superficie del
solido abbia energia sufficiente per passare allo stato
aeriforme. Solo per alcune sostanze la sublimazione è
tanto rilevante da ridurre in modo evidente il volume, il
processo inverso è detto di brinamento, ossia quando un
aeriforme passa direttamente allo stato solido. Quando la
pressione è inferiore a un certo valore la sublimazione e il
brinamento avvengono a temperatura fissata e costante.
La dipendenza dalla pressione
Nei passaggi di stato fin ora considerati, abbiamo immaginato di
mantenere costante la pressione e di far variare la temperatura. Abbiamo
osservato che la pressione di vapore saturo non può superare la pressione
esterna . Immaginando di mantenere costante la temperatura è possibile
far passare una sostanza da uno stato all’altro aumentando o diminuendo
la pressione. Nell’esperienza di tutti i giorni non è semplice rendersene
conto perché viviamo in un’atmosfera a pressione costante. Per osservare
il comportamento della materia in altre condizioni dobbiamo costruire un
diagramma di fase che può essere detto diagramma di stato in quanto vi
sono rappresentati gli stati solido, liquido e aeriforme di una sostanza al
variare della pressione e della temperatura assoluta. Ogni punto del
diagramma rappresenta una coppia di valori, quello della pressione e
quello della temperatura. I valori nei punti che costituiscono le linee rosse
sono quelli per i quali i due stati adiacenti coesistono all’equilibrio: si
parla dunque di linee dei passaggi di stato. Tali linee si incontrano a loro
volta in un punto nel quale coesistono tutti e tre gli stati della materia: il
punto triplo. Il punto critico è invece quello che delimita l’esistenza dello
stato liquido: per temperature superiori alla temperatura critica, la
sostanza è un gas,per temperature inferiori è un vapore.
Passaggi di stato a pressione costante
Quando facciamo variare la temperatura a pressione costante, ci muoviamo sul
diagramma lungo una retta orizzontale che può intersecare le linee dei passaggi
di stato. Per esempio, nel diagramma di stato dell’acqua la pressione atmosferica
è rappresentata da una retta orizzontale che interseca le linee di diagramma in
corrispondenza dei valori di temperatura di fusione e di ebollizione. Se cambia il
valore della pressione, la retta scorre lungo la verticale intersecando le linee dei
passaggi di stato in punti diversi.
Passaggi di stato a temperatura costante
Se facciamo aumentare o diminuire la pressione a temperatura costante, sul
diagramma ci muoviamo lungo rette parallele all’asse p. Supponiamo che la
temperatura sia inferiore a quella del punto triplo, per cui il passaggio avviene
tra vapore e solido. Aumentando la pressione a un certo punto il vapore inizia a
brinare. La pressione resta costante fino a che tutto il vapore non è diventato
solido. Se la temperatura è superiore a quella del punto triplo, il passaggio
avviene tra aeriforme e liquido. Fino a quando il vapore non diventa
completamente liquido , la pressione resta costante. In generale quindi durante un
passaggio di stato la pressione e la temperatura restano costanti.
Un’anomalia dell’acqua
Il diagramma di stato dell’acqua rivela un’anomalia
del comportamento dell’acqua:la pendenza della
linea del passaggio tra stato solido e liquido ha la
pendenza invertita rispetto alle altre. A differenza
delle altre sostanze, il ghiaccio può essere liquefatto
comprimendolo. Se amplifichiamo la pendenza della
linea solido-liquido, vediamo che, fissando una
temperatura inferiore a 0°C, un aumento della
pressione causa a un certo punto il passaggio allo
stato liquido. La trasformazione è quella individuata
dalla retta c nel diagramma.