Sandro Barbone Luigi Altavilla La chimica facile

1. Sandro Barbone Luigi Altavilla La chimica facile

3. 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.

4. 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.

5. Il modello cinetico molecolare Il modello cinetico molecolare studia il comportamento dei gasideali o perfetti elaborato dagli scienziati ed in grado di spiegare, a livello di singole particelle, il comportamento di tutti i gas.

6. 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.

7. 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).

8. 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.

9. 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)

10. 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

11. 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).

12. 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.

13. La legge di Gay-Lussac Riportando in grafico la relazione tra pressione e temperatura, a volume costante (trasformazione isocora), si ottiene una retta.

14. La legge di Charles A pressione costante (trasformazione isobara), il volume di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura.

15. 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.

16. 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.

17. 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.

18. 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.

19. 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).

20. La legge di Avogadro Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione: Volumi uguali di gas diversi, contengono un numero uguale di molecole.

21. 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

22. 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.

23. 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.

24. 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.

25. 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.

26. 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.

27. 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.

28. La massa molecolare La massa molecolare (relativa) o peso molecolare è data dalla somma delle masse atomiche degli atomi che costituiscono la molecola.

29. 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:

30. 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.

31. 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

32. La massa molare Una mole di atomi di carbonio 12C pesa 12g

33. 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.

34. 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).

35. 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.