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CORSO DI CHIMICA
Lezione del 19 Marzo 2014
C.I. Chimica/Tecnologia dei
Materiali
La Materia che ci Circonda
Stati di Aggregazione della Materia
Le sostanze pure o le loro miscele si presentano,
a seconda delle condizioni di pressione e
temperatura, in tre stati fisici:

SOLIDO

LIQUIDO

GASSOSO
Stati di Aggregazione della Materia

Qualunque sostanza, se non subisce una
trasformazione chimica, passa in presenza di
variazioni di pressione e/o temperatura da uno
stato fisico di aggregazione ad un altro in
maniera reversibile.

I tre stati di aggregazione derivano, in prima
approssimazione, dalla competizione tra l’
energia cinetica delle particelle che costituiscono
la sostanza e l’energia di interazione tra le
particelle stesse.
Stato Solido
Nello stato solido, l’energia di interazione
prevale sull’energia cinetica.
Le interazioni tra le particelle sono così intense
da vincolare le particelle stesse tra di loro. Se si
prova a spostarne una, le altre la seguono e
quindi si provoca uno spostamento fisico di
tutto il solido.
Stato Solido
• Come conseguenza di queste interazioni, i
solidi hanno una forma ed un volume proprio.
• Il volume dipende dalla temperatura e dalla
pressione.
• Al variare di pressione e temperatura si
osservano piccole variazioni del volume di un
solido.
Stato Liquido
Nello stato liquido l’energia di interazione è
comparabile con l’energia cinetica delle
particelle.
Le interazioni tra le particelle sono capaci di
vincolare parzialmente le particelle tra di loro.
L’energia cinetica delle particelle è capace
comunque di provocarne un movimento
continuo
Come conseguenza di queste interazioni, i liquidi
non hanno una forma propria ed assumono
quella del recipiente che li contiene. Hanno
altresì un volume proprio.
Le distanze tra le particelle sono comparabili a
quelle osservate nella fase solida.
Al variare della pressione si osservano piccole
variazioni del volume. Al variare della
temperatura le dimensioni si modificano in
maniera più marcata rispetto allo stato solido.
Lo stato gassoso
Allo stato gassoso, la materia non ha né un proprio
volume né una propria forma.
Questo comportamento dipende dal fatto che l’energia
cinetica supera l’energia di interazione tra le
molecole. L’energia di interazione è tanto più debole
al punto da rendere il comportamento dei gas quasi
indipendente dalla diversità chimica dei gas stessi
Legge di Boyle
La pressione di un gas ed il suo volume
sono inversamente proporzionali
A temperatura costante:
P x V = cost.
La costante non dipende dal tipo di gas
Legge di Gay-Lussac
V = V0(1 + αt)
P = P0(1 + αt)
dove α = 1 / 273.15
Equazione di Stato dei Gas Perfetti
PxV=nxRxT
=
0,0820578 L atm mol-1 K-1 .
R
=
8,31451 J mol-1 K-1
Le particelle di un gas perfetto hanno una massa
ma non un volume
Le particelle si muovono con un moto uniforme e
casuale
Le interazioni tra le particelle e tra queste e le
pareti del recipiente sono nulle
Gli urti all’interno del gas sono urti
perfettamente elastici
Gas Perfetti vs. Gas Reali
Le particelle si muovono con un moto uniforme e
casuale
Si tratta di un’assunzione assolutamente
realistica: la tendenza dei gas ad occupare
tutto il volume a disposizione in maniera
omogenea ne è una evidente dimostrazione.
La Pressione
Nel loro movimento casuale, le particelle urtano le
pareti del recipiente. La risultante di questi urti è
l’applicazione di una forza su di una superficie:
F/S=P
Gas Perfetti vs. Gas Reali
Le interazioni tra le particelle e tra queste e le
pareti del recipiente sono nulle
Gli urti delle particelle con le pareti del
recipiente sono avvertiti macroscopicamente
come la pressione che il gas esercita sulle
pareti del contenitore
Le interazioni tra le particelle sono piccole ma
non nulle come dimostra, ad esempio, la
transizione alla fase liquida di tutti i gas.
Interazioni tra le particelle
Poiché le interazioni esistono, la pressione di un
gas reale a parità di condizioni è più bassa di
quella di un gas ideale in quanto le particelle
hanno una minore libertà di movimento:
nell’unità di tempo si ha un minor numero di
urti contro le pareti per unità di superficie
Per una mole: Pi = Pr + a/V2, in quanto le
interazioni si fanno sentire maggiormente a
piccoli volumi in quanto le particelle hanno
mediamente a disposizione minore spazio.
Il volume delle particelle gassose
Se P x V = n x R x T, per T = 0, l’unica
soluzione ad una qualsiasi pressione è data da
V = 0.
Un gas dovrebbe “sparire” allo zero assoluto!!
Il volume ideale deve essere corretto per
considerare il volume delle molecole reali
Se b e’ il volume proprio di una mole di
molecole, Vi = Vr – b da cui:
P x (V – nb) = n x R x T
Equazione di stato dei gas reali
o
Equazione di van der Waals
(P + n2a/V2) x (V - nb) = n x R x T
Costanti di van der Waals
a (L2 x atm mol-1)
b (L mol-1)
H2
0,2476
0,02661
N2
1,408
0,03913
O2
1,378
0,03183
CO2
3,640
0,04267
H2O
5,5360
0,03049
Gas Perfetti e Gas Reali
Per un gas perfetto:
PxV/nxR xT=1= Z
Z = Fattore di comprimibilità
Fattore di Comprimibilità
Deviazioni di Comportamento
Dall’equazione di van der Waals si può notare
come all’aumentare di V, i termini correttivi
perdano di importanza.
Poiché in genere il volume di un gas aumenta
per bassi valori di P ed alti valori di T, in
queste condizioni il comportamento reale si
avvicina a quello ideale.
La Densità dei Gas
Se PV = nRT si ricava che
P = (n / V) RT
e poiché n = Pg / P.M.
dove Pg è il peso in grammi di una
sostanza e P.M. il peso in grammi di una
mole della medesima, si ottiene che:
P = (Pg / V) x (RT / P.M.)
La Densità dei Gas
Per definizione
Pg / V = d
dove d è la densità, per cui:
d = P x P.M. / R x T
La densità di un gas è direttamente
proporzionale al suo peso molecolare
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