Gas ideali

-Stato dei gas definito attraverso quattro parametri: P, T, V e n
-La legge dei gas ideali vale se le condizioni sono molto vicine a quelle esposte dal modello cinetico
-La legge dei gas ideali funziona bene a V elevati e T non troppo basse o con P basse (gas rarefatti)

Equazione di stato
1) Legge di Boyle--> PV=K
P e V inversamente proporzionali
Diminuendo il V-->aumenta la concentrazione→aumentano gli urti--> aumenta P
2)Legge di Charles
V=KT
(P costante )
-Arrivo ad un limite minimo di T (non posso diminuire il volume all’infinito)
-L’intercetta con l’asse T è -273°C--> non si può andare al di sotto di questa temperatura--> lo zero assoluto della scala Kelvin
3) Legge di Avogadro
V=Kn
(P e T costanti)
n= numero di moli
22.414 dm3 di qualsiasi gas contengono un numero di Avogadro di molecole di gas--> 22.414 dm3 = 1 mol (in condizioni STP)

STP (standard T e P)= 0°C (273.15 K), 1 atm

combinazione delle 3 leggi--> PV=nrT
dove R= costante dei gas= 0.08206 (dm3 x atm)/(mol K)

Gas reali
Ci possono essere delle deviazioni dall’idealità. A cosa sono dovute?
-Molecole non puntiformi (hanno un volume non trascurabile detto covolume)
-Attrazioni di VdW tra molecole-->diminuisce la forza con cui urtano le pareti-->diminuisce P

L’ equazione dei gas reali (di van der Waals) ha due fattori correttivi per far funzionare la legge dei gas ideali, uno per la pressione e uno per il volume.
a=parametro che tiene conto delle VdW facendo aumentare P-->a aumenta con la polarità
b= covolume--> proporzionale alla dimensione degli atomi della molecola

Se aumento P (diminuendo V)--> interazioni di VdW e covolume si fanno sentire di più--> usciamo dall’idealità
Se aumento T--> aumenta velocità delle molecole-->aumenta l’energia cinetica che si fa sentire di più rispetto alle interazioni di vdW-->mi avvicino all’idealità

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