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Stati della materia
Solido
Liquido
Gas
1. Forma propria
1. Volume definito, ma no
1. Forma e volume
2. Incomprimibili
forma propria
non definiti
3. Generalmente hanno densità 2. Praticamente
incomprimibili
maggiore dei liquidi
2. Comprimibili
3. Bassa densità
4. Diffondono molto
3. Densità elevate
4. Diffondono
lentamente negli altri solidi
4. Diffondono negli altri
rapidamente
5. Caratterizzati da ordine.
liquidi
5. Movimento
Particelle che vibrano intorno
5. Aggregati disordinati che
disordinato
ad una posizione di equilibrio
si muovono nelle tre
direzioni dello spazio
•Stato solido e stato gassoso sono stati di aggregazione limite, razionalizzabili secondo
modelli semplici
•Stato liquido è intermedio fra solido e gassoso
Passaggi di stato
Modello ideale dello stato solido
Strutture a massimo impacchettamento – modello delle sfere rigide
•Ipotetico solido costituito da sfere rigide (non
deformabili da parte delle interazioni o della
formazione di legame)
•Ogni sfera interagisce con quelle che le stanno
intorno e l’interazione è tanto maggiore quanto
maggiore è il numero delle sfere che circondano
quella di riferimento (numero di coordinazione
n.c.)
•Nella struttura più stabile lo spazio vuoto è
minimo e dovuto al fatto che le sfere non si
compenetrano
n.c. 12
n.c. < 12 (8 cubico a
corpo centrato, 6 nel
cubico)
Strutture non a massimo impaccamento
cubico a corpo
centrato
cubico
•Strutture di questo tipo sono assunte da alcune sostanze allo stato elementare
(principalmente metalli e in vari gas nobili allo stato solido – bassa temperatura ed
alte pressioni)
Cavità tetraedrica
n.c. 4
•Vengono utilizzate per schematizzare le strutture dei
composti ionici
•Reticolo compatto di anioni
•Cationi nelle cavità
•Il numero di ioni di segno opposto che circondano un dato
ione è detto numero di coordinazione (n.c.)
•Il n.c. dipende dalle dimensioni relative fra catione ed
anioni (r+/r-)
Cavità ottaedrica
n.c. 6
Lo stato gassoso caratterizzato da 4 proprietà:
volume
grandezze estensive (cioè dipendenti
quantità di sostanza
dall’estensione del sistema – massa)
temperatura
pressione
grandezze intensive (cioè dipendenti solo dalla
natura del sistema e non dalla sua estensione)
Pressione = è una grandezza derivata (Forza / superficie, 1 N m-2 = 1 kg m-1 s-2 = 1 Pa)
La pressione di un gas, supposto all’interno di un recipiente, è la forza esercitata
dalle molecole del gas per unità di superficie perpendicolarmente ad essa
Volume = volume del recipiente che contiene il gas
Legge di Boyle
PV = k a temperatura costante
Legge di Charles e Gay-Lussac
V = kT a pressione costante
P = kT a volume costante
Equazione dei gas perfetti o gas ideali
PV = nRT
Equazione di stato del gas perfetto o del gas ideale
PV = nRT
Descrive con buona
approssimazione
anche i gas reali a T e
P non troppo elevate
Pressione = Forza / superficie, 1 Pa = 1 N m-2
Volume = volume del recipiente che contiene il gas
n = numero di moli del gas
T = temperatura nella scala assoluta (K)
R = costante universale dei gas, valore dipendente dalle unità di misura
R = 8.2053 x 10-2 dm3 atm mol-1 K-1
R = 8.3145 J mol-1 K-1
PV = (Nm-2) (m3) = N m =
forza x spostamento = lavoro (J)
Scale termometriche
scala centigrada (grado Centigrado o Celsius, °C):
•lo zero corrisponde alla temperatura di equilibrio
tra acqua e ghiaccio alla pressione di 1 atmosfera
•100 °C corrispondono alla temperatura normale
di ebollizione.
•Ammette valori negativi
scala assoluta (Kelvin, K):
•ampiezza dell’intervallo di temperatura di un
grado uguale alla scala centigrada, ma diverso
zero. T(K) = T(°C) + 273.15.
•Ammette solo valori positivi
Principio di Avogadro
volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e di
pressione, contengono lo stesso numero di particelle
Teoria cinetica dei gas
Definizione del gas ideale:
1) Particelle tutte uguali che si muovono di moto uniforme in modo
casuale (direzione e velocità – stato di caos)
2) Volume delle particelle trascurabile rispetto al volume del recipiente
3) Assenza di interazioni, urti elastici, pressione del gas dovuta agli
urti sulle pareti del recipiente
Equazione di stato dei gas perfetti
<Ecin> = 3/2 (R/NA)T = 3/2 kT
k = R/NA = 1.3806505 10-23 J K-1
K = costante di Boltzmann
• La temperatura è una grandezza termodinamica correlata con il movimento
delle particelle
• Scala termometrica assoluta: se T = 0 K Ec = 0
•V alida anche per liquidi e per i solidi (vibrazionale)
• Non è possibile calcolare la velocità (energia cinetica
traslazionale) di ciascuna particella ma è possibile calcolare la
distribuzione statistica delle velocità in un set di particelle
•α è la frazione di particelle che possiede un determinato
valore di energia cinetica traslazionale
- α = 0 per <Ec> = 0
- Α  0 per <Ec>  ∞
- curva non simmetrica
- <Ec> è maggiore della energia cinetica del
massimo (più probabile)
- all’aumentare di T aumenta l’energia più
probabile che <Ec>
Miscele di gas
- Tutti gas ideali
Le
particelle
interagiscono
non
- Ogni gas occupa tutto lo
spazio a disposizione
- Per ogni gas la P è data
dall’equazione del gas ideale
PA = (nA RT) / V, PB = (nB RT) / V, PC = (nC RT) / V …….
pressioni parziali (legge di Dalton)
Ptot = PA + PB + PC + …… = (nA + nB + nC + ……) RT / V
frazione molare del
gas i-esimo
PA = Ptot (nA/(nA + nB))
Pi = Ptot ni / j nj
Nei gas reali le particelle interagiscono fra sé e con il recipiente ed hanno volume proprio
•nei calcoli, per T e P non troppo diversi dalle condizioni ambiente (T = 25 °C e P = 1 atm), si
può usare l’equazione dei gas perfetti
Volume molare standard (T = 0 °C, P = 1 atm)
VM = RT/P = (8.314 m3 Pa mol-1 K-1 273.15 K)/ 105 Pa = 22.7 dm3mol-1
Volume molare sperimentale (dm3mol-1) a T = 0 °C e P = 1 atm
H2
22.722
N2
22.699
O2
22.691
CO2
22.559
NH3
22.377
Gas reali: equazione di Van der Waals
(P + an2/V2) (V – nb) = n RT
•a e b sono parametri correttivi diversi per ogni gas
•b = volume proprio (volume a disposizione ed è inferiore al volume del recipiente)
•an2/V2 = pressione interna o pressione di coesione (la pressione del gas è inferiore a
quella ideale)
•comportamenti diversi legati all’influenza delle dimensioni delle particelle (volume
proprio) e delle interazioni intermolecolari (pressione di coesione)
Fattore di comprimibilità Z = PVm/RT
Z = 1 per il gas ideale, VM =volume molare
Variazione di Z in funzione di P
per gas diversi (T=273 K)
Variazione di Z in funzione
di P a T diverse per la CO2
TB = temperatura di Boyle
al di sopra di TB Z > 1
SOLIDO: ordine geometrico- forze di coesione
GAS: caos molecolare forze di coesione trascurabili
LIQUIDO:forze di coesione non trascurabili- volume proprio- non forma propria
Stato Liquido
•E’ uno stato fisico della materia
•Similitudini sia con lo stato solido che con quello gassoso e proprietà intermedie
•L’energia potenziale di attrazione fra le particelle è un po’ minore che nel solido
(volume proprio ma non forma propria – la componente di Ec traslazionale è ancora
importante)
•La curva di energia cinetica è la stessa del gas
Ec vibrazionale
- Le particelle sono a distanza di contatto come nel solido, ma
presenti cavità il cui numero aumenta con la temperatura.
- La distanza media fra le particelle è maggiore (H2O fa
eccezione) che nel solido (Ep minore )
- A causa dell’Ec traslazionale le cavità sono in continuo
movimento nella massa liquida
Dalla presenza di forze di coesione più forti
che nel gas si originano due importanti
proprietà dei liquidi:
Tensione superficiale: forza che si oppone
all’aumento di volume
Viscosità (diminuisce con la T ed aumenta con
la M e con la presenza di ponti di H)
Stato Vetroso o Amorfo
- E’ uno stato fisico della materia intermedio fra liquido e solido
- Non possiede ordine
- L’Ec è solo di tipo vibrazionale come nei solidi
- Si può assimilare ad un liquido per il quale, abbassando improvvisamente la temperatura
(aumentata moltissimo la viscosità) la sostanza non abbia avuto il tempo di organizzarsi in
maniera ordinata.
- Tale stato è termodinamicamente instabile e tende, anche se talvolta con tempi lunghissimi,
a trasformarsi in stato cristallino