Appunti Chimica generale, inorganica e stechiometrica sui gas

V/T= costante V /T =V /T

 1 1 2 2

LEGGE DI AVOGADRO quando la quantità di gas in

un campione aumenta a temperatura e pressione

costanti, il suo volume aumenta in maniera

direttamente proporzionale poiché un numero

maggiore di particelle occupa più spazio.

V /n =V /n

1 1 2 2

LEGGE DI GAY-LUSSAC la pressione di una data

massa fissa di gas, a volume costante, è

direttamente proporzionale alla sua temperatura in kelvin. All’aumentare della

temperatura di una quantità fissa di gas in un volume fisso, la pressione

aumenta.

P/T=costante P /T =P /T

 1 1 2 2

PRINCIPIO DI AVOGADRO volumi uguali di gas diversi che si trovano nelle stesse

condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle.

LEGGE DEI GAS IDEALI combinando le prime tre leggi si ottiene l’equazione dei

gas ideali PV=nRT

R=0,0821 atm L / mol K

STP pressione e temperatura standard: P=1 atm; T=273,15 K o 0°C.

In condizioni STP una mole di un gas ideale occupa un volume di 22,4L definito

VOLUME MOLARE.

DENSITA’ DI UN GAS d=massa/volume=n x MM/ nRT/P= MMxP/RT la densità di un

gas è direttamente proporzionale alla sua massa molare e diminuisce con

l’aumentare della temperatura.

In una miscela gassosa, la pressione esercitata da ogni componente viene detta

PRESSIONE PARZIALE e viene calcolata dalla legge dei gas ideali presupponendo

che ogni componente gassoso agisca indipendentemente dagli altri. Quindi

avendo le moli del singolo gas uso P =nRT/V dove P è la pressione parziale

(n) (n)

La somma delle pressioni parziali dei componenti di una miscela gassosa è

uguale alla PRESSIONE TOTALE. Legge di Dalton P =P +P +P ..= (n +n +n +

 totale a b c a b c

…)RT/V= n RT/V.

totale

P /P =n /n n /n =frazione molare x .



a totale a totale a totale a

P =x P

a a totale

TEORIA CINETICA MOLECOLARE DEI GAS descrive un gas come un insieme di

piccole particelle in costante movimento. Le particelle muovendosi urtano tra di

loro e con le pareti del contenitore. I tre postulati alla base della teoria cinetica

molecolare sono:

1- Un gas è composto da particelle separate tra loro a distanze molto più

grandi delle loro dimensioni; per questo vengono considerate puntiformi,

hanno cioè una massa ma il loro volume è trascurabile

2- Le particelle, essendo in costante movimento in direzioni casuali, collidono

urtandosi tra loro. Questi urti sono completamente elastici (c’è

conservazione di energia e quantità di moto). Durante le collisioni, le

particelle non esercitano alcuna forza l’una sull’altra.

3- L’energia cinetica media di una particella è direttamente proporzionale alla

temperatura del gas in kelvin. Maggiore è la temperatura, più veloce è il

movimento e maggiore è l’energia cinetica media.

1

´ 2 2

u è la media del quadrato delle velocità

EC= m ú

2

TEMPERATURA E VELOCITA’ MOLECOLARI Secondo la teoria cinetica

molecolare, particelle di massa differente possiedono la stessa energia cinetica

media a una data temperatura.

Radice della velocità quadratica media.

L’energia cinetica di una mole di particelle di gas è data da:

Il terzo postulato della teoria cinetica molecolare afferma che l’energia cinetica

media è direttamente proporzionale alla temperatura espressa in kelvin. La

costante di proporzionalità in questa relazione è 2/3 R:

La radice della velocità quadratica media di un

insieme di particelle è direttamente proporzionale

alla radice quadrata della temperatura espressa in

kelvin e inversamente proporzionale alla radice

quadrata della massa molare delle particelle.

- A una data temperatura si ha una

distribuzione delle velocità delle particelle in

un campione di gas. La forma e il picco

massimo della distribuzione variano con la

massa molare del gas: per particelle più leggere il grafico della distribuzione

delle velocità è spostato verso velocità più elevate e la curva diventa più

ampia, a indicare un ampio intervallo di velocità.

- All’aumentare della temperatura del

campione di gas, la distribuzione delle

velocità delle molecole si sposta verso

velocità più elevate e la curva si appiattisce.

All’aumentare della temperatura, la radice

della velocità quadratica media aumenta e la

distribuzione diventa più ampia.

GAS REALI i gas si comportano idealmente

quando sono rispettate entrambe le seguenti

condizioni: (a) il volume delle particelle del gas è

piccolo rispetto allo spazio che le separa; (b) le

forze tra le particelle di gas sono trascurabili. A STP queste affermazioni sono

valide per la maggior parte dei gas comuni. Tuttavia queste assunzioni decadono

a pressioni più alte o a temperature più basse.

A basse temperature e/o alte pressioni i gas reali non obbediscono alle leggi dei

gas ideali.

Caratteristiche dei gas reali: le particelle di un gas ideale hanno volume definito;

in seguito agli urti non c’è conservazione della quantità di moto; le particelle

interagiscono tra di loro tramite forze.

- A pressioni elevate il volume definito delle

particelle gassose diventa importante

perché una porzione del volume totale del

gas è occupata dal volume particellare.

Quando un gas viene compresso le

particelle cominciano a occupare una

porzione significativa del volume totale del

gas e questo porta a deviazioni dal

comportamento ideale.

Van der Waals modificò dunque l’equazione

dei gas ideali adattandola al

comportamento dei gas reali aggiungendo un fattore che tenesse conto del

volume delle particelle gassose