Leggi dei Gas e Principi Fondamentali

• Gli stati della materia sono gas o vapore, liquido e solido

Gas o vapore

• Non ha volume e forma propria, ma assume quella del suo contenitore
• Può essere compresso o espanso per occupare un differente volume
• Le particelle che lo compongono si muovono liberamente nello spazio, occupando un grande volume

Liquido

• Non ha una forma specifica, ma assume quella del suo contenitore
• Non può essere compresso in maniera apprezzabile
• Le particelle che lo compongono hanno minor libertà di movimento rispetto ai gas e le forze di attrazione iniziano a farsi sentire

Solido

• Ha volume e forma propria e non può essere compresso in maniera apprezzabile
• Le particelle che lo compongono sono disposte in maniera fissa e regolare

Etimologia del termine gas e le sue proprietà

• Il termine gas fu coniato dal medico belga van Helmont e riportato nella sua opera postuma "Ortus medicinae" (1648)
• Il termine non ebbe grande fortuna nel '600 e solo nel '700 i gas vennero considerati come uno stato della materia
• Il reverendo Hales dimostrò nel 1727 che l'aria aveva un ruolo determinante nei processi chimici, pur non distinguendo nessun tipo di gas
• I gas possono essere compressi; ad esempio, nei motori a scoppio il rapporto di compressione è circa 10:1
• Esercitano una pressione sulle pareti del contenitore
• Si espandono per occupare tutto il volume disponibile

Variabili di stato di un gas

• Per definire lo stato di un gas sono necessarie almeno tre delle quattro grandezze che lo riguardano
• La quantità del gas (in moli)
• Il volume del gas (in litri, o L)
• La pressione del gas, P: essa è la risultante degli urti delle molecole di gas contro le pareti del recipiente (P = Forza/Area)
• Il Sistema Internazionale raccomanda l'uso del pascal (Pa) e suoi multipli per la misura della pressione
• Nel linguaggio corrente, anche scientifico, si utilizza comunemente l'atmosfera (atm): 1atm = 101325 Pa
• Torricelli misurò la pressione atmosferica al livello del mare, costruendo di fatto il primo strumento per la misura della pressione (barometro)
• Il torr è una unità di misura di pressione che equivale a 1 millimetro di mercurio (mmHg): 1atm = 760 mmHg o torr
• La pressione che noi avvertiamo è data dalla colonna d'aria che si estende dagli alti strati dell'atmosfera alla superficie terrestre ed esercita una pressione di circa 1 atm su ognuno di noi
• 1 atm = pressione esercitata da una colonna d'aria a livello del mare a 0 gradi di temperatura, 45 gradi di latitudine e con una umidità relativa dello 0%
• La composizione dell'aria che noi respiriamo è di circa 21% di ossigeno, 78% di azoto e di circa 1% di altri gas
• La pressione atmosferica dipende dall'altitudine: a livello del mare è equivalente a 760 mmHg, mentre a 3000 m dal livello del mare la pressione atmosferica è di circa 530 mmHg
• La temperatura assoluta del gas quando si lavora con i gas è misurata in Kelvin, K = gradi Celsius + 273.15
• Le condizioni standard di riferimento (STP) sono 0 gradi Celsius e 1 atm
• Alcuni testi considerano come condizioni STP quelle termodinamiche: 25 gradi Celsius e 1 atm

Leggi dei gas

• Legge di Boyle: "la pressione di una determinata quantità di gas, mantenuta a temperatura costante, è inversamente proporzionale al volume": aumentato il volume del gas la pressione diminuisce, oppure aumentata la pressione del gas il suo volume diminuisce (P1xV1 = P2xV2)
• Alta pressione (aria compressa) = basso volume / bassa pressione (aria normale) = alto volume
• La legge di Boyle permette di respirare la respirazione: immagino i polmoni come dei contenitori dalla parete mobile e questa parete mobile è costituita dal diaframma, il quale salendo e scendendo, comprime o espande i polmoni. Quando vogliamo inspirare, e quindi far entrare aria nei polmoni, facciamo scendere il diaframma, la discesa del diaframma permette ai polmoni di ingrandirsi aumentando il volume e di conseguenza diminuendo la pressione, infatti la pressione interna diventa di circa 0,996 atm (pressione esterna = 1 atm)
• Quando invece espiriamo il diaframma sale, comprimendo il polmone, e di conseguenza diminuisce il volume, ma aumenta la pressione interna, che infatti diventa di circa 1,004 atm

Legge di Charles

• "Il volume di una determinata quantità di gas, mantenuta a pressione costante, è direttamente proporzionale alla temperatura"
• Se aumenta la temperatura di un gas, sempre con pressione costante, aumenta anche il suo volume (V1/T1 = V2/T2)

Legge di Gay-Lussac

• "La pressione di una determinata quantità di gas, mantenuta a volume costante, è direttamente proporzionale alla temperatura"
• Aumentata la temperatura, aumenta anche la pressione, sempre con volume costante (P1/T1 = P2/T2)

Principio di Avogadro

• "Volumi uguali di gas nelle stesse condizioni di pressione e temperatura contengono lo stesso numero di molecole"
• Se prendo tre palloni dello stesso volume (22.4 L) contenenti uno l'elio, uno l'azoto e uno il metano, e li sottopongo alla stessa pressione di 1 atm con una temperatura pari a 0 gradi Celsius e vedo quanti grammi di gas ci sono all'interno delle tre palle, noto che ci sono diverse masse, ma lo stesso numero di molecole
• 4g di elio corrispondono a 1mol di elio, 28g di azoto corrispondono a 1mol a 1mole di azoto e 16g di metano corrispondono a 1 mole di metano

Legge di Avogadro

• "Il volume occupato da un gas a pressione e temperatura costante, è direttamente proporzionale al numero di moli di gas presenti"
• Aumentato il numero di moli di gas, aumenta anche il volume, sempre con pressione e temperatura costanti

Legge dei gas ideali

• Combinando le leggi precedenti, si ottiene una nuova legge in grado di spiegare il comportamento di un gas indipendentemente dalle sue condizioni
• Questa nuova legge è detta Legge dei gas ideali (o perfetti) oppure equazione di stato dei gas ideali (o perfetti): PV = nRT, in cui:
  • P = pressione in atmosfere
  • V = volume in litri
  • N = numero di moli
  • R = costante universale dei gas = 0,0821 L atm mol*-1 K*-1
  • T = temperatura assoluta in gradi Kelvin
• In altra forma, se abbiamo un certo numero n di moli di gas che subiscono una trasformazione delle condizioni P1, V1 e T1 alle condizioni P2, V2 e T2: P1xV1/T1 = P2xV2/T2 (Legge dei gas ideali in forma combinata)
• In condizioni standard 1mol di qualunque gas ideale occupa un volume di: V = nRT/P = 1mol x 0.0821 L atm mol K x 273 K/1atm = 22.4 L

Densità di un gas

• La densità di un gas è il peso di una unità di volume di una sostanza
• La densità è direttamente proporzionale al peso molecolare del gas
• Aumenta all'aumentare della pressione
• Diminuisce all'aumentare della temperatura, in quanto aumenta il volume

Miscela di gas non reagenti

• Se al posto di un gas puro, si ha una miscela di gas non reagenti, questa può essere trattata come un gas puro, in quanto tutti i gas rispondono allo stesso modo alle variazioni di P, T o V
  • Pressione parziale di un gas (Pa, Pb, Pc) è la pressione che il gas eserciterebbe se occupasse da solo il recipiente
  • Pressione totale (Ptot) è la somma delle pressioni parziali, Ptot = Pa + Pb + Pc +

Legge di Dalton delle pressioni parziali.

• La pressione parziale di ogni gas componente la miscela dipende dalla sua frazione molare, che non è altro che il numero di moli di quel gas diviso il numero totale di moli dei gas presenti nel contenitore (nA / nTOT)
• La pressione parziale di un gas sarà uguale alla pressione totale per la frazione molare del gas A (Pa = Ptot x frazione molare A).

Teoria cinetica dei gas

• Il modello teorico che si utilizza per lo studio dei gas descrive i gas come insieme di particelle puntiformi (dotate di massa ma prive di dimensioni) in continuo moto casuale (moto rettilineo uniforme senza interazione tra le particelle, eccetto gli urti elastici con altre molecole o con le pareti del recipiente)
  • Gas ideale: il volume molecolare è trascurabile rispetto al volume del contenitore e l'interazione tra molecole è nulla
  • Gas reale: ha un proprio volume e vi sono interazioni tra le molecole Un gas reale può essere trasformato in un gas ideale solo se si lavora a basse pressioni e/o alte temperature

Equazione di Van Der Waals

• I gas reali mostrano un comportamento diverso da quello previsto a pressioni elevate e basse temperature
  • Il volume molecolare costituisce una percentuale non trascurabile del volume del recipiente
  • All'aumentare della pressione del gas le molecole si avvicinano tra loro a distanze prossime alle loro dimensioni e le interazioni intermolecolari diventano piuttosto forti
• Per descrivere un gas reale si utilizza l'EQUAZIONE DI VAN DER WAALS: (P + a x n alla seconda / V alla seconda) x (V – n x b) = nRT
  • a = pressione interna (è una misura dell'intensità delle attrazionintermolecolari)
  • b = covolume (in relazione con il volume occupato da 1 mole di particelle)
  • entrambe le costanti sono dipendenti solo dal tipo di gas

Stato liquido

• Se un gas ideale viene compresso e/o raffreddato, le sue molecole sono costrette ad avvicinarsi e di conseguenza si fanno sentire le forze intermolecolari
• Il suo comportamento passa così da ideale (nessun tipo di interazione) a reale (iniziale attrazione)
• Le molecole nei liquidi sono a stretto contatto tra loro, dato che le interazioni, che possono essere sia di attrazione che di repulsione, sono più forti che nei gas, anche se ancora libere di scorrere e rotolare rispetto alle proprie vicine
• La viscosità di un liquido è la resistenza dei fluidi allo scorrimento
• Essa è collegata alle interazioni non covalenti che si instaurano tra le molecole nel liquido.
• Più legame idrogeno = maggiore viscosità
• La viscosità diminuisce quando aumenta la temperatura

Densità nei liquidi

• La densità di un liquido è la massa di un certo volume di sostanza
• Densità e viscosità sono quindi due cose diverse
• Densità, d = massa/volume (Kg/L)
• Se si hanno sostante che non possono mescolarsi tra loro, quella con densità minore starà sopra

Tensione superficiale

• Altra caratteristica di un liquido
• Se una molecola è alla superficie, è spinta verso l'interno dalle sue vicine
• Se è all'interno, è spinta in tutte le direzioni in maniera uguale dalle sue vicine
• Le molecole che stanno alla superficie tendono a incurvare la superficie stessa in quanto vi è un'attrazione asimmetrica (c'è all'interno, ma non all'esterno), e questo incurvamento porta a ridurre l'area superficiale stessa
• La tensione superficiale è definita come l'energia richiesta per espandere la superficie del liquido di 1 metro quadrato
• Anche in questo caso, giocano un ruolo fondamentale le interazioni tra le molecole: più sono forti queste interazioni, maggiore energia servirà, e quindi maggiore tensione superficiale
• La tensione superficiale fa sì che un liquido si comporti come se avesse una "pelle", più o meno resistente in funzione dell'intensità delle forze intermolecolari
• Saponi e detergenti abbassano la tensione superficiale modificando l'interazione tra le molecole di H2O

Stato solido

• Al diminuire della temperatura, le molecole rallentano ulteriormente il loro moto e l'attrazione intermolecolare diventa sempre più forte: a questo punto il liquido solidifica
• I solidi possono essere cristallini o amorfi
  • Solidi cristallini: gli atomi, le molecole e gli ioni sono disposti ordinatamente nello spazio e possiedono una temperatura di fusione definita
  • Solidi amorfi: la disposizione delle particelle è del tutto irregolare e non possiedono temperatura di fusione definita
  • Sono solidi cristallini i solidi ionici, covalenti, molecolari e metallici

Allotropia

• Un caso eclatante di come la struttura influenza l'aspetto di un solido è rappresentato dal carbonio, il quale si può trovare in natura in due forme e proprietà completamente diverse: grafite e diamante
• Quando si ha una stessa specie in cui gli atomi sono però legati in maniera diversa, si parla di forma allotropica

Polimorfismo

• Si usa il termine allotropia per individuare forme diverse di sostanze semplici allo stato solido, mentre si parla di polimorfismo quando ci si riferisce a sostanze o miscele solide più complesse che possono presentare più forme cristalline

Cambiamenti di stato

• A temperatura elevata, l'energia cinetica media aumenta, e le particelle si muovono più velocemente e possono vincere più facilmente le attrazioni esistenti
• Se basse temperature, l'energia cinetica media diminuisce, le particelle si muovono a velocità minore e non riescono più a sottrarsi alle forze intermolecolari
• Transizioni:
  • Liquido → Gas: Evaporazione. Alcune molecole del liquido hanno energia sufficiente per superare le forze attrattive e passare alla fase gassosa.
  • Liquido → Solido: Solidificazione (congelamento) → le molecole hanno un'energia cinetica così bassa da non potersi più svincolare le une dalle altre
  • Solido → Gas: Sublimazione. Passaggio diretto dallo stato solido allo stato gassoso (Viceversa:Deposizione)

Trasformazione fisica vs trasformazione chimica

• Nella trasformazione fisica le molecole mantengono la loro natura e cambia solo lo stato della materia reversibilmente
• Nella trasformazione chimica (reazione) le molecole dei reagenti si trasformano in quelle irreversibilmente
• Durante i passaggi di stato, la densità del gas è < della densità dei liquidi < densità solidi
• All'aumentare della temperatura, aumenta il volume e diminuisce la densità

Diagramma di stato

• Per capire a che stato si troverà una certa sostanza a una data temperatura, si usa il diagramma di stato.
• Le trasformazioni di fase avvengono in determinate zone con date pressioni
  • Solido
  • Liquido
  • Gas o vapore
• Nel diagramma di stato vi sono anche delle linee che separano i diversi stati della materia che sono le linee di:
  • Sublimazione/deposizione
  • Ebollizione/condensazione
  • Fusione/solidificazione
• Punto triplo: punto in cui coesistono in equilibrio tutte e tre le fasi
• Punto critico: indica dei valori di temperatura e pressione oltre i quali non è più possibile distinguere la fase liquida da quella gassosa

Fluido supercritico

• Ha caratteristiche intermedie tra quelle dei liquidi e dei gas
• Nel caso della CO2 si trova a 77,4 atm e 31°C

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