Stati di aggregazione della materia. Flashcards
GAS IDEALE
[o perfetto]
Gas in cui le particelle:
- si muovono in maniera causale, ma hanno un’E cinetica talmente alta (grazie alle alte temperature) che
- gli urti sono perfettamente elastici (collisione elastica = collisione nella quale la dispersione di energia è nulla), quindi trascurabili
- non si verificano interazioni tra particelle (non si attraggono né respingono).
- Il volume delle particelle è trascurabile rispetto al volume del contenitore.
Sono gas reali a:
- Basse pressioni
- Alte temperature
EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI
a) Volume (V) - Litri
1 dm3 = 1 L
1 cc = 1 mL
Legge di Gay-Lussac (legge isocora): P1 / T1 = P2 / T2 -> P = k x T
V = cost -> P ~ T
b) Temperatura (T) - Kelvin
K = t + 273
Legge di Boyle (legge isoterma): P1 x V1 = P2 x V2 -> P x V = k
T = cost -> P ~ 1/V
c) Pressione (P) - atmosfere
1 atm = 1 bar = 10^5 Pa = 760 mmHg = 760 Torr
Legge di Charles (legge isobara): V1 / T1 = V2 / T2 -> V = k x T
P = cost -> V ~ T
Quindi, alla fine avremo: (P1 x V1) / T1 = (P2 x V2) / T2
d) Nr di moli (n) - Moli
Legge di Avogadro: V1 / n1 = V2 / n2 -> V = k x n
P e T = cost -> V ~ n
Se mettiamo le leggi insieme, equazione gas ideali: PV = nRT
* R = 0,0821 atm x L / mol x K
PV = (PG / PM) x RT
(P x PM) / RT = PG / V
d = (P x PM) / RT
Quindi,
densità ~ P
densità ~ 1/T
LEGGE DI DALTON
Afferma che: quando 2 o più gas vengono mescolati in un unico recipiente, senza che tra essi avvenga alcuna reazione chimica, la pressione totale esercitata della miscela gassosa è uguale alla somma delle pressioni parziali esercitate di singoli componenti.
Cioè,
P tot = P1 + P2 + P3 + … + Pn
n tot = n1 + n2 + n3 + … + nn
Quindi: P tot V = n tot RT ; P1 V = n1 RT
Il loro rapporto sarà: P1 / P tot = n1 / n tot
-> n1 / n tot = X
In conclusione, P1 = P tot x X1 dove:
X - (chi) frazione molare
P1 - pressione parziale
P tot - pressione totale
X1 + X2 + X3 + … + Xn = 1
PASSAGGI DI STATO
Gas -> solido: deposizione / brinamento
solido -> gas: sublimazione
solido -> liquido: Fusione
Liquido -> solido: Congelamento
Liquido -> gas: Evaporazione
Gas -> liquido: Condensazione
ALLOTROPI
[solidi]
Composti in cui lo stesso atomo/molecola può assumere delle forme solide totalmente diverse.
Es. diamante, grafite, ecc.
STATI DELLA MATERIA
Lo stato è definito dal rapporto dell’E cinetica e l’E di legami intermolecolari: riscaldando e raffreddando si può passare da uno stato all’altro.
- Solido: materia ha forma e volume definito + molecole e i loro legami sono fissi - E di legame è più forte dell’E cinetica.
- Solidi cristallini: ogni molecola si trova in un punto ben fisso dello schema ripetuto.
Es. cubo di ghiaccio - temperatura fissa.
- Solido amorfo: interagiscono in maniera casuale.
Es. plastica - ha un range di fusione, non ha una temperatura fissa.
a. Ionici: strutture cristalline (Es. sali)
legami ionici
alti punti di fusione
capaci di condurre corrente elettrica (non calore) SOLO se sciolti in H2O
b. Covalenti: diamante; legami covalenti
alti punti di fusione/ebollizione
mediocri conduttori, poiché gli e- sono usati per formazione legame -> poco liberi di muoversi
c. Molecolari: saccarosio, acqua sotto forma di ghiaccio (legami deboli e pessimi conduttori)
legami deboli tra molecole
bassi punti di fusione
cattivi conduttori
d. metallici: legame -> e- di valenza delocalizzati
alto punto di fusione
buoni conduttori
- Liquido: volume definito e forma no + molecole si muovono in maniera disordinata, ma formano e rompono dei legami intermolecolari.
E di legame = E cinetica.
Pressione: risultato degli urti delle molecole.
- Gas: né forma né volume definito + molecole si muovono liberamente e interazioni non presenti o scarse (nel caso urti di tipo elastico).
Passano da un recipiente all’altro: diffusione.
- Plasma: stato che assume la materia a bassissime pressioni e ad altissima temperatura
PRESSIONE PARZIALE
Pressione parziale di ciascun gas è uguale alla pressione che quel gas eserciterebbe se occupasse da solo il volume occupato dalla miscela.
LIQUEFAZIONE DEI GAS
Secondo la legge di Boyle (isoterma), se riduco il volume, la pressione aumenta.
Arrivo ad un punto in cui continuo a diminuire il volume, ma la pressione non aumenta:
- le molecole interagiscono e
- le forze intermolecolari iniziano a reagire: precipitano sotto forma di liquido - al punto finale (b) il gas diventa totalmente liquido.
Se riapplico l’esperimento con una diversa T (T2 > T1): il gas diventa liquido più velocemente
Se Tc = T critica = 304,2K, in un punto singolo tutto il vapore si trasforma istantaneamente in liquido.
TEMPERATURA CRITICA
T al di sotto della quale si può liquefare il gas, ma al di sopra non si può.
Es. Se Tc = T critica = 304,2K, in un punto singolo tutto il vapore si trasforma istantaneamente in liquido.
Dipende dalla:
- forza dei legami intermolecolari,
più sono forti e più alta sarà la T critica -> bisogna che l’E cinetica sia molto alta per impedire che le molecole interagiscono.
VAPORE O GAS?
Vapore: aeriforme che si trova al di sotto della T critica, può essere liquefatto.
Gas: aeriforme al di sopra della T critica, non può essere liquefatto, anche se aumento la pressione.
DISTRIBUZIONE DI ENERGIA CINETICA IN UN LIQUIDO
[distribuzione di Maxwell-Boltzmann]
È una gaussiana e possiamo vedere 2 andamenti, quello rosso e quello in blu. In rosso è la distribuzione di E cinetica in un liquido, la maggior parte delle particelle nel liquido avrà questa E termica e alcune particelle hanno un E termica minore e alcune superiore.
Il valore è il cut off che abbiamo, cioè l’E di legame H delle particelle: chi ha E sufficiente può passare allo stato vapore. Se aumento la T, da T1 a T2 (T2>T1) c’è uno shift di distribuzione verso dx e abbiamo un n° di particelle (in verde) che è maggiore.
Quando le particelle passano in vapore, significa che le particelle più calde (con E cinetica superiore) se ne sono andate e restano solo le più fredde = si ha un raffreddamento di liquido.
In blu: T minore, riscaldando il liquido (in rosso), la linea tratteggiata è il minimo di E necessario per rompere i legami ed evaporare.
Questo è il motivo per cui sudiamo: le particelle più calde contenute nel sudore tendono ad evaporare e a seguire, noi sentiamo fresco (raffreddamento) dovuta all’evaporazione. Sudore = emissione di liquido.
DIAGRAMMI DI STATO
[grafico CO2 e H2O]
Grafici che descrivono:
- il numero delle fasi presenti in un sistema all’equilibrio,
- la loro composizione e
- la quantità di ciascuna di esse in funzione di alcuni parametri (temperatura + pressione).
Le curve:
- indicano il cambiamento di fase;
- sono dette CONFINI DI FASE;
- identificano i valori di T e P in cui le 2 fasi sono all’equilibrio
Zone comprese fra le curve = CAMPI DI ESISTENZA
L’attraversamento di una delle curve del diagramma:
- comporta cessione/assorbimento di CALORE LATENTE da parte del sistema;
- processo accompagnato da una variazione di entalpia.
Curva di coesistenza delle fasi SOLIDO-VAPORE:
- corrisponde ai processi sublimazione/brinamento
- sempre: pressione di vapore del solido ««_space;pressione di vapore liquido corrispondente, poiché è più facile passare allo stato gassoso,
P di vapore va giù, se punto di ebollizione su (e viceversa)
Curva di coesistenza delle fasi LIQUIDO-VAPORE:
- corrisponde ai processi evaporazione/condensazione
- si presenta la T critica e P critica (questi valori sono detti PUNTO CRITICO - oltre: fluido supercritico)
Curva di coesistenza delle fasi SOLIDO-LIQUIDO:
- corrisponde ai processi fusione/congelamento
- passaggio liquido-solido: la P tende a favorire il passaggio verso la fase che occupa MINOR volume (densità maggiore)
Le 3 curve di transizione di fase si incontrano in un punto: PUNTO TRIPLO, perché a queste condizioni di T e P, le 3 fasi (solida, liquida e vapore) coesistono in equilibrio.
Pendenza curve di equilibrio: Solido-vapore: + (sempre) Liquido-vapore: + (sempre) Solido-liquido: in funzioni delle ≠ sostanze -> + oppure - Es. CO2 + e H2O -
PERCHÉ IL DIAGRAMMA DI STATO DELL’ACQUA HA UNA PENDENZA NEGATIVA?
[diagramma di stato: passaggio solido-liquido]
Solitamente il passaggio solido-liquido comporta:
- diminuzione volume
- aumento densità
MA nell’acqua il processo di solidificazione avviene con un AUMENTO di VOLUME.
Densità acqua allo: stato liquido»_space;» stato solido (motivo per il quale il ghiaccio galleggia),
questo dovuto al fatto che il ghiaccio ha una struttura RIGIDA CRISTALLINA PARTICOLARMENTE ESPANSA.
CARATTERISTICHE LIQUIDI
Presentano caratteristiche comuni sia con lo stato solido sia con lo stato aeriforme.
Caratteristiche peculiari dei liquidi sono:
- viscosità (resistenza di un liquido a fluire, avviene quando le molecole interagiscono fortemente tra loro);
- fluidità (attitudine delle particelle di un fluido a scorrere le une sulle altre);
- tensione superficiale
Se aumento la temperatura:
- fluidità aumenta;
- viscosità diminuisce.
TENSIONE / PRESSIONE DI VAPORE
Possiamo definirla come:
- La tendenza di un liquido a passare allo stato di vapore, cioè ad evaporare;
OPPURE
- La pressione parziale che il vapore esercita sulla superficie liquida quando si raggiunge l’EQUILIBRIO tra la fase liquida e la fase gassosa.
EVAPORAZIONE
Le molecole che si trovano a LIVELLO dell’INTERFACCIA liquido-aeriforme possono trovarsi in condizioni tali da avere un’ENERGIA CINETICA sufficiente a vincere:
- sia le forze attrattive esercitate da altre molecole
- sia la forza di gravità e
possono abbandonare la fase liquida passando allo stato aeriforme.
EBOLLIZIONE
Strettamente collegato alla pressione di vapore: sia l’evaporazione che l’ebollizione sono fenomeni legati al passaggio dallo stato liquido a quello gassoso.
In questo caso il passaggio avviene a carico di tutta la massa del liquido.
L’ebollizione si verifica alla temperatura alla quale la tensione di vapore del fluido stesso è pari alla pressione esterna.
Pressione di vapore = pressione esterna -> a questo punto (PUNTO DI EBOLLIZIONE) all’interno del liquido si formano delle bollicine di gas che tenderanno a salire verticalmente per effetto della minore densità di cui sono caratterizzate.
Es. Sul monte Everest (P bassa), l’acqua bolle a meno gradi (70° e non 100°)
EVAPORAZIONE VS. EBOLLIZIONE
EV: fenomeno che riguarda SOLO la superficie del liquido
EB: fenomeno che riguarda l’INTERA MASSA del liquido
EV: avviene a QUALSIASI temperatura
EB: avviene ad una temperatura FISSA + CARATTERISTICA per ogni sostanza (tale temperatura dipende dalla P esterna)
EV: avviene ad una velocità che AUMENTA con l’aumentare della temperatura
EB: avviene alla MASSIMA velocità possibile a quella pressione
TENSIONE SUPERFICIALE
Proprietà dei fluidi legata alle forze di coesione tra le particelle di fluido che si trovano LUNGO la superficie di SEPARAZIONE tra il liquido e il gas soprastante.
Ogni molecola all’interno di un liquido:
soggetta a forze di attrazione da parte delle molecole circostanti.
Forze egualmente distribuite in tutte le direzioni.
Le f. attrattive tangenziali sulla superficie di separazione -> faranno comportare lo STRATO SUPERFICIALE DEL LIQUIDO come una SOTTILE MEMBRANA
Per deformare/aumentare la superficie di un liquido -> necessario vincere le forze tangenziali + spostare nuove molecole di liquido all’interno
Si usano TENSIOATTIVI: molecole anfipatiche che rendono facile spostare ed allontanare tra loro le molecole nel liquido.
Formano soluzioni acquose che rispetto all’H2O hanno:
- minore tensione superficiale
- maggior potere bagnante
In termodinamica: t. superficiale -> lavoro necessario per aumentare, a temperatura cost., la superficie del liquido.
Innalzamento della temperatura -> diminuzione tensione superficiale
Es. in medicina: CAPILLARITÀ, se:
1. forze di coesione»_space;» forze adesive -> NON bagna le pareti -> menisco CONVESSO
Es. Hg, angolo maggiore di 90°
- forze adesive»_space;» forze di coesione -> bagna le pareti -> menisco CONCAVO
Es. H2O, angolo minore di 90°
