5. I Gas
• La Natura Molecolare dei Gas
• La Pressione
• Le Leggi dei Gas
- la legge di Boyle
- la legge di Charles e Gay-Lussac
- il principio di Avogadro
- la legge dei gas ideali
• Le Miscele Gassose
• Il Modello Cinetico dei Gas
- la distribuzione di Maxwell delle velocità
• I Gas Reali
• Effetto Joule-Thomson
La Natura Molecolare dei Gas
Il gas è uno stato fluido della materia che riempie il recipiente occupato e
si lascia facilmente comprimere.
MODELLO
CINETICO
ACQUISTA LA
FORMA DEL
CONTENITORE
COMPRIMIBILE
MOVIMENTO
MOLTO VELOCE
0 °C
100 °C
1000 °C
V=6100 km/h
V=7130 km/h
V=13320 km/h
La Pressione
Def. La PRESSIONE, P, è la forza esercitata dal gas divisa per l’area di
superficie sulla quale la forza stessa si esercita.
Forza
Pressione 
Area
Il BAROMETRO misura la pressione esercitata
dall’atmosfera.
1 Pa = 1 kg∙m-1∙s-2
= 1 N m-2
SI
1 bar = 105 Pa
= 100 kPa
1 atm = 1.01325x105 Pa
= 101.325 kPa
1 atm = 760 torr
= 760 mm Hg
1 torr = 1 mm Hg
1 atm = 14.7 psi
La Pressione
La Legge di Boyle
Comprimendo una determinata quantità di gas a temperatura costante, la
pressione del gas aumenta.
Pressione, P
Pressione, P
ISOTERMA
Volume, V
1/Volume, 1/V
La PRESSIONE è INVERSAMENTE PROPORZIONALE al VOLUME
1
costante
P
ossia P 
V
V
LEGGE DI
PV  costante
BOYLE
La Legge di Boyle
La PRESSIONE è INVERSAMENTE PROPORZIONALE al VOLUME
1
costante
P
ossia P 
V
V
PV  costante
La Legge di Charles e Gay-Lussac
Volume, V
Volume, V
Per una determinata quantità di gas mantenuto a pressione costante, il
volume varia in modo lineare con la temperatura.
ISOBARA
Temperatura, T
-273 °C
0 °C
Temperatura, T
Il VOLUME è DIRETTAMENTE PROPORZIONALE alla TEMPERATURA
V T
ossia
V  costante  T
LEGGE DI CHARLES
e GAY-LUSSAC
La Legge di Cherles e Gay-Lussac
Pressione, P
Per una determinata quantità di gas mantenuto a volume costante, la
pressione varia in modo lineare con la temperatura.
Temperatura, T
La PRESSIONE è DIRETTAMENTE PROPORZIONALE alla TEMPERATURA
P T
ossia
P  costante  T
LEGGE DI CHARLES
e GAY-LUSSAC
Il Principio di Avogadro
Nelle medesime condizioni di pressione e temperatura un dato numero di
molecole occupa lo stesso volume, indipendentemente dalla sua identità
chimica.
1 mol, T = 0 °C, P = 1 atm
22.41
Gas ideale
Argo
22.09
22.26
Anidride carbonica
Azoto
22.40
Ossigeno
22.40
Idrogeno
22.43
Il VOLUME è DIRETTAMENTE PROPORZIONALE al NUMERO delle MOLI
V n
ossia
V  costante  n
Volume Molare Vm 
volume occupato
V

quantità di materia n
PRINCIPIO di
AVOGADRO
La Legge dei Gas Ideali
Legge di Boyle
PV = costante
Legge di Charles e
Gay-Lussac
Principio di
Avogadro
V = costante x T
V = costante x n
P = costante x T
Legge dei Gas Ideali
V 
PV = nRT
Legge di Boyle
n,T = costante
RT
n
P
Principio di Avogadro
T,P = costante
Legge di Charles
n,P = costante
PV = costante
nR
V 
T
P
V = costante x T
V = costante x n
Legge di Charles
n,V = costante
P
nR
T
V
P = costante x T
La Legge dei Gas Ideali
8.20578 x 10-2 L∙atm∙K-1∙mol-1
PV = nRT
8.31451 x 10-2 L∙bar∙K-1∙mol-1
8.31451 J∙K-1∙mol-1
PV
R  costante dei gas 
nT
Vm 
d
volume occupato
V

quantità di sostanza n
massa
volume
62.364 L∙torr∙K-1∙mol-1
T = 0 °C, P = 1 atm (STP)
Vm = 22.41 L∙mol-1
n x massa molare
d
n x volume molare
Legge di Boyle
V
1
P
La densità di un gas AUMENTA
all’AUMENTARE della PRESSIONE
massa molare
volume molare
Legge di Charles
V T
La densità di un gas
DIMINUISCE
all’AUMENTARE della
TEMPERATURA
La Stechiometria delle Reazioni
Massa Molare A
Volume Molare B
Stechiometria
Massa A
Moli di A
Moli di B
Volume B
Le Miscele Gassose
PV = nRT
John Dalton
LEGGE DELLE PRESSIONI PARZIALI: la pressione totale di una miscela
di gas è la somma delle pressioni parziali dei suoi componenti.
P  PA  PB       Pi
PRESSIONE PARZIALE: pressione che ciascun gas eserciterebbe se si
trovasse da solo nel recipiente.
La Legge di Dalton
Il Modello Cinetico dei Gas
1. Un gas è un insieme di particelle in continuo
movimento casuale.
2. Le particelle dei gas sono infinitamente piccole.
3. Queste particelle puntiformi si muovono in linea retta
fino a quando non subiscono un urto.
4. Le particelle non si influenzano a vicenda se non
durante l’urto.
Def. Si chiama CAMMINO LIBERO MEDIO la distanza che una particelle
1930
mediamente percorre tra un urto e un altro.
T = 25 °C
[m∙s-1]
Idrogeno
Acqua
515
Azoto
410
480
Ossigeno
640
Anidride
carbonica
temperatur a
v
massa molare
La Distribuzione di Maxwell delle Velocità
temperatur a
v
massa molare
modulo
v
verso
direzione
Def. Definiamo DISTRIBUZIONE DELLE VELOCITÀ MOLECOLARI la
frazione delle molecole di gas che si muovono con una data velocità a un
dato istante.
Numero di molecole
Numero di molecole
James Maxwell
Velocità
Velocità
I Gas Reali
PV = nRT
Le particelle dei gas sono infinitamente piccole.
Le particelle non si influenzano a vicenda se non durante l’urto.
I Gas Reali
Johannes van der Waals
pressione  volume molare  RT
(P + DP)
(Vm - DV)
P  ΔP   Vm  ΔV   RT
Equazione di van der Waals

a 
 P  2   Vm  b   RT
Vm 

a
Vm2
b
Le interazioni molecolari aumentano all’aumentare della densità.
covolume
Specie
gassosa
a
(atm∙L2∙mol-2)
b
(L∙mol-1)
He
0.034
0.024
H2
0.25
0.027
NO
1.34
0.028
Ar
1.35
0.032
N2
1.39
0.039
O2
1.36
0.032
CO
1.49
0.040
Effetto Joule-Thomson
I GAS REALI IN ESPANSIONE SI RAFFREDDANO
LIQUAFAZIONE DEL GAS