🧪 CHIMICA - CAPITOLO 5: I gas e la teoria cinetica dei gas

5.1 Stati Fisici della Materia (Confronto)

TEORIA: Gas: volume e forma del recipiente, alta compressibilità, fluisce facilmente. Liquido: volume definito, forma del recipiente, bassa compressibilità, fluisce. Solido: volume e forma definiti, incomprimibile, non fluisce. QUANDO SI USA: Per distinguere le proprietà macroscopiche in base alle forze intermolecolari.

5.2 Pressione (Definizione e Unità)

TEORIA: Forza esercitata per unità di area. P = F/A. Unità comuni: 1 atm = 760 mmHg = 760 Torr = 101325 Pa (Pascal, unità SI). ESEMPIO: La pressione atmosferica standard a livello del mare sostiene una colonna di mercurio alta 760 mm. ERRORE TIPICO: Confondere atm con Pa senza convertire (differenza di 5 ordini di grandezza!).

5.2 Barometro e Manometro

TEORIA: Barometro (Torricelli): misura la pressione atmosferica usando un tubo di vetro chiuso a un'estremità capovolto in mercurio. Manometro: misura la pressione di un gas in un recipiente (a tubo aperto o chiuso), confrontandola spesso con la pressione atmosferica.

5.3 Legge di Boyle (Relazione V-P)

TEORIA: A temperatura costante, il volume occupato da una quantità fissa di gas è inversamente proporzionale alla pressione. P1 * V1 = P2 * V2. ESEMPIO: Se dimezzo il volume di una siringa chiusa, la pressione raddoppia. QUANDO SI USA: Trasformazioni isoterme.

5.3 Legge di Charles (Relazione V-T)

TEORIA: A pressione costante, il volume di una quantità fissa di gas è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta (Kelvin). V1 / T1 = V2 / T2. ESEMPIO: Un palloncino messo in freezer si sgonfia. ERRORE TIPICO: Usare i gradi Celsius nei calcoli (bisogna SEMPRE usare Kelvin: K = C + 273.15).

5.3 Legge di Avogadro (Relazione V-n)

TEORIA: A pressione e temperatura costanti, il volume di un gas è direttamente proporzionale alla quantità di moli (n). V1 / n1 = V2 / n2. Volumi uguali di gas diversi (a pari P e T) contengono lo stesso numero di particelle.

5.3 Equazione di Stato dei Gas Perfetti

TEORIA: Combina le leggi precedenti. PV = nRT. R = Costante universale dei gas. Valori di R: 0.0821 L*atm/(mol*K) oppure 8.314 J/(mol*K). QUANDO SI USA: Per descrivere lo stato di un gas ipotetico che obbedisce perfettamente alle leggi.

5.3 Condizioni Standard (STP)

TEORIA: Condizioni di riferimento spesso usate per i gas: 0 gradi C (273.15 K) e 1 atm. A STP, 1 mole di gas ideale occupa 22.4 Litri (Volume Molare Standard).

5.4 Densità di un Gas

TEORIA: La densità (d) dipende dalla massa molare (MM), pressione e temperatura. Formula: d = (P * MM) / (R * T). I gas sono più densi a basse temperature e alte pressioni, e se hanno alta massa molare. ESEMPIO: La CO2 è più densa dell'aria (N2/O2) e tende a stratificarsi in basso.

5.4 Calcolo Massa Molare di un Gas

TEORIA: Misurando la massa (m) di un volume (V) di gas a P e T note, si trova la massa molare. MM = (m * R * T) / (P * V). QUANDO SI USA: Per identificare un gas sconosciuto.

5.4 Legge di Dalton (Pressioni Parziali)

TEORIA: In una miscela di gas che non reagiscono, la pressione totale è la somma delle pressioni parziali dei singoli componenti. P_tot = P1 + P2 + ... La pressione parziale è proporzionale alla frazione molare (X): Pi = Xi * P_tot.

5.5 Teoria Cinetica dei Gas (Postulati)

TEORIA: 1) Le particelle sono puntiformi (volume trascurabile). 2) Moto casuale, rettilineo e continuo. 3) Urti perfettamente elastici (nessuna perdita di energia cinetica). 4) Nessuna forza attrattiva o repulsiva tra particelle. QUANDO SI USA: Per spiegare microscopicamente le leggi dei gas (es. Pressione = urti contro le pareti).

5.5 Energia Cinetica Media e Temperatura

TEORIA: L'energia cinetica media delle particelle di un gas dipende SOLAMENTE dalla Temperatura assoluta. Ek_media = (3/2) R T (per mole). A una data temperatura, tutti i gas hanno la stessa energia cinetica media, indipendentemente dalla loro massa.

5.5 Velocità Quadratica Media (u_rms)

TEORIA: Velocità "tipica" di una molecola. Formula: u_rms = radice_quadrata(3 * R * T / MM). Le molecole più leggere si muovono più velocemente di quelle pesanti alla stessa temperatura. ESEMPIO: L'idrogeno (H2) corre molto più veloce dell'Ossigeno (O2).

5.5 Effusione e Legge di Graham

TEORIA: L'effusione è la fuga di un gas attraverso un piccolo foro nel vuoto. La velocità di effusione è inversamente proporzionale alla radice quadrata della massa molare. Rate A / Rate B = radice(MM_B / MM_A). ESEMPIO: Usata per arricchire l'uranio (separare U-235 da U-238).

5.6 Gas Reali vs Ideali (Deviazioni)

TEORIA: I gas reali NON seguono perfettamente PV=nRT a: Alta Pressione (il volume delle particelle non è più trascurabile) e Bassa Temperatura (le forze attrattive rallentano le particelle).

5.6 Equazione di Van der Waals

TEORIA: Equazione di stato corretta per i gas reali. [P + a(n/V)^2] * [V - nb] = nRT. Il termine "a" corregge per le forze attrattive (pressione reale minore di ideale). Il termine "b" corregge per il volume escluso (covolume delle molecole).