legge dei gas ideali - Zanichelli online per la scuola

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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
•
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
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 studia il
comportamento dei gas ideali o perfetti
elaborato dagli scienziati ed in grado di spiegare,
a livello di singole particelle, il comportamento di
tutti i gas.
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
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
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
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
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 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
A volume costante (trasformazione isocora) la
pressione di una data quantità di un gas è
direttamente proporzionale alla temperatura
assoluta.
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
A pressione costante (trasformazione isobara), il
volume di una data quantità di gas è direttamente
proporzionale alla sua temperatura.
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
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
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
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
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 Avogadro
Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione:
Volumi uguali di gas diversi, contengono un numero
uguale di molecole.
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 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 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 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 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 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 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 (relativa) o peso
molecolare è data dalla somma delle masse
atomiche degli atomi che costituiscono la
molecola.
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
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
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 molare
Una mole di atomi di carbonio 12C pesa 12g
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 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 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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