Lezioni, Termodinamica

CONTENUTI:

• atomo;
• legami molecolari;
• stati di aggregazione;
• definizione di pressione.

ATOMO

L'atomo sta alla base della materia. Esso è costituito da un nucleo centrale, contenente particelle con carica positiva, i protoni, e particelle neutre, i neutroni, e da un certo numero (pari a quello dei protoni) di particelle con carica negativa, gli elettroni, che orbitano intorno al nucleo. Sebbene elettroni e protoni siano presenti in un atomo in numero uguale, essi sono chimicamente diversi.

LEGAMI MOLECOLARI

Gli atomi meno stabili, come quelli dell'idrogeno, si uniscono ad altri atomi formando delle molecole. Nella formazione di un legame intervengono solo gli elettroni più esterni degli atomi coinvolti.

STATI DI AGGREGAZIONE

In generale, ciascuna sostanza presente in natura esiste in 3 stati di aggregazione:

1. Stato solido. Un solido, come il ghiaccio nel caso dell'H₂O, possiede forma e volume propri ed è caratterizzato da molecole che rispettano delle posizioni fisse.
2. Stato liquido. Un liquido, come l'acqua, possiede un volume proprio ma non una forma propria ed è caratterizzato da molecole che scorrono le une sulle altre insieme.
3. Stato gassoso. Un gas, come il vapore acqueo, non ha né forma né volume propri e ciascuna delle sue molecole è libera di muoversi.

In particolare, il plasma è considerato il 4° stato della materia.

Fornendo o sottraendo energia (calore) ad una sostanza, la sua temperatura aumenta o diminuisce; nelle transizioni di fase (fusione: S→L, evaporazione: L→G, sublimazione: S→G, liquefazione: G→L, solidificazione: L→S, brinamento: G→S), invece, la temperatura della sostanza rimane costante anche se si fornisce o si sottrae energia.

Ad esempio, l'acqua bolle a 100°C ed inizia ad evaporare; finché non ha termine la transizione di fase (e cioè finché l’acqua bolle), la temperatura resta a 100°C anche se aumentiamo, riduciamo o spegniamo la fiamma.

PRESSIONE

La pressione è una grandezza scalare direttamente legata alla componente normale di una forza che agisce su una superficie ed inversamente legata alla superficie stessa. In formula:

P = F/S = [N/m²] = [Pa]

La pressione, dunque, aumenta all’aumentare della forza F e al diminuire della superficie S sulla quale essa agisce,

P = lim_δS→0 F/δS

ed è costante se anche F tende a zero.

All’interno di un fluido (liquido - gas) la pressione è uguale in tutte le direzioni.

Ad esempio, inserendo una moneta in un pacchetto pieno di monete, la pressione che si eserciterà sarà uguale su tutte le monete.

CONTENUTI:

• Pressione gas in P(T)
• Volume di un gas perfetto V(T)
• Equazione di stato dei gas perfetti

Def. di GAS PERFETTO

• Il volume occupato dalle molecole di un gas perfetto è trascurabile rispetto al volume del suo contenitore (molecole puntiformi).
• Gli urti tra le molecole sono improbabili e gli urti contro le pareti del recipiente sono elastici (non producono cioè eccitazioni elettroniche).
• Non ci sono forze di interazione fra le molecole.

I gas perfetti o gas nobili si trovano sull'ultima colonna a destra della Tavola Periodica degli Elementi.

ESEMPIO: sono tipici gas perfetti l'elio (He), il neon (Ne), l'argo (Ar), il kripto (Kr), lo xeno (Xe), il radon (Rn), l'azoto (N).

LEGGI DEI GAS PERFETTI

A volume costante, la pressione di un gas perfetto varia in funzione della temperatura secondo la seguente relazione:

(1) P = P₀(1+αt) II legge di Gay-Lussac

• α = 1/273 è una costante uguale per tutti i gas perfetti
• t è la temperatura espressa in °C
• P₀ è la pressione del gas alla temperatura di 0°C

Sostituendo nella (1) il valore di α si trova la corrispondente relazione con la temperatura espressa in kelvin.

LATENTE

Q = mλ_f o Q = mλ_v

dove:

• λ_f = CALORE LATENTE DI FUSIONE
• λ_v = CALORE LATENTE DI VAPORIZZAZIONE

dipendono dalla sostanza o dalla variazione di fase.

I corpi che vengono in contatto termico fra loro raggiungono l'EQUILIBRIO TERMICO e la somma dei loro calori è pari a zero:

∑_i=1ⁱ⁼ⁿ Q_i = 0 EQUILIBRIO TERMICO

L'UNITÀ DI MISURA del calore è la CALORIA, anche se spesso si usa la CHILOCALORIA.

La CALORIA è la quantità di calore che bisogna fornire ad 1 grammo di acqua distillata per innalzare la sua temperatura di 1°C (da 14,5°C a 15,5°C).

La CHILOCALORIA è la quantità di calore necessaria ad aumentare da 14,5°C a 15,5°C la temperatura di 1 kg di acqua distillata alla pressione P₀ di 1 atm.

Lo STRUMENTO DI MISURA del calore è il CALORIMETRO. Se il calore si manifesta per una variazione termica, si usa il CALORIMETRO MESCOLANZE; per una variazione di fase si utilizza il CALORIMETRO BUNSEN.

Graficamente:

"UV assorbi ozono"

L'integrale della curva rappresenta la potenza emessa

ω = σT⁴S

dove:

• σ = costante di Boltzman
• T⁴ = temperatura del corpo
• S = superficie

Esempio:

Una ser... di notte perde calore per irrag e per convet.

PRIMA ESPERIENZA DI JOULE

Per realizzare la sua 1^a ESPERIENZA, Joule creò una macchina termica collegando due masse ad una carrucola, a sua volta collegata a delle palette, immerse in un liquido contenuto in una vasca, alla quale è applicato un calorimetro Bunsen. Lasciandole libere di cadere, le due masse attivano la carrucola che, ruotando, fa girare le palette nel liquido. Le palette, in movimento, agitano le molecole del liquido aumentandone la temperatura. Questa maggiora di θ_c (temperatura del calorimetro), attiva il calorimetro Bunsen e rende "visibile" lo scambio di energia (calore).

Ora, se nella vasca non ci fosse alcun liquido (assenza di forze d’attrito), si avrebbe:

2mgH₀ = (¹⁄₂mν²)2 + ¹⁄₂Iω² → 2mgH₀ - Ect = 0

• ENERGIA CINETICA INIZIALE
• EN. CINET. CARRUCOLA
• EN. CINET. PALETTE

↓

ENERGIA CINETICA FINALE (Ect)

La presenza del liquido nella vasca (e quindi delle forze di attrito) implica invece che:

2mgH₀ - Ect = L_f

L_Joule

CONTENUTI :

• Come si valuta ΔU per i gas perfetti;
• Calori specifici gas;
• Seconda esperienza di Joule.

SECONDA ESPERIENZA DI JOULE

⇒ per un gas perfetto μ(T)

Due ampoule di vetro, collegate fra loro da un rubinetto, sono contenute in un recipiente adiabatico (che non permette scambi di calore con l'esterno). La prima ampoule contiene un gas perfetto, mentre la seconda ampoule è vuota. Il recipiente esterno contiene anche un termometro per misurare eventuali variazioni di temperatura. Aprendo il rubinetto, il gas si espande ed occupa anche la seconda ampoule, senza provocare variazioni di temperatura (perché, essendo un gas perfetto, non vi è interazione fra le molecole che lo costituiscono). ΔT=0. Anche il calore è nullo essendo adiabatico il recipiente esterno; Q=0.

Inoltre, essendo inestensibili le parti delle ampoule, il gas non compie lavoro contro l'esterno: L=0.

Conseguenza del I Principio della Termodinamica, ΔU = Q-L, e allora che è nulla la variazione di energia interna: ΔU=0.

Osserviamo però che ΔT=0 soltanto nei gas perfetti.

In generale la variazione di energia interna è funzione di temperatura e volume;

μ = μ(T,V)