Teoria cinetico-molecolare

La teoria cinetico-molecolare e i passaggi di stato

La teoria cinetico-molecolare descrive il comportamento dei gas, liquidi e solidi a livello microscopico, basandosi sul movimento e le interazioni delle particelle. Per i gas, la teoria postula che le particelle si muovano rapidamente in tutte le direzioni, con urti elastici fra loro e contro le pareti del contenitore, generando la pressione del gas. La teoria afferma che l'energia cinetica media delle particelle è proporzionale alla temperatura in kelvin e che le forze attrattive tra le particelle sono trascurabili in un gas ideale. Tuttavia, nei gas reali, queste forze diventano significative a temperature basse e pressioni elevate. Il volume delle particelle è considerato trascurabile rispetto al volume del contenitore nel modello di gas perfetto, ma ciò non vale per i gas reali, specialmente a pressioni elevate.

Le leggi dei gas e il principio di Avogadro

Le leggi dei gas correlano pressione, volume e temperatura dei gas e sono fondamentali per comprendere e prevedere il loro comportamento. La legge di Boyle stabilisce che, a temperatura costante, il volume di un gas è inversamente proporzionale alla sua pressione. La legge di Charles afferma che, a pressione costante, il volume di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. La legge di Gay-Lussac indica che, a volume costante, la pressione di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. Il principio di Avogadro sostiene che volumi uguali di gas, a parità di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di particelle, il che è essenziale per calcolare la massa molare dei gas e per studiare le reazioni chimiche in fase gassosa.

Misurazione della pressione dei gas e unità di misura

La pressione di un gas è la forza per unità di superficie esercitata dalle particelle in movimento contro le pareti del contenitore. Nel Sistema Internazionale, la pressione si misura in pascal (Pa), ma sono comunemente utilizzate anche altre unità come il bar, l'atmosfera (atm) e il torr (equivalente al millimetro di mercurio, mmHg). Evangelista Torricelli inventò il barometro a mercurio nel 1644, permettendo la misurazione della pressione atmosferica e fornendo un metodo per quantificare la pressione dei gas in generale.

Passaggi di stato e calore latente

I passaggi di stato, quali fusione, evaporazione e sublimazione, sono processi fisici che coinvolgono cambiamenti nell'energia interna delle particelle di una sostanza. Quando una sostanza assorbe o rilascia energia, le particelle possono passare da uno stato all'altro. Durante la transizione di fase, la temperatura rimane costante mentre la sostanza assorbe o rilascia il calore latente. Il calore latente di fusione è l'energia necessaria per cambiare lo stato di 1 kg di sostanza da solido a liquido senza cambiamento di temperatura, mentre il calore latente di vaporizzazione è l'energia richiesta per trasformare 1 kg di liquido in gas alla temperatura di ebollizione.

Calore, lavoro e energia interna

Il calore è l'energia scambiata tra corpi o sistemi a differenti temperature, e può essere misurato in joule (J) o calorie (cal), con 1 caloria che equivale a 4.184 joule. Il calore specifico è una proprietà che indica la quantità di energia necessaria per aumentare di 1 K la temperatura di 1 kg di una sostanza. L'energia interna di un sistema è la somma totale dell'energia cinetica e potenziale delle particelle che lo compongono. La prima legge della termodinamica afferma che l'energia totale di un sistema isolato si conserva, e può trasformarsi da una forma all'altra ma non può essere creata né distrutta.