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

Legge di Boyle (T costante)

P·V = K

P₁U₁ = P₂U₂

P ∝ 1/V

P·V = nRT

maggiore è la pressione minore il volume

Legge di Charles (P costante)

V = V₀(1 + αt) → y = mx + q

V₀ = volume occupato alla temperatura di 0°C

α = 1/273,15

V = V₀ + αV₀T

V = 0 per t = -273,15°C

T = -273,15°C -> V = 0 -> non ho senso -> -273,15°C è la temperatura più bassa

costante

V = K·T

maggiore è la T maggiore è il volume occupato dal gas

se scaldo il gas aumenta il volume

• V₁/T₁ = V₂/T₂

Legge di Gay-Lussac (V costante)

P = P₀ (1 + αt) con α = 1 / 273,15

P₀ = pressione misurata a t = 0 °C

P · cost. T

P ∝ T

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

per t < -273,15°C ho P ≥ 0 → impossibile o 0 K se la temperatura è bassa

Nota: Principio di Avogadro

Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di T e pressione contengono lo stesso n° di molec.

per 1 mole di gas

P · U = RT

Risulta: Z = P·V / RT

Z = 1 per il gas perfetto

per i gas reali Z tende a 1 col diminuire della pressione

le curve dipendono dalle attrazioni

Z aumenta: il comportamento del gas reale si discosta dal comportamento del gas ideale

Soluzione ideale di tensione di vapore

Vale per soluzioni ideali (interazioni soluto-solvente = solvente-solvente e soluto-soluto)

λ₁: solutoλ₂: solvente

P: tensione di vapore della soluzione

P = λ₁P₁ + λ₂P₂

P₁ = Tensione di vapore del soluto

Aumenta la concentrazione del soluto

Ip1: soluzioni molto diluite = il soluto è poco (P₁ << P₂)

P = λ₂P₂

P = λ₂P₂

m.o: λ₁ + λ₂ = 1

P = (1 - λ₁)P₂ = P₂ - λ₁P₂

^ΔP/_P2 = λ₁

Legge di Raoult

P₂ - P = ΔP

P₂: Tensione di vapore del solvente puro

La tensione di vapore si abbassa tanto più quanto la soluzione è concentrata

Si definisce trasformazione esotermica quando durante la trasformazione il sistema cede calore all'ambiente ed è segno ⁻Q. Esempio: se si scioglie lo zucchero in H₂O. Si definisce trasformazione endotermica quando durante la trasformazione il sistema cede calore all'ambiente ed è segnato ⁻Q. Esempio: combustione.

⁻(⁻W) se è l’ambiente fa lavoro sul sistema +(⁻W) se il sistema fa lavoro sull’ambiente

Press esterna = press interna = equilibrio

Il pistone si può alzare e abbassare.

Espansione pi > pe

Equilibrio

Il mio pistone si è alzato di una quantità infinitesima ds.

W = f_s · s → dW = f_s · ds

Superficie del cilindro - S

ds = dV : S = ds

Pressione interna - PmT = Fint Fint = PmT · S

dW = Fint · ds

dW = Fint · S · ds = dW = PmT · S · (ds)

dW = PdV dW = PdV

dW = ∫_V1^V2 PdV- area

Si ha l'equilibrio dinamico quando le funzioni che definiscono lo stato del sistema rimangono costanti nel tempo.

Esempio

C + O₂ → CO₂

C.S. P-K

Q_P? Q_P = ΔH_R°

ΔH_R° = ΔH_f^o prodotti - ΔH_f^o reagenti

ΔH_R° = ΔH_f^o (CO₂) - ΔH_f^o (C)

= ΔH_f^o (O₂)

ΔH_f^o = ΔH_f^o (CO₂) = -393,5 kJ/mol

la formazione di 1 mole di CO₂ determina la cessione di una quantità di calore pari a -393,5 kJ

CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

Q_P? per 1600kg di CH₄?

Q_P = ΔH_R° per C.S.

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

(g) (g) (g) (g)

ΔH_R° = Q_P = ΔH_f^o (CO₂) + 2ΔH_f^o (H₂O) - ΔH_f^o (CH₄) - 2ΔH_f^o (O₂)

H_f^o finale

Determinazione O

= 1(-393,5) + 2(-285,8) - 1(-74,9)

= -890,2 kJ → Reazione esotermica nel caso della combustione di ½ mole di CH₄, cioè 16 g di metano

Q/4g di m CH₄ = J : 16 = MJ

Se faccio reagire 1600kg di CH₄ faccio

16 g di CH₄ : 890,2 kJ = 1600kg CH₄ : x

16 g di CH₄ : 890,2 kJ = 1,6 : g CH₄ : x

16 ^890,2₁₀₅