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degli atomi coinvolti(dimensioni) e dall`eventuale n° di coppie solitarie che circondano gli

atomi e che si dispongono nello spazio circostante in modo da minimizzare le eventuali

repulsioni con altri doppietti elettronici.

disposizioni geometriche

Le di una generica molecola possono essere 5:

1)disposizione lineare: angoli di legame 180° (es CO : O=C=O).

2

L`atomo centrale ha una ibridazione sp dunque si lega all`atomo X

mediante due legami covalenti opposti; i due orbitali p avanzanti o

σ

vuoti elettroni

sono , oppure contengono eventuali (se spaiati legami

se appaiati si dispongono in modo da annullarsi)

π; 

2)trigonale planare: angoli di legame 120° (es BF ). L`atomo centrale ha

3

2

ibridazione sp dunque si lega con legami semplici mentre l`orbitale p

σ,

avanzante può essere vuoto, occupato da un elettrone spaiato (e dunque

formare un legame occupato da due elettroni appaiati e dunque

π),

provocare delle distorsioni. 2

NOTA: nelle ibridazioni sp, sp , un`eventuale presenza di un doppio legame (o triplo, per

l`ibridazione sp) determina un`ulteriore distorsione degli angoli di legame, in quanto la

lunghezza di un doppio legame è minore e quindi i doppietti solitari presenti sull`atomo legato

all`atomo centrale ibridato eserciteranno una forza repulsiva sugli elettroni di legame

dell`atomo

ibridizzato.

3)tetraedrica: angoli di legame 109.5° (es CH ). L`atomo centrale ha

4

3

ibridazione sp , dunque non ci sono orbitali p avanzanti. Eventuali

distorsioni possono essere provocate dalla presenza di un doppietto

)

solitario in uno dei quattro orbitali ibridi (come nel caso di NH o dalla

3

presenza di due doppietti solitari ciascuno in un orbitale ibrido (come nel

caso dell`H O). La presenza di questi doppietti solitari determina

2

distorsioni nella geometria perché essi occupano più spazio delle coppie di

legame (obbligate a situarsi nelle zone di sovrapposizione degli orbitali) per

cui respingono le altre coppie elettroniche con maggior

efficacia (in quanto sono attratte maggiormente dal

nucleo): questo nella molecola NH comporta una

3

riduzione degli angoli a 107°, mentre nella molecola

d`acqua (dove i doppietti solitari sono 2) una riduzione

degli angoli a 104,30°).

4)bipiramidale trigonale

5)ottaedrica

7) IL LEGAME CHIMICO III

La teoria del legame di valenza (VM) è molto utile per spiegare la struttura e la geometria

delle molecole ma non fornisce informazioni dirette sulle energie di legame e non riesce a

spiegare le proprietà magnetiche di alcune sostanze e a descrivere gli stati eccitati delle

molecole (e quindi ad interpretare le loro proprietà spettroscopiche). L`ossigeno O , secondo

2

la teoria del legame di

valenza, dovrebbe

essere una molecola

diamagnetica

; al

contrario

sperimentalmente si

nota che essa è una

paramagnetica

molecola .

Per questi motivi si è sviluppata una nuova teoria, la Teoria degli Orbitali Molecolari (MO).

La teoria OM si basa sul concetto che quando gli atomi formano un legame per dare una

molecola, hanno origine orbitali distinti dagli orbitali atomici, che prendono il nome di orbitali

molecolari. NOTA: gli orbitali molecolari prevedono la combinazione di

orbitali atomici di due atomi differenti; gli orbitali ibridi, invece,

prevedono la combinazione di orbitali atomici di uno stesso

atomo.

Ciò può avvenire solo se gli orbitali atomici coinvolti hanno energia poco diversa, hanno

opportune simmetrie (ad esempio la sovrapposizione di due Px genera un legame la

σ,

sovrapposizione laterale di Py o Pz genera legami le superfici limite devono sovrapporsi il

π),

più possibile.

Ad ogni orbitale atomico (che è descritto dal moto di un elettrone spaiato) è possibile

associare una funzione d`onda è descritto dalla funzione

Ψ , cosicché l`orbitale molecolare

A-B

d`onda , combinazione lineare delle due funzioni d`onda che descrivono gli orbitali atomici

Ψ

M

di partenza ( ): tale funzione d`onda possiede specifici numeri quantici che

Ψ

METODO L.C.A.O. M

ne determinano l`energia (che corrisponde alla quantità di energia necessaria per allontanare

l`elettrone che occupa quell`orbitale molecolare) e la forma, ed il suo quadrato rappresenta la

probabilità di trovare un elettrone nello spazio.

Secondo il metodo L.C.A.O. le funzioni

d`onda di due orbitali atomici si combinano

interferenza costruttiva

per somma ( ) o per

interferenza distruttiva

differenza ( )

generando le funzioni d`onda di altrettanti

orbitali molecolari Ψ(+),Ψ(-).

L`orbitale generato dalla sovrapposizione in fase degli orbitali atomici, è chiamato

Ψ(+),

orbitale di legame e quando l`elettrone si trova in esso allora il legame tra i due nuclei degli

atomi che si legano è molto stabile.

L`orbitale generato dalla sovrapposizione fuori fase degli orbitali atomici, è chiamato

Ψ(-),

orbitale di anti-legame e quando l`elettrone si trova in esso, è favorita la dissociazione della

molecola.

orbitale di legame orbitale di anti-legame (

L` è a contenuto energetico minore rispetto all` in

quanto una molecola presenta un contenuto energetico potenziale inferiore rispetto a due

atomi singoli), e presenta un minimo in prossimità della distanza di legame perché in questa

curva dell`energia potenziale

circostanza la molecola è particolarmente stabile: dunque dalla della molecola è possibile

prevedere la lunghezza di

legame di essa che

corrisponde al valore

minimo dell`energia [nel

caso dell`idrogeno è stato

trovato il valore di 74 pm

che conferma il valore

sperimentale].

PROBABILITÀ DI TROVARE L`ELETTRONE NEGLI ORBITALI MOLECOLARI, o NEGLI

ORBITALI ATOMICI

La funzione d`onda che descrive la posizione dell`elettrone nell`orbitale molecolare è quella

,

orbitale di legame

dell` e dunque +Ψ per cui la probabilità di trovare l`elettrone

Ψ=Ψ A B

nell`orbitale molecolare è:

A2 B2

= +2Ψ

Ψ Ψ Ψ +Ψ

2 A B

La funzione d`onda che descrive invece la posizione dell`elettrone negli orbitali atomici è

orbitale di anti-legame

quella dell` e dunque -Ψ per cui la probabilità di trovare

Ψ=Ψ A B,

l`elettrone nell`orbitale atomico è:

A2 B2

= -2Ψ

Ψ Ψ Ψ +Ψ

2 A B

Come si vede le due probabilità differiscono per il doppio prodotto 2Ψ che prende il nome

Ψ

A B,

orbitali molecolari di legame

di integrale di sovrapposizione: esso è positivo per gli (nei quali

dunque la probabilità di trovare l`elettrone è maggiore rispetto agli orbitali atomici separati);

orbitali molecolari di anti-legame

esso è negativo per gli (nei quali dunque la probabilità di

trovare l`elettrone è minore rispetto agli orbitali atomici separati).

Nella formazione di una molecola, se si combinano n orbitali atomici si ottengono n orbitali

di legame di anti-legame

molecolari, metà e metà [se n è dispari, 1 orbitale sarà di non

legame].

L`ordine di legame di una molecola è la semidifferenza tra il numero degli elettroni che si

trovano negli orbitali di legame e il numero degli elettroni che si trovano negli orbitali di anti-

legame: quando l`ordine è 0 la molecola non può esistere ( ad esempio la molecola He non può

2

esistere); se l`ordine è > 0 sono di più gli elettroni che si trovano negli orbitali di legame e

quindi è favorita l`associazione della molecola (più l`ordine è grande più l`energia di legame è

maggiore, più la distanza tra i nuclei degli atomi è minore); se l`ordine è <0 gli elettroni si

trovano maggiormente negli orbitali di anti-legame e dunque sarà favorita la dissociazione

della molecola e la formazione degli orbitali atomici relativi a ciascun nucleo.

L`ultimo orbitale molecolare contenente elettroni è detto HOMO (H=highest); il primo

orbitale molecolare vuoto è detto LUMO (L=lowest): questi orbitali molecolari sono gli orbitali

molecolari di frontiera.

LEGAME METALLICO

Se si considera un composto metallico, si nota come gli atomi che lo costituiscono non possono

legame covalente

essere legati né tramite un (perché il numero degli elettroni di valenza è

troppo piccolo per formare un numero di legami così elevati (circa 8-12) che consentano di

legame ionico

raggiungere una configurazione stabile) né un (perché è impensabile che atomi

dello stesso elemento tendano a cedere e ad acquistare elettroni tra di loro): esiste pertanto

un altro tipo di legame, specifico di atomi con bassa elettronegatività (i metalli), tendenti a

cedere elettroni e dunque a formare cationi. Nel legame metallico gli atomi tendono a

circondarsi di altri atomi dello stesso tipo e disporsi in reticoli ordinati ad alta densità: ad

-

esempio ogni atomo di Na tende a circondarsi di altri 8-12 atomi. Gli elettroni e interni di

ogni atomo sono attratti dal nucleo di ciascun atomo, mentre gli elettroni di valenza sono

mare di elettroni

delocalizzati su tutta la struttura, tant`è che si parla di un `` `` che

circonda la parte fissa della struttura metallica (rappresentata dai nuclei).

La delocalizzazione degli elettroni consente una facile mobilità di essi, per cui i composti

metallici risultano essere:

-buoni conduttori di elettricità: gli elettroni delocalizzati in presenza di un Campo Elettrico si

dirigono verso il potenziale positivo del campo elettrico. La conducibilità elettrica diminuisce

aumentare della Temperatura

all` perché uno stato eccitato porta i nuclei a vibrare e dunque

ad esercitare una maggiore resistenza sul movimento degli elettroni;

-facilmente malleabili: poiché gli elettroni delocalizzati sono in

condivisione con tutti gli atomi del composto metallico, il legame

adirezionale

metallico risulta e pertanto il composto è facilmente

malleabile: i piani reticolari costituiti dai nuclei (a differenza dei

piani reticolari di un composto ionico costituiti da ioni positivi e

negativi) possono slittare l`uno sull`altro senza che venga

modificata la struttura cristallina, in quanto non si azionano

forze repulsive che portano alla rottura del cristallo (come

avviene per i composti ionici).

-Inoltre i composti metallici sono opachi in quanto gli elettroni delocalizzati (che vengono ad

esempio promossi) assorbono la radiazione luminosa e sono in grado di rifletterla, ricadendo in

livelli energetici più bassi.

Le caratteristiche dei metalli possono essere

spiegate ricorrendo alla teoria degli orbitali

molecolari che considera il cristallo metallico

molecola gigante

come una nella quale gli orbitali

molecolari, ottenuti dalla combinazione lineare

degli orbitali atomici, sono estesi a tutti gli

atomi del cristallo: quando il numero di orbitali

atomici che si combinano per dare origine ad

altrettanti orbitali molecolari (metà di legame e metà di antilegame) è molto elevato, la

distanza tra i livelli energetici degli orbitali molecolari diventa sempre più piccola, per cui si

ottiene una banda di energia praticamente continua. A seconda del tipo di orbitali atomici

coinvolti (e quindi al loro livello energetico) vi saranno diverse bande energetiche: la banda

banda di valenza

energetica più esterna riempita da elettroni è detta e contiene gli elettroni

delocalizzati su tutto il reticolo; gli elettroni che invece occupano le bande più interne sono

localizzati sui singoli atomi; la banda a contenuto energetico maggiore rispetto alla banda di

banda di conduzione

valenza che risulta essere vuota è detta . Le varie bande energetiche sono

separate da bande proibite (dette bande gap) che non sono occupate da elettroni.

Il modello a bande sviluppato può essere applicato a qualsiasi solido cristallino e permette di

stabilire se una sostanza è un conduttore oppure un isolante: la conducibilità di un solido

infatti è determinata dalla differenza di energia tra le varie bande e dalla distribuzione degli

elettroni su di esse.

Sono conduttori elettronici quei composti che hanno bande di valenza parzialmente piene

(litio) o bande di conduzione che hanno un`energia non molto inferiore alla banda di valenza

per cui si sovrappongono ad esse: in queste situazioni gli elettroni tendono a muoversi

all`interno della banda di valenza stessa (o eventualmente nella banda energetica superiore

vuota) determinando il passaggio di corrente.

Se i conduttori vengono portati ad una temperatura prossima allo zero assoluto, le vibrazioni

dei nuclei diventano pressoché inesistenti, pertanto il ``mare di elettroni``può muoversi

liberamente: questi conduttori prendono il nome di superconduttori ed è il caso ad esempio

ossidi misti

degli (alcuni lavorano a 77k o a 90 k)

Altri composti sono degli isolanti in quanto il gap di energia esistente tra la banda di valenza e

le bande successive è piuttosto elevato e ciò non consente il libero movimento degli elettroni e

dunque non si ha il passaggio di corrente (come avviene per il diamante, in cui il band gap è

6eV).

Nei semiconduttori invece il gap esistente tra la banda di valenza e la banda vuota più vicina

(la banda di conduzione) non è NOTA: un semiconduttore a differenza di un conduttore

elevato (nel caso del Silicio è circa metallico, se viene sottoposto ad un aumento di temperatura

1,1 eV), e ciò consente il movimento conduce meglio in quanto vengono eccitati gli elettroni che

parziale degli elettroni da una banda dunque si muovono con maggiore facilità da una banda a

all`altra, che determina un passaggio contenuto energetico inferiore all`altra a contenuto energetico

di corrente. maggiore.

I semiconduttori possono essere di

due tipi:

semiconduttore intrinseco

1)Un è un semiconduttore in cui non vi sono impurità

che influenzino apprezzabilmente il suo comportamento elettrico. In esso

l’eccitazione termica (a causa del riscaldamento o dell`irraggiamento) degli

elettroni porta essi ad acquistare un’energia cinetica sufficiente per passare

dalla banda di valenza a quella di conduzione. Il passaggio degli elettroni dalla

banda di valenza a quella di conduzione lascia un vuoto (nella banda di valenza)

chiamato lacuna, di carica positiva. In tal caso il semiconduttore è

elettricamente neutro, si ha quindi lo stesso numero di elettroni e lacune, i quali

se sottoposti ad un campo elettrico si muovono in direzioni opposte: gli elettroni

tendono a muoversi di moto opposto al campo elettrico E per riempire le lacune, ma nel

momento in cui viene riempita una lacuna, se ne viene a creare un’altra nell’atomo successivo

(da cui è partito l’elettrone per andare a riempire la lacuna dell’atomo precedente)

sembrerebbe che si muovano anche le lacune di moto concorde alla direzione del campo

Elettrico, pertanto la conduzione di elettricità è dovuta al movimento sia di elettroni che di

lacune.

semiconduttore estrinseco

2)Un è un semiconduttore che è stato drogato con impurità per

modificare il numero e il tipo dei portatori liberi di carica. Ci sono due tipologie di drogaggio:

di tipo n e di tipo p.

-Lo scopo del drogaggio di tipo n è quello di produrre un eccesso di elettroni liberi

nel materiale. Consideriamo il caso del Silicio (Si): gli atomi di Si hanno quattro

elettroni di valenza, ciascuno dei quali è legato con un legame covalente a uno dei

quattro atomi adiacenti; se un atomo con cinque elettroni di valenza (come ad

esempio l’arsenico, o il fosforo) viene incorporato nel reticolo cristallino al posto di

un atomo di Si, quell’atomo avrà quattro legami covalenti e un elettrone non

covalentemente legato. Poiché gli atomi con cinque elettroni esterni hanno un elettrone da

“donare”, tali atomi si indicano col nome di donatori. L’ elettrone aggiuntivo è solo debolmente

legato all’atomo e può essere facilmente portato nella banda di conduzione. Poiché

l’eccitazione degli elettroni non crea lacune in bande di valenza, il numero di elettroni in questi

portatori di carica

materiali è superiore a quello delle lacunegli elettroni sono i

maggioritari portatori di carica minoritari

mentre le lacune sono i .

-Lo scopo del drogaggio di tipo p è quello di produrre un eccesso di lacune nel

materiale. Nel caso del Si, un atomo trivalente come il Boro sostituisce un atomo di

Si nel reticolo cristallino. Il risultato è che un elettrone manca da uno dei possibili

quattro legami covalenti. In tal modo l’atomo può accettare un elettrone dalla banda

di valenza per completare il quarto legame e questo genera la formazione della

lacuna (nella banda di valenza). Questi droganti si definiscono accettori. Quando un numero

sufficientemente grande di accettori viene aggiunto, le lacune diventano molto più numerose

portatori di carica maggioritari

degli elettroni liberi le lacune sono i e gli elettroni

così

minoritari.

quelli

Se dunque nei semiconduttori drogati di tipo n la conduzione di elettricità è dovuta

prevalentemente al movimento degli elettroni, nei semiconduttori drogati di tipo p essa è

dovuta prevalentemente al movimento delle lacune.

Se mettiamo a contatto un semiconduttore di tipo n con un cristallo dello stesso

semiconduttore con drogaggio di tipo p si viene a creare una superficie di separazione che

prende il nome di giunzione p-n. A causa del moto di agitazione termica, alcuni elettroni di

conduzione si diffondono attraverso la giunzione dal semiconduttore di tipo n al

semiconduttore di tipo p, mentre alcune lacune si diffondono in verso opposto: come

conseguenza di questa doppia diffusione il semiconduttore di tipo n assume una carica positiva

e quello di tipo p una carica negativa e fra le due parti si genera una differenza di potenziale

che impedisce l’ulteriore diffusione di elettroni e lacune, divenendo pertanto un cattivo

conduttore, a differenza delle due estremità che sono dei buoni conduttori.

Collegando la giunzione ad un

generatore di corrente in modo che la

parte positiva sia in direzione del

semiconduttore p e la parte negativa

in direzione del semiconduttore n

(polarizzazione diretta) si registra il

passaggio di corrente; invertendo

invece le polarità (polarizzazione

inversa) il passaggio di corrente non si

registra. Le giunzioni p-n di

semiconduttori di Silicio drogati sono alla base del funzionamento dei pannelli solari.

INTERAZIONI DEBOLI:

Sono le forze che legano le molecole e si differenziano dalle interazioni intramolecolari che

ruguardano invece i legami interni di una molecola: esse sono indicate come interazioni deboli

in confronto alle interazioni forti intramolecolari.

FORZE IONE-DIPOLO

Sono le interazioni che avvengono quando i composti ionici vengono a

contatto con un solvente polare. È il caso ad esempio del composto

ionico NaCl che al contatto con l`acqua si scinde: la molecola d`acqua

infatti è formata da due poli, uno positivo (rappresentato dagli idrogeni)

e uno negativo (rappresentato dall`ossigeno); quando un composto ionico

come NaCl viene immesso in acqua avviene la solvatazione degli ioni con i

cationi che vengono circondati da ossigeni e anioni che vengono

circondati da idrogeni (idratazione degli anioni): si instaurano pertanto

forze ione-dipolo che portano alla scissione del composto.

FORZE DI VAN DER WAALS: sono forze di natura elettrostatica che rientrano nelle

interazioni deboli intermolecolari; esse dipendono dalla struttura delle singole molecole e

la loro intensità diminuisce rapidamente con l`aumentare della distanza. Esse sono:

FORZE DI DISPERSIONE (FORZE DI LONDON)

Sono le interazioni che coinvolgono le molecole (sia polari che

apolari) allo stato liquido: in caso di molecole apolari se in esse vi è

distribuzione asimmetrica

una degli elettroni di legame, si possono

creare dei dipoli temporanei con la formazione di cariche parziali

che in presenza di molecole nelle vicinanze determinano la

formazione di cariche opposte indotte in esse e dunque si formano

legami indotti con esse. Le forze di dispersione aumentano con la

maggior distribuzione asimmetrica degli elettroni di legame e con l`aumentare del peso

molecolare delle molecole coinvolte.

Le forze di dispersione sono il solo tipo di interazioni presenti tra le molecole che non hanno

dipoli permanenti (molecole apolari).

INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO, DIPOLO-MOLECOLA APOLARE

In presenza di due dipoli nelle vicinanze essi tendono ad

esercitare l`uno sull`altro una forza attrattiva a causa non solo

delle forze di London, ma anche delle forze dipolo-dipolo che

hanno una maggiore intensità: ciascuna molecola polare tende ad

orientarsi con l`estremità positiva rivolta verso le estremità

negative delle molecole circostanti e viceversa.

In presenza di un dipolo permanente e di una molecola apolare,

le nuvole elettroniche inizialmente simmetriche della molecola

non polare si deformano a causa della vicinanza dei dipoli

permanenti delle molecole polari determinando la formazione di

un dipolo indotto temporaneo e dunque la formazione di un

legame dipolo permanente-dipolo indotto: queste deformazioni

non sono permanenti e le molecole apolari riacquistano la loro distribuzione simmetrica quando

le molecole perturbatrici si allontanano.

LEGAMI AD IDROGENO

Il legame ad idrogeno è l`interazione debole più forte e si forma quando

un atomo di idrogeno, coinvolto in un legame polare (e pertanto si forma

una parziale carica positiva su di esso) è legato ad atomi di piccole

dimensioni e molto elettronegativi come N, O, F ed è pertanto un legame

direzionale. I legami idrogeno sono i legami più forti tra le interazioni

deboli, ma sono di gran lunga inferiori rispetto ad esempio ad un legame

covalente semplice (l`interazione forte più debole) [distanza di legame tra H e O nel legame

idrogeno: 184 pm; distanza di legame tra gli stessi atomi nel legame covalente:101 pm], e si

indica con dei trattini [---]. I legami ad idrogeno possono essere intramolecolari (all`interno di

una stessa molecola con struttura asimmetrica in cui l`idrogeno si

trova nelle vicinanze di un atomo elettronegativo come l`ossigeno)

o intermolecolari (come ad esempio nel

ghiaccio o tra due acidi carbossilici che

formano un dimero).

Nel caso del fluoruro di idrogeno (HF)

allo stato gassoso i legami idrogeno intermolecolari, determinano la formazione di ponti ad

idrogeno in strutture cicliche; allo stato liquido invece si formano catene a zig-zag.

Le forze intermolecolari influenzano molte proprietà fisiche e chimiche delle sostanze:

-punti di ebollizione e fusione: il punto di ebollizione di una sostanza aumenta all`aumentare

del momento di dipolo (che a sua volta aumenta in presenza di forze intermolecolari polari, in

modo particolare se sono presenti legami idrogeno: più legami intermolecolari una sostanza è

in grado di formare, più aumenterà il suo punto di ebollizione) , e all`aumentare del peso

molecolare.

La temperatura di ebollizione è influenzata anche da un terzo fattore,

struttura lineare

ovvero la forma molecolare: una può formare

potenzialmente più legami

struttura

intermolecolari di una

ramificata ciclica ,

o in quanto la

superficie di contatto con altre

molecole aumenta.

-natura unica dell`acqua dovuta alla presenza di legami idrogeno che tengono unite le

molecole di H O: l`acqua ha un grande potere solvente dovuto alla sua polarizzabilità (è in

2 grado di sciogliere altre molecole polari); ha un`elevata capacità termica

specifica; ha differente densità tra lo stato liquido e lo stato solido

rispetto alle altre sostanze: i liquidi normalmente quando solidificano

densità

diminuiscono il proprio volume e dunque la

aumenta nel passaggio allo stato solido; nel caso

dell`acqua invece, allo stato di ghiaccio si crea una

struttura cristallina costituita da atomi di ossigeno

circondati tetraedricamente da 4 atomi di idrogeno

e si creano degli spazi vuoti all`interno che determinano un volume

diminuizione della densità

maggiore e quindi una rispetto allo stato

liquido: pertanto il ghiaccio galleggia sull`acqua.

Il processo di fusione comporta la rottura di un certo numero

di legami idrogeno e ciò ha come conseguenza una diminuzione

del volume e quindi un aumento della densità; al crescere

della temperatura l`aumento di volume dovuto all`agitazione

termica fa diminuire il valore della densità dell`acqua che ha

un massimo alla temperatura di circa 4°.

SCHEMA RIASSUNTIVO FORZE INTERMOLECOLARI

8) STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA

Quando si ha a che fare con un gran numero di molecole bisogna tener presente come esse

sono “aggregate” tra loro. A seconda delle condizioni di PRESSIONE e di TEMPERATURA le

sostanze si presentano in tre stati di aggregazione differenti, e il passaggio da uno stato ad

un altro è un processo reversibile. Questi tre stati sono caratterizzati da diverse energie

cinetiche e diverse energie di interazione fra le molecole.

I GAS

I gas sono privi di forma e volume propri, il che significa che le molecole sono libere di

muoversi e le interazioni intermolecolari sono deboli. Lo stato gassoso inoltre è caratterizzato

anche dalla pressione e dalla temperatura.

Nel sistema SI si misura in Pascal

(Pa), ma convenzionalmente

vengono usate altre unità di

misura ovvero atmosfere (atm) e

Torricelli (Torr):

1atm = 760 Torr = 101352 Pa

1bar = 10 Pa = 0.978 atm

5

1Pa = 9,87 * 10 atm

-6 gas ideali

Tra i gas distinguiamo i cosiddetti . Un gas si dice ideale quando:

Il volume delle particelle è trascurabile rispetto al volume del recipiente che le

contiene: le particelle sono considerate puntiformi;

Le particelle di gas non interagiscono fra di loro

Tutti gli urti tra le particelle e le pareti del recipiente sono considerati elastici (si

conservano energia cinetica e quantità di moto)

Il moto delle particelle è casuale

Il comportamento di un gas si avvicina al modello ideale quando la temperatura è elevata e la

pressione è bassa. (Vedi TEORIA CINETICA DEI GAS)

Legge di Boyle

Boyle mise sperimentalmente in evidenza la relazione tra

volume e pressione quando la temperatura è mantenuta

costante. Da queste osservazione ne dedusse una legge

sulla comprimibilità dei gas:

“Il volume di una quantità fissa di gas ad una data

temperatura è inversamente proporzionale alla

pressione esercitata dal gas”

In simboli: costante

P V = P V =

i i f f (legge delle isobare)

I Legge di Charles-Gay Lussac

Il volume di una quantità fissa di gas, mantenuta a pressione costante, decresce al

diminuire della temperatura”

Sperimentalmente è stato osservato che tale legge segue la relazione:

V = V + V αt

0 0

Dove V indica il volume iniziale del gas, è una costante uguale per tutti i gas detta “costante

α

0

di dilatazione termica” e vale 1/273,15, e t indica la temperatura.

Da questa relazione possiamo quindi dedurre che:


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Mirkynho

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DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in ingegneria aerospaziale
SSD:
A.A.: 2014-2015

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Mirkynho di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica generale e inorganica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Politecnico di Torino - Polito o del prof Francia Carlotta.

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