Gli stati della materia
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Gli stati della Materia. Solidi, Liquidi, aeriformi Gas e leggi dei gas Teoria cinetica dei gas Passaggi di stato Modello tre stati. Solidi, Liquidi, aeriformi. Gas: particelle libere Liquidi: particelle in movimento Solidi: particelle vincolate che oscillano.

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Presentation Transcript
Gli stati della materia
Gli stati della Materia

  • Solidi, Liquidi, aeriformi

  • Gas e leggi dei gas

  • Teoria cinetica dei gas

  • Passaggi di stato

  • Modello tre stati


Solidi liquidi aeriformi
Solidi, Liquidi, aeriformi

  • Gas:

    • particelle libere

  • Liquidi:

    • particelle in movimento

  • Solidi:

    • particelle vincolate che oscillano

  • Il calore è associato al movimento delle particelle

  • Esso si trasferisce dal più caldo al più freddo


Forze intermolecolari
Forze intermolecolari

  • Le molecole sono tenute insieme al loro interno da legami covalenti, direzionali che determinano la forma della molecola (200 kJ/mol)

  • Le molecole sono attratte da forze inter-molecolari che determinano l’aggregazione in liquidi e solidi

  • Queste forze hanno energie molto più basse dei legami covalenti (<50 kJ/mol)

    ---------------------------------------------------------

  • Forze intra-molecolari (legami covalenti):

    • Forti, direzionali e di corto intervallo

  • Forze inter-molecolari:

    • Più deboli, meno direzionali, di intervallo più lungo


Dipolo dipolo

Per Solidi

(molecole allo

stato stazionario)

Per Liquidi e Gas

(molecole in

rotazione)

/6

Dipolo-dipolo


Dipolo indotto
Dipolo indotto

  • In una miscela di due liquidi, uno polare e l’altro non-polare, quello polare può indurre un dipolo nell’altro

  • La forza dipende dalla polarizzabilità della molecola, quelle più grandi sono più polari

Argon Atom

Argon Atom


Le forze di london van der walls
Le forze di London - Van der Walls

  • Forze di dispersione o di F. London. agiscono tra tutti i tipi di molecole, e sono responsabili dell’attrazione anche tra quelle non-polari

  • Responsabili della condensazione allo stato liquido dei gas nobili, di O2 ed N2.

  • Dovute al continuo cambiamento di posizione degli elettroni in una molecola. La molecola si trasforma in un dipolo temporaneo:dipoli istantanei si attraggono.

  • Aumentano all'aumentare del peso molecolare

  • Molecole piccole e apolari con pochi elettroni producono deboli forze (Es: H2, condensa a -25°C).

  • Hanno intensità maggiore nel caso di molecole cilindriche rispetto a molecole sferiche (importantissime negli IDROCARBURI).

a: polarizzabilità


Il legame idrogeno
Il legame idrogeno

  • E’ un legame costituito da un atomo di idrogeno che si pone a ponte tra due atomi fortemente elettronegativi (N, O o F)

  • LEGAME DI NATURA FORTEMENTE POLARE


H H

O

L’acqua terrestre è presente in tutti gli stati

Insieme all’acqua liquida, sul nostro pianeta possono convivere anche gli altri stati fisici, quello solido e quello di vapore, grazie a proprietà chimico-fisiche uniche e specifiche della molecola d’acqua.

Interazioni ponte-H

Ghiaccio

(stato solido)

Vapore acqueo

(stato gassoso)

Acqua liquida


Solido Liquido Vapore

I passaggi di stato sono continui e in equilibrio dinamico.

La quantità di ENERGIA proveniente dal SOLE

Genera i passaggi di stato dell’acqua e le sue note manifestazioni naturali:

►provoca l’evaporazione (da liquido a vapore);

►induce la solidificazione con la formazione del ghiaccio e della neve;

►la fusione da solido a liquido o la sublimazione da solido a gassoso;

►determina il passaggio di condensazione da vapore a liquido (rugiada)

e quello da vapore a ghiaccio (brina)

Produce nei vegetali il fenomeno della traspirazione e dell’assorbimento radicale di acqua.


Solido covalente
Solido covalente

Nel reticolo cristallino di un solido covalente i nodi reticolari sono

occupati da atomi.

Nel cristallo di diamante i nodi reticolari sono

occupati da atomi di carbonio legati covalentemente con atomi di carbonio che occupano nodi vicinali


Solido ionico

Cl-

Na+

Solido ionico

Nel reticolo cristallino di un solido ionico i nodi reticolari sono

occupati da ioni positivi e ioni negativi.

Nel cristallo di NaCl i nodi reticolari sono occupati da ioni Na+ e da ioni Cl-


Solidi metallici

In un solido metallico, i nodi reticolari sono occupati da ioni positivi dell’elemento metallico.

Gli elettroni abitano un “orbitale molecolare” che ha la forma e le dimensioni del cristallo


Mg

solido metallico

Gli ioni metallici dei nodi reticolari possono dare origine a solidi geometrici regolari e specifici.

Gli elettroni di valenza, però, sviluppano una nube che occupa l’intero volume del cristallo


Ghiaccio
Ghiaccio

L’acqua allo stato solido è un esempio di

solido molecolare. In ogni nodo reticolare c’è una molecola di acqua legata con legami idrogeno alle molecole che abitano nodi vicini


Stato gassoso

  • un gas è un insieme di molecole separate le une dalle altre e in movimento casuale, caotico

  • («gas», =caos)

  • Comprimibile, particolarmente sensibile ai cambiamenti di temperatura

4 variabili:

Pressione (P) Volume (V)

Temperatura (T) moli (n)


Pressione
Pressione

pressione P la forza esercitata per unità di superficie: P= forza / superficie

La pressione esercitata da un gas è il risultato complessivo delle collisioni delle molecole del gas sulla superficie dell'oggetto

Misura della pressione

760 mm di mercurio (760 mm Hg) è il valore della pressione atmosferica. Il mm Hg è l'unità di misura della pressione «Torr».

In chimica si usa anche l'atmosfera (atm):

1 atm = 760 Torr

altre unità di misura, tra cui il pascal (Pa), l'unità SI.

1 Pa = 1 N / m2

1 bar = 100 kPa

1 atm = 101,325 kPa

1 atm = 760 Torr


100°C

373.16 K

212 F

0°C

32 F

273.16 K

0 K

-273.16°C

-459.7 °F

Le scale termometriche

Celsius

Kelvin

Farenheit

T.ebollizione

T.fusione

zero assoluto


La legge di avogadro
La legge di Avogadro.

il volume di un campione di gas a una data temperatura e pressione è proporzionale al numero n delle moli di molecole presenti nel campione, indipendente dalla natura chimica :

 V  n oppure V=costante * n

1 mole di sostanza a 1 atm e 0°C (STP) occupa 22,41 L


La legge dei gas ideali
La legge dei gas ideali

___ = ___

Unendo le leggi di Boyle, Charles e Avogadro si ha un'unica legge,  approssimativamente valida per tutti i gas

PV= nRT PV PiVi

nT niTi

la costante R, costante dei gas,ha il medesimo valore per ogni gas (cioè è «universale»).

Alla temperatura di 0°C (273,15 K) e alla pressione di 1,00 atm, 1,00 mol di un gas occupano il volume di 22,41 L,

R = 0.08206 L . atm/(K . mol)

R = 62.37 L . Torr/(K . mol)

R = 8.314 L . Pascal/(K . mol)


Equazione di stato
Equazione di stato

La legge dei gas ideali è un esempio di «equazione di stato»:

essa pone in relazione pressione, volume, temperatura e quantità di una sostanza. Consente di calcolare il valore di uno dei quattro parametri conoscendone gli altri tre.

PV = nRT P = (nRT)/V ecc.


Legge di Boyle

a temperatura costante il prodotto P x V è costante

pressione: P 2P 4P

volume: V V/2 V/4


Legge di Boyle

a temperatura costante il prodotto P x V è costante

PV=nRT

n=costante

VxV0=PxP0

T=costante

(sistema termostatato)


Legge di Charles

a temperatura costante il rapporto V / T è costante

PV=nRT

n=costante

V/V0=T/T0

P=costante

(attrito dello stantuffo ridotto a zero!)


Legge di Gay-Lussac

a temperatura costante il rapporto P / Tè costante

PV=nRT

n=costante

P/P0=T/T0

V=costante

(stantuffo vincolato!)


Densit di un gas
Densità di un gas.

massa del campione = numero di moli (n) x massa molecolare (M) = n *M

densità d = massa / volume = n * M / V

 Poiché n /V = P / RT

 ne segue che: d = P * M / RT

La densità è proporzionale alla massa molecolare


Volume molare
Volume molare

PV=nRT

V=nRT/P

Volume molare= volume occupato da una mole di una sostanza gassosa alle condizioni standard (temperatura di 0°C e di 1 Atm)

V=1*0,082*273,16/1= 22,41 L

A parità di temperatura, pressione e quantità di sostanza, ogni composto allo stato gassoso occupa lo stesso volume

1 mol di Ar = 22,4 L Ar

1 mol di N2 = 22,4 L N2


Vm di gas liquidi e solidi
Vm di gas, liquidi e solidi

  • Il volume molare dei gas (circa 22,4 L a STP) è molto maggiore di quello dei liquidi e dei solidi. Per esempio, il volume molare dell'acqua liquida è 18 mL/mol. La differenza e’ di circa 1000 volte.

  • Per esempio la nitroglicerina (C3H5N3O9) si decompone in numerose molecole secondo la reazione:

    4C3H5N3O9 6N2(g)+O2(g)+ 12CO2(g)+ 10H2O(g)

  • 4 mol di nitroglicerina, (circa 500 mL), producono 29 mol di molecole allo stato gassoso, per un volume totale, a STP, di circa 600 L. L’aumento di volume e’ di circa 1200 volte.


Miscele di gas
Miscele di gas

  •  la pressione parzialedi un gas in una miscela è la pressione che esso eserciterebbe nelle stesse condizioni se occupasse da solo il medesimo contenitore.

  • legge di Dalton, o delle pressioni parziali: la pressione totale di una miscela di gas è data dalla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti gassosi di questa.

  •  La pressione parziale, Pa di un gas A dipende dal numero di moli di tale gas, nA, presenti, dalla temperatura e dal volume totale occupato dalla miscela;

     Pa = na R T

    V

  • frazione molare: il numero di moli di una sostanza espresso come frazione rispetto al numero totale di moli di tutte le sostanze che si trovano nella miscela stessa.


Frazione molare un concetto utile non solo per i gas
Frazione molareUn concetto utile non solo per i gas

esempio


Miscele di gas pressione parziale
Miscele di gas. Pressione parziale

N2, O2, CO2, H2O

P= PN2+ PO2 + PCO2 + PH2O



Esercizi sui gas
Esercizi sui gas

  • Calcolare la densità della CO2 a 25 °C ed 1 atmosfera.

  • Quanto pesa 1 m3 di aria a 1 atmosfera e 20 °C? Si considera l’aria costituita dal 21 % di O2 e dal 79 % di N2.


La teoria cinetica dei gas
La teoria cinetica dei gas

La base della teoria cinetica(dal greco kinesis =movimento) dei gas si fonda su tre semplici assunzioni:

  • Un gas consiste di molecole in movimento continuo e casuale.

  • Le molecole sono particelle puntiformi infinitamente piccole che si spostano secondo traiettorie rettilinee interrotte da collisioni.

  • Le molecole di un gas non interagiscono le une con le altre eccetto che nel momento della collisione.

    Essa dice che la pressione e il volume di un gas sono tra loro in relazione attraverso l'equazione: 1/3 nMv2=nRT

    dove n è il numero di moli di molecole presenti nel gas,

    M è la massa molecolare delle molecole e

    v è la velocità quadratica media delle molecole

La velocità delle particelle dipende SOLO dalla temperatura

Allo zero assoluto (T= 0 K), tutte le molecole sono ferme

Ecco perché lo zero assoluto corrisponde ad uno stato della materia che NON puo’ essere raggiunto


I gas reali
I gas reali

I composti in fase gassosa NON sono gas ideali.

Esistono sempre tra le molecole delle forze intermolecolari

Il modello cinetico ci fa capire quando un gas può avvicinarsi alle condizioni di idealità

Aumentando la T

Diminuendo la Pressione

Aumentando il volume

Diminuendo la T, oppure aumentando la Pressione, il sistema si allontana dalla idealità, fino a che il composto non cambia di stato ed il gas diventa un liquido


Equazione di stato modificata

Equazione di stato modificata

PV=nRT equazione di stato del gas perfetto

(P + a n2/V2)(V-nb) = nRT equazione di van der Waals per i gas reali

Il volume a disposizione delle particelle si ottiene sottraendo al volume del recipiente quello occupato dalle molecole

b e’ una costante tipica di ogni gas

Se aumentano le forze di attrazione diminuisce la pressione totale

a e’ diverso da gas a gas


Velocit delle molecole
Velocità delle molecole

  •  Le molecole allo stato gassoso si spostano con velocità simili a quella del suono.

  • Il suono si trasmette in una sostanza grazie allo spostamento delle molecole di questa.

  • La velocità del suono nell'aria è pari a circa 300 m/s (circa 1080 km/h), la velocità media delle molecole presenti nell'aria ha un valore simile.


La distribuzione delle velocit molecolari secondo maxwell
La distribuzione delle velocità molecolari secondo Maxwell

  • Una singola molecola va incontro a miliardi di cambiamenti della velocità ogni secondo.

  • la percentuale di molecole che in un dato istante si muovono a ognuna delle possibili velocità è nota come distribuzione delle velocità molecolari di quel gas.

  • La formula generale di questa distribuzione fu proposta da Maxwell.


Diffusione
Diffusione

  • La penetrazione di una sostanza nella fase massiva di un'altra è dettadiffusione. Due gas diffondono uno nell'altro perché le loro molecole si muovono caoticamente. La velocità di diffusione di un gas dipende dalla velocità delle molecole

  • A temperatura costante la velocità media delle molecole di un gas è proporzionale alla radice quadrata del peso molecolare di queste.

  • Legge di Graham: la velocità di diffusione di un gas è inversamente proporzionale alla radice quadrata del peso molecolare delle molecole.


P=0

Pv

vapore

Pressione di vapore

Alla pompa

da vuoto

liquido

Pressione di vapore : la pressione del vapore in equilibrio con il liquido


Il numero delle molecole che abitano la superficie e che hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di T

E

T1

NE = N • e-E/RT

T2

T3

liquido

ENERGIA CINETICA


Pv hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di T

NE = N • e-E/RT

PV = k • N • e-E/RT

Pv

T


N hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di TE = N • e-E/RT

PV = k • N • e-E/RT

Temperatura di ebollizione

Pv

P

1 atm

P esterna

Pv

T


In un hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di Tsistema chiuso, la pressione

di vapore è funzione esponenziale

della temperatura assoluta

In un sistema aperto, quando

Pv= Pesterna si ha ebollizione del

liquido

P esterna

Pv

Pv


Cambiamenti di stato hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di T

sublimazione

fusione

ebollizione

S

V

L

solidificazione

condensazione

brinamento


H hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di T2O

vapore

L V

liquido

100°C

S L

0°C

P=1 atm

fusione

ebollizione

T

E

M

P

E

R

A

T

U

R

A

solido

Calore ceduto al sistema


Passaggi di stato
Passaggi di stato hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di T

  • Le sostanze passano da

    solido liquido  gas

    all’aumentare della temperatura.

  • Le transizioni variano con la pressione

  • Possono essere rappresentate da un grafico pressione vs temperatura (diagramma di stato)


Temperatura di fusione dell'acqua hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di T

a pressioni diverse

Pressione esterna

P (atm) T (°C)

1 0.0

290 -2.0

580 -4.8

870 -7.6

1160 -10.4

1450 -13.0


Pressione esterna hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di T

Temperatura di fusione dell'acqua

a pressioni diverse

P

R

E

S

S

I

O

N

E

1atm

P (atm) T (°C)

1 0.0

290 -2.0

580 -4.8

870 -7.6

1160 -10.4

1450 -13.0

5 mmHg

0°C

0.01°C

TEMPERATURA


La pressione di vapore dell’acqua liquida è funzione della temperatura

T (°C) P (atm)

10 0.0121

30 0.0419

50 0.122

70 0.308

90 0.692

100 1.00

200 15.34

P

La temperatura di ebollizione dipende dalla pressione esterna


1 atm della temperatura

S

V

L

P

5 mmHg

T

0 °C

100°C

0.01 °C


Pressione di vapore del ghiaccio della temperatura

a temperature diverse

P

T (°C) P (atm)

-60 1.05 x 10-5

-40 1.28 x 10-4

-25 6.26 x 10-4

-15 1.63 x 10-3

-5 3.95 x 10-3

0.01 6.03 x 10-3


A della temperatura

B

a

b

P=1atm

L

S

a’

b’

P<1atm

P

V

4.58 mmHg

O

c

P<4,58 mmHg

C

0.01°C

100°C

0°C

T


Diagramma di stato di h 2 o e co 2
Diagramma di stato di H della temperatura2O E CO2


La liquefazione dei gas
La liquefazione dei gas della temperatura

  • A temperature al di sotto del punto di ebollizione il gas si condensa, passando allo stato liquido. In queste condizioni le molecole si muovono troppo lentamente per poter sfuggire alle forze attrattive intermolecolari e il campione si condensa in molecole trattenute dalle forze attrattive.

  • In un gas l'aumento della distanza media tra le particelle causa una diminuzione della velocità media di queste. In altre parole, quando un gas si espande esso si raffredda. Questo comportamento è noto come effetto Joule-Thomson.


Conclusioni
Conclusioni della temperatura

  • L’aumento della temperatura fa aumentare il moto delle particelle

  • Diminuisce le forze di legame tra le particelle

  • Induce la transizione da

    • Solido (forti legami) 

    • Liquido (Legami transienti) 

    • Gas (nessun legame)


ad