stati di aggregazione della materia

Stato aeriforme: caratteristiche principali.

Particelle: molto distanti tra loro, in moto caotico e continuo e con interazioni Intermolecolari pressoché nulle.

Non hanno né forma, né volume, ma occupano interamente il recipiente che li contiene.

Sono diffusibili e comprimibili.

Temperatura assoluta

Misura lo stato di agitazione delle particelle di un corpo.

S.I: Kelvin. Si usa anche: Celsius °C. 1K=273,15 °C

Legge di Boyle (isoterma)

A TE3mperatura costante, il rapporto tra V e P è inversamente proporzionale.

V x P= costante.

V1 x P1 = V2 x P2

Legge di Charles\ 1^a legge di Gay Lussac: isobara

A pressione costante, V e T sono direttamente proporzionali.

V\T è costante.

V1\T1=V2\T2

Legge di dilatazione termica dei gas: V= Vo (1 x at)

A (alpha)= 1\273,15

Aumentando di 1°C, il volume aumenta di 1\173,15 esimi del V iniziale.

2^a legge di Guy-Lussac: isocora

A volume costante, Pressione e T sono direttamente proporzionali.

P\T= costante.

P1\T1= P2\T2

Equazione di stato dei gas perfetti

P x V = n x R x T.

La ta pressione di un gas perfetto è direttamente proporzionale alla temperatura e al numero di moli, e inversamente proporzionale al volume del gas.

R è la costante dei gas=

0,0821 (se P in atm, V in L, mol in moli e T in K)

8,314 (se P in Pascal, V in m³ e T in K)→ S.I.

Equivalenza pressione

1atm=?

X mmHg

X Torr

X bar

X Pa

1 atm= 760 mmHg

1 atm= 760 Torr

1 atm=1,0133 bars

1 atm= 101325 Pa

STP (condizioni standard)

0°C, 1 atm

NTP (condizioni normali)

20°C, 1 atm

SATP (condizioni standard di ambiente)

25°C, 1 atm

Legge di Avogadro

Volumi uguali di gas diversi, alle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole.

Una mole di gas alla temperatura di 0°C e alla pressione di 1atm contiene 22,4 L.

V1\n1 = V2\n2.

Mole: def e formula

È la quantità di sostanza che contiene esattamente un numero di avogadro di particelle elementari (atomi o molecole).

N= 6;022 × 10²³.

N(mol)= m (g) \ MM (g\mol).

Teoria cinetica dei gas

• particelle puntiformi (Volume trascurabile rispetti a quello totale)

• Non esistono forze attrattive o repulsive tra le particelle (gas ideali)

• Gli urti tra le particelle sono perfettamente elastici (non si perde energia)

• La temperatura assoluta è proporzionale all’energia cinetica media delle particelle

• Ec= 3\2 K T

• Ec= energia cine a media di una particella

• K= costante di Boltzmann= 1,38 × 10^-23 J\K

• T= temperatura assoluta (K)

• Se riduci il volume, le particelle colpiscono più frequentemente le pareti del contenitore → P aumenta

Legge di Maxwell-Boltzmann

LEGGE DI MAXWELL-BOLTZMANN

1. Concetto e Grafico

   Descrive la distribuzione statistica delle velocita (o energie cinetiche) delle molecole di un gas ideale ad una data Temperatura (T).

   
   

2. Variazione del Grafico

• Se la Temperatura AUMENTA (o la massa molare diminuisce): Il picco si ABBASSA e si sposta a DESTRA (curva piu schiacciata ed estesa -> molecole piu veloci).

  
  

• Se la Massa Molare AUMENTA (gas piu pesante): Il picco si ALZA e si sposta a SINISTRA (curva piu stretta ed alta -> molecole piu lente).

  
  

3. Le 3 Velocita da ricordare (In ordine CRESCENTE)

   Velocita Piu Probabile < Velocita Media < Velocita Quadratica Media

   
   

• Piu probabile: Corrisponde al PICCO della curva.

4. Importanza in Cinetica Chimica (Urto Efficace)

   
   

• Solo le molecole nella coda di destra (con energia maggiore dell'Energia di Attivazione Ea) hanno energia sufficiente per reagire.

  
  

• Aumentando la Temperatura, aumenta ESPONENZIALMENTE la frazione di molecole che supera l'Energia di Attivazione, facendocrescere la velocita di reazione (Equazione di Arrhenius).

Gas e vapori

Gas: sostanza che si trova allo stato aeriforme alle condizioni ambientali. È al di sopra della temperatura critica.

Vapore: sostanza che a temperatura ambiente si trova nel suo stato condensato (solido liquido). Al di sotto della temperatura critica.

Temperatura critica= massima temperatura alla quale una sostanza può esistere allo stato liquido.

Equilibrio gas liquido

In un sistema chiuso contenente liquido, alcune molecole possono evaporare, mentre altre possono condensare. Si raggiunge una condizione in cui il numero di molecole che evaporano è uguale al numero di molecole che condensano: equilibrio dinamico gas-liquido.

Dipende dalla temperatura: se aumenta, l’equilibrio si sposta più verso lo stato gassoso. Se diminuisce, verso quello liquido.

Pressione di vapore

La pressione esercitata del vapore in equilibrio con il propio liquido puro, sulla superficie del liquido evaporante.

Dipende da:

• natura del liquido: ogni sostanza ne ha una caratteristica

• Temperatura: >t = > Ec = >P di vapore

Respirazione

• Prima legge di Boyle: P e V sono inversamente proporzionali

• L’aria va dal punto con pressione maggiore, a quello con pressione minore

Inspirazione: Volume polmonare aumenta → Pressione alveolare interna diminuisce < Pressione esterna → ARIA ENTRA

Espirazione: Volume polmonare diminuisce → Pressione alveolare interna aumenta > Pressione esterna → ARIA ESCE

Stato solido: caratteristiche generali

• particelle legate da rilevanti forze attrattive intermolecolari che prevalgono largamente sull’energia cinetica

• Le molecole, gli atomi o gli ioni non possono muoversi (vibrano) e hanno pertanto nella maggior parte dei casi una disposizione regolare (reticoli tridimensionali).

• Hanno forma e volume propri

Classificazione solidi

Solidi amorfi e solidi cristallini.

Solidi cristallini: molecolari e non molecolari.

Solidi non molecolari: solidi ionici, solidi covalenti, solidi metallici.

Solidi amorfi

• in cui atomi, molecole o ioni sono disposti in modo caotico, senza alcuna periodicità e non hanno strutture definite a livello macroscopico

• la fusione non avviene ad una specifica temperatura ma in un INTERVALLO di TEMPERATURA, cioè il passaggio solido/liquido avviene gradatamente

• Esempi: burro e vetro

Solidi cristallini

o solidi veri, in cui esiste una ripetizione regolare nelle tre dimensioni della struttura che forma un reticolo cristallino.

Solidi cristallini molecolari

• Sono caratterizzati dalla presenza di forze intermolecolari deboli, cioè interazioni fra molecole (legami H, interazioni dipolo-dipolo, forze di London), non legami tra atomi o ioni.

• Per questo hanno generalmente bassi punti di fusione ed ebollizione

• Formati principalmente da elementi a destra nella tavola periodica.

• Possono essere polari (H2O, saccarosio) o apolari (CO2)

• Non conducono corrente

Solidi reticolari o a reticolo covalente

• gli atomi sono uniti da una rete continua, regolare e tridimensionale di legami covalenti→ forti.

• Semiconduttori o metalloidi (regione di transizione tra metalli e non metalli nella tavola periodica).

• Punti di fusione altissimi >1000°C (legami covalenti, forti).

• Insolubili in tutti i solventi, pessimi conduttori di elettricità (elettroni localizzati nei legami covalenti)

Solidi ionici

• formati da anioni e cationi tenuti insieme da forze elettrostatiche (legami ionici) tra ioni adiacenti aventi cariche opposte.

• Non sono volatili, hanno alti punti di fusione (legami ionici), non conducono elettricità perchè gli ioni carichi sono in posizioni fisse, ma diventano buoni conduttori allo stato fuso o disciolti in acqua, perchè sia nel caso della fusione che nel caso della soluzione e dissociazione gli ioni sono liberi di muoversi attraverso il liquido.

• Molti sono solubili in acqua, solvente polare.

Solidi metallici

• unità strutturali: elettroni mobili e cationi fissi, legati tra loro da legame metallico. Gli elettroni non sono legati ad un particolare ione positivo ma piuttosto possono muoversi attraverso l'intero cristallo.

• alta conducibilità elettrica

• alta conducibilità termica, insolubilità in acqua e in altri comuni solventi, duttilità, malleabilità, lucentezza

• fondere a temperature più o meno alte a seconda delle forze attrattive

Cambiamenti di stato

Nome curve nel diagramma di stato

curva di fusione/di congelamento, tra solido e liquido;

curva di evaporazione/condensazione, tra liquido e aeriforme;

curva di sublimazione/brinamento, tra solido e aeriforme.

Punto critico nel diagramma di stato

Quando si raggiungono valori di T e P abbastanza elevati, l’interfaccia fra liquido e vapore scompare: PUNTO CRITICO.

La sostanza in queste condizioni è detta fluido supercritico: ad una pressione così elevata ha una densità simile a quella di un liquido, mentre la sua viscosità (resistenza a fluire) è simile a quella di un gas.

Stato liquido: caratteristiche

• i liquidi non hanno forma propria: recipiente

• Hanno un volume definito: forse intermolecolari sufficienti a tener unite le particelle (le forze di coesione sono paragonabili allì’energia cinetica delle particelle).

• Nei liquidi i legami intermolecolari si formano e si rompono in continuazione

• Le molecole si trovano a distanze ravvicinate, ma non rigidamente bloccate

• Fluidità, incomprimibilità, tensione superficiale, capillarità, viscosità

Stato liquido: viscosità + pressione sanguigna

Definizione: Misura della resistenza di un fluido al flusso (attrito interno tra i suoi strati).

Dipendenza nei liquidi:

• Temperatura: T maggiore implica viscosita minore (aumenta l'agitazione termica, diminuiscono le forze intermolecolari).

  
  

• Natura del liquido: Dipende dalle forze di coesione intermolecolari, dalla massa molare, dalla dimensione e dalla forma delle molecole.

  
  

Applicazione alla Pressione Sanguigna:

• Resistenza vascolare: Aumentando la viscosità, aumenta la resistenza al flusso ematico.

  
  

Variazioni dell'ematocrito:

• Ematocrito maggiore (piu globuli rossi / disidratazione) implica viscosita maggiore, che implica resistenza maggiore, che implica Pressione Sanguigna maggiore.

  
  

• Ematocrito minore (anemia) implica viscosita minore, che implica resistenza minore, che implica Pressione Sanguigna minore.

Ebollizione

Passaggio di stato in cui un liquido si trasforma in un gas in modo rapido e violento, con formazione di bolle di vapore anche all’interno della massa liquida (non solo in superficie).

Si verifica quando la pressione di vapore del liquidò eguaglia quella esterna.

Temperatura di ebollizione\punto di ebollizione→ temperatura alla quale avviene questo equilibrio. (Acqua pura a livello del mare→ 1 atm→ 100°C).

Durante l’ebollizione la temperatura del liquido rimane costante: l’E serve a rompere i legami. E=2,718 calore latente di ebollizione.

(Evaporazione coinvolge solo superficie del liquido).

Calore di evaporazione

È la quantità di energia necessaria per trasformare una mole di liquido in vapore a T costante.

È un processo endotermico (il liquido assorbe calore dall’esterno).

Sudorazione.

Tensione superficiale

È l’energia richiesta per aumentare l’area superficiale di un’unità. Misura la forza di coesione.

Forza di coesione → tendenza a minimizzare la propria superficie.

Le molecole in superficie sono sottoposte a forze di coesione che le attraggono verso l’interno. Subiscono una forza diretta verso il basso.

Si misura in n\m.

All’aumentare della T, le molecole in superficie acquisiscono energia cinetica e le forze di coesione si indeboliscono.

Influisce: forma sferica, capillarità dell’acqua.

Evaporazione del sudore e termoregolazione.

Evaporazione del sudore → dispersione del calore corporeo.

Il sudore, attraverso l’evaporazione, sottrae calore al corpo.

È più efficace in ambienti con bassa umidità relativa.

Siccome la termoregolazione utilizza prevalentemente l’EVAPORAZIONE DELL’ACQUA, per la sua efficacia è importante la differenza tra la sua pressione di vapore a 37°C e la pressione di vapore dell’acqua nell’ambiente (proporzionale all’UMIDITÀ RELATIVA).

Quanto maggiore sarà l’umidità relativa, tanto minore sarà la differenza fra velocità di evaporazione e velocità di condensazione, quindi tanto minore sarà l’efficacia della sudorazione.

Umidità relativa= (pressione vapore ambiente\pressione vapore saturo). 100