Sandro Barbone Luigi Altavilla La chimica facile.
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Sandro Barbone Luigi Altavilla
La chimica facile
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• I gas
• Il modello cinetico-molecolare
• I gas ideali
• I fattori fisici di un gas
• I gas reali
• La legge di Boyle o legge isoterma
• La legge di Gay-Lussac o legge isocora
• La legge di Charles o legge isobara
• Lo zero assoluto
• L’equazione di stato dei gas ideali
• La legge di Avogadro
• La massa atomica relativa
• La massa molecolare
• La mole
• La massa molare.
Dalle leggi dei gas alla mole
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I gas
Tutti i gas presentano caratteristiche (proprietà) simili:• non hanno né forma né volume propri • sono comprimibili • se riscaldati si dilatano• se posti in un contenitore rigido, l’aumento della temperaturaprovoca un aumento della loro pressione.
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Il modello cinetico molecolare
Il modello cinetico molecolare studia ilcomportamento dei gas ideali o perfettielaborato dagli scienziati ed in grado di spiegare,a livello di singole particelle, il comportamento ditutti i gas.
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I gas ideali
Un gas si considera ideale se le sue particellepresentano le seguenti caratteristiche:• sono puntiformi (abbiano volume trascurabile);• non si attraggono tra di loro;• si muovono in un recipiente chiuso in modo caotico;• si urtano tra loro ed urtano le parete del recipiente in
maniera perfettamente elastica.
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I Fattori fisici di un gas
Lo stato fisico di un gas è influenzato da tregrandezze variabili :1. il volume occupato V, misurato in metri cubi
(m3);2. la temperatura assoluta T, misurata in kelvin (K);3. la pressione p, misurata in pascal (Pa) o nel suo
multiplo bar (105 Pa).
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I gas reali
Un gas reale si avvicina al comportamento ideale se èmolto rarefatto e si trova ad una temperatura elevata,molto al di sopra della sua temperatura di liquefazione.
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Le leggi dei gas
Il modello dei gas ideali o perfetti permette didescrivere il comportamento dei gas, attraversolo studio delle tre leggi dei gas :
• La legge di Boyle(isoterma= temperatura• costante)• la legge di Charles (isobara= pressione costante)• la legge di Gay-Lussac(isocora= volume costante)
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La legge di Boyle
A temperatura costante (trasformazione isoterma),il volume di una data quantità di gas èinversamente proporzionale alla sua pressione.
p V = costante∙
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La legge di Boyle
Riportando su di un grafico la relazione tra lapressione il volume di un gas,otteniamo un ramodi iperbole equilatera (curva isoterma).
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La legge di Gay-Lussac
A volume costante (trasformazione isocora) lapressione di una data quantità di un gas èdirettamente proporzionale alla temperaturaassoluta.
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La legge di Gay-Lussac
Riportando in grafico la relazione tra pressione etemperatura, a volume costante (trasformazione isocora), si ottiene una retta.
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La legge di Charles
A pressione costante (trasformazione isobara), ilvolume di una data quantità di gas è direttamenteproporzionale alla sua temperatura.
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La legge di Charles
Riportando su un diagramma la relazione tra il volume e la temperatura, a pressione costante (trasformazione isobara), si ottiene una retta.
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Lo zero assoluto
Dal grafico volume-temperatura si evinceche a –273,15 °C, ovvero allo zeroassoluto(0°K), il volume dei gas siannulla.
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La legge dei gas ideali
Per una data massa di gas, il prodotto dellapressione per il volume è direttamenteproporzionale alla temperatura assoluta del gas.
p V = K T∙ ∙Il comportamento dei gas non dipende dal tipo di gasma solo dal numero di particelle che lo costituiscono.
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L’ipotesi di Avogadro
Avogadro intuì, sulla base di alcuni esperimenti,che gli elementi allo stato gassoso non sonocostituiti da singoli atomi ma da molecolebiatomiche.
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La legge di Avogadro
Nel 1811 il chimico torinese A. Avogadro formulò lalegge o principio di Avogadro che afferma che:
Volumi uguali di gas diversi, nelle stessecondizioni di temperatura e pressione, contengonoun numero uguale di molecole (non di atomi).
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La legge di Avogadro
Volumi uguali di gas diversi, contengono un numero uguale di molecole.
Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione:
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La massa atomica relativa
Volumi uguali di gas diversi contengono (in ugualicondizioni di pressione e temperatura) lo stessonumero di molecole, ma hanno una massa diversa:lamassa di una molecola di ossigeno è uguale a 16volte la massa di una molecola di idrogeno
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Se la massa di una molecola di ossigeno è uguale a16 volte la massa di una molecola di idrogeno:
La massa atomica relativa
anche la massa dell’atomo di ossigeno è 16 volte la massa dell’atomo di idrogeno.
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L’atomo di idrogeno venne allora preso comecampione di riferimento (a cui venne assegnatoil valore 1) per la misura delle masse dellemolecole delle sostanze gassose o di sostanzefacilmente trasformabili in gas.
La massa atomica relativa
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La massa atomica relativa
La misura della massa si basa ancora sulconfronto con la massa di un’unità campione,che oggi non è più l’idrogeno, ma un isotopo delcarbonio, il carbonio-12 (12C).La massa dell’atomo di carbonio-12 (12C) èuguale a 12 u.
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La massa atomica relativa
L’unità di massa atomica (u) è la dodicesimaparte (1/12) della massa dell’isotopo piùdiffuso del carbonio, il carbonio-12 (12C).
L’unità di massa atomica è anche conosciutacome dalton.
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La massa degli atomi calcolata in rapportoall’unità di massa atomica u (= 1/12 della massadell’isotopo 12C) viene chiamata massa atomicarelativa o (meno propriamente, mafrequentemente) peso atomico.
La massa atomica relativa
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La massa atomica relativa
Sulla tavola periodica degli elementi è riportatoil peso atomico di tutti gli elementi: il valore riportato rappresenta la mediaponderata dei pesi atomici dei diversi isotopi dell’elemento.
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La massa molecolare
La massa molecolare (relativa) o peso molecolare è data dalla somma delle masseatomiche degli atomi che costituiscono lamolecola.
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Il cloruro di sodio (NaCl), costituito da ioni sodioNa+ e ioni cloruro Cl– , in rapporto 1:1, ha unpeso molecolare o peso formula uguale a:
La massa molecolare
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La massa molare
Nella pratica di laboratorio e nell’industria chimica si pesano quantità di sostanza misurabili con unabilancia, le moli.
La mole è una quantità di sostanza di un sistema checontiene un numero di particelle (atomi, molecole oioni) pari al numero di atomi presente in 12 g dicarbonio-12.
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La massa molare
La mole è una quantità di sostanza di un sistemache contiene un numero di particelle (atomi,molecole o ioni) pari al numero di atomipresente in 12 g di carbonio-12.Il numero di particelle, chiamato numero diAvogadro (N), è elevatissimo ed è stato calcolatosperimentalmente:
La massa molare
N = 6,022 · 1023 particelle/mol
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La massa molare
Una mole di atomi di carbonio 12C pesa 12g
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Una mole di carbonio-12 pesa 12 g (un atomo dicarbonio-12 pesa 12 u, unità di massa atomica)e una mole di atomi di idrogeno pesa 1 g.
La massa molare
![Page 34: Sandro Barbone Luigi Altavilla La chimica facile.](https://reader035.fdocument.pub/reader035/viewer/2022062404/5542eb5c497959361e8c9d1e/html5/thumbnails/34.jpg)
La massa molare MM corrisponde alla massaatomica o molecolare (peso formula neicomposti ionici), espressa in grammi per mole(g/mol).
La massa molare
![Page 35: Sandro Barbone Luigi Altavilla La chimica facile.](https://reader035.fdocument.pub/reader035/viewer/2022062404/5542eb5c497959361e8c9d1e/html5/thumbnails/35.jpg)
Se la massa molecolare dell’acido cloridrico(HCl)è 36,46 u: la massa molare di questasostanza sarà 36,46 g/mol.
La massa molare