Chimica Generale
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GLI STATI FISICI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
Oltre a poter essere classificata in base alla sua composizione chimica, la
materia può anche essere classificata in base allo stato fisico con cui
essa si presenta.
I tre stati fisici possibili sono:
- solido
- liquido
- aeriforme o gassoso
Ad es. tutti abbiamo avuto esperienza nella vita comune del fatto che l’acqua
possa esistere nei tre stati fisici, senza mai cambiare la sua natura di
composto chimico (ad es. posso bere l’acqua liquida che si forma per fusione
del ghiaccio o quella che si forma per condensazione del vapore)
acqua solida
(ghiaccio)
acqua
liquido
vapore
acqueo
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GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
da un punto di vista microscopico e macroscopico
Stato gassoso(o aeriforme)
Le particelle che lo compongono sono distanti fra di loro e
sono in perenne movimento. Da un punto di vista
macroscopico, i gas non hanno né forma né volume
proprio.
Stato liquido
Le particelle che lo compongono sono a stretto contatto
ma non occupano posizioni reciproche fisse. Da un punto
di vista macroscopico, i liquidi hanno un volume proprio,
ma non hanno una forma propria (assumono quella del
recipiente in cui si trovano).
Stato solido
Le particelle che lo compongono sono a stretto contatto
ed occupano posizioni reciproche fisse. Da un punto di
vista macroscopico, i solidi hanno volume e forma propri.
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iniziamo da …
I GAS
Le sostanze allo stato gassoso sono quelle che forse sfuggono di più alla
nostra percezione nella vita quotidiana, eppure ne facciamo un uso molto
esteso: ad esempio il gas metano è utilizzato nelle caldaie/cucine di molte
abitazioni; l’aria è una miscela di gas, essenzialmente azoto (circa 80%) e
ossigeno (circa 20%); il cloro viene usato come disinfettante.
Sebbene il comportamento chimico di ciascun gas dipenda dalla sua
natura chimica, tutti i gas hanno un comportamento fisico comune
I GAS visti ‘da vicino’: le particelle che costituiscono la materia allo
stato gassoso possiedono una energia cinetica che prevale sulle forze di
reciproca attrazione. I gas non hanno perciò né forma né volume
proprio. Le particelle tengono a occupare tutto lo spazio disponibile
(per esempio quello di un recipiente chiuso) urtandosi continuamente
fra di loro e contro le pareti del recipiente che le contiene.
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Una miscela gassosa molto
importante: l’aria
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Variabili di stato: sono le grandezze che definiscono lo stato fisico e
sono il volume (V), la temperatura (T) e la pressione (P)
VOLUME: spazio occupato da una porzione di materia. Nel caso di liquidi e solidi è
pari circa alla somma dei volumi occupati dai singoli atomi/molecole
 unità di misura: m3=1000 dm3(l)=1000000 cm3 ml
TEMPERATURA: una definizione rigorosa della temperatura è piuttosto
complessa; in questo contesto diciamo che è una ‘misura del livello del calore’ di
una certa porzione di materia; a livello microscopico la temperatura è associata
all’energia cinetica (energia associata al moto) degli atomi e delle molecole
 unità di misura: gradi assoluti e gradi centigradi
T (gradi Kelvin) = t (gradi centigradi) + 273
PRESSIONE: per definizione, la pressione è la forza che agisce per unità di
superficie; a livello microscopico diciamo che la pressione è il risultato degli urti
delle particelle con le pareti.
 unità di misura: pascal, bar (mbar), atmosfere
1 atm = 1,013 bar = 101300 Pa
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Equazione di stato:
V=f (T, P, n)
L’equazione di stato esprime la relazione reciproca che esiste
fra volume, temperatura, pressione (P) e numero di moli (n)
– per i solidi e i liquidi è estremamente complessa e dipende
dalla natura dei composti in questione
– per i gas ha una espressione matematica semplice ed è
unica per tutte le specie gassose
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Perché?
Nei solidi e nei liquidi le particelle (atomi, molecole, ioni) sono a
contatto fra di loro ed esercitano delle interazioni reciproche che
sono specifiche del particolare tipo di composto.
Nei gas la distanza fra le particelle è mediamente molto più grande
delle loro dimensioni:
- il volume occupato dalle particelle è trascurabile rispetto a quello
del contenitore
- le interazioni reciproche sono trascurabili e le particelle si
comportano indipendentemente l’una dall’altra
Per specificare la condizione di un gas è sufficiente conoscere le
variabili di stato che lo definiscono
V, P, T i cui valori non sono dipendenti
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Nel caso dei gas assume particolare importanza la funzione di stato pressione
pressione = forza esercitata su una superficie unitaria
barometro
- la pressione atmosferica è la forza
esercitata dalla colonna d’aria sovrastante
una certa superficie
- una colonna di mercurio alta 760 mm esercita
una spinta idrostatica sulla superficie di mercurio
della vaschetta pari a quella esercitata dalla
pressione atmosferica
1 Pascal = 1 N / m2
1 atm = 1,013×105 Pa
pressione
atmosferica
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Come si misura la pressione? Lo strumento che si usa è il Manometro
La pressione dei gas viene misurata tramite una serie di strumenti. Il più comune
di questi è il manometro. Esso è costituito da un tubo di vetro a forma di U
riempito di mercurio. La parte chiusa del manomentro è stata svuotata da ogni gas
affinché non vi sia del gas che possa esercitare una pressione. Dall’altra parte il
manometro è collegato al
recipiente contenente il gas di
cui si vuole misurare la
pressione. La differenza del
livello di mercurio dà
direttamente una indicazione
della differenza di pressione.
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Leggi empiriche dei gas
Legge di Boyle
P=2 atm
PV= cost (T costante)
P=4 atm
P (atm)
1/V (litri-1)
V=2 litri
V=1 litro
Legge di Charles
Pt=P0C(1+ct)
c=1/273
P
(atm)
P0C
t (C)
Legge di Gay-Lussac
Vt=V0C(1+ct)
c=1/273
V
(litri)
V0C
t (C)
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Le leggi empiriche dei gas
Legge di Boyle:
a temperatura costante il
prodotto della pressione
per il volume, P x V, è costante
NB: questo significa che pressione
e volume sono inversamente
proporzionali (cioè se aumento la
pressione diminuisce il volume, se
diminuisco la pressione aumenta il
volume)
1
V
P
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Le leggi empiriche dei gas
Legge di Charles:
a pressione costante
il volume è direttamente
proporzionale alla temperatura
espressa in gradi Kelvin
NB: questo significa che volume e
temperatura (espressa in gradi
Kelvin) sono direttamente
proporzionali (cioè se aumento la
temperatura aumenta il volume, se
diminuisco la temperatura
diminuisce il volume)
V T
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Le leggi empiriche dei gas
NB: questo significa che pressione e
temperatura (espressa in gradi
Kelvin) sono direttamente
proporzionali (cioè se aumento la
temperatura aumenta la pressione,
se diminuisco la temperatura
diminuisce la pressione)
P T
P1/P2=T1/T2
pressione
Legge di Gay-Lussac:
a volume costante la
pressione è direttamente
proporzionale alla temperatura
espressa in gradi Kelvin
P2
P1
T1
T2
temperatura (kelvin)
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Le leggi empiriche dei gas
Legge di Avogadro:
a temperatura e pressione costanti, il volume è direttamente
proporzionale al numero di moli di gas
NB: questo significa che il volume dipende anche dalla
quantità di gas che sto considerando
V n
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EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI
Mettendo insieme le leggi empiriche si ha
PV/T = cost.
dove cost. = n R
n è il numero di moli che costituiscono il
campione gassoso e R è la costante
universale dei gas
PV = nRT
Tale equazione è seguita da tutti i gas in condizioni di bassa densità
e alta temperatura.
La costante universale dei gas, pur essendo una costante, può
assumere diversi valori numerici a seconda delle unità di misura usate:
R=0,0822 l atm mol-1 K-1=8,314 J mol-1 K-1
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VOLUME MOLARE DEI GAS
Il volume occupato da una mole di gas nelle condizioni ‘normali’
definite come P=1 atm e T=273 kelvin è una costante che ricorre
spesso e si chiama volume molare c.n.
Volume c.n.
0,0822x273
 1mole
 22,4litri
1
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TEORIA CINETICA DEI GAS
Si tratta di un modello proposto su scala microscopica per
rendere conto delle proprietà osservate macroscopicamente:
i) le molecole dei gas sono in continuo movimento caotico e sono dotate di una
certa velocità ed energia cinetica;
ii) le particelle sono trattate come masse puntiformi (non occupano cioè un
volume proprio significativo);
iii) le molecole non subiscono forze di interazione reciproca
con questo semplice modello microscopico è possibile spiegare il
Comportamento dei gas osservato su scala macroscopica. In
particolare alcune funzioni di stato macroscopiche sono relazionate
alle proprietà microscopiche delle molecole
TEMPERATURA  energia cinetica delle molecole (velocità)
PRESSIONE  frequenza degli urti delle melecole gassose
sulle pareti del recipiente
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MISCELE DI GAS: legge di Dalton
In una miscela di due gas ideali A e B la pressione esercitata da ciascun
gas è uguale a quella che eserciterebbe se fosse presente da solo nel
recipiente:
=
+
Se indico con PA e PB le pressioni esercitate da A e B quando sono da soli
nello stesso recipiente ho che
Ptotale = PA + PB
PA e PB sono dette pressioni parziali . Nota bene che
e quindi
RT
PA  n A
V
RT
PB  nB
V
PTot
RT
 (nA  nB )
V
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RT
PA
nA
e similmente
V


 xA
PTot (n  n ) RT n A  nB
A
B
V
XA e XB sono dette frazioni molari e sono
PB
nB
date dal rapporto fra le moli del singolo

 xB
PTot n A  nB
gas componente la miscela e le moli totali
nA
di gas nella miscela
Inoltre valgono le relazioni
PA  x APTot
PB  xBPTot
x A  xB  1
La percentuale in volume di un gas in una miscela è data dalla frazione molare
di quel gas moltiplicata per 100 (conseguenza diretta del fatto che il volume
è direttamente proporzionale alle moli)
N.B.
0≤x≤1
0 ≤ % in volume ≤ 100
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VOLUMI NELLE REAZIONI FRA GAS
Abbiamo visto come ci sia una relazione diretta fra il volume di un gas e il
numero di moli (a parità di pressione e temperatura).
V n
Questo è vero per tutti i gas. Se considero una reazione chimica fra gas,
anziché parlare di moli posso parlare direttamente di volumi perché c’è una
relazione diretta fra volumi e moli. Una prima osservazione in questo senso fu
fatta da Gay Lussac: due volumi di idrogeno reagiscono con un volume di
ossigeno per dare due volumi di vapore acqueo
vapore acqueo
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vapore acqueo
Amedeo Avogadro intuì la giusta spiegazione proprio assumendo che
volumi uguali di gas contenessero un numero uguale di moli di gas
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Il rapporto fra i coefficienti stechiometrici nell’equazione chimica bilanciata
possono allora rappresentare, non solo le moli che si combinano, ma
anche i volumi di gas che si combinano
H2(g) +
Cl2(g) = 2 HCl(g)
1 mole
1 mole
2 moli
1 volume
1 volume
2 volumi
N2(g) +
3 H2(g) = 2 NH3(g)
1 mole
3 moli
2 moli
1 volume
3 volumi
2 volumi
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C3H8(g) +
5 O2(g) = 3 CO2(g) + 4 H2O(g)
1 mole
5 moli
3 moli
4 moli
1 volume
5 volumi
3 volumi
4 volumi
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Applicazioni numeriche
L’equazione di stato dei gas può essere usata per determinare n, P, V e T noti i valori
degli altri parametri.
1) Determinare la pressione esercitata da due moli di O2 che si trovano in un
recipiente di volume pari a 20 litri e alla temperatura di 200°C.
Applico l’equazione di stato dei gas (NB converti la temperatura in gradi Kelvin)
P = nRT/V = 2 x 0,0822 x (273+200) / 20 = 3,88 atm
2) Determinare il numero di moli di elio contenute in un recipiente di 5 litri alla
pressione di 0,5 atmosfere e alla temperatura di 20°C
n = (PV) / (RT) = (0,5x5) / [0,0822 x (20+273)] = 0,10 moli
3) Due recipienti identici (uguali V, T e P) contengono il primo 0,8 grammi di elio
(MA=4,00 uma) e il secondo 3,2 grammi di un gas incognito X. Di quale gas si tratta?
Poiché i recipienti sono identici e sono nelle stesse condizioni, contengono lo stesso
numero di moli di gas. Allora il secondo recipiente contiene
nX=nHe=massa di elio/MA(He)=0,8/4=0,2 moli e quindi MM(X)=3,2/0,2=16  CH4