Appunti Chimica : leggi dei gas, proprietà colligative, pressione osmotica e termodinamica con esercizi

Legge di Boyle

T costante

P · V = K

P₁ V₁ = P₂ V₂

P = 1/α · V

P · V = m · R · T / peso molecolare

Legge di Charles

P costante

V = V₀ (1 + αt)

V₀ = volume occupato alla temperatura di 0°C

α = 1/273,15

V = V₀ + αV₀T

T_(°C): T = -273,15°C

T(K): 273,15 + t(°C) = 0 K

È la temperatura più bassa.

Sostituendo α a 1/273,15 e da temperatura ottengo V = K T.

Maggiore è la T, maggiore è il volume occupato dal gas. V α T

Se scaldo il gas, aumenta il volume.

Legge di Boyle

T costante

P · V = k

P₁, V₁ - P₂, V₂

P = 1/α · V

P · V = m · RT

Maggiore è la pressione, minore il volume.

Legge di Charles

P costante

V = V₀(1 + αt)

V₀ = volume occupato alla temperatura di 0°C

α = 1/273,15

V = V₀ + αV₀T

T_(°C): T = -273,15°C → V = 0, ma non ha senso

T(K) = 273,15 + t(°C) = 0 K

V = kT

Se scaldo il gas, aumenta il volume.

Legge di Gay-Lussac

V costante

P = P₀ (1 + αt)

α = 1/273,15

P₀ = pressione registrata a t=0°C

P = cost. T

P ∝ T

La pressione si annulla per t = -273,15°C.

Per t P ≥ 0 è possibile → 0 K è la temperatura più bassa.

Nota: Principio di Avogadro

Volume uguale di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di moli.

Per i gas reali: z tende a 1 col diminuire della pressione, le curve dipendono dalle attrazioni.

Con l’aumentare di T, il comportamento del gas reale si discosta dal comportamento del gas ideale.

Per 1 mole di gas:

• P.U. = R.T
• z = P.U/RT
• z = 1 per i gas perfetti

T = fissa la retta che descrive il comportamento del gas reale.

Equazione di Van der Waals

È l'equazione per i gas reali:

(P + a^m²/_V²) (V - mb) = nRT

• a - forze attrattive [m⁶ Pa/mol²]
• b - volume di N moli

a è correlato alla natura delle particelle, il volume delle molecole, le dimensioni delle molecole influenzano la pressione.

Legge di Dalton

Miscela dei Gas

P · V = n · R · T

P_A = m_A · R · T / V

P = m_T · R · T / V

P_A = X_A · P

Frazione Molare

X_i = m_i / m_T

X_A + X_B = 1

X_B = 1 - X_A

Pa ∝ X_a

Soluzioni

Una soluzione è una miscela omogenea di più componenti. Un sistema omogeneo, ovvero un sistema costituito da un'unica fase. Es.: gassosa, liquida, solida.

Tra questi componenti si distingue il solvente, che è il componente con quantità maggiore, e tutti gli altri si chiamano soluti.

Devo quindi conoscere le concentrazioni relative con il Molarità M [mol/dm³].

La molalità m indica il numero di moli riferite ad 1 Kg di solvente.

Frazione Molare di 2 Componenti A e B

X_A = ^mA/_mA+mB

X_B = ^mB/_mA+mB

X_A x X_B ≠ γ

Proprietà Colligative

Esse dipendono solo dal numero di particelle in soluzione e non dalla loro natura.

1. Tensione di vapore nelle soluzioni
2. Abbassamento crioscopico
3. Innalzamento ebullioscopico
4. Pressione osmotica

Tensione di Vapore

Immaginiamo di riempire parzialmente con un liquido un recipiente chiuso nel quale sia stato fatto previamente il vuoto onde il mantenimento è costante. Succede che un certo numero di particelle evaporando, stabiliscono una pressione gassosa al di sopra del liquido, e quando il numero medio di particelle cresce, c’è un aumento proporzionale delle particelle evaporate. Queste particelle hanno una alta probabilità di incontrare la superficie del liquido e tornare a fare parte di esso. Il numero delle particelle in fase vapore è costante purché il numero delle particelle evaporate rimanga costante.

La pressione gassosa corrispondente all'equilibrio liquido-vapore alla temperatura T viene indicata come pressione di vapore saturo o come tensione di vapore del liquido considerato. La tensione di vapore si abbassa tanto più la soluzione è concentrata. Tensione di vapore e concentrazione del soluto sono inversamente proporzionali.