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Chimica I

admin Dicembre 21, 2021 0 Comment

Obiettivi formativi

Alla fine di questa sezione, sarai in grado di:

  • Identificare le relazioni matematiche tra le varie proprietà del gas
  • Utilizzare la legge del gas ideale, e relative leggi dei gas, per calcolare i valori delle varie proprietà dei gas in condizioni specificate

Durante il xvii e soprattutto xviii secolo, sotto la spinta di un desiderio di capire la natura e una missione per fare palloncini, in cui poter volare (Figura 1), un certo numero di scienziati consolidati i rapporti tra macroscopico proprietà fisiche dei gas, che è, pressione, volume, temperatura e quantità di gas. Sebbene le loro misurazioni non fossero precise secondo gli standard odierni, erano in grado di determinare le relazioni matematiche tra coppie di queste variabili (ad esempio, pressione e temperatura, pressione e volume) che valgono per un gas ideale—un costrutto ipotetico che i gas reali approssimano in determinate condizioni. Alla fine, queste leggi individuali sono state combinate in un’unica equazione—la legge del gas ideale—che mette in relazione le quantità di gas per i gas ed è abbastanza accurata per basse pressioni e temperature moderate. Considereremo gli sviluppi chiave nelle relazioni individuali (per ragioni pedagogiche non del tutto in ordine storico), quindi li metteremo insieme nella legge del gas ideale.

Questa figura include tre immagini. L'immagine a è un'immagine in bianco e nero di un palloncino di idrogeno apparentemente sgonfiato da una folla di persone. Nell'immagine b, un pallone blu, oro e rosso viene tenuto a terra con corde mentre è posizionato sopra una piattaforma da cui il fumo sale sotto il pallone. In c, un'immagine è mostrata in grigio su uno sfondo color pesca di un palloncino gonfiato con strisce verticali nell'aria. Sembra avere un cesto attaccato al suo lato inferiore. Un grande edificio signorile appare sullo sfondo.

Figura 1. Nel 1783, si verificò il primo volo in mongolfiera (a) riempito di idrogeno, (b) volo in mongolfiera con equipaggio e (c) volo in mongolfiera con equipaggio. Quando il pallone pieno di idrogeno raffigurato in (a) è atterrato, gli abitanti del villaggio spaventati di Gonesse riferito distrutto con forconi e coltelli. Il lancio di quest’ultimo è stato visto da 400.000 persone a Parigi.

Pressione e temperatura: Legge di Amontons

Immagina di riempire un contenitore rigido collegato a un manometro con gas e quindi sigillare il contenitore in modo che nessun gas possa fuoriuscire. Se il contenitore viene raffreddato, anche il gas all’interno diventa più freddo e la sua pressione diminuisce. Poiché il contenitore è rigido e ermeticamente sigillato, sia il volume che il numero di moli di gas rimangono costanti. Se riscaldiamo la sfera, il gas all’interno diventa più caldo (Figura 2) e la pressione aumenta.

Questa figura include tre diagrammi simili. Nel primo diagramma a sinistra, un contenitore sferico rigido di un gas a cui è attaccato un manometro in alto è posto in un grande bicchiere d'acqua, indicato in azzurro, sopra una piastra calda. L'ago sul manometro punta all'estrema sinistra sul manometro. Il diagramma è etichettato

Figura 2. L’effetto della temperatura sulla pressione del gas: quando la piastra calda è spenta, la pressione del gas nella sfera è relativamente bassa. Quando il gas viene riscaldato, la pressione del gas nella sfera aumenta.

Questa relazione tra temperatura e pressione è osservata per qualsiasi campione di gas limitato a un volume costante. Un esempio di dati sperimentali pressione-temperatura è mostrato per un campione di aria in queste condizioni in Figura 3. Troviamo che la temperatura e la pressione sono linearmente correlate, e se la temperatura è sulla scala kelvin, allora P e T sono direttamente proporzionali (di nuovo, quando il volume e le talpe di gas sono mantenuti costanti); se la temperatura sulla scala kelvin aumenta di un certo fattore, la pressione del gas aumenta dello stesso fattore.

Questa figura include una tabella e un grafico. La tabella ha 3 colonne e 7 righe. La prima riga è un'intestazione, che etichetta le colonne

Figura 3. Per un volume e una quantità di aria costanti, la pressione e la temperatura sono direttamente proporzionali, a condizione che la temperatura sia in kelvin. (Le misurazioni non possono essere effettuate a temperature più basse a causa della condensazione del gas.) Quando questa linea viene estrapolata a pressioni più basse, raggiunge una pressione di 0 a -273 °C, che è 0 sulla scala kelvin e la temperatura più bassa possibile, chiamata zero assoluto.

Guillaume Amontons fu il primo a stabilire empiricamente la relazione tra la pressione e la temperatura di un gas (~1700), e Joseph Louis Gay-Lussac determinò la relazione più precisamente (~1800). Per questo motivo, la relazione P – T per i gas è nota come legge di Amontons o legge di Gay-Lussac. Sotto entrambi i nomi, si afferma che la pressione di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura sulla scala kelvin quando il volume è mantenuto costante. Matematicamente, questo può essere scritto:

P\propto T\text{ or }P=\text{constant}\times T\text{ or }P=k\times T

dove means significa “è proporzionale a” e k è una costante di proporzionalità che dipende dall’identità, dalla quantità e dal volume del gas.

Per un volume di gas confinato e costante, il rapporto \frac{P}{T} è quindi costante (cioè, \frac{P}{T}=k ). Se il gas viene inizialmente come “Condizione 1” (con P = P1 e T = T1), e quindi di “Condizione 2” (con P = P2 e T = T2), abbiamo che \frac{{P}_{1}}{{T}_{1}}=k e \frac{{P}_{2}}{{T}_{2}}=k, che si riduce a \frac{{P}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{P}_{2}}{{T}_{2}}. Questa equazione è utile per i calcoli pressione-temperatura per un gas confinato a volume costante. Si noti che le temperature devono essere sulla scala kelvin per qualsiasi calcolo della legge del gas (0 sulla scala kelvin e la temperatura più bassa possibile è chiamata zero assoluto). (Si noti inoltre che ci sono almeno tre modi in cui possiamo descrivere come la pressione di un gas cambia quando la sua temperatura cambia: possiamo usare una tabella di valori, un grafico o un’equazione matematica.)

Esempio 1: Predire il cambiamento di pressione con la temperatura

Si usa una bomboletta spray per capelli fino a quando non è vuota ad eccezione del propellente, il gas isobutano.

  1. Sulla lattina è l’avviso “Conservare solo a temperature inferiori a 120 °F (48,8 °C). Non incenerire.”Perché?
  2. Il gas nella lattina è inizialmente a 24 °C e 360 kPa e la lattina ha un volume di 350 mL. Se la lattina viene lasciata in un’auto che raggiunge i 50 °C in una giornata calda, qual è la nuova pressione nella lattina?
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  1. La lattina contiene una quantità di gas isobutano ad un volume costante, quindi se la temperatura viene aumentata dal riscaldamento, la pressione aumenterà proporzionalmente. L’alta temperatura potrebbe portare ad alta pressione, causando lo scoppio della lattina. (Inoltre, l’isobutano è combustibile, quindi l’incenerimento potrebbe causare l’esplosione della lattina.)
  2. Stiamo cercando un cambiamento di pressione a causa di un cambiamento di temperatura a volume costante, quindi useremo la legge di Amontons/Gay-Lussac. Prendendo P1 e T1 come valori iniziali, T2 come temperatura in cui la pressione è sconosciuta e P2 come pressione sconosciuta, e convertendo °C in K, abbiamo:
    \frac{{P}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{P}_{2}}{{T}_{2}}\text{ che significa che}\frac{360\text{ kPa}}{297\text{ K}}=\frac{{P}_{2}}{323\text{ K}}
    Riorganizzare e risolvere dà: {P} _ {2}=\frac{360\text{ kPa}\times 323\cancel{\text{K}}} {297\cancel{\text{ K}}}=390 \ text {kPa}

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Un campione di azoto, N2, occupa 45,0 mL a 27 °C e 600 torr. Che pressione avrà se raffreddato a -73 °C mentre il volume rimane costante?

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400 torr

Volume e temperatura: Legge di Charles

Se riempiamo un palloncino con aria e lo sigilliamo, il palloncino contiene una quantità specifica di aria a pressione atmosferica, diciamo 1 atm. Se mettiamo il palloncino in un frigorifero, il gas all’interno si raffredda e il palloncino si restringe (sebbene sia la quantità di gas che la sua pressione rimangano costanti). Se rendiamo il palloncino molto freddo, si restringerà molto e si espanderà di nuovo quando si scalda.

Questo video mostra come il raffreddamento e il riscaldamento di un gas fanno diminuire o aumentare il suo volume, rispettivamente.

Questi esempi dell’effetto della temperatura sul volume di una data quantità di un gas confinato a pressione costante sono veri in generale: Il volume aumenta all’aumentare della temperatura e diminuisce al diminuire della temperatura. I dati volume-temperatura per un campione di gas metano a 1 mole a 1 atm sono elencati e graficamente nella Figura 4.

Questa figura include una tabella e un grafico. La tabella ha 3 colonne e 6 righe. La prima riga è un'intestazione, che etichetta le colonne

Figura 4. Il volume e la temperatura sono linearmente correlati per 1 mole di gas metano ad una pressione costante di 1 atm. Se la temperatura è in kelvin, il volume e la temperatura sono direttamente proporzionali. La linea si ferma a 111 K perché il metano si liquefa a questa temperatura; quando estrapolato, interseca l’origine del grafico, rappresentando una temperatura di zero assoluto.

La relazione tra il volume e la temperatura di una data quantità di gas a pressione costante è nota come legge di Charles in riconoscimento dello scienziato francese e pioniere del volo in mongolfiera Jacques Alexandre César Charles. La legge di Charles afferma che il volume di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura sulla scala kelvin quando la pressione è mantenuta costante.

Matematicamente, questo può essere scritto come:

V\propto T\text{o}V=\text{costante}\cdot T\text{o}V=k\cdot T\text{o}{V}_{1}\text{/}{T}_{1}={V}_{2}\text{/}{T}_{2}

con k una costante di proporzionalità che dipende dalla quantità e dalla pressione del gas.

Per un campione di gas confinato a pressione costante, \frac{V}{T} è costante (cioè il rapporto = k) e, come visto con la relazione V–T, questo porta ad un’altra forma della legge di Charles: \frac{{V}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{V}_{2}}{{T}_{2}}.

Esempio 2: Previsione variazione di volume con temperatura

Un campione di anidride carbonica, CO2, occupa 0.300 L a 10 ° C e 750 torr. Quale volume avrà il gas a 30 °C e 750 torr?

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Poiché stiamo cercando la variazione di volume causata da un cambiamento di temperatura a pressione costante, questo è un lavoro per la legge di Charles. Prendendo V1 e T1 come valori iniziali, T2 come la temperatura alla quale il volume è sconosciuto e V2 come il volume sconosciuto, e convertendo °C in K abbiamo:

\frac{{V}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{V}_{2}}{{T}_{2}}\text{, il che significa che }\frac{0.300\text{ L}}{283\text{ K}}=\frac{{V}_{2}}{303\text{ K}}

il riordino e risolvendo si ottiene: {V}_{2}=\frac{0.300\text{L}\times \text{303}\cancel{\text{ K}}}{283\cancel{\text{K}}}=0.321\text{ L}

Questa risposta supporta la nostra aspettativa da Charles e la sua legge, vale a dire, che alzando la temperatura del gas (da 283 K e 303 K) a pressione costante produrrà un aumento del suo volume (da 0.300 L a 0.321 L).

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Un campione di ossigeno, O2, occupa 32,2 mL a 30 °C e 452 torr. Quale volume occuperà a -70 °C e la stessa pressione?

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21.6 mL

Esempio 3: Misurazione della temperatura con variazione di volume

La temperatura viene talvolta misurata con un termometro a gas osservando la variazione del volume del gas al variare della temperatura a pressione costante. L’idrogeno in un particolare termometro a gas idrogeno ha un volume di 150.0 cm3 quando immerso in una miscela di ghiaccio e acqua (0,00 °C). Quando immerso in ammoniaca liquida bollente, il volume dell’idrogeno, alla stessa pressione, è di 131,7 cm3. Trova la temperatura dell’ammoniaca bollente sulle scale kelvin e Celsius.

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Una variazione di volume causata da un cambiamento di temperatura a pressione costante significa che dovremmo usare la legge di Charles. Prendendo V1 e T1 come valori iniziali, T2 come la temperatura alla quale il volume è sconosciuto e V2 come il volume sconosciuto, e convertendo °C in K abbiamo:

\frac{{V}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{V}_{2}}{{T}_{2}}\text{, il che significa che }\frac{150.0{\text{ cm}}^{3}}{273.15\text{ K}}=\frac{131.7{\text{ cm}}^{3}}{{T}_{2}}

Riarrangiamento dà {T}_{2}=\frac{131.7{\cancel{\text{cm}}}^{3}\times 273.15\text{ K}}{150.0{\cancel{\text{cm}}}^{3}}=239.8\text{ K}

Sottrarre 273.15 da 239.8 K, troviamo che la temperatura di ebollizione di ammoniaca sulla scala Celsius è -33.4 °C.

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Qual è il volume di un campione di etano a 467 K e 1.1 atm se occupa 405 mL a 298 K e 1,1 atm?

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635 mL

di Volume e di Pressione: la Legge di Boyle

Se si parte, a colmare un ermetico siringa con l’aria, la siringa contiene una determinata quantità di aria a temperatura costante, diciamo 25 °C. Se si, spingere lentamente lo stantuffo, mantenendo costante la temperatura, il gas nella siringa è compressa in un volume più piccolo e la sua pressione aumenta; se lo tiri fuori lo stantuffo, il volume aumenta e la pressione diminuisce. Questo esempio dell’effetto del volume sulla pressione di una data quantità di un gas confinato è vero in generale. Diminuendo il volume di un gas contenuto aumenterà la sua pressione e aumentando il suo volume diminuirà la sua pressione. Infatti, se il volume aumenta di un certo fattore, la pressione diminuisce dello stesso fattore e viceversa. I dati volume-pressione per un campione d’aria a temperatura ambiente sono riportati graficamente nella Figura 5.

Questa figura contiene un diagramma e due grafici. Il diagramma mostra una siringa etichettata con una scala in m l o c c con multipli di 5 etichettati che iniziano a 5 e terminano a 30. Sono inoltre fornite le marcature a metà strada tra queste misurazioni. Attaccato nella parte superiore della siringa è un manometro con una scala contrassegnata da cinque da 40 a sinistra a 5 a destra. L'ago del calibro poggia tra 10 e 15, leggermente più vicino a 15. La posizione dello stantuffo della siringa indica una misurazione del volume circa a metà strada tra 10 e 15 m l o c c.Il primo grafico è etichettato

Figura 5. Quando un gas occupa un volume più piccolo, esercita una pressione più elevata; quando occupa un volume maggiore, esercita una pressione inferiore (assumendo che la quantità di gas e la temperatura non cambino). Poiché P e V sono inversamente proporzionali, un grafico di 1 / P vs. V è lineare.

A differenza delle relazioni P–T e V–T, pressione e volume non sono direttamente proporzionali tra loro. Invece, P e V mostrano proporzionalità inversa: aumentando la pressione si ottiene una diminuzione del volume del gas. Matematicamente questo può essere scritto:

P\alpha 1\text{/}V\text{ o }P=k\cdot 1\text{/}V\text{ o }P\cdot V=k\text{ o }{P}_{1}{V}_{1}={P}_{2}{V}_{2}

Questo diagramma mostra due grafici. In a, viene mostrato un grafico con volume sull'asse orizzontale e pressione sull'asse verticale. Una linea curva è mostrata sul grafico che mostra una tendenza decrescente con un tasso di variazione decrescente. In b, viene mostrato un grafico con volume sull'asse orizzontale e uno diviso per pressione sull'asse verticale. Un segmento di linea, che inizia all'origine del grafico, mostra un andamento positivo e lineare.

Figura 6. La relazione tra pressione e volume è inversamente proporzionale. (a) Il grafico di P vs. V è una parabola, mentre (b) il grafico di (1/P) vs. V è lineare.

con k come costante. Graficamente, questa relazione è mostrata dalla linea retta che risulta quando si traccia l’inverso della pressione \left(\frac{1}{P}\right) rispetto al volume (V), o l’inverso del volume \left(\frac{1}{V}\right) rispetto alla pressione (V). I grafici con linee curve sono difficili da leggere con precisione a valori bassi o alti delle variabili e sono più difficili da usare per adattare equazioni teoriche e parametri ai dati sperimentali. Per questi motivi, gli scienziati spesso cercano di trovare un modo per “linearizzare” i loro dati. Se tracciamo P contro V, otteniamo un’iperbole (vedi Figura 6).

La relazione tra il volume e la pressione di una data quantità di gas a temperatura costante è stata pubblicata per la prima volta dal filosofo naturale inglese Robert Boyle oltre 300 anni fa. È riassunto nella dichiarazione ora nota come legge di Boyle: il volume di una data quantità di gas tenuto a temperatura costante è inversamente proporzionale alla pressione sotto la quale viene misurato.

Esempio 4: Volume di un campione di gas

Il campione di gas nella Figura 5 ha un volume di 15,0 ml ad una pressione di 13,0 psi. Determinare la pressione del gas ad un volume di 7,5 mL, utilizzando:

  1. il grafico P–V in Figura 5
  2. il grafico \frac{1}{P} vs. V in Figura 5
  3. l’equazione della legge di Boyle

Commenta la probabile accuratezza di ciascun metodo.

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  1. La stima dal grafico P–V dà un valore per P da qualche parte intorno a 27 psi.
  2. La stima dal grafico \ frac{1}{P} rispetto a V dà un valore di circa 26 psi.
  3. Dalla legge di Boyle, sappiamo che il prodotto di pressione e volume (PV) per un dato campione di gas a temperatura costante è sempre uguale allo stesso valore. Quindi abbiamo P1V1 = k e P2V2 = k il che significa che P1V1 = P2V2.

Utilizzando P1 e V1 come i valori noti 0.993 atm e 2.40 mL, P2, come la pressione alla quale il volume è sconosciuto, e V2 il volume sconosciuto, abbiamo:

{P}_{1}{V}_{1}={P}_{2}{V}_{2}\text{ o }13.0\text{ psi}\times 15.0\text{ mL}={P}_{2}\times 7.5\text{ mL}

la Risoluzione di problemi:

{V}_{2}=\frac{13.0\text{ psi}\times 15.0\cancel{\text{mL}}}{7.5\cancel{\text{mL}}}=26\text{ mL}

e ‘ stato più difficile valutare bene dal P–V grafico, in modo che (a) è probabile che più imprecisa rispetto a (b) o (c). Il calcolo sarà accurato quanto l’equazione e le misurazioni consentono.

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Il campione di gas in Figura 5 ha un volume di 30,0 mL ad una pressione di 6,5 psi. Determinare il volume del gas ad una pressione di 11,0 mL, utilizzando:

  1. il grafico P–V in Figura 5
  2. il grafico \frac{1}{P} vs. V in Figura 5
  3. l’equazione della legge di Boyle

Commenta la probabile accuratezza di ciascun metodo.

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  1. circa 17-18 mL
  2. ~18 mL
  3. 17.7 mL

Era più difficile stimare bene dal grafico P–V, quindi (1) è probabilmente più impreciso di (2); il calcolo sarà accurato quanto l’equazione e le misurazioni consentono.

Chimica in azione: respirazione e legge di Boyle

Cosa fai circa 20 volte al minuto per tutta la tua vita, senza interruzioni e spesso senza nemmeno esserne consapevole? La risposta, ovviamente, è la respirazione o la respirazione. Come funziona? Si scopre che le leggi del gas si applicano qui. I polmoni assorbono il gas di cui il corpo ha bisogno (ossigeno) e si liberano dei gas di scarico (anidride carbonica). I polmoni sono fatti di tessuto spugnoso ed elastico che si espande e si contrae mentre respiri. Quando inspira, il diaframma e i muscoli intercostali (i muscoli tra le costole) si contraggono, espandendo la cavità toracica e aumentando il volume polmonare. L’aumento del volume porta ad una diminuzione della pressione (legge di Boyle). Questo fa sì che l’aria fluisca nei polmoni (da alta pressione a bassa pressione). Quando espiri, il processo si inverte: I muscoli del diaframma e delle costole si rilassano, la cavità toracica si contrae e il volume polmonare diminuisce, causando l’aumento della pressione (di nuovo la legge di Boyle) e l’aria fuoriesce dai polmoni (da alta pressione a bassa pressione). Quindi inspiri ed espiri di nuovo, e di nuovo, ripetendo questo ciclo di legge di Boyle per il resto della tua vita (Figura 7).

Questa figura contiene due diagrammi di una sezione trasversale della testa umana e del tronco. Il primo diagramma a sinistra è etichettato

Figura 7. La respirazione si verifica perché l’espansione e la contrazione del volume polmonare creano piccole differenze di pressione tra i polmoni e l’ambiente circostante, causando l’aspirazione e l’espulsione dell’aria dai polmoni.

Moli di Gas e Volume: Avogadro Legge

Lo scienziato italiano Amedeo Avogadro avanzato un’ipotesi, nel 1811, per conto del comportamento dei gas, affermando che volumi uguali di tutti i gas, misurato nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole. Nel tempo, questa relazione è stata supportata da molte osservazioni sperimentali espresse dalla legge di Avogadro: per un gas confinato, il volume (V) e il numero di moli (n) sono direttamente proporzionali se la pressione e la temperatura rimangono costanti.

In forma di equazione, questo è scritto come:

\begin{array}{ccccc}V\propto n& \text{o}& V=k\times n& \text{o}& \frac{{V}_{1}}{{n}_{1}}=\frac{{V}_{2}}{{n}_{2}}\end{array}

le relazioni Matematiche può essere determinato anche per l’altra variabile coppie, come P rispetto a n, e n versus T.

Visita interattiva di PhET simulazione link per indagare le relazioni tra pressione, volume, temperatura. e la quantità di gas. Utilizzare la simulazione per esaminare l’effetto della modifica di un parametro su un altro mantenendo costanti gli altri parametri (come descritto nelle sezioni precedenti sulle varie leggi dei gas).

La Legge del Gas Ideale

A questo punto, di quattro diverse leggi sono state discusse che riguardano la pressione, volume, temperatura, e il numero di moli del gas:

  • la legge di Boyle: PV = costante a temperatura costante e n
  • Amontons legge: \frac{P}{T} = costante a parità di V e n
  • Carlo i di legge: \frac{V}{T} = costante a parità di P e n
  • legge di Avogadro: \frac{V}{n} = costante a parità di P e T

la Combinazione di queste quattro leggi rese la legge del gas ideale, di una relazione tra pressione, volume, temperatura e numero di moli di un gas:

PV=nRT

dove P è la pressione di un gas, V è il volume, in n è il numero di moli del gas, T la temperatura in kelvin scala, e R è una costante chiamata costante di un gas ideale o la costante universale dei gas. Le unità utilizzate per esprimere pressione, volume e temperatura determineranno la forma corretta della costante del gas come richiesto dall’analisi dimensionale, i valori più comunemente incontrati sono 0,08206 L atm mol–1 K–1 e 8,314 kPa L mol–1 K–1.

Si dice che i gas le cui proprietà di P, V e T sono accuratamente descritte dalla legge del gas ideale (o dalle altre leggi del gas) esibiscano un comportamento ideale o approssimino i tratti di un gas ideale. Un gas ideale è un costrutto ipotetico che può essere utilizzato insieme alla teoria molecolare cinetica per spiegare efficacemente le leggi del gas come verrà descritto in un modulo successivo di questo capitolo. Sebbene tutti i calcoli presentati in questo modulo assumano un comportamento ideale, questa ipotesi è ragionevole solo per i gas in condizioni di pressione relativamente bassa e alta temperatura. Nel modulo finale di questo capitolo, verrà introdotta una legge del gas modificata che spiega il comportamento non ideale osservato per molti gas a pressioni relativamente elevate e basse temperature.

L’equazione del gas ideale contiene cinque termini, la costante del gas R e le proprietà variabili P, V, n e T. Specificare quattro di questi termini consentirà l’uso della legge del gas ideale per calcolare il quinto termine come dimostrato nei seguenti esercizi di esempio.

Esempio 5: Utilizzando la legge del gas ideale

Il metano, CH4, viene considerato come carburante alternativo per autoveicoli per sostituire la benzina. Un gallone di benzina potrebbe essere sostituito da 655 g di CH4. Qual è il volume di questo tanto metano a 25 °C e 745 torr?

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Dobbiamo riorganizzare PV = nRT per risolvere V: V=\frac{nRT}{P}

Se scegliamo di usare R = 0.08206 L atm mol–1 K–1, allora la quantità deve essere in talpe, la temperatura deve essere in kelvin, e la pressione deve essere in atm.

Convertire in “diritto” unità di:

n=655\text{g}\cancel{{\text{CH}}_{4}}\times \frac{1\text{mol}}{16.043{\cancel{\text{g CH}}}_{4}}=40.8\text{ mol}
T=25^\circ{\text{ C}}+273=298\text{ K}
P=745\cancel{\text{tor}}\times \frac{1\text{bancomat}}{760\cancel{\text{tor}}}=0.980\text{ bancomat}
V=\frac{nRT}{P}=\frac{\left(40.8\cancel{\text{mol}}\right)\left(0.08206\text{ L}\cancel{{\text{atm mol}}^{-1}{\text{K}}^{{-1}}}\right)\left(298\cancel{\text{ K}}\right)}{0.980\cancel{\text{bancomat}}}=1.02\times {10}^{3}\text{ L}

sarebbe necessario 1020 L (269 gal) di gas metano a circa 1 atm di pressione per sostituire 1 gallone di benzina. Richiede un grande contenitore per contenere abbastanza metano a 1 atm per sostituire diversi litri di benzina.

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Calcola la pressione in bar di 2520 moli di gas idrogeno immagazzinati a 27 °C nel serbatoio di stoccaggio da 180 litri di una moderna auto alimentata a idrogeno.

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350 bar

Se il numero di moli di un gas ideale sono mantenuti costanti sulla base di due diversi insiemi di condizioni, un utile rapporto matematico chiamato il combinato gas di legge, si ottiene: \frac{{P}_{1}{V}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{P}_{2}{V}_{2}}{{T}_{2}} utilizzando le unità di atm, L, e, K. Entrambi gli insiemi di condizioni sono uguali al prodotto di n × R (dove n = il numero di moli del gas e R è la costante di legge del gas ideale).

Esempio 6: Utilizzo della legge combinata dei gas

Questa fotografia mostra un subacqueo subacqueo con un serbatoio sulla schiena e bolle che salgono dall'apparato respiratorio.

Figura 8. I subacquei utilizzano aria compressa per respirare mentre sono sott’acqua. (credito: modifica del lavoro di Mark Goodchild)

Quando riempito d’aria, un tipico serbatoio subacqueo con un volume di 13.2 L ha una pressione di 153 atm (Figura 8). Se la temperatura dell’acqua è di 27 °C, quanti litri d’aria fornirà un tale serbatoio ai polmoni di un subacqueo ad una profondità di circa 70 piedi nell’oceano dove la pressione è di 3,13 atm?

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Lasciando che 1 rappresenti l’aria nel serbatoio subacqueo e 2 rappresenti l’aria nei polmoni, e notando che la temperatura corporea (la temperatura dell’aria sarà nei polmoni) è di 37 °C, abbiamo:

\frac{{P}_{1}{V}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{P}_{2}{V}_{2}}{{T}_{2}}\rightarrow\frac{\left(153\text{ bancomat}\right)\left(13.2\text{ L}\right)}{\left(300\text{ K}\right)}=\frac{\left(3.13\text{ bancomat}\right)\left({V}_{2}\right)}{\left(310\text{ K}\right)}

la Risoluzione per V2:

{V}_{2}=\frac{\left(153\cancel{\text{bancomat}}\right)\left(13.2\text{ L}\right)\left(310\text{ K}\right)}{\left(300\text{ K}\right)\left(3.13\cancel{\text{ bancomat}}\right)}=667\text{ L}

(Nota: Si noti che questo particolare esempio è quello in cui l’ipotesi di comportamento ideale del gas non è molto ragionevole, poiché coinvolge gas a pressioni relativamente elevate e basse temperature. Nonostante questa limitazione, il volume calcolato può essere visto come una buona stima “ballpark”.)

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Un campione di ammoniaca occupa 0,250 L in condizioni di laboratorio di 27 °C e 0,850 atm. Trova il volume di questo campione a 0 °C e 1,00 atm.

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0.538 L

L’interdipendenza tra profondità dell’oceano e pressione nelle immersioni subacquee

Questa immagine mostra coralli subacquei colorati e anemoni nei toni del giallo, arancione, verde e marrone, circondati da acqua che appare di colore blu.

Figura 9. I subacquei, sia nella Grande Barriera Corallina che nei Caraibi, devono essere consapevoli della galleggiabilità, dell’equalizzazione della pressione e della quantità di tempo che trascorrono sott’acqua, per evitare i rischi associati ai gas pressurizzati nel corpo. (credito: Kyle Taylor)

Se le immersioni subacquee presso la Grande Barriera Corallina in Australia (mostrato in Figura 9) o nei Caraibi, i subacquei devono capire come la pressione influisce su una serie di questioni relative al loro comfort e sicurezza.

La pressione aumenta con la profondità dell’oceano e la pressione cambia più rapidamente man mano che i subacquei raggiungono la superficie. La pressione che un subacqueo sperimenta è la somma di tutte le pressioni sopra il subacqueo (dall’acqua e dall’aria). La maggior parte delle misure di pressione sono date in unità di atmosfere, espresse come “atmosfere assolute” o ATA nella comunità subacquea: Ogni 33 piedi di acqua salata rappresenta 1 ATA di pressione oltre a 1 ATA di pressione dall’atmosfera al livello del mare.

Mentre un subacqueo scende, l’aumento della pressione provoca la compressione delle sacche d’aria del corpo nelle orecchie e nei polmoni; in salita, la diminuzione della pressione provoca l’espansione di queste sacche d’aria, potenzialmente rompendo i timpani o scoppiando i polmoni. I subacquei devono quindi subire l’equalizzazione aggiungendo aria agli spazi aerei del corpo durante la discesa respirando normalmente e aggiungendo aria alla maschera espirando dal naso o aggiungendo aria alle orecchie e ai seni con tecniche di equalizzazione; il corollario è vero anche in salita, i subacquei devono rilasciare aria dal corpo per mantenere l’equalizzazione.

La galleggiabilità, o la capacità di controllare se un subacqueo affonda o galleggia, è controllata dal compensatore di galleggiabilità (BCD). Se un subacqueo sta ascendendo, l’aria nel suo BCD si espande a causa della pressione più bassa secondo la legge di Boyle (diminuendo la pressione dei gas aumenta il volume). L’aria in espansione aumenta la galleggiabilità del subacqueo e lei o lui inizia a salire. Il subacqueo deve sfogare l’aria dal BCD o rischiare una risalita incontrollata che potrebbe rompere i polmoni. In discesa, l’aumento della pressione fa sì che l’aria nel BCD si comprima e il subacqueo affonda molto più rapidamente; il subacqueo deve aggiungere aria al BCD o rischiare una discesa incontrollata, affrontando pressioni molto più elevate vicino al fondo dell’oceano.

La pressione influisce anche su quanto tempo un subacqueo può rimanere sott’acqua prima di salire. Più profondo un subacqueo si tuffa, più compressa l’aria che viene respirata a causa dell’aumento della pressione: se un subacqueo si tuffa 33 piedi, la pressione è 2 ATA e l’aria sarebbe compressa a metà del suo volume originale. Il subacqueo consuma l’aria disponibile due volte più velocemente che in superficie.

Condizioni standard di temperatura e pressione

Abbiamo visto che il volume di una data quantità di gas e il numero di molecole (talpe) in un dato volume di gas variano con le variazioni di pressione e temperatura. I chimici a volte fanno confronti con una temperatura e una pressione standard (STP) per la segnalazione delle proprietà dei gas: 273,15 K e 1 atm (101,325 kPa). A STP, un gas ideale ha un volume di circa 22,4 L-questo è indicato come il volume molare standard (Figura 10).

Questa figura mostra tre palloni ciascuno riempito con H e, N H pedice 2, e O pedice 2 rispettivamente. Sotto il primo palloncino è l'etichetta

Figura 10. Poiché il numero di talpe in un dato volume di gas varia con le variazioni di pressione e temperatura, i chimici utilizzano la temperatura e la pressione standard (273,15 K e 1 atm o 101,325 kPa) per riportare le proprietà dei gas.

Concetti chiave e sommario

Il comportamento dei gas può essere descritto da diverse leggi basate su osservazioni sperimentali delle loro proprietà. La pressione di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta, a condizione che il volume non cambi (legge di Amontons). Il volume di un dato campione di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta a pressione costante (legge di Charles). Il volume di una data quantità di gas è inversamente proporzionale alla sua pressione quando la temperatura è mantenuta costante (legge di Boyle). Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, volumi uguali di tutti i gas contengono lo stesso numero di molecole (legge di Avogadro).

Le equazioni che descrivono queste leggi sono casi speciali della legge del gas ideale, PV = nRT, dove P è la pressione del gas, V è il suo volume, n è il numero di moli del gas, T è la sua temperatura kelvin e R è la costante del gas ideale (universale).

Equazioni chiave

  • PV = nRT

Esercizi

  1. A volte lasciare una bicicletta al sole in una giornata calda causerà uno scoppio. Perché?
  2. Spiegare come il volume delle bolle esauste da un subacqueo (Figura 8) cambia man mano che salgono in superficie, assumendo che rimangano intatte.
  3. Un modo per affermare la legge di Boyle è “A parità di tutte le altre cose, la pressione di un gas è inversamente proporzionale al suo volume.”
    1. Qual è il significato del termine ” inversamente proporzionale?”
    2. Quali sono le “altre cose” che devono essere uguali?
  4. Un modo alternativo per affermare la legge di Avogadro è “A parità di altre condizioni, il numero di molecole in un gas è direttamente proporzionale al volume del gas.”
    1. Qual è il significato del termine ” direttamente proporzionale?”
    2. Quali sono le “altre cose” che devono essere uguali?
  5. Come cambierebbe il grafico della Figura 4 se il numero di moli di gas nel campione utilizzato per determinare la curva fosse raddoppiato?
  6. Come cambierebbe il grafico della Figura 5 se il numero di moli di gas nel campione utilizzato per determinare la curva fosse raddoppiato?
  7. Oltre ai dati trovati in Figura 5, quali altre informazioni abbiamo bisogno per trovare la massa del campione di aria utilizzato per determinare il grafico?
  8. Determinare il volume di 1 mol di gas CH4 a 150 K e 1 atm, utilizzando la Figura 4.
  9. Determinare la pressione del gas nella siringa mostrato in Figura 5 quando il suo volume è di 12,5 mL, utilizzando:
    1. grafico appropriato
    2. la legge di Boyle
  10. Una bomboletta spray è utilizzato fino a quando è vuota, fatta eccezione per il gas propellente, che ha una pressione di 1344 torr a 23 °C. Se viene gettato nel fuoco (T = 475 °C), quale sarà la pressione che il caldo?
  11. Qual è la temperatura di un campione 11.2-L di monossido di carbonio, CO, a 744 torr se occupa 13.3 L a 55 °C e 744 torr?
  12. A 2.50-L volume di idrogeno misurato a -196 °C viene riscaldato a 100 °C. Calcolare il volume del gas alla temperatura più alta, assumendo nessun cambiamento di pressione.
  13. Un palloncino gonfiato con tre respiri d’aria ha un volume di 1,7 L. Alla stessa temperatura e pressione, qual è il volume del palloncino se al palloncino vengono aggiunti altri cinque respiri della stessa dimensione?
  14. Un pallone meteorologico contiene 8,80 moli di elio ad una pressione di 0,992 atm e una temperatura di 25 °C a livello del suolo. Qual è il volume del palloncino in queste condizioni?
  15. Il volume di un airbag dell’automobile era 66.8 L una volta gonfiato a 25 °C con 77.8 g di gas dell’azoto. Qual era la pressione nella borsa in kPa?
  16. Quante talpe di trifluoruro di boro gassoso, BF3, sono contenute in una lampadina 4.3410-L a 788.0 K se la pressione è 1.220 atm? Quanti grammi di BF3?
  17. Lo iodio, I2, è un solido a temperatura ambiente ma sublima (converte da un solido in un gas) quando riscaldato. Qual è la temperatura in una lampadina da 73,3 mL che contiene 0,292 g di vapore I2 ad una pressione di 0,462 atm?
  18. Quanti grammi di gas sono presenti in ciascuno dei seguenti casi?
    1. 0.100 L di CO2 a 307 torr e 26 °C
    2. 8.75 L di C2H4, a 378.3 kPa e 483 K
    3. 221 mL di Ar in 0,23 torr e -54 °C
  19. alta quota palloncino riempito con 1.41 × 104 L di idrogeno alla temperatura di 21 °C e una pressione di 745 torr. Qual è il volume del pallone ad un’altezza di 20 km, dove la temperatura è di -48 °C e la pressione è di 63,1 torr?
  20. Un cilindro di ossigeno medico ha un volume di 35,4 L e contiene O2 ad una pressione di 151 atm e una temperatura di 25 °C. A quale volume di O2 corrisponde alle normali condizioni del corpo, cioè 1 atm e 37 °C?
  21. Un grande serbatoio scuba (Figura 8) con un volume di 18 L è valutato per una pressione di 220 bar. Il serbatoio è riempito a 20 °C e contiene abbastanza aria per fornire 1860 L di aria ad un subacqueo ad una pressione di 2,37 atm (una profondità di 45 piedi). Il serbatoio è stato riempito a 20 °C?
  22. Un cilindro da 20,0 litri contenente 11,34 kg di butano, C4H10, è stato aperto nell’atmosfera. Calcolare la massa del gas rimanente nel cilindro se fosse aperto e il gas fuoriuscito fino a quando la pressione nel cilindro era uguale alla pressione atmosferica, 0,983 atm, e una temperatura di 27 °C.
  23. Durante il riposo, il maschio umano medio di 70 kg consuma 14 L di O2 puro all’ora a 25 °C e 100 kPa. Quante talpe di O2 vengono consumate da un uomo di 70 kg mentre riposa per 1.0 h?
  24. Per una data quantità di gas che mostra un comportamento ideale, disegnare grafici etichettati di:
    1. la variazione di P con V
    2. la variazione di V con T
    3. la variazione di P con T
    4. la variazione di \frac{1}{P} con V
  25. Un litro di gas metano, CH4, STP contiene più atomi di idrogeno rispetto a un litro di puro gas di idrogeno, H2, a STP. Usando la legge di Avogadro come punto di partenza, spiega perché.
  26. L’effetto dei clorofluorocarburi (come CCl2F2) sull’esaurimento dello strato di ozono è ben noto. L’uso di sostituti, come CH3CH2F(g), per i clorofluorocarburi, ha ampiamente corretto il problema. Calcolare il volume occupato da 10.0 g di ciascuno di questi composti STP:
    1. CCl2F2(g)
    2. CH3CH2F(g)
  27. 1 g di elemento radioattivo radio decade oltre 1 anno, produce 1.16 × 1018 particelle alfa (nuclei di elio). Ogni particella alfa diventa un atomo di gas elio. Qual è la pressione in pascal del gas elio prodotto se occupa un volume di 125 mL ad una temperatura di 25 °C?
  28. Un pallone che è 100.21 L a 21 °C e 0.981 atm viene rilasciato e appena cancella la cima del Monte Crumpet in British Columbia. Se il volume finale del palloncino è 144,53 L ad una temperatura di 5,24 °C, qual è la pressione sperimentata dal palloncino mentre cancella Mount Crumpet?
  29. Se la temperatura di una quantità fissa di un gas è raddoppiata a volume costante, cosa succede alla pressione?
  30. Se il volume di una quantità fissa di un gas viene triplicato a temperatura costante, cosa succede alla pressione?
Risposte selezionate

2. Quando le bolle si alzano, la pressione diminuisce, quindi il loro volume aumenta come suggerito dalla legge di Boyle.

4. Le risposte sono le seguenti:

  1. Il numero di particelle nel gas aumenta all’aumentare del volume. Questa relazione può essere scritta come n = costante × V. È una relazione diretta.
  2. La temperatura e la pressione devono essere mantenute costanti.

6. La curva sarebbe più a destra e più in alto, ma la stessa forma di base.

8. La figura mostra la variazione di 1 mol di gas CH4 in funzione della temperatura. Il grafico mostra che il volume è di circa 16,3 a 16,5 L.

10. La prima cosa da riconoscere su questo problema è che il volume e le talpe di gas rimangono costanti. Quindi, possiamo utilizzare il combinato legge dei gas equazione nella forma:

\frac{{P}_{2}}{{T}_{2}}=\frac{{P}_{1}}{{T1}_{}}

{P}_{2}=\frac{{P}_{1}{T}_{2}}{{T}_{1}}=1344\text{ tor}\times \frac{475+273.15}{23+273.15}=3.40\i tempi di {10}^{3}\text{tor}

12. Applicare la legge di Charles per calcolare il volume di gas alla temperatura più alta:

  • V1 = 2.50 L
  • T1 = -193 °C = 77.15 K
  • V2=?
  • T2 = 100 °C = 373.15 K

\frac{{V}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{V}_{2}}{{T}_{2}}

{V}_{2}=\frac{{V}_{1}{T}_{2}}{{T}_{1}}=\frac{2.50\text{ L}\times 373.15\cancel{\text{K}}}{77.15\cancel{\text{K}}}=12.1\text{ L}

14. PV = nRT

V=\frac{nRT}{P}=\frac{8.80\cancel{\text{mol}}\times 0.08206\text{ L}\cancel{\text{atm}}{\cancel{\text{mol}}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\times 298.15\cancel{\text{K}}}{0.992\cancel{\text{atm}}}=217\text{ L}

16. n=\frac{PV}{RT}\frac{1.220\cancel{\text{atm}}\left(4.3410\text{L}\right)}{\left(0.08206\text{L}\cancel{\text{bancomat}}\text{ mol}{{-1}}^{}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\right)\left(788.0\cancel{\text{K}}\right)}=0.08190\text{mol}=8.190\volte {10}^{{-2}}\text{mol}

n\times \text{massa molare}=8.190\times {10}^{{-2}}\annullare{\text{mol}}\times 67.8052\text{g}{\cancel{\text{mol}}}^{{-1}}=5.553\text{g}

18. In ciascuno di questi problemi, ci viene dato un volume, una pressione e una temperatura. Possiamo ottenere talpe da queste informazioni usando la massa molare, m = nℳ, dove ℳ è la massa molare:

P,V,T\,\,\,{\xrightarrow{n=PV\text{/}RT}}\,\,\,n,\,\,\,{\xrightarrow{m=n\left(\text{massa molare}\right)}}\,\,\,\text{gr}

o siamo in grado di combinare queste equazioni per ottenere:

\text{massa}=m=\frac{PV}{RT}\times ℳ

  1. \begin{array}{l}\\307\cancel{\text{tor}}\times \frac{1\text{bancomat}}{760\cancel{\text{tor}}}=0.4039\text{ bancomat }25^\circ{\text{ C}}=netto attribuibile al gruppo 299,1 \text{ K}\\ \text{Massa}=m=\frac{0.4039\cancel{\text{bancomat}}\left(0.100\cancel{\text{L}}\right)}{0.08206\cancel{\text{L}}\cancel{\text{atm}}{\text{mol}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\left(299.1\cancel{\text{K}}\right)}\volte 44.01\text{g}{\text{mol}}^{{-1}}=7.24\volte {10}^{{-2}}\text{g}\end{array}
  2. \text{Mass}=m=\frac{378.3\cancel{\text{kPa}}\left(8.75\cancel{\text{L}}\right)}{8.314\cancel{\text{L}}\cancel{\text{kPa}}{\text{mol}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\left(483\cancel{\text{K}}\right)}\volte 28.05376\text{ g}{\text{mol}}^{{-1}}=23.1\text{g}
  3. \begin{array}{l}\\ \\ 221\cancel{\text{mL}}\times \frac{1\text{L}}{1000\cancel{\text{mL}}}=0.221\text{L}-54^{\circ}\text{C}+273.15=219.15\text{K}\\ 0.23\cancel{\text{tor}}\times \frac{1\text{bancomat}}{760\cancel{\text{tor}}}=3.03\times {10}^{{-4}}\text{bancomat}\\ \text{Massa}=m=\frac{3.03\times {10}^{{-4}}\cancel{\text{atm}}\left(0.221\cancel{\text{L}}\right)}{0.08206\cancel{\text{L}}\cancel{\text{atm}}{\text{mol}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\left(219.15\cancel{\text{K}}\right)}\volte 39.978\text{ g}{\text{mol}}^{{-1}}=1.5\volte {10}^{{-4}}\text{g}\end{array}

20. non ci sono problemi con il sistema operativo, ma non ci sono problemi con il sistema operativo.65 K

{P}_{2}=\frac{{P}_{1}{T}_{2}}{{T}_{1}}=149.6\text{atm}\times \frac{322.65}{278.15}=173.5\text{ atm}

22. Calcola la quantità di butano in 20,0 L a 0,983 atm e 27°C. La quantità originale nel contenitore non ha importanza. n=\frac{PV}{RT}=\frac{0.983\cancel{\text{bancomat}}\times 20.0\cancel{\text{L}}}{0.08206\cancel{\text{L}}\cancel{\text{atm}}{\text{mol}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\left(300.1\cancel{\text{K}}\right)}=0.798\text{mol} Massa di butano = 0.798 mol × 58.1234 g/mol = 46.4 g

24. Per un gas che mostra un comportamento ideale: immagine

26. Il volume è il seguente:

  1. Determinare la massa molare di CCl2F2 quindi calcolare le talpe di CCl2F2 (g) presenti. Utilizzare la legge del gas ideale PV = nRT per calcolare il volume di CCl2F2(g):
    \text{10.0 g }{\text{CCl}}_{2}{\text{F}}_{2}\times \frac{1\text{ mol}{\text{CC1}}_{2}{\text{F}}_{2}}{120.91\text{ g }{\text{CCl}}_{2}{\text{F}}_{2}}=0.0827\text{ mol }{\text{CCl}}_{2}{\text{F}}_{2}
    PV = nRT, dove n = # mol CCl2F2
    1\text{ bancomat }\times V=0.0827\text{ mol }\times \frac{0.0821\text{ L atm}}{\text{mol K}}\times 273\text{ K}=1.85\text{ L }{\text{CCl}}_{2}{\text{F}}_{2};
  2. 10.0\text{ g }{\text{CH}}_{3}{\text{CH}}_{2}\text{F}\times \frac{1\text{ mol }{\text{CH}}_{3}{\text{CH}}_{2}\text{F}}{48.07{\text{ g CH}}_{3}{\text{CH}}_{2}\text{F}}=0.208\text{ mol }{\text{CH}}_{3}{\text{CH}}_{2}\text{F}
    PV = nRT, con n = # mol CH3CH2F
    1 atm × V = 0.208 mol × 0.0821 L atm/mol K × 273 K = 4.66 L CH3 CH2 F

28. Identificare le variabili nel problema e determinare che la legge del gas combinato \ frac {{P}_{1} {V}_{1}} {{T}_{1}}=\frac{{P}_{2} {V}_{2}} {{T} _ {2}} è l’equazione necessaria da utilizzare per risolvere il problema. Quindi per risolvere P2:

\begin{array}{cf}{}\frac{0.981\text{ bancomat}\times 100.21\text{ L}}{294\text{ K}}&&\frac{{P}_{2}\times 144.53\text{ L}}{278.24\text{ bancomat}}\\ {P}_{2}&&0.644\text{ bancomat}\end{array}

il 30. La pressione diminuisce di un fattore 3.

Glossario

zero assoluto: temperatura alla quale il volume di un gas sarebbe zero secondo la legge di Charles.

Legge di Amontons: (anche, legge di Gay-Lussac) la pressione di un dato numero di moli di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura kelvin quando il volume è mantenuto costante

Legge di Avogadro: il volume di un gas a temperatura e pressione costanti è proporzionale al numero di molecole di gas

Legge di Boyle: volume di un determinato numero di moli di gas mantenuti a temperatura costante è inversamente proporzionale alla pressione sotto la quale viene misurata

Charles legge: volume di un determinato numero di moli di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura in kelvin quando la pressione viene mantenuta costante

di un gas ideale: ipotetico gas la cui proprietà fisiche sono perfettamente descritto dalle leggi dei gas

ideale costante dei gas (R): costante derivata dall’equazione dei gas perfetti R = 0.08226 L atm mol–1 K–1 o 8.314 kPa L mol–1 K–1

la legge del gas ideale: relazione tra pressione, volume, quantità e temperatura di un gas in condizioni derivate da una combinazione di semplici leggi dei gas

condizioni standard di temperatura e pressione (STP): 273.15 K (0 °C e 1 atm (101.325 kPa)

standard molare volume: il volume di 1 mole di gas a STP, circa il 22,4 L per i gas si comportano idealmente

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