Gli stati della Materia

1. Gli stati della Materia • Solidi, Liquidi, aeriformi • Gas e leggi dei gas • Teoria cinetica dei gas • Passaggi di stato • Modello tre stati

2. Solidi, Liquidi, aeriformi • Gas: • particelle libere • Liquidi: • particelle in movimento • Solidi: • particelle vincolate che oscillano Animazione • Il calore è associato al movimento delle particelle • Esso si trasferisce dal più caldo al più freddo

3. Cl- Na+ Solido ionico Nel reticolo cristallino di un solido ionico i nodi reticolari sono occupati da ioni positivi e ioni negativi. Nel cristallo di NaCl i nodi reticolari sono occupati da ioni Na+ e da ioni Cl-

4. Solido covalente Nel reticolo cristallino di un solido covalente i nodi reticolari sono occupati da atomi. Nel cristallo di diamante i nodi reticolari sono occupati da atomi di carbonio legati covalentemente con atomi di carbonio che occupano nodi vicinali

5. Ghiaccio L’acqua allo stato solido è un esempio di solido molecolare. In ogni nodo reticolare c’è una molecola di acqua legata con legami idrogeno alle molecole che abitano nodi vicini

6. SOLIDI METALLICI In un solido metallico, i nodi reticolari sono occupati da ioni positivi dell’elemento metallico. Gli elettroni abitano un “orbitale molecolare” che ha la forma e le dimensioni del cristallo

7. Mg solido metallico I nodi reticolari sono occupati da ioni del metallo. Una nuvola di elettroni occupa l’intero volume del cristallo

8. un gas è un insieme di molecole separate le une dalle altre e in movimento casuale, caotico («gas», =caos) • Comprimibile, particolarmente sensibile ai cambiamenti di temperatura 4 variabili: Pressione (P) Volume (V) Temperatura (T) moli (n)

9. Pressione pressione P la forza esercitata per unità di superficie: P= forza / superficie La pressione esercitata da un gas è il risultato complessivo delle collisioni delle molecole del gas sulla superficie dell'oggetto Misura della pressione 760 mm di mercurio (760 mm Hg) è il valore della pressione atmosferica. Il mm Hg è l'unità di misura della pressione «Torr». In chimica si usa anche l'atmosfera (atm): 1 atm = 760 Torr altre unità di misura, tra cui il pascal (Pa), l'unità Si. 1 Pa = 1 N / m2 1 bar = 100 kPa 1 atm = 101,325 kPa 1 atm = 760 Torr

10. 100°C 373.16 K 212 F 0°C 32 F 273.16 K 0 K -273.16°C -459.7 °F Le scale termometriche Celsius Kelvin Farenheit T.ebollizione T.fusione zero assoluto

11. La legge di Avogadro. il volume di un campione di gas a una data temperatura e pressione è proporzionale al numero n delle moli di molecole presenti nel campione, indipendente dalla natura chimica :  V  n oppure V=costante * n

12. La legge dei gas ideali Unendo le leggi di Boyle, Charles e Avogadro si ha un'unica legge,  approssimativamente valida per tutti i gas PV= nRT la costante R, costante dei gas,ha il medesimo valore per ogni gas (cioè è «universale»). Alla temperatura di 0°C (273,15 K) e alla pressione di 1,00 atm, 1,00 mol di un gas occupano il volume di 22,414 L, R = 0.08206 L . atm/(K . mol) R = 62.37 L . Torr/(K . mol) R = 8.314 L . Pascal/(K . mol)

13. equazione di stato La legge dei gas ideali è un esempio di «equazione di stato»: essa pone in relazione pressione, volume, temperatura e quantità di una sostanza. Consente di calcolare il valore di uno dei quattro parametri conoscendone gli altri tre. PV = nRT

14. Legge di Boyle a temperatura costante il prodotto P x V è costante pressione: P 2P 4P volume: V V/2 V/4

15. Leggi dei gas PV=nRT n=costante V/V0=T/T0 P=costante

16. Leggi dei gas PV=nRT n=costante P/P0=T/T0 V=costante

17. Densità di un gas. massa del campione = numero di moli (n) x massa molecolare (M) = n *M densità d = massa / volume = n * M / V  Poiché n /V = P / RT  ne segue che: d = P * M / RT La densità è proporzionale alla massa molecolare

18. Volume molare PV=nRT V=nRT/P Volume molare= volume occupato da una mole di una sostanza gassosa alle condizioni standard (temperatura di 0°C e di 1 Atm) V=1*0,082*273,16/1= 22,41 L A parità di temperatura, pressione e quantità di sostanza, ogni composto allo stato gassoso occupa lo stesso volume 1 mol di Ar = 22,4 L Ar 1 mol di N2 = 22,4 L N2

19. Vm di gas, liquidi e solidi • Il volume molare dei gas (circa 22,4 L a STP) è molto maggiore di quello dei liquidi e dei solidi. Per esempio, il volume molare dell'acqua liquida è 18 mL/mol. La differenza e’ di circa 1000 volte. • Per esempio la nitroglicerina (C3H5N3O9) si decompone in numerose molecole secondo la reazione: 4C3H5N3O9 6N2(g)+O2(g)+ 12CO2(g)+ 10H2O(g) • 4 mol di nitroglicerina, (circa 500 mL), producono 29 mol di molecole allo stato gassoso, per un volume totale, a STP, di circa 600 L. L’aumento di volume e’ di circa 1200 volte.

20. Miscele di gas •  la pressione parzialedi un gas in una miscela è la pressione che esso eserciterebbe nelle stesse condizioni se occupasse da solo il medesimo contenitore. • legge di Dalton, o delle pressioni parziali: la pressione totale di una miscela di gas è data dalla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti gassosi di questa. •  La pressione parziale, Pa di un gas A dipende dal numero di moli di tale gas, nA, presenti, dalla temperatura e dal volume totale occupato dalla miscela;  Pa = na R T V • per frazione molare: il numero di moli di una sostanza espresso come frazione rispetto al numero totale di moli di tutte le sostanze che si trovano nella miscela stessa.

21. Frazione molareUn concetto utile non solo per i gas esempio

22. Miscele di gas. Pressione parziale N2, O2, CO2, H2O P= PN2+ PO2 + PCO2 + PH2O

23. Equazione di stato in miscele di gas

24. Esercizi sui gas • Calcolare la densità della CO2 a 25 °C ed 1 atmosfera. • Quanto pesa 1 m3 di aria a 1 atmosfera e 20 °C? Si considera l’aria costituita dal 21 % di O2 e dal 79 % di N2.

25. La teoria cinetica dei gas La base della teoria cinetica(dal greco kinesis =movimento) dei gas si fonda su tre semplici assunzioni: • Un gas consiste di molecole in movimento continuo e casuale. • Le molecole sono particelle puntiformi infinitamente piccole che si spostano secondo traiettorie rettilinee interrotte da collisioni. • Le molecole di un gas non interagiscono le une con le altre eccetto che nel momento della collisione. Essa dice che la pressione e il volume di un gas sono tra loro in relazione attraverso l'equazione: 1/3 nMv2=nRT dove n è il numero di moli di molecole presenti nel gas, M è la massa molecolare delle molecole e v è la velocità quadratica media delle molecole La velocità delle particelle dipende SOLO dalla temperatura Allo zero assoluto (T= 0 K), tutte le molecole sono ferme Ecco perché lo zero assoluto corrisponde ad uno stato della materia che NON puo’ essere raggiunto

26. I gas reali I composti in fase gassosa NON sono gas ideali. Esistono sempre tra le molecole delle forze intermolecolari Il modello cinetico ci fa capire quando un gas puo’ avvicinarsi alle condizioni di idealità Aumentando la T Diminuendo la Pressione Aumentando il volume Diminuendo la T,oppure aumentando la Pressione, il sistema si allontana dalla idealità, fino a che il composto non cambia di stato ed il gas diventa un liquido

27. Equazione di stato modificata PV=nRT equazione di stato del gas perfetto (P + a n2/V2)(V-nb) = nRT equazione di van der Waals per i gas reali Il volume a disposizione delle particelle si ottiene sottraendo al volume del recipiente quello occupato dalle molecole b e’ una costante tipica di ogni gas Se aumentano le forze di attrazione diminuisce la pressione totale a e’ diverso da gas a gas

28. La distribuzione delle velocità molecolari secondo Maxwell • Una singola molecola va incontro a miliardi di cambiamenti della velocità ogni secondo. • la percentuale di molecole che in un dato istante si muovono a ognuna delle possibili velocità è nota come distribuzione delle velocità molecolari di quel gas. • La formula generale di questa distribuzione fu proposta da Maxwell.

29. Diffusione • La penetrazione di una sostanza nella fase massiva di un'altra è dettadiffusione. Due gas diffondono uno nell'altro perché le loro molecole si muovono caoticamente. La velocità di diffusione di un gas dipende dalla velocità delle molecole • A temperatura costante la velocità media delle molecole di un gas è proporzionale alla radice quadrata del peso molecolare di queste. • Legge di Graham: la velocità di diffusione di un gas è inversamente proporzionale alla radice quadrata del peso molecolare delle molecole.

30. Velocità delle molecole •  Le molecole allo stato gassoso si spostano con velocità simili a quella del suono. • Il suono si trasmette in una sostanza grazie allo spostamento delle molecole di questa. • La velocità del suono nell'aria è pari a circa 300 m/s (circa 1080 km/h), la velocità media delle molecole presenti nell'aria ha un valore simile.

31. Pressione di vapore P=0 Pv vapore Alla pompa da vuoto liquido Pressione di vapore : la pressione del vapore in equilibrio con il liquido

32. Il numero delle molecole che abitano la superficie e che hanno energia cinetica uguale ad E o maggiore di E è una funzione esponenziale di T E T1 NE = N • e-E/RT T2 n° T3 liquido ENERGIA CINETICA

33. Pv NE = N • e-E/RT PV = k • N • e-E/RT Pv T

34. NE = N • e-E/RT PV = k • N • e-E/RT Temperatura di ebollizione Pv P 1 atm P esterna Pv T

35. In un sistema chiuso, la pressione di vapore è funzione esponenziale della temperatura assoluta In un sistema aperto, quando Pv= Pesterna si ha ebollizione del liquido P esterna Pv Pv

36. CAMBIAMENTI DI STATO sublimazione fusione ebollizione S V L solidificazione condensazione brinamento

37. H2O vapore L V liquido 100°C S L 0°C P=1 atm fusione ebollizione T E M P E R A T U R A solido Calore ceduto al sistema

38. Passaggi di stato • Le sostanze passano da solido liquido  gas all’aumentare della temperatura. • Le transizioni variano con la pressione • Possono essere rappresentate da un grafico pressione vs temperatura (diagramma di stato)

39. Temperatura di fusione dell'acqua a pressioni diverse Pressione esterna P (atm) T (°C) 1 0.0 290 -2.0 580 -4.8 870 -7.6 1160 -10.4 1450 -13.0

40. Pressione esterna Temperatura di fusione dell'acqua a pressioni diverse P R E S S I O N E 1atm P (atm) T (°C) 1 0.0 290 -2.0 580 -4.8 870 -7.6 1160 -10.4 1450 -13.0 5 mmHg 0°C 0.01°C TEMPERATURA

41. La pressione di vapore dell’acqua liquida è funzione della temperatura T (°C) P (atm) 10 0.0121 30 0.0419 50 0.122 70 0.308 90 0.692 100 1.00 200 15.34 P La temperatura di ebollizione dipende dalla pressione esterna

42. 1 atm S V L P 5 mmHg T 0 °C 100°C 0.01 °C

43. Pressione di vapore del ghiaccio a temperature diverse P T (°C) P (atm) -60 1.05 x 10-5 -40 1.28 x 10-4 -25 6.26 x 10-4 -15 1.63 x 10-3 -5 3.95 x 10-3 0.01 6.03 x 10-3

44. A B a b P=1atm L S a’ b’ P<1atm P V 4.58 mmHg O c P<4,58 mmHg C 0.01°C 100°C 0°C T

45. Diagramma di stato di H2O E CO2

46. La liquefazione dei gas • A temperature al di sotto del punto di ebollizione il gas si condensa, passando allo stato liquido. In queste condizioni le molecole si muovono troppo lentamente per poter sfuggire alle forze attrattive intermolecolari e il campione si condensa in molecole trattenute dalle forze attrattive. • In un gas in l'aumento della distanza media tra le particelle causa una diminuzione della velocità media di queste. In altre parole, quando un gas si espande esso si raffredda. .Questo comportamento è noto come effetto Joule-Thomson.

47. Conclusioni • L’aumento della temperatura fa aumentare il moto delle particelle • Diminuisce le forze di legame tra le particelle • Induce la transizione da • Solido (forti legami)  • Liquido (Legami transienti)  • Gas (nessun legame)

48. Riscaldamento di 3 moli di ghiaccio da - 10 °C a 125 °C a pressione atmosferica