Le sostanze allo stato gassoso sono caratterizzate da una notevole uniformità di comportamento, indipendente dalla loro natura. Il comportamento di un gas può essere infatti descritto con ottima approssimazione attraverso una semplice relazione, l'equazione generale di stato dei gas ideali, che collega fra loro i parametri tipici dello stato gassoso –pressione (P), volume (V), temperatura (T), detti funzioni di stato– e il numero di molecole che compongono il gas:
T è la temperatura assoluta in Kelvin: T (K) = t (°C) + 273.15
Il valore e le dimensioni di R dipendono dall'unità di misura scelta per P:
se atm, R = 0.082 atm⋅litro/(mol⋅K)
se Pascal, R = 8.314 Joule/(mol⋅K)
L'equazione di stato ha validità assoluta solo per i gas ideali.
Il comportamento di un gas reale si avvicina tanto più al comportamento descritto da questa equazione, quanto più il gas è rarefatto, ovvero in condizioni di bassa pressione e alta temperatura.
L'equazione generale deriva dalla riunione in un'unica espressione di tre leggi sperimentali fondamentali:
Legge di Boyle. A temperatura costante, il prodotto PV è costante.
Ovvero, P è inversamente proporzionale a V.
Legge di Charles e Gay-Lussac. Può essere formulata semplicemente come segue:
A pressione costante, il volume di un gas varia in maniera direttamente proporzionale con la temperatura assoluta.
A volume costante, la pressione di un gas varia in maniera direttamente proporzionale con la temperatura assoluta.
Principio di Avogadro. "Volumi eguali di gas nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione contengono lo stesso numero di molecole".
In sostanza, per il principio di Avogadro, il volume occupato da 1 mole di un qualsiasi gas, il volume molare, deve essere lo stesso a prescindere dalla composizione del gas.
Sperimentalmente è stato determinato che 1 mole di gas in condizioni standard (0°C e 1 atm) occupa un volume di 22.414 litri, detto appunto volume molare. In questo volume sono contenute un numero di Avogadro (N = 6.022 x 1023) di molecole del gas.
A) Il volume di un gas non dipende dalla sua temperatura e pressione
B) La pressione esercitata da un gas dipende dalla sua quantità e dal suo volume, non dalla sua temperatura
C) La quantità di un gas influenza soltanto il suo volume, non la sua pressione e temperatura
D) La quantità di un gas influenza soltanto la sua temperatura, non il suo volume e pressione
E) La temperatura influenza il volume e la pressione di un gas, non la sua quantità
1) diventa sei volte più grande
2) diventa sei volte più piccolo
3) diventa trentasei volte più piccolo
4) diventa trentasei volte più grande
5) resta costante perché non è cambiata la temperatura
A) raddoppiando la pressione, si raddoppia il volume
B) dimezzando la pressione, il volume si quadruplica
C) aumentando il volume, la pressione resta costante
D) triplicando il volume, la pressione diventa la terza parte
E) triplicando il volume, la pressione diventa la nona parte
1) un aumento del numero di molecole
2) un aumento di pressione
3) un aumento di volume
4) un aumento dell'energia cinetica media delle molecole
5) la ionizzazione delle molecole
A) 4
B) 8
C) 10
D) 11
E) 16
A) hanno la stessa massa
B) contengono lo stesso numero di atomi
C) contengono lo stesso numero di molecole
D) hanno la stessa densità
E) hanno masse che stanno in rapporto 1:2
Teoria cinetica gas ideali
1) la massa delle particelle
2) il numero di urti delle particelle del gas tra loro
3) la somma del numero degli urti delle particelle dei gas tra loro e sulle pareti del recipiente
4) il numero degli urti e delle particelle del gas sulle pareti del recipiente che avvengono con una energia superiore all'energia cinetica media
5) il numero di urti delle particelle del gas sulle pareti del recipiente
Vi ricordo che la caratteristica dei gas è quella di occupare tutto il volume a loro disposizione.
A) 10 dm3
B) 2 dm3
C) 5 dm3
D) 8 dm3
E) 20 dm3