Che materia stai cercando?

Appunti sullo stato gassoso corso di Chimica generale e inorganica, Prof.ssa Pappalardo, libro consigliato Fondamenti di chimica, Lanfredi, Tiripicchio

Appunti inerenti lo stato gassoso tratti dal corso di Chimica generale ed inorganica con elementi di organica secondo il testo suggerito dal docente Pappalardo "Fondamenti di chimica" di Lanfredi, Tiripicchio, dell'università degli Studi del Sannio - Unisannio. Scarica il file in formato PDF!

Esame di Chimica generale ed inorganica con elementi di organica docente Prof. D. Pappalardo

Anteprima

ESTRATTO DOCUMENTO

Nell’equazione di stato dei gas perfetti sono comprese molte leggi:

La legge delle trasformazioni isoterme formulata da Boyle secondo la quale a temperatura

(a) costante il volume di un gas è inversamente proporzionale alla pressione:

V = C/P oppure P ∙ V = P ∙ V (trasformazioni isoterme)

1 1 2 2

Dove C è una costante che dipende dalla massa e dalla temperatura del gas, 1 e 2 delineano

il volume e la pressione del gas allo stato iniziale prima e allo stato finale dopo. Le

trasformazioni isoterme in un diagramma in cui si riporti la pressione in funzione del

volume sono rappresentate da iperboli equilatere;

La legge delle trasformazioni isobare a (pressione costante) e delle trasformazioni isocore

(b) (volume costante) dette comunemente leggi di Gay – Lussac. Secondo la legge delle

trasformazioni isobare il volume del gas varia proporzionalmente al valore della temperatura

assoluta:

V= C ∙ T oppure V / T = V / T (trasformazioni isobare)

1 1 2 2

Nelle trasformazioni isocore la pressione di un gas varia proporzionalmente alla

temperatura:

’’

P = C ∙ T oppure P / T = P / T (trasformazioni isocore)

1 1 2 2

La legge di Avogadro secondo la quale volumi uguali di gas nelle stesse condizioni di

(c) temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle.

PV = n RT PV = n RT da cui si deduce che n = n

A B A B

Applicazione dell’equazione dei gas perfetti.

L’equazione dei gas perfetti PV = nRT dove n = ω/M (ω = grammi di gas e M = massa molare)

diventa PV = (ω/M)RT

Da cui si può dedurre:

la massa molare M: M = ωRT/(PV)

- la dipendenza della densità di un gas dalla T e dalla P: d = ω/V = PM/RT

- la relazione tra le densità di due gas diversi (A e B) nelle stesse condizioni di temperatura e

- pressione: d /d = M /M

A B A B

il rapporto d /d rappresenta la densità relativa di un gas molare M rispetto a uno di massa

A B A

molare M preso come riferimento.

B

Miscele gassose.

Per le miscele gassose sono valide la legge delle pressioni parziali di Dalton e la legge dei volumi

parziali di Amagat.

Legge di Dalton delle pressioni parziali: per una miscela di gas (A, B, C…) che non reagiscono tra

loro la pressione totale è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti:

P = P + P + P +… = ∑P

tot A B C i

Dove per pressione parziale P , P ,P si intende la pressione che ogni singolo componente

A B C

eserciterebbe se avesse a disposizione alla stessa temperatura il volume totale (V ) cioè:

tot

P = n (RT/ V ) P = n (RT/ V )

A A tot B B tot

Questa legge si ricava dall’equazione dei gas perfetti:

P V = (n +n )RT

tot tot A B

P = n (RT/ V ) + n (RT/ V ) = n (RT/ V ) = P + P … = ∑P

tot A tot B tot tot tot A B i

Legge di Amagat dei volumi parziali: il volume totale di una miscela gassosa è uguale alla somma

dei volumi parziali dei singoli componenti:

V = V + V + … = ∑V

tot A B i

Dove per volume parziale V , V di ogni componente della miscela gassosa si intende il volume che

A B

esso occuperebbe se da solo, alla stessa temperatura fosse sottoposto alla pressione totale della

miscela:

V = n RT/P V = n RT/P

A A tot B B tot

Dall’equazione dei gas perfetti si deduce:

V = (n + n )RT/ P

tot A B tot

V = n (RT/ P ) + n (RT/ P ) = n (RT/ P ) = V + V = ∑V

tot A tot B tot tot tot A B i

Dai rapporti pressione parziale / pressione totale e volume parziale / volume totale si deduce:

P/P = n/n V/V = n/n

tot tot tot tot

Ponendo n/n = x (frazione molare del componente) si ha: P = xP V = xV

tot tot tot

La pressione parziale di un componente è uguale al prodotto tra la sua frazione molare e il la sua

pressione totale, relazione analoga si ha per il volume parziale. Isolando la frazione molare delle

ultime due relazioni si ha: P/P = V/V

tot tot

Il rapporto tra la pressione parziale e la pressione totale è uguale al rapporto tra il volume occupato

da un componente e quello della miscela gassosa. Questo rapporto moltiplicato per cento dà

informazioni sulla percentuale del componente presente nella miscela gassosa.

Diffusione ed effusione dei gas. Legge di Graham.

Il movimento di un gas nello spazio o il suo miscelamento con un altro gas sono chiamati

diffusione, mentre il passaggio di un gas attraverso un sottile orifizio o attraverso un setto poroso si

chiama effusione. L’effetto della diffusione è quello di mantenere costante la composizione di una

miscela gassosa in ogni punto del recipiente chiuso. I gas presenti nell’atmosfera si diffondono: un

gas che si trova in concentrazione più elevata in un sito tende a diffondersi nell’area circostante.

Molecole con alta velocità effondono e diffondono più velocemente di molecole con basse velocità.

Si è verificato sperimentalmente che la velocità di effusione dei gas è diversa per ogni componente

della miscela ed è legata alla massa molare del singolo gas: le molecole più leggere effondono più

rapidamente rispetto a quelle più pesanti.

Legge di Graham (legge di effusione/diffusione dei gas): Graham trovò che il rapporto tra i tempi

di effusione di volumi uguali di due diversi gas A e B (stesse condizioni di temperatura e pressione)

è uguale al rapporto delle redici quadrate delle loro densità a o al rapporto delle radici quadrate

delle loro masse molari. 1/2 1/2

t /t = (d /d ) = (M /M )

A B A B A B

La legge dell’effusione e della diffusione dei gas trova numerose applicazioni teoriche e pratiche.

Tra le applicazioni teoriche vi è la possibilità di calcolare la velocità di diffusione di una gas rispetto

ad un altro.

t /t = v /v

A B B A

B1/2 A1/2

v = (M /M )v

A B

La velocità di diffusione dell’idrogeno è quattro volte quella dell’ossigeno. Tra le applicazioni

pratiche ricordiamo la preparazione delle barre di combustibile dei reattori a fissione nucleare.

Cenni sulla teoria cinetica dei gas.

La teoria cinetica dei gas si basa su alcuni presupposti:

il gas è costituito da particelle (molecole) puntiformi assimilabili a piccole sfere molto

(a) lontane tra di loro tra cui non esistono forze sia attrattive che repulsive e il cui volume è

trascurabile rispetto a quello occupato dal gas;

le particelle si muovono costantemente con un moto rettilineo in tutte le distanze urtandosi

(b) fra loro e urtando contro le pareti del recipiente causando la pressione del gas; gli urti sono

elastici (l’energia cinetica degli urti resta costante);

le molecole trasformano l’energia termica in energia cinetica e con l’aumentare della

(c) temperatura aumenta l’energia cinetica media.


PAGINE

8

PESO

28.77 KB

AUTORE

Sgt.Fury

PUBBLICATO

9 mesi fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in scienze geologiche
SSD:
A.A.: 2013-2014

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Sgt.Fury di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica generale ed inorganica con elementi di organica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Sannio - Unisannio o del prof Pappalardo Daniela.

Acquista con carta o conto PayPal

Scarica il file tutte le volte che vuoi

Paga con un conto PayPal per usufruire della garanzia Soddisfatto o rimborsato

Recensioni
Ti è piaciuto questo appunto? Valutalo!

Altri appunti di Chimica generale ed inorganica con elementi di organica

Appunti sullo stato liquido per l'esame di Chimcia generale e inorganica con elementi di organica, Prof. Pappalardo, Libro consigliato Fondamenti di chimica, Lanfredi, Tiripicchio
Appunto