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