Stati di aggregazione (gas, liquido, solido)

Stati di aggregazione

• Solido
  • ha forma e volume proprio/definiti
  • le molecole/gli atomi che lo compongono sono fissi in una posizione
  • NO comprimess (_es: il legno)
  • perché le molecole/gli atomi di cui sono fatti sono già il compatto
  • Cristallino - struttura regolare, ordinata
  • Amorfo - nessun ordine a lungo raggio
• Liquido
  • NON ha forma propria (prende la forma del recipiente)
  • ha volume proprio
  • NO comprimess (_es: solido) per lo stesso motivo dello stato solido
• Gas
  • NON ha forma, né volume proprio
  • sì comprimess (possono essere forzate, aumentano la pressione esterna)
  • perché le molecole/gli atomi che lo compongono sono molto separati

Cambiamenti di stato

• Solido fusione Liquido
• Liquido vaporizzazione/ebullizione Aeriforme
• Aeriforme condensazione/liquefazione Liquido
• Liquido solidificazione Solido
• Solido sublimazione Aeriforme
• Aeriforme brinamento Solido

Forze intermolecolari

• Solidi > Liquidi >> Gas ≅ 0
• Gas Reali > Gas Ideali = 0

Stato Gassoso

• Bassa densità (elevato volume molare)
• No forze intermolecolari
• Comprimità
• Miscibilità totale
• Esercita una pressione

Parametri termodinamici

Definiscono lo stato di un gas

• Volume (V): V litri = dm³
• Pressione (P): P = F/sup.S P = N/m² Atmosfere (Atm) Torricelli (1torr = 1mmHg) 1 atm = 1013,3 Pa 1 atm = 760 torr (mmHg)
• Temperatura (T): ºC / ºK ºC = ºK Tk = T_c + 273,15
• Numero di moli (n)

Leggi dei gas

• P-V (T=costante) → Legge di Boyle
• P-T (V=costante) → Legge di Charles
• V-T (P=costante) → Legge di Gay-Lussac

Equazione di stato dei gas ideali

È la relazione generale tra le 3 grandezze (P-V-T)

Gas Reali

• Il loro comportamento si discosta da quello tipico dei gas ideali.
• Situazioni più complesse da analizzare:
• Le particelle sono macroscopiche, possono scontrarsi, e risentono della presenza delle particelle attorno a causa delle forze intermolecolari.
• Nuovo volume proprio.

Per studiarli non posso utilizzare le formule di quelli ideali.

1. Ad alte pressioni, il volume è maggiore di quello previsto.

Van der Waals lo modificò aggiungendo un fattore di correzione che tenesse in considerazione il volume delle particelle gassose.

V = (nRT + ub)

(V - ub) = nRT P

Correzione volume

2. A basse temperature, la pressione è minore di quella prevista.

Van der Waals modificò l’equazione del gas ideale (P = nRT) sottraendo una certa quantità detta pressione.

P - nRT - a (ⁿ/V²)

Correzione pressione

Forze intermolecolari

Perché a temperature basse le collisioni avvengono con minore energia cinetica.

• Attrazioni deboli hanno effetto sulle collisioni continute!

V La pressione si abbassa rispetto a quella di un gas ideale.

C’è una specie di gradino.

Equazione Van der Waals

[P + a (ⁿ/V²)] × (V - ub) = nRT

Sublimazione

• Transizione da solido ad aeriforme
• Processo endotermico

La quantità di calore richiesta per portare una mole di un solido al fase gassosa, è detta calore di sublimazione, calore latente di sublimazione.

ΔH_sub = ΔH_fus + ΔH_vap

• Diossido di carbonio solido → a qualsiasi temperatura nei fluidi

Brinamento

• Processo inverso
• Processo esotermico (cede calore)
• "Brina": depositi di cristalli di ghiaccio

ΔH_sub = ΔH_crist + ΔH_fus

Fusione

• Transizione da solido a liquido
• Processo endotermico

Ogni sostanza è caratterizzata dalla propria temperatura di fusione.

Durante la fusione il volume del solido aumenta (ad eccezione di poche sostanze, ex. H₂O).

La quantità di calore richiesta per fondere 1 mole di un solido è detta calore di fusione, calore latente di fusione.

H₂O_(s) → H₂O_(l) ΔH_fus sempre positivo perché è un processo endotermico.

Solidificazione

• Processo inverso
• Processo esotermico

ΔH_sol = - ΔH_fus

H₂O_(l) → H₂O_(s)

DIAGRAMMA DI FASE / STATO DEL DIOSSIDO DI CARBONIO (CO₂)

Pendenza positiva → aumenta T → aumenta Pcome in tutti gli elementi eccetto H₂Ocon la sua tendenza negativa ha un comportamento anomalo

V_m (solido) > V_m (liquido) < V_m (gas)

La CO₂ liquida si ottiene solo ad una pressione superiore alle 5,1 atm(= pressione corrispondente al punto triplo)La CO₂ diventa liquida ad una pressione di quella atmosfericaUtilità ghiaccio secco (non condensa a pressione atmosferica)

H₂O

• Forma forti legami idrogeno, causa del suo alto punto di ebollizione
• Alta polarità
• Si espande quando solidifica
• Essenziale per la vita

Solidi atomici metallici

tranne alcuni elementi

• tenuti insieme da legami metallici
• Esempio: Au / Fe

- per divalente cui solido assorbe tutto del metallo cede uso - pí probabilmente sono accumulati su un mare di elettroni

Proprietà

• conducono elettricità - elettroni liberi di muoversi
• conducono calore - elettroni mobili dispersivo energia termica
• Malleabilità - capacità di essere ridotti in lamiane
• Duttilità - capacità di essere modellati in file

si trasforma in catione (+)

Au^° Au⁺ Au²⁺ Au³⁺ Au⁴⁺

Teoria delle bande

- i orbitale atomici degli atomi sono combinati e debolenosi - Vedi interno cristallo solido - Si formiamo bande di energia

Banda di valenza - pseudo origine delle interazione degli orbitali atomica

Preparazione di energia pui ed stati di questi degli orbitali atomica di liberta

Normalmente vuota perché i suoi orbitali atomia non ospitano elettroni

Pseudo origine delle interazione degli orbitali atomica caratterizzato di energia piú ed degli orbitali atomica di liberta.

metalli

(conduttore)

• No salto energico
• bande contigue
• - e^- muov in paeso atom imprigionato

E

↑ BC

BV

semiconduttori

(Silicio puro)

• piccolo salto energetico (=BAND GAP)

E

↑ BC

poco sopra

BV

isolanti

(Legno)

• grande salto energetico
• conduttività elettrica nulla

E

↑ BC

GRANDEsalto

BV