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Le leggi dei gas
1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
2.La pressione dei gas
3.La legge di Boyle
4.La legge di Charles
5.La legge di Gay-Lussac
6.Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro
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Le leggi dei gas
7. Quanto pesano un atomo e una
molecola?
8. Il volume molare dei gas
9. L’equazione di stato dei gas ideali
Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
Nel 1630 fu usato per la prima volta il termine gas: Van
Helmont che lo inventò, pensava però che non fosse
possibile contenere un gas in un recipiente, perché aveva
una natura e una composizione diversa dai liquidi e dai
solidi.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
Il primo scienziato a raccogliere una sostanza aeriforme
fu Robert Boyle.
Egli teorizzò che l’aria fosse costituita da microscopici
corpuscoli in movimento capaci di legarsi tra loro per
formare aggregati macroscopici.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
Nonostante per molti secoli si sia creduto che l’aria fosse
una sostanza elementare, essa è in realtà una miscela di
gas composta prevalentemente da ossigeno e azoto e da
altri numerosi componenti.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
I gas dal punto di vista macroscopico hanno tutti lo stesso
comportamento, che tuttavia risulta sensibile alle
variazioni di temperatura e pressione.
La teoria cinetico-molecolare ne spiega la natura sulla
base del modello dei gas ideali o perfetti.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
Nel modello del gas ideale le particelle
1. l’energia cinetica media delle particelle è proporzionale
alla temperatura assoluta;
2. non si attraggono reciprocamente;
3. sono puntiformi e il loro volume è trascurabile;
4. si muovono a grande velocità in tutte le direzioni con
un movimento disordinato.
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1. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
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2. La pressione del gas
I gas non hanno forma propria, ma occupano quella del
recipiente che li contiene: le particelle, quando sono
lontane le une dalle altre, non risentono delle forze
attrattive.
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2. La pressione del gas
In generale, la pressione p è data dal rapporto tra la
forza F, che agisce perpendicolarmente a una superficie,
e l’area s della superficie stessa.
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2. La pressione del gas
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2. La pressione del gas
La pressione è una grandezza intensiva.
L'unità di misura della pressione nel Sistema
Internazionale è il pascal (Pa), pari a un newton (N) per
metro quadrato (m2).
1 Pa = 1N / m2
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2. La pressione del gas
Nel 1644 Torricelli costruì un dispositivo per misurare la
pressione atmosferica: il primo barometro a mercurio.
Prese un lungo tubo di vetro, chiuso ad una estremità, lo
riempì di mercurio e lo capovolse.
A livello del mare, il livello del mercurio nel tubo si
abbassava ad un’altezza di 760 mm.
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2. La pressione del gas
Il livello raggiunto dal mercurio fornisce la misura della
pressione atmosferica esercitata sulla superficie del
mercurio nella bacinella, espressa in millimetri di
mercurio (mmHg).
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3. La legge di Boyle
Sperimentalmente, Boyle ha dimostrato che, a
temperatura costante, la pressione di una data quantità di
gas è inversamente proporzionale al suo volume.
p V = k
con T costante.
Questa è la legge di Boyle.
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3. La legge di Boyle
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4. La legge di Charles
Charles dimostrò sperimentalmente che, a pressione
costante, il volume di una data quantità di gas è
direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta.
V/T = k
con T temperatura assoluta e p costante
Questa è la legge di Charles.
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4. La legge di Charles
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4. La legge di Charles
–273,15 °C è lo zero assoluto (0 K), ovvero la temperatura
alla quale il volume dei gas si annulla.
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5. La legge di Gay-Lussac
Sperimentalmente Gay-Lussac ha dimostrato che, a
volume costante, la pressione di una data quantità di gas è
direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta.
p/T = k
con V costante.
Questa è la legge di Gay-Lussac.
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5. La legge di Gay-Lussac
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6. Le reazioni dei gas e il principio di AvogadroLe ricerche condotte da Gay-
Lussac sui gas confermarono
l’esistenza di rapporti di
combinazione ben precisi tra i
loro volumi.
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6. Le reazioni dei gas e il principio di AvogadroGay-Lussac arrivò quindi a formulare la legge di
combinazione dei volumi.
Il rapporto tra i volumi di gas che reagiscono tra loro è
espresso da numeri interi e piccoli.
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6. Le reazioni dei gas e il principio di AvogadroLa legge di combinazione dei volumi di Gay-Lussac e la
teoria atomica di Dalton furono messe in relazione dal
principio di Avogadro.
Volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e
temperatura, contengono lo stesso numero di
molecole.
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6. Le reazioni dei gas e il principio di Avogadro
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7. Quanto pesano un atomo o una molecola?Sappiamo che, a parità di pressione e temperatura, in un
litro di gas ossigeno (O2) e in un litro di gas idrogeno (H2)
vi è lo stesso numero di molecole.
Il rapporto tra la massa dell'ossigeno e la massa
dell'idrogeno è pari a 16.
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7. Quanto pesano un atomo o una molecola?
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7. Quanto pesano un atomo o una molecola?Da questa relazione possiamo allora dedurre che
• le molecole di ossigeno hanno massa maggiore di
quelle dell’ idrogeno;
• la massa di un atomo di ossigeno è sedici volte la
massa di un atomo di idrogeno.
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7. Quanto pesano un atomo o una molecola?Il principio di Avogadro può essere formulato
matematicamente.
A pressione e temperatura costanti, il volume di un gas è
direttamente proporzionale al suo numero di molecole.
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8. Il volume molare dei gas
A STP (0 °C e 1 atm) il volume molare dei gas è 22,4 L,
ovvero una mole di qualsiasi gas occupa 22,4 L di
volume.
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9. L’equazione di stato dei gas idealiLe tre leggi dei gas che abbiamo enunciato mettono in
evidenza come il comportamento allo stato gassoso
dipenda da tre parametri fondamentali
• pressione,
• temperatura;
• volume.
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9. L’equazione di stato dei gas idealiDalla combinazione delle tre leggi si ottiene la legge
generale dei gas
(p V)/ T = k
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9. L’equazione di stato dei gas idealiEquazione di stato dei gas ideali
p V = n R Tp = pressione (in atm)
V = volume (in L)
n = numero di moli
T = temperatura assoluta (in K)
R = costante universale dei gas
= 0,082 (in L atm mol-1 K-1)