Sandro barbone luigi altavilla la chimica facile
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Sandro Barbone Luigi Altavilla La chimica facile. Dalle leggi dei gas alla mole. I gas Il modello cinetico-molecolare I gas ideali I fattori fisici di un gas I gas reali La legge di Boyle o legge isoterma La legge di Gay-Lussac o legge isocora La legge di Charles o legge isobara

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Presentation Transcript


Sandro barbone luigi altavilla la chimica facile

Sandro Barbone Luigi Altavilla

La chimica facile


Dalle leggi dei gas alla mole

Dalle leggi dei gas alla mole

  • I gas

  • Il modello cinetico-molecolare

  • I gas ideali

  • I fattori fisici di un gas

  • I gas reali

  • La legge di Boyle o legge isoterma

  • La legge di Gay-Lussac o legge isocora

  • La legge di Charles o legge isobara

  • Lo zero assoluto

  • L’equazione di stato dei gas ideali

  • La legge di Avogadro

  • La massa atomica relativa

  • La massa molecolare

  • La mole

  • La massa molare.


I gas

I gas

Tutti i gas presentano caratteristiche (proprietà) simili:

• non hanno né forma né volume propri

• sono comprimibili

• se riscaldati si dilatano

• se posti in un contenitore rigido, l’aumento della temperatura

provoca un aumento della loro pressione.


Il modello cinetico molecolare

Il modello cinetico molecolare

Il modello cinetico molecolare studia il

comportamento dei gasideali o perfetti

elaborato dagli scienziati ed in grado di spiegare,

a livello di singole particelle, il comportamento di

tutti i gas.


I gas ideali

I gas ideali

Un gas si considera ideale se le sue particelle

presentano le seguenti caratteristiche:

  • sono puntiformi (abbiano volume trascurabile);

  • non si attraggono tra di loro;

  • si muovono in un recipiente chiuso in modo caotico;

  • si urtano tra loro ed urtano le parete del recipiente in maniera perfettamente elastica.


I fattori fisici di un gas

I Fattori fisici di un gas

Lo stato fisico di un gas è influenzato da tre

grandezze variabili :

1. il volume occupato V, misurato in metri cubi (m3);

2. la temperatura assoluta T, misurata in kelvin (K);

3. la pressione p, misurata in pascal (Pa) o nel suo multiplo bar (105 Pa).


I gas reali

I gas reali

Un gas reale si avvicina al comportamento ideale se è

molto rarefatto e si trova ad una temperatura elevata,

molto al di sopra della sua temperatura di liquefazione.


Le leggi dei gas

Le leggi dei gas

Il modello dei gas ideali o perfetti permette di

descrivere il comportamento dei gas, attraverso

lo studio delle tre leggi dei gas :

  • La legge di Boyle(isoterma= temperatura

  • costante)

  • la legge di Charles (isobara= pressione costante)

  • la legge di Gay-Lussac(isocora= volume costante)


La legge di boyle

La legge di Boyle

A temperatura costante (trasformazione isoterma),

il volume di una data quantità di gas è

inversamente proporzionale alla sua pressione.

p ∙ V = costante


La legge di boyle1

La legge di Boyle

Riportando su di un grafico la relazione tra la

pressione il volume di un gas,otteniamo un ramo

di iperbole equilatera (curva isoterma).


La legge di gay lussac

La legge di Gay-Lussac

A volume costante (trasformazione isocora) la

pressione di una data quantità di un gas è

direttamente proporzionale alla temperatura

assoluta.


La legge di gay lussac1

La legge di Gay-Lussac

Riportando in grafico la relazione tra pressione e

temperatura, a volume costante (trasformazione isocora), si ottiene una retta.


La legge di charles

La legge di Charles

A pressione costante (trasformazione isobara), il

volume di una data quantità di gas è direttamente

proporzionale alla sua temperatura.


La legge di charles1

La legge di Charles

Riportando su un diagramma la relazione tra il volume e la temperatura, a pressione costante (trasformazione isobara), si ottiene una retta.


Lo zero assoluto

Lo zero assoluto

Dal grafico volume-temperatura si evince

che a –273,15 °C, ovvero allo zero

assoluto(0°K), il volume dei gas si

annulla.


La legge dei gas ideali

La legge dei gas ideali

Per una data massa di gas, il prodotto della

pressione per il volume è direttamente

proporzionale alla temperatura assoluta del gas.

p ∙ V = K ∙ T

Il comportamento dei gas non dipende dal tipo di gas

ma solo dal numero di particelle che lo costituiscono.


L ipotesi di avogadro

L’ipotesi di Avogadro

Avogadro intuì, sulla base di alcuni esperimenti,

che gli elementi allo stato gassoso non sono

costituiti da singoli atomi ma da molecole

biatomiche.


La legge di avogadro

La legge di Avogadro

Nel 1811 il chimico torinese A. Avogadro formulò la

legge o principio di Avogadro che afferma che:

Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse

condizioni di temperatura e pressione, contengono

un numero uguale di molecole (non di atomi).


La legge di avogadro1

La legge di Avogadro

Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione:

Volumi uguali di gas diversi, contengono un numero uguale di molecole.


La massa atomica relativa

La massa atomica relativa

Volumi uguali di gas diversi contengono (in uguali

condizioni di pressione e temperatura) lo stesso

numero di molecole, ma hanno una massa diversa:la

massa di una molecola di ossigeno è uguale a 16

volte la massa di una molecola di idrogeno


La massa atomica relativa1

La massa atomica relativa

Se la massa di una molecola di ossigeno è uguale a

16 volte la massa di una molecola di idrogeno:

anche la massa dell’atomo di ossigeno è 16 volte la massa dell’atomo di idrogeno.


La massa atomica relativa2

La massa atomica relativa

L’atomo di idrogeno venne allora preso come

campione di riferimento (a cui venne assegnato

il valore 1) per la misura delle masse delle

molecole delle sostanze gassose o di sostanze

facilmente trasformabili in gas.


La massa atomica relativa3

La massa atomica relativa

La misura della massa si basa ancora sul

confronto con la massa di un’unità campione,

che oggi non è più l’idrogeno, ma un isotopo del

carbonio, il carbonio-12 (12C).

La massa dell’atomo di carbonio-12 (12C) è

uguale a 12 u.


La massa atomica relativa4

La massa atomica relativa

L’unità di massa atomica (u) è la dodicesima

parte (1/12) della massa dell’isotopo più

diffuso del carbonio, il carbonio-12 (12C).

L’unità di massa atomica è anche conosciuta

come dalton.


La massa atomica relativa5

La massa atomica relativa

La massa degli atomi calcolata in rapporto

all’unità di massa atomica u (= 1/12 della massa

dell’isotopo 12C) viene chiamata massa atomica

relativa o (meno propriamente, ma

frequentemente) peso atomico.


La massa atomica relativa6

La massa atomica relativa

Sulla tavola periodica degli elementi è riportato

il peso atomico di tutti gli elementi: il valore riportato rappresenta la media

ponderata dei pesi atomici dei diversi isotopi dell’elemento.


La massa molecolare

La massa molecolare

La massa molecolare (relativa) o peso

molecolare è data dalla somma delle masse

atomiche degli atomi che costituiscono la

molecola.


La massa molecolare1

La massa molecolare

Il cloruro di sodio (NaCl), costituito da ioni sodio

Na+ e ioni cloruro Cl– , in rapporto 1:1, ha un

peso molecolare o peso formula uguale a:


La massa molare

La massa molare

Nella pratica di laboratorio e nell’industria chimica

si pesano quantità di sostanza misurabili con una

bilancia, le moli.

La mole è una quantità di sostanza di un sistema che

contiene un numero di particelle (atomi, molecole o

ioni) pari al numero di atomi presente in 12 g di

carbonio-12.


La massa molare1

La massa molare

La massa molare

La mole è una quantità di sostanza di un sistema

che contiene un numero di particelle (atomi,

molecole o ioni) pari al numero di atomi

presente in 12 g di carbonio-12.

Il numero di particelle, chiamato numero di

Avogadro (N), è elevatissimo ed è stato calcolato

sperimentalmente:

N = 6,022 · 1023 particelle/mol


La massa molare2

La massa molare

Una mole di atomi di carbonio 12C pesa 12g


La massa molare3

La massa molare

Una mole di carbonio-12 pesa 12 g (un atomo di

carbonio-12 pesa 12 u, unità di massa atomica)

e una mole di atomi di idrogeno pesa 1 g.


La massa molare4

La massa molare

La massa molare MM corrisponde alla massa

atomica o molecolare (peso formula nei

composti ionici), espressa in grammi per mole

(g/mol).


La massa molare5

La massa molare

Se la massa molecolare dell’acido cloridrico

(HCl)è 36,46 u: la massa molare di questa

sostanza sarà 36,46 g/mol.


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