Termodinamica - Univr

Studio delle variazioni di energia durante una TRASFORMAZIONE (REAZIONE CHIMICA)

Termodinamica

Nel corso di una reazione chimica si rompono dei legami e se ne formano di nuovi: il passaggio dai reagenti ai prodotti è sempre accompagnato da una variazione di energia chimica potenziale. In molti casi l’energia potenziale diminuisce, cioè i prodotti possiedono un’energia potenziale inferiore a quella dei reagenti, in altri casi accade l’inverso.

QUESTE TRASFORMAZIONI ENEGETICHE SONO SPESSO ACCOMPAGNATE DA SCAMBI DI CALORE TRA SISTEMA E AMBIENTE

Sistema

Ambiente

Termodinamica

Il primo principio della termodinamica: L’energia interna dell’Universo (sistema ISOLATO) si conserva : si trasforma da una forma ad un’altra, ma la somma dell’energia nelle varie forme rimane costante

Termodinamica

L’energia delle molecole è uguale alla somma della loro ENERGIA CINETICA e di quella POTENZIALE. L’energia cinetica si concretizza in movimenti di traslazione (spostamento), rotazione (su sé stesse), vibrazione (oscillazione o variazione della distanza tra atomi) L’energia potenziale è legata alla posizione reciproca delle particelle cariche che compongono atomi nelle molecole.

ENERGIA INTERNA = Energia CINETICA + Energia POTENZIALE

Termodinamica

Equazioni termochimiche Es. Combustione dell’etanolo

C2H5OH (l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH = -1367 kJ

Da notare che: •I coefficienti stechiometrici indicano le moli di reagenti e prodotti •Il ΔH è per mole di reazione •La reazione di combustione dell’etanolo è esotermica •La reazione inversa è endotermica

2CO2(g) + 3H2O(l) C2H5OH (l) + 3O2(g) ΔH = +1367 kJ

Stato standard: forma pura più stabile della sostanza alla pressione di 1 atm, a 298K e, per le soluzioni, alla concentrazione di 1M. La variazione standard di entalpia ΔH0 per una reazione rappresenta il valore di ΔH quando il numero di moli indicato dei reagenti, tutti nel loro stato standard (1 atm, 298K), si trasforma completamente nel numero di moli indicato dei prodotti, anche questi tutti nel loro stato standard.

LE REGOLE DELLA TERMOCHIMICA: •ΔH è direttamente proporzionale alla quantità di reagente o di prodotto •ΔH cambia di segno quando una reazione è invertita •ΔH per una reazione ha sempre lo stesso valore indipendentemente dal numero di passaggi compiuti

L’entalpia molare standard di formazione di un composto, indicata con il simbolo ΔH0f, è

misurata dal calore di reazione scambiato durante la formazione di una mole di composto nel suo stato standard a partire dai suoi elementi, anch’essi nel loro stato standard. Esempi: ½ H2(g) + ½ Cl2(g) → HCl(g) ΔH°f = −92,3 (kJ mol−1) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH°f = −242 (kJ mol−1) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH°f = −286 (kJ mol−1) I ΔH°f delle sostanze elementari di partenza sono considerati di valore 0.

LEGGE DI HESS: Il ΔH di una qualsiasi reazione chimica si ottiene sottraendo alla somma dei ΔH°f dei prodotti, la somma dei ΔH°f dei reagenti, ciascuno moltiplicato per il proprio coefficiente stechiometrico. ΔH = ΣΔH°f (prodotti) − ΣΔH°f (reagenti) ESEMPIO: Cl2(g) + 2HBr(g) → 2HCl(g) + Br2(l) ΔH°f (HBr(g)) = −36,4 kJ mol-1 ΔH°f (HCl(g)) = −92,3 kJ mol-1 ΔH°f (Cl2(g)) = 0 kJ mol-1 ΔH°f (Br2(l)) = 0 kJ mol-1 ΔH = [2(−92,3 kJ mol-1) + 0] – [2 (−36,4 kJ mol-1) + 0] = = −184,6 kJ mol-1 + 72,8 kJ mol-1 = −111,8 kJ

La prima legge della termodinamica definisce un principio di conservazione dell’energia (sistema + ambiente) MA NON FORNISCE NESSUNA INFORMAZIONE SULLA DIREZIONE VERSO CUI PROCEDONO SPONTANEAMENTE I PROCESSI

Termodinamica

Non spontaneo spontaneo

le molecole d’acqua hanno un’energia cinetica maggiore allo stato liquido piuttosto che allo stato solido (ghiaccio). Per questo nel processo di congelamento viene persa energia sottoforma di calore

Termodinamica

Il secondo principio della termodinamica: Tutti i processi spontanei producono un aumento di entropia dell’Universo

Termodinamica

La variazione di entropia che accompagna una trasformazione chimica è pari a: ∆S = q / T dove q è il calore assorbito dal sistema per aumentare il disordine q = T∆S

∆S > 0 reazione favorita

Termodinamica

La spontaneità di una reazione in funzione della temperatura

Data ∆G = ∆H - T∆S

© Dario Bressanini

• Come avvengono negli esseri viventi le reazioni non spontanee?

ATP, adenosina trifosfato

• L’ATP e’ la banca di energia del corpo umano.

• La reazione di Idrolisi ATP ADP e’ spontanea.

• Quando il corpo ha bisogno di energia (per flettere un muscolo, sintetizzare una proteina, etc…) accoppia una idrolisi dell’ATP con la reazione desiderata

Velocità di una reazione chimica

Veloce Lenta

Le reazioni chimiche decorrono a velocità molto diverse l’una rispetto all’altra. Alcune, come la combustione della benzina in un motore o l’esplosione della polvere da sparo, sono particolarmente veloci e possono avvenire in tempi brevissimi. Altre, come la formazione della ruggine, l’indurimento del cemento e la decomposizione della plastica nell’ambiente, richiedono invece tempi molto lunghi.

La velocità di reazione (o cinetica di reazione) di una data trasformazione chimica è la velocità con cui i reagenti scompaiono e i prodotti si formano.

I cinque fattori fondamentali che influenzano la velocità di una reazione: 1. natura chimica dei reagenti;

2. capacità dei reagenti di venire a contatto reciproco;

3. concentrazione dei reagenti;

4. temperatura;

5. presenza di sostanze, chiamate catalizzatori, in grado di

accelerare la reazione.

Velocità delle reazioni

La velocità di una reazione è proporzionale alla concentrazione dei reagenti


La velocità di una reazione è proporzionale alla TEMPERATURA Ciò è dovuto al fatto che all’aumentare della temperatura vi è dell’ENERGIA CINETICA media delle molecole del reagente

In entrambi i casi aumentano gli urti tra le particelle

Bassa concentrazione

Alta concentrazione

La velocità di una reazione esprime il modo in cui la

concentrazione dei reagenti e dei prodotti

varia nel tempo

Esempio A B

Normalmente, la velocità di una reazione è direttamente proporzionale alla concentrazione dei reagenti secondo

l’equazione:

v = k [A]m dove k è la costante cinetica e m è detto ordine di reazione

L‘energia di attivazione (Ea) è l'energia minima necessaria ad un sistema per innescare una reazione chimica

A2 + B2 2AB la velocità della reazione è pari a:

v = k [A2][B2] dove k è la COSTANTE DI VELOCITA’ Il valore della costante di velocità

aumenta all’aumentare della temperatura e diminuisce

all’aumentare dell’energia di attivazione secondo la relazione di

Arrhenius:

k = A e –Ea/RT

> T > energia cinetica > numero di urti utili > velocità di reazione

L’energia che le molecole devono avere per raggiungere lo stato di transizione è detta ENERGIA DI ATTIVAZIONE

sostanze che, aggiunte ad una reazione chimica, AUMENTANO la velocità di reazione senza essere consumati durante la reazione stessa.

CATALIZZATORI


Pur non facendo parte della reazione complessiva, il catalizzatore vi partecipa modificando il meccanismo di reazione. Il catalizzatore dà la possibilità che si realizzi un nuovo percorso che porta ai prodotti, caratterizzato da uno stadio cineticamente determinante con una minor energia di attivazione rispetto a quello della reazione non catalizzata. Dato che l’energia di attivazione di questo nuovo percorso è minore, una frazione più grande di molecole possiede l’energia minima necessaria per la reazione, così la sua velocità aumenta.

Catalizzatori biologici, gli enzimi

Gli enzimi si distinguono per la loro specificità di substrato e di reazione, e per la possibilità di essere regolati

L’attività di un enzima può essere regolata da altre molecole (attivatori o inibitori)

Es:

Vapore acqueo

Acqua liquida

Ghiaccio

Stessa composizione chimica (H2O)

Diverse proprietà fisiche

Forze di coesione

intermolecolari

28

A temperatura ambiente e a pressione atmosferica, elementi diversi si trovano in stati di aggregazione diversi

Forze di coesione Energia cinetica

Stato solido Stato liquido Stato gassoso

Energia cinetica

Forze di coesione

Cloro, un gas Bromo, un liquido Iodio, un solido

29

Variazioni di temperatura o di pressione possono indurre un

PASSAGGIO DI STATO, cioè il passaggio da uno stato di

aggregazione ad un altro. Ogni cambiamento di stato porta ad

una variazione energetica.

30

LE SOLUZIONI

SOLUBILIZZAZIONE processo attraverso cui un soluto si mescola con un solvente per formare una soluzione.

Il soluto viene disciolto dal solvente perché tra soluto e solvente si stabiliscono interazioni intermolecolari. La solubilità di un soluto in un solvente aumenta tanto più le interazioni fra i due sono simili a quelle tra le molecole di soluto allo stato puro

Le soluzioni sono miscele omogenee di una sostanza (il soluto) in un’altra sostanza (il solvente).

Il simile scioglie il simile

Una sostanza apolare si scioglie meglio in un solvente apolare Una sostanza polare si scioglie meglio in un solvente polare

SOLUBILITA’: Quantità massima di soluto che può essere disciolta in una quantità definita di solvente ad una certa temperatura

LE SOLUZIONI

SOLUZIONE SATURA

il solvente ha dissolto tutto il soluto possibile

La solubilità in dato soluto in un solvente viene definita come: la concentrazione del soluto nella soluzione satura ad una certa temperatura. Viene espressa in g soluto/ 100ml di solvente

SOLUBILITA’IN H2O varia da soluto a soluto

Sali che compongono lo scheletro dei vertebrati sono poco solubili

LE SOLUZIONI

LA SOLUBILITA’ di un sale tende ad aumentare all’aumentare della temperatura

Solu

bili

tà

LE SOLUZIONI

La conducibilità (Λ) è una misura della capacità di una soluzione di condurre la corrente elettrica (è l’inverso della resistenza). L’unità di misura è il Siemens (S)

Guscio di idratazione

SOLVATAZIONE

Rappresentazione per un solido ionico (NaCl)

a

b

c

d

Endotermici

Esotermico

Come variano le proprietà termodinamiche del sistema quando un

componente si scioglie spontaneamente in acqua e la soluzione si scalda?

1) L’entalpia non varia e il ΔG è maggiore di zero

2) ΔH e ΔG sono minori di zero

3) ΔH e ΔG sono maggiori di zero

4) ΔH è minore di zero e ΔG è maggiore di zero

5) ΔH è maggiore di zero e ΔG è minore di zero

G = H - TS

Come facciamo ad esprimere la quantità di soluto in una soluzione??

LE SOLUZIONI

Numero di moli di soluto/litro di soluzione

La misura della concentrazione

MOLARITA’ (M)

MOLALITA’(m) numero di moli di soluto in un kg di solvente

PERCENTUALE (%) Rapporto percentuale tra quantità di soluto e quantità di solvente

MOLARITA’ Numero di moli di soluto presenti in un litro di soluzione

(M):

M = n moli

V (l)

Es: Qual è la concentrazione molare di una soluzione che contiene 2 moli di CaCl2 in 500 ml di acqua?

M = 2 / 0.5 (l) = 4 M

LE SOLUZIONI

Una soluzione in cui 1 mole di soluto è sciolta in un litro di soluzione ha concentrazione 1M

PERCENTUALE

Rapporto percentuale tra quantità di soluto e quantità di solvente

Percentuale peso su volume

grammi di soluto sciolti in 100 millilitri (ml) di soluzione

Percentuale volume su volume

millilitri di soluto sciolti in 100 millilitri (ml) di soluzione

grammi di soluto sciolti in 100 grammi (g) di soluzione Percentuale peso su peso

LE SOLUZIONI

Qual’è la moralità di una soluzione preparata sciogliendo 15g di KCl in 200 ml di acqua ?

Massa molare KCl= (39 + 35)= 74 g/mol

n = g / Mm = 15/74= 0.203 moli

M = n / V = 0.203/0.2= 1.015 Molare

Quanti g di NaCl servono per preparare 300 ml di una soluzione 3 M?

Massa molare NaCl= (23 + 35)= 58 g/mol

n = M x V = 3 x 0.3 = 0.9 moli

g = n x Mm = 0.9 x 58= 52.2 g

LE SOLUZIONI

Esercizi

Quanti grammi di H2SO4 (P.M. = 98 u.m.a.) sono contenuti in 250 mL di una

soluzione acquosa 2 M di H2SO4? A) 49 g B) 98 g C) 57 g D) 13 g E) 24,5 g

C = n/V n = C x V 2 x 0.250 = 0.5 n = g/P.M. g = n x P.M. 0.5 x 98 = 49

2 g di idrossido di sodio sono sciolti in 200 ml di acqua. Qual è la molarità dell’idrossido di sodio nella soluzione risultante? [masse atomiche relative: H = 1 u; O = 16 u; Na = 23 u]

A) 0,50 M B) 0,05 M C) 0,10 M D) 0,25 M E) 0,18 M

2 / 40 = 0.05 / 0.20 = 0.25

Quanti grammi di una sostanza avente peso molecolare pari a 100 u.m.a.

sono necessari per preparare 10 mL di una soluzione 2,5 M?

A) 1,25 B) 2,50 C) 5,00 D) 10,00 E) 250,00

n = C x V 2.5 x 0.010 = 0.025 g = n x P.M. 0.025 x 100 = 2.50 g

Calcolare la quantità di ammoniaca (17 u.m.a.) contenuta in 500 ml di una

soluzione acquosa 0,02 M.

0,34 mg 0,085 g 0,17 g 0,34 g 0,17 mg

Calcolare la concentrazione percentuale in massa (m/m) di una soluzione ottenuta

sciogliendo 5,4 g di NaCl in 535,6 g di acqua.

10% 1% 20% 40% 0.1%

M x V = moli 0.02x0.5 = 0.1 moli

Date due soluzioni, la prima contenente 0,50 mol di NaCl in 250 ml di acqua e la

seconda contenente 0,20 mol di NaCl in 100 ml di acqua, si può affermare che:

la prima soluzione è più concentrata della seconda

la prima soluzione è più diluita della seconda

le due soluzioni hanno la stessa concentrazione

le due soluzioni hanno la stessa molalità, ma la prima ha una molarità maggiore

la seconda soluzione ha concentrazione più che doppia rispetto alla prima

Massa tot = 541g => 5.4 / 541 = 0.009982 x 100 = 0.998… => ≈ 1%!!

0.5 / 0.25 = 2

5.4 sono NaCl

0.01 moli x 17g/mol = 0.17g => g = n x P.M.

C = n/V (mol/L)

0.2 / 0.10 = 2

Esercizio: Quante moli di CaCl2 sono presenti in 200 ml di una soluzione in acqua al 5% peso/volume?

5% g/volume = 5 g in 100 ml

5:100 = x:200 x= 1000/ 100 = 10g

n = g / Mm = 10/110= 0.09 moli

Mm del CaCl2 (40 + 2x35) = 110 g/mol

LE SOLUZIONI

PROPRIETA’ COLLIGATIVE

Proprietà fisiche delle soluzioni che non dipendono dal tipo ma solo dal numero di particelle contenute in una data quantità di solvente

LE SOLUZIONI

OSMOSI → flusso delle particelle di solvente (ma non di soluto) attraverso una membrana semipermeabile, da una soluzione più diluita ad una più concentrata.

Proprietà colligative L’Osmosi

membrana semipermeabile permette il passaggio delle molecole di solvente ma non di soluto

Le molecole di solvente tendono a spostarsi dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata

Solvente

Pressione osmotica Proprietà colligative

La pressione osmotica equivale alla pressione necessaria per riequilibrare il livello delle due soluzioni

Soluzione più concentrata (ipertonica)

Soluzione meno concentrata (ipotonica)

tempo Δh

Proprietà colligative

Le membrane che separano i vari compartimenti cellulari sono membrane semipermeabili, permettono il passaggio delle molecole d’acqua ma non quello di soluti anche piccoli come Na+, K+…

I vari compartimenti di un organismo tendono a mantenere la stessa pressione osmotica per evitare grosse variazioni di volume.

L’effetto sulla tonicità cellulare: I globuli rossi

Pressione osmotica Proprietà colligative

Una soluzione di NaCl 0.9% è isotonica rispetto al plasma sanguigno. Tale concentrazione salina equivale a quella della soluzione fisiologica normalmente somministrata tramite flebo in terapia

GAS

Non hanno né forma né volume propri. Sono facilmente comprimibili. Sono in genere gassose le sostanze costituite da molecole piccole e di basso peso molecolare.

H2 N2 O2 F2 Cl2 He Ne Ar CO CO2 NO2 SO2 CH4

PRESSIONE

La pressione si definisce come la forza esercitata per unità di superficie

moneta su un piano F peso della moneta A area della moneta

A

F

Area

ForzaPressione

L’unità di misura della pressione è chiamata Pascal (Pa) nel SI. Il Pascal ha dimensioni Kg/(ms2) o Kg m-1 s-2

E’ una unità di misura molto piccola (circa 100 000 volte più piccola della pressione atmosferica). Spesso per praticità si usa una unità di misura non del SI, l’atmosfera (atm) corrispondente alla pressione esercitata al livello del mare dall’atmosfera terrestre.

PRESSIONE

MISURA DELLA PRESSIONE ATMOSFERICA

Anche i gas esercitano una pressione. Per misurare la pressione dell’atmosfera si utilizza un dispositivo chiamato barometro (Torricelli, 1643)

Al livello del mare h=760 mm

1 atmosfera= 760 mmHg (torr)

76 cm

Mercurio (Hg)

Vuoto

Pressione esercitata dall’atmosfera

Leggi empiriche dei gas

Le proprietà dei gas dipendono in maniera semplice da P (pressione) T (temperatura) V (volume) n (moli). Quando due di queste grandezze sono costanti esiste una relazione semplice fra le altre due. Tali relazioni furono scoperte tra la metà del 1600 e del 1800 e sono note come leggi empiriche dei gas.

1) Legge di Boyle

2) Legge di Charles

3) Legge di Avogadro

La legge di Boyle Leggi empiriche dei gas

A temperatura costante P e V sono inversamente proporzionali

V(L) P(atm) PV 1 1 1 0,5 2 1 0,25 4 1

Andamento del volume in funzione della pressione

La legge di Boyle V 1/P

con T,n = cost.

PV = costante

Uso della legge di Boyle

PiVi = PfVf dove i= iniziale f= finale

Problema: Una certa quantità di ossigeno occupa 50,0 L a 15,7 atm. Quale volume occuperà a 1,00 atm?

Vi=50,0 L

Vf= ?

Pi=15,7 atm

Pf=1,00 atm


L 785 atm 1,00

L 50,0 atm 15,7

P

V PV

f

ii

f

Temperatura

Tutti abbiamo un’idea intuitiva del significato di temperatura, ma è difficile darne una definizione quantitativa esatta. Abbiamo una sensazione istintiva del caldo e del freddo e sappiamo

che il calore passa da un oggetto più caldo ad uno più freddo possiamo fare solo misure relative

Da questo si può però definire una scala di temperatura

0°C temperatura di congelamento dell’acqua

100°C temperatura di ebollizione dell’acqua

E i punti intermedi fra 0°C e 100°C ?

La scala di misurazione di temperatura che usiamo comunemente è

La Scala Celsius ed è stata basata sui passaggi di stato dell’acqua


Esistono proprietà meccaniche che dipendono dalla temperatura. Es.: Nel termometro a mercurio il volume del mercurio aumenta aumentando la temperatura e si ipotizza una relazione lineare tra volume e temperatura (ma è un’ipotesi che non è valida per ogni temperatura ma solo in particolare intervallo)

Come facciamo ad avere una scala di temperatura assoluta?


La legge di Charles

Il volume di un gas dipende dalla temperatura ed aumenta con essa. In particolare a pressione costante il volume di un gas aumenta linearmente con la temperatura

V= a + b t t= temperatura

in °C

costanti

A pressione sufficientemente bassa per qualsiasi gas le rette si intersecano tutte in un unico punto sull’asse delle ascisse.

Questo punto corrisponde a – 273,15°C

Ciò implica che a t=-273,15°C V=0.

Questo però non è possibile perché i gas liquefano prima.


Definiamo ora una nuova scala delle temperature detta SCALA KELVIN

T = t + 273,15 unità K gradi Kelvin

(t = °C gradi centigradi)

Quando la temperatura t è pari a -273,15 °, T=0

V = b T

La forma finale della legge di Charles è

A pressione costante il volume di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta

oppure


costante T

V

Uso della legge di Charles

dove i= iniziale f= finale T

V

T

V

i

i

f

f

Problema: Un gas ha un volume di 785 L a 21°C. Quale è il suo volume a 28°C?

Vi=785 L

Vf= ?

Ti=21 + 273= 294 K

Tf=28 + 273= 301 K


T T

V V f

i

i

f

L 804 K 294

K 301 L 785 T

T

V V f

i

i

f

Legge combinata dei gas

Abbiamo visto

Legge di Boyle

V T

con P,n = cost.

Legge di Charles

Queste possono essere combinate per dare

V T/P

con n = cost.

oppure

o ancora

V 1/P

con T,n = cost.


P

T costante V

costante T

PV

Legge di Avogadro

Nel 1808 Gay-Lussac dopo alcuni esperimenti concluse che per reazioni in fase gassosa, alla stessa pressione e temperatura, i rapporti di volume dei reagenti sono espressi da numeri interi

2 volumi 1 volume 2 volumi


Una mole di ogni gas contiene lo stesso numero di molecole (il numero di Avogadro = 6,0221023) e per tale legge deve occupare lo stesso volume ad una certa temperatura e pressione.

Il volume di una mole di gas è chiamato volume molare Vm e a 0°C ed 1 atm di pressione vale 22,4 L/mol (dipende quindi da T e P ma non dalla natura del gas).

Le condizioni di 0°C ed 1 atm di pressione sono spesso dette condizioni di temperatura e pressione standard (STP). (vale solo per i gas).

Nel 1811 Avogadro interpretò questi risultati in quella che oggi è nota come la legge di Avogadro: Volumi uguali di qualsiasi gas, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole


LA LEGGE DEI GAS IDEALI

Abbiamo visto

P

T costante V per una certa quantità di gas

Questa costante non dipende da T e da P ma solo dalla quantità di gas. Se prendiamo in considerazione una mole di gas e chiamiamo R il valore di questa costante possiamo scrivere

P

T R V m

Poiché Vm non dipende dalla natura del gas (legge di Avogadro), nemmeno R dipenderà dalla natura del gas


Si può ricavare il valore della costante R considerando le condizioni standard

mol K

atm L 0,0821

K 273

atm 1,00 L/mol 22,4

T

P VR m

Se moltiplichiamo entrambi i membri per n (le moli di gas)

P

T R n V n m

P

T R V m per n

da cui V

TR n V P LEGGE DEI GAS IDEALI


Applicazioni della legge dei gas ideali

Note tre delle quantità P, V T, n si calcola la quarta usando

la formula PV=n R T

Problema: Quanti grammi di O2 ci sono in una bombola di 50,0 L a 21°C se la pressione è 15,7 atm?

P= 15,7 atm V= 50,0 L T= 21+273 = 294 K n = ?

mol 32,5 K 294 mol) atm/(K L 0,0821

L 50,0 atm 15,7

RT

PV n

moli O2 = 32,5 mol x 32,0 g/mol = 1,04 103 g


La presenza di forze attrattive tra le molecole ha l'effetto di ridurre la pressione che il gas esercita sulle pareti del contenitore. La pressione viene ridotta di una quantità a(n2/V2) dove il valore di a dipende dal tipo do gas

Le molecole quando sono molto vicine risentono delle forza repulsiva dei gusci elettronici. Tale fenomeno viene compensato sostituendo al volume V il "volume libero" V-nb dove b è il volume molare "escluso" detto covolume. Il covolume è volume occupato dalle molecole di una mole di gas e dipende quindi dal tipo di gas

La legge di van der Waals è una equazione di stato che estende la legge dei gas perfetti:


In un gas reale:

A) Vale sempre la relazione pV = nRT B) Non si ha mai il fenomeno della liquefazione

C) Le forze repulsive portano a solidificazione del gas

D) Si deve tener conto dei fattori correttivi di covolume e forze attrattive

E) La relazione pV = nRT va sostituita con π = CRT valida per le soluzioni

V va corretto col fattore b: vol. proprio molecole, o COVOLUME

p va corretta “ “ a/Vm2: forze attrattive molecolari.

pVm = RT (n=1) diventa (p + a / Vm2) (Vm – b) = RT

π = CRT vale per la pressione osmotica delle soluzioni

Equazione di Stato di Van der Waals

72

Dall’equazione generale di stato dei gas perfetti PV =nRT si può dedurre che:

A) in condizioni di temperatura e numero di moli costanti, il volume di un gas è direttamente proporzionale alla sua pressione

B) in condizioni di pressione e numero di moli costanti, se si aumenta la temperatura di un gas, il suo volume rimane costante

C) in condizioni di temperatura e pressione costanti, il numero di moli di un gas diminuisce all’aumentare del volume

D) in condizioni di volume e numero di moli costanti, aumentando la pressione di un gas, la sua temperatura assoluta diminuisce

E) in condizioni di volume e numero di moli costanti, la pressione di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta

Qual è il volume minimo di ossigeno per la combustione completa di 400 ml di propano secondo la reazione (da bilanciare) C3H8 (g)+ O2 (g) CO2 (g)+ H2O (l) ? Consideriamo i due gas nelle stesse condizioni di temperatura e pressione A) 1000 ml B) 1200 ml C) 1600 ml D) 2000 ml E) 4000 ml

Secondo la legge di Avogadro, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione moli uguali occupano volumi uguali indipendentemente dal tipo di gas

Bilanciando la reazione C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O Il rapporto propano:ossigeno è 1:5

Quindi servono 5 di moli di ossigeno per la combustione di ogni mole di propano

Per la combustione di 400 ml di propano servono 400 x 5 = 2000 ml di ossigeno

Termodinamica - Univr

Documents

Transcript of Termodinamica - Univr