Lezione sui Gas e Sostanze Liquide: Caratteristiche, Tecniche di Separazione e Leggi, Schemi e mappe concettuali di Chimica

Scarica Lezione sui Gas e Sostanze Liquide: Caratteristiche, Tecniche di Separazione e Leggi e più Schemi e mappe concettuali in PDF di Chimica solo su Docsity! Materia, sistemi e stati di aggregazione - Materia È tutto ciò che occupa un volume e una massa - Fase Porzione della materia delimitata da superfici di separazione - Sistemi Porzioni delimitate della materia e oggetto di studio - Miscela eterogenea Quando la distinzione dei componenti è visibile ad occhio nudo - Miscela omogenea Quando i componenti sono distinguibili ad occhio nudo È definito miscela o miscuglio il sistema in cui sono presenti 2 o + sostanze. Puro è il sistema a singola sostanza. Le sostanze, nei miscugli eterogenei, possono presentare diversi stati di aggregazione. - Solido – solido - Liquido – liquido emulsioni - Solido – liquido sospensioni - Liquido – gas Le sostanze, nei miscugli omogenei o soluzioni, presentano: - Solido – solido leghe - Solvente quantità maggiore in una soluzione - Soluto quantità minore in una soluzione Tecniche di separazione Consistono nel dividere i vari componenti presenti nelle miscele. - Centrifugazione i materiali si stratificano in base alla loro densità - Filtrazione le sostanze presenti si dividono in base alle dimensioni delle particelle - Distillazione la suddivisione è data dai passaggi di stato della materia. Stati fisici – stati di aggregazione della materia la materia si può presentare in tre distinti stati fisici - Solido - gas – liquido I passaggi di stato comprendono le trasformazioni fisiche della materia, queste ultime modificano lo stato di aggregazione delle particelle contenute nella materia. – curva di riscaldamento: durante la fusione di un solido, il calore ad esso fornito non serve ad aumentare l'energia cinetica delle particelle, ma è tale solo per indebolire i legami intermolecolari . – Curva di raffreddamento: durante la liquefazione o la solidificazione si libera energia sottoforma di calore che servirà soltanto per ripristinare (o creare) i legami intermolecolari. Per questo motivo la temperatura non diminuisce, anche se si sottrae calore al corpo. – Il calore di cui stiamo discutendo è definito calore latente. Le soste termiche, nei processi di trasformazione della materia, non fanno subire al corpo variazioni di temperatura, semplicemente perchè l'energia cinetica non è tale da far incrementare il moto delle particelle. Difatti esiste il calore latente che, provocando la rottura o acquisizione di legami intermolecolari. Lo si definisce calore molare, più precisamente, correlandolo al cambiamento di fase in una sostanza e lo si esprime in kJ/mol. In un passaggio di stato dove il corpo cede o acquista calore non abbiamo variazione di temperatura. I solidi anomali come il vetro o la cera non presentano soste termiche. Lo stato aeriforme Distinguere gas da vapori: 1) I gas sono aeriformi a temperatura ambiente (25°c) 2) I vapori si originano per riscaldamento di sostanze che sono liquide a t.a. I gas possono avere le seguenti caratteristiche: - Rarefatti hanno bassa densità a t.a. perché le particelle sono distanti tra loro - Facilmente comprimibili se aumenta la pressione esterna si comprimono per la bassa densità (le particelle essendo molto distanti hanno spazi vuoti) - Fluiscono come i liquidi, possono fluire lungo conduttori o tubi. - Tendono ad espandersi in un ambiente vuoto tendono ad occupare tutto lo spazio disponibile. - Si diffondono rapidamente l’uno nell’altro si mescolano tra loro per bassa densità Variabili fisiche Le grandezze fisiche da tener conto quando si parla di gas: volume, temperatura e pressione. Le trasformazioni dello stato del gas sono di tre tipi: - Isotermiche avvengono a temperatura costante k=t - Isometriche (o isocore) avvengono a volume costante k=v - Isobariche avvengono a pressione costante k=atm Si aggiungono anche il numero di moli di gas per aiutarci a capire la quantità di gas presente. - Pressione Per quanto riguarda la pressione si utilizzano diverse unità di misura tra cui -millimetro di mercurio mmHg o torr -> 1 mmHg è la pressione di una colonnina di mercurio alta 1 mm su 1 cm2 di superficie, a 0°c - atmosfera (atm) 1 atm equivale alla pressione esercitata da una colonnina di mercurio alta 760 mm, corrisponde alla normale pressione dell’aria a livello del mare. -pascal (Pa) 1 Pa corrisponde alla forza di 1 Newton applicato su una superficie di 1 m2. Viene utilizzato il chilopascal (kPa) perché il pascal è un valore di pressione molto piccolo. -bar 1 bar equivale a 105 Pa, il millibar (mbar 10-3 = 102 Pa) utilizzato in meteorologia. Se un gas è sottoposto a temperatura 0°c è posto in condizioni normali. Temperatura ambientale è invece 25°c. La pressione dell’aria si misura con i barometri, quella di contenitori chiusi in manometri. conversione da atm a kPa: x atm* 101,3 kPa/atm = conversione da x mmHg in atm: x mmHg/760 mmHg/atm = x atm conversione x mbar in Pa e in kPa: x mbar * 100 Pa/mbar = x Pa= x kPa conversione x mbar in atm: x mbar / 1013 mbar/atm = x atm Nel Sistema Internazionale viene usata come unità di misura il Pascal. Leggi dei gas La prima legge descrive il comportamento dei gas grazie all’osservazione di Boyle, vari studiosi come J. Gay- Lussac, J. Charles, J. Dalton, T. Graham ricavarono una serie di leggi note come leggi dei gas, da esse ebbe origine la teoria cinetica. La teoria o meglio le leggi si riferiscono ad un modello teorico di gas, costituito da particelle prive di volume, incapaci di creare interazione di legame e quindi, perdita di energia. Le leggi che andremo a spiegare, si riferiscono ai gas perfetti. Questa teoria è la legge dei gas ideali o perfetti , in natura i gas reali si comportano in modo simile ma non identico. Legge di Boyle o legge isoterma Cambiamenti di stato che avvengono a temperatura costante. Il volume di un gas diminuisce al crescere della pressione (compressione), questo è dato dalla bassa densità dei gas (rarefatti). - Legge isoterma Il volume occupato da una massa di gas varia in modo inversamente proporzionale alla pressione esercitata sul gas stesso. Se la pressione raddoppia il volume dimezza. (se una grandezza raddoppia, l'altra dimezza). PV= k k è la costante di temperatura e quantità di gas P1V1 = P2V2 Uno stato iniziale ed uno finale con una modificazione nel tempo Se in un problema ho bisogno di risolvere l’incognita V2 la formula da utilizzare è: V 2=P1V 1 P2 se devo trovare P2,sostituisco v2 al p2 della formula. dove con p1 e V1 si indicano la pressione e il volume del gas prima della variazione (di ressione o di volume) e con p2eV 2 il loro stato finale Legge di Charles/Gay Lussac – legge isobara Questa legge descrive i cambiamenti di stato che avvengono a pressione costante. V= V0 (1+ aT) V è il volume finale, V0 quello iniziale, T temperatura, a la costante dei gas 1/273 °C-1 pistone mobile, a pressione costante, queste ultime tenderanno ad espandere il loro volume perché come abbiamo detto la densità aumenta. Seconda legge di Gay-Lussac: se al crescere della temperatura il volume rimane immutato per impossibilità alle particelle di espandersi, queste ultime muovendosi piu velocemente aumenteranno la pressione urtando contro le pareti del contenitore. Equazione di stato: il numero di particelle di gas determina il numero di urti influenzando a parità di temperatura, il volume e pressione. Comportamento dei gas reali I gas reali non hanno le stesse caratteristiche dei gas ideali. - Le particelle hanno volume - Esistono deboli interazioni - Urti non perfettamente elastici Il comportamento dei gas reali può essere previsto in base all’equazione di Van der Waals, in cui vengono introdotti altri due fattori. - Fattore a (a/V2) corregge la minore pressione esercitata dal gas reali rispetto al gas ideale. - Fattore b sottrae il volume totale delle molecole al volume globale del gas , corregge l’eccesso di volume che è presente nei gas ideali poiché a differenza dei reali, mancano di interazioni. (P + a/V2) (V – b) = RT I fattori a e b sono specifici per ogni gas. La piu importante differenza tra gas reali e ideali e che, i gas reali sono gas che condensano al diminuire della temperatura o al crescere della pressione. Ad una temperatura critica le isoterme seguono un andamento ad iperbole senza passaggi di stato. Al di sotto della temperatura critica i gas si modificano, iniziando ad evidenziare dei passaggi di stato da vapore a liquido. Ad una pressione elevata il gas riduce bruscamente il suo volume, condensandosi. Ad un temperatura critica il volume del gas diminuisce sino a divenire un punto, detto punto critico, in cui si associa a sua volta ad avere temperatura critica, pressione critica e volume critico. Al di sotto della Tc possiamo favorire l’aggregazione delle particelle esercitando al massimo la pressione sul gas. La Legge di Boyle è applicabile solo nel caso in cui si è al di sopra di una Tc, poiché al di sotto di essa il gas liquefa. Un gas reale tende ad un gas ideale a pressioni nulle/basse e temperature alte/infinite. Un vapore è una sospensione liquida in gas, ovvero ha una densità maggiore di un gas (maggiore numero di particelle per unità di volume): già questo ti porta ad escludere le risposte con argon ed elio (gas puri, monoatomici). Perché la A e non la C? Perché il vapore a 1000K (circa 730°C) è sicuramente più simile ad un gas ideale di quanto non lo sia a 400K (130°C) a parità di pressione (1atm). Dunque la A rappresenta la casistica che più si discosta, tra le possibili, dalla definizione di un gas ideale. Proprietà dei liquidi Nei liquidi, a differenza dei gas, abbiamo una limitata libertà di movimento e allontanamento tra le particelle. Questo è indice che la sostanza dipenda da temperatura (Ec delle particelle) e natura chimica. - Gas e liquidi, alla stessa temperatura, si trovano in stati fisici differenti. L'acqua e l'ossigeno ne fanno da esempio. Questa differenza è data dalla diversa intensità intermolecolare, i legami dell’acqua, ad idrogeno, sono piu’ forti dei legami dipolo- dipolo dell’ossigeno. Caratteristiche dei liquidi: - Densità maggiore dei gas Le particelle hanno maggiore densità per la forza di attrazione che le costringe a star vicine. - Poco comprimibili La vicinanza delle particelle non permette un ulteriore avvicinamento, se non di pochissimo, proprio perché come i solidi sono in uno stato condensato della materia. - Fluiscono ma non si espandono La viscosità permette la non espansione delle particelle, dovuta all’interazione dei loro legami. Lo scorrimento di un liquido è dato dal continuo instaurarsi dei legami di deboli ( Van der Waals, London) Il legame tra le particelle permette di distinguerli in: - Liquidi ionici - Liquidi molecolari (apolari e polari) - Liquidi metallici Il legame tra le particelle è in grado di influenzare le proprietà quali: - Viscosità - Volatilità - Tensione superficiale Volatilità la volatilità è la tendenza di un liquido ad evaporare. NB. la superficie del liquido tenderà ad evaporare normalmente a qualsiasi temperatura. Le particelle di un liquido non possiedono tutte la stessa energia cinetica, le particelle che hanno energia cinetica maggiore riescono a vincere sulle forze attrattive delle particelle poste in superficie, a rompere i loro legami ed a evaporare. Due sono i fattori che causano l’evaporazione: temperatura, legami intermolecolari. Il processo di evaporazione è sempre accompagnato dalla condensazione ossia dalla parte liquida, ma anche questo può essere influenzato dal sistema. Se il sistema è aperto (contenitore aperto) il vapore tenderà a dispendersi nell’ambiente e quindi non si convertirà in liquido. Se il sistema è chiuso ci sarà un alternarsi delle trasformazioni. - Se il liquido avrà forze intermolecolari piu deboli avrà piu tendenza ad evaporare, poiché servirà meno Ec per varcare la barriera superficiale. - La temperatura elevata può causare un aumento dell’energia cinetica di tutte le particelle, quindi maggiore trasformazione a stato gassoso. - La superficie, se estesa, sarà piu propensa ad evaporare - Ventilazione : se abbiamo uno spazio libero in cui il vapore non può condensare, l’evaporazione prevarrà sulla condensazione e quindi avremo una perdita totale della parte liquida. Pressione di vapore Il comportamento di un liquido soggetto ad evaporazione in un contenitore chiuso. Abbiamo visto che la parte superficiale di un liquido tenderà all’evaporazione a qualsiasi temperatura, se il contenitore è chiuso si formerà la condensa. Se la temperatura, in un contenitore chiuso, tenderà ad aumentare, si creerà uno stato di equilibrio tra il passaggio di stato liquido-vapore-liquido. Lo stato di equilibrio tenderà ad avere un numero di particelle in evaporazione uguale al numero di particelle liquide. Il livello del liquido rimane costante. Il vapore presente sarà definito saturo, e la sua pressione si misurerà in millimetri di mercurio (pressione di vapore in equilibrio). Questa pressione è specifica per ogni sostanza poiché dipende dalla natura del liquido, forza dei legami che facilitano l’evaporazione. Processo di ebollizione Il fenomeno dell’ebollizione dovuto a bolle che fuoriescono dal liquido è incentrato sul rapporto tra due tipi di pressione. - Pressione di vapore in equilibrio - Pressione atmosferica del contenitore Le particelle piu ricche di energia cinetica, anche se si trovano sul fondo del recipiente, tenderanno a trasformarsi in vapore portando alla formazione di una bolla che uscirà dal liquido solo quando la pressione di vapore presente nelle bolle sarà uguale alla pressione atmosferica del contenitore. Il punto di ebollizione di una sostanza è la temperatura che porta a creare uguale pressione tra pressione vapore e pressione atmosferica (nel contenitore). Tensione superficiale La tensione superficiale è una pellicola che si crea sulla superficie di un liquido, in grado a volte di sostenere il peso di un insetto. Piu è forte la tensione superficiale quanto piu forti sono le forze di coesione tra molecole. Le molecole superficiale tenderanno a creare un legame tra il liquido sottostante e il mezzo in cui esso vi è a contatto. Viscosità La viscosità è l’opposto della fluidità, basti pensare al miele e l’acqua. Il miele è molto piu viscoso dell’acqua. La viscosità aumenta in base all’intensità di legame tra le molecole e diminuisce al crescere della temperatura. Capillarità e menischi Il fenomeno della capillarità è dato da due forze Coesione E adesione - Le forze di coesione tendono a non predisporsi alla rottura e, quindi, nel caso del mercurio posto in un capillare, quest’ultimo, il capillare, avendo forze di coesione interne piu intense tenderà a non far adagiare il mercurio alla superficie di vetro. Noteremo proprio che il mercurio non si attacca superficialmente ai lati del capillare portando alla formazione di un menisco convesso. - Le forze di adesione se sono molto intense tra liquido e capillare porteranno alla creazione di un menisco concavo perché l’acqua tenderà in superficie ad attaccarsi ai lati del capillare espandendo la sua superficie. Nel caso dell’acqua avremo un livello di acqua maggiore nel capillare rispetto al livello dell’acqua contenuto nella bacinella. Nel caso del mercurio il livello del mercurio nel capillare sarà piu basso rispetto al livello posto nella bacinella. Proprietà dei solidi I solidi hanno bassa energia cinetica particellare, e questa non è in grado di modificare le forze di attrazione. - Hanno densità elevata - Incomprimibili - Struttura rigida indeformabile le particelle vibrano su loro stesse ma non possono scorrere o cambiare posizione tra loro. - Struttura ordinata definita anche a cristallino , una sostanza naturale allo stato cristallino è detta minerale. I minerali si formano in 3 modi diversi: - Solidificazione di materiale fuso - Sublimazione di vapori - Evaporazione dell’acqua in cui erano sciolti (ad esempio il sale nell’acqua di mare) Proprietà fisiche Il cristallo è anisotropo rispetto ad una proprietà fisica se si comporta in modo differente a seconda della direzione in cui viene misurata tale proprietà. Le proprietà sono dette vettoriali e hanno una direzione e verso. Isotropo quando le proprietà si comportano allo stesso modo in tutte le direzioni. Le proprietà sono dette scalari e vengono definite da un valore numerico. i solidi cristallini possono presentare le proprietà anisotrope poiché abbiamo visto che non è una figura uguale in linea massima. I gas e i liquidi possono mostrare proprietà isotrope poiché sono le proprietà fisiche possono essere uguali anche se misurate in direzioni diverse. Tra le proprietà scalari vi sono: il peso specifico e la temperatura di fusione.