Scarica Proprietà e Leggi dei Gas: Stato Gassoso e Modelli Ideali e più Appunti in PDF di Chimica solo su Docsity! Lo stato gassoso Proprietà di un Gas Può essere compresso facilmente Esercita una pressione sul recipiente Occupa tutto il volume disponibile Non ha forma propria nè volume proprio Due gas diffondono facilmente uno nell’altro Tutti i gas hanno basse densità aria 0.0013 g/ml acqua1.00 g/ml ferro 7.9 g/ml Composizione dell’Atmosfera Un buon modello per i gas è quello del gas ideale ( o gas perfetto). Questo modello prevede: - che il gas è composto da composto da particelle puntiformi. Si tratta quindi di particelle prive di volume. - assenza di forze intermolecolari. Le particelle non “sentono” le altre. Questo modello si adatta bene a molti casi reali. Spesso si ha a che fare con basse pressioni (gas diluito) 500 ml di ossigeno si trovano alla pressione di 765 mmHg. Calcolare il volume se la pressione sale a 1.5 atmosfere mantenendo costante la temperatura. A Temperatura costante è valida la legge di Boyle: quindi: Legge di Charles-Gay Lussac A Pressione costante V varia linearmente con la temperatura Tutti i grafici predicono un volume nullo per T = -273.15 °C Usando -273.15 come zero “naturale” delle temperature, la legge diventa V/T = costante -273.15 = Zero Assoluto Questo è vero per tutti i gas (... diluiti ovviamente) Equazione di Stato dei Gas Ideali Riassumiamo: V ∝ 1/P; legge di Boyle V ∝ T; legge di Charles – Gay Lussac V ∝ n; legge di Avogadro Possiamo combinare queste relazioni ed ottenere una unica legge: ⇒ pV = nRT R = Costante universale dei Gas nmolec = numero di molecole di gas Usare il numero di molecole è poco utile, per cui usiamo il numero di moli. n = numero di moli Una mole di una data specie chimica contiene sempre Na particelle (atomi, molecole). R = 8.314 J mol-1 K-1 R = 0.08206 L atm mol-1 K-1 R = 62.36 torr L mol-1 K-1 La Costante dei Gas R Fare molta attenzione alle unità di misura. L'ossigeno, a 0°C e 1 atm, ha una densità di 1.428 g/l. Determinare il suo peso molecolare. w(1 mole) = 1.428 g/l 22.4 l/mol = 32 g/mol Quindi 32 è il PM dell'ossigeno (l'ossigeno gassoso è una molecola biatomica). V occupato da 1 mole Condizioni Standard Condizioni Ambientali Standard di Temperatura e Pressione (SATP) Temperatura: 25 °C = 298.15 K Pressione: 1 bar Il volume molare di un gas e’ Vm = 24.79 L Condizioni Normali (o vecchie STP, non piu’ usate) Temperatura: 0 °C = 273.15 K Pressione: 1 atm Il volume molare di un gas ideale e’ Vm = 22.41 L Ogni gas esercita una pressione parziale. La pressione totale è la somma delle pressioni parziali Calcoliamo il rapporto tra la pressione parziale di un gas i-esimo in una miscela e la pressione totale. Frazione Molare Frazione Molare Frazioni Molari e Pressioni Parziali Un recipiente di 10 Litri a 273 Kelvin contiene 2 grammi di H2 e 8 grammi di N2. Calcolare le pressioni parziali e la pressione totale. 2.00 g H2 = 0.992 mol H2 8.00 g N2 = 0.286 mol N2 0.992 mol ⋅ 273 K 10.0 L = 2.22 atm 0.286 mol = 0.641 atm ⋅ 273 K 10.0 L Nei gas reali le molecole interagiscono fra loro. Forze repulsive favoriranno l’espansione mentre forze attrattive la compressione. Le forze repulsive hanno corto raggio si fanno sentire a alte pressioni (le molecole sono costratte a stare “vicine”) che forzano a diminuire la separazione tra molecole. Un buon modello per interpretare queste interazioni intermolecolari é il potenziale di Lennard-Jones. Le forze attrattive operano a raggio maggiore (fino ad alcuni diametri molecolari) e prevalgono a pressioni moderate. A pressioni minori le forse intermolecolari sono trascurabili e il gas si comporta idealmente. Le forze intermolecolari sono divengono importanti a basse temperature dato che le particelle di gas si muovono a velocità media minore. Il fattore di compressibilità (z) é il rapporto tra il volume molare del gas Vm e il V°m del gas perfetto alle stesse T, P.
