I gas • Gas ideali • Gas reali • Umidità Tavola periodica Notazione: A ZX Z numero atomico numero di protoni definisce l’elemento chimico A numero di.
Download ReportTranscript I gas • Gas ideali • Gas reali • Umidità Tavola periodica Notazione: A ZX Z numero atomico numero di protoni definisce l’elemento chimico A numero di.
Slide 1
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 2
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 3
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 4
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 5
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 6
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 7
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 8
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 9
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 10
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 11
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 12
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 2
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 3
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 4
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 5
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 6
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 7
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 8
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 9
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 10
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 11
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.
Slide 12
I gas
• Gas ideali
• Gas reali
• Umidità
Tavola periodica
Notazione:
A
ZX
Z numero atomico numero di protoni
definisce l’elemento chimico
A numero di massa numero di nucleoni (protoni + neutroni)
Isotopi: atomi con stesso Z ma A diverso
(es:
12C
e
14C)
Massa Atomica e Molecolare
Massa atomica (o molecolare) M
Rapporto tra la massa di un atomo (molecola) e la dodicesima parte
della massa dell’atomo 12C. Si misura in unità di massa atomica (uma)
massa atomica del 12C: M=12 uma
In pratica:
• la massa atomica di un elemento chimico ha un valore (espresso in
uma) circa pari al numero di massa A;
Es: MO 16 uma;
MN 14 uma
• la massa molecolare di un composto chimico è pari alla somma delle
masse atomiche di ciascun elemento del composto
Es: MCO2 (12+216) uma = 44 uma
La Mole
Mole (grammoatomo o grammomolecola)
Quantità di sostanza corrispondente alla massa molecolare espressa
in grammi.
• Esempio: 1 mole di H2O corrisponde a circa (21+16)g=18g di acqua.
• 1 uma = 1 grammo/mole
• Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
atomi o molecole (numero di Avogadro):
NA=6,02·1023 mole-1
Quindi:
numero di moli n =
massa espressa in grammi m
massa atomica o molecolare M
numero di molecole N = (num. di Avogadro NA)(num. di moli n)
Esempio:
Data una massa m = 8,8 mg di CO2, calcolare:
1) il numero di moli
R .
n 2 10
R .
N 12,04 10
4
moli
2) il numero di molecole
19
Gas Perfetto (ideale)
Idealizzazione:
• volume occupato dalle molecole è trascurabile;
• forze di attrazione tra molecole sono trascurabili;
• gli urti tra molecole sono elastici:
urti elastici
urti non elastici
In pratica:
ogni gas a temperatura elevata e molto rarefatto si
comporta come un gas ideale.
Equazione di stato di un gas ideale
Se il gas ideale è in equilibrio (p,V e T non variano)
numero di moli
pV n R T
temperatura assoluta (K)
R è la costante dei gas perfetti
R 8 ,32
J
K mole
Sistema
Internazionale
0 . 082
litri atm
K mole
Unità pratiche:
volume
litri
pressione atm
Equazione di stato di un gas ideale
p
• Se T = costante:
T2 > T 1
p·V = costante
(Legge di Boyle)
T1
curve isoterme
T2
V
• Se t = 0 oC, p = 1 Atm
V
nRT
p
(condizioni NTP) ed n = 1 :
1 mole 0 . 082
litri atm
K mole
1 atm
273 K
22 , 4 litri
Legge di Avogadro: “Una mole di gas ideale a t = 0 oC e
pressione p = 1 atm occupa un volume pari a 22,4 litri.”
Miscela di gas
Sia dato una miscela di gas in un recipiente di volume V a temperatura T:
• Pressione parziale del componente i-esimo
p i ni
RT
V
è la pressione che eserciterebbe il costituente i se da solo occupasse tutto il volume.
• Legge di Dalton: la pressione totale di una miscela di gas è pari alla
somma delle pressioni parziali di ciascun componente della miscela:
pn
RT
V
ovvero
pi
( n1 n 2 )
ni
RT
V
p1 p 2
Frazione molare (%)
p
n
Esempio: aria a 15 oC, p = 1 atm, al livello del mare:
Componente
fr. molare
Componente
fr. molare
Azoto (N2)
78,00 %
Argon (Ar)
0,97 %
Ossigeno (O2)
20,93 %
An. Carbonica (CO2)
0.03 %
+ vapore acqueo (0,1 % 2 %)
Gas Reale
Curve isoterme
liquido
Se T è maggiore della
temperatura critica
(Tc) il gas non può in
alcun modo passare
alla fase liquida !
p
Pressione di
vapore saturo pvs
(tensione di vapore)
dipende da T
T > Tc
vapore saturo
liquido e vapore in
equilibrio
Gas
Tc (oC)
gas
Gas
o
vapore
Tc
T < Tc
V
Tc(oC)
N2
-147,1
H2O
+347,1
CO2
+31,3
N2O
+39,5
O2
-118,8
aria
-141,0
Gas reale gas perfetto quando:
• T >> Tc ;
• grande volume e bassa pressione.
Umidità
t (oC)
pvs (mmHg)
0o
4,58
10o
9,2
20o
17,55
37o
47,20
100o
760
200o
11618
Equilibrio
liquido-vapore
H2O
• Umidità assoluta: quantità di vapore acqueo in in m3 di aria (g/m3)
• Umidità relativa U.R. (%):
U.R.
pressione
parziale
pressione
del vapore acqueo
di vapore saturo
p H 2O
Pvs
• Punto di rugiada: quando il vapore acqueo comincia a condensare
U.R. = 100%
Umidità
nH 2O
Esempio:
1%
n
o
U.R. ( 20
7 , 6 mmHg
C)
p H 2 O p atm
nH 2O
7 , 6 mmHg
n
43 %
17 ,55 mmHg
o
U.R. (10
C)
7 , 6 mmHg
83 %
9 , 2 mmHg
U.R. ( 0 C )
o
7 , 6 mmHg
165 %
Il vapore condensa tra
10 oC e 0 oC (rugiada)
4 ,58 mmHg
L’umidità relativa in una stanza diminuisce all’aumentare della
temperatura (aria diventa più secca):
evaporazione dei liquidi più veloce;
occorre “umidificare” l’aria.