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

Legge di Boyle (T costante)

P · V = K

Pi Vi = Pf Vf

P1 V1 = P2 V2

P = 1/α · V

P · V = m · R · T / peso molecolare

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 = V0 per t. = -273,15°C

TK(°): 273,15 + t(°C) = 0

OK è la temperatura bassa

Sostituendo α a 1/273,15 e da temperatura mk ottengo

V = K T

costante

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

maggioro è la pressione minore il volume

LEGGE DI CHARLES (P COSTANTE)

V = V₀(1 + αt)

V₀ = volume occupato dalla temperatura d 0°C

α = 1/273,15

V = V₀ + αV₀T

T_(°C)

T = -273,15^°C → V 20 = 0 ma non ha senso

T(K) = 273,15 + t(°C) = 0 OK

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 < -273,15°C no

P ≥ 0 è possibile

→ 0 K è la temperatura più bassa

NOTA: PRINCIPIO DI AVOGADRO

• Volume uguale di gas diversi, nelle stesse condizioni di t e pressione contengono lo stesso n° di moli.

per i gas reali:

• z tende a 1 col diminuire della pressione
• le curve dipendono dalle attrazioni

+ aumenta 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 fissa 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 attualmente correlato alla natura delle particelle

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.: gaseosa (gassosa) liquidia (liquido) solida (solido)

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 n° 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 del 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 con e e_c più quoto rispetto a ḡs cresce di aumento proporzionalmente al numero di particelle evaporate.

Queste particelle hanno una alta probabilità di incontrare la superficie del liquido di ritornare a fare parte di esso e il numero delle particelle in fase vapore è costante purché al numero delle particelle rimanga evaporate.

La pressione gassosa corrispondente all'equilibrio liquido-vapore alla temperatura T viene indicata come pressione di vapore saturo o come tensione di vapore (o pressione 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 inversam