2. Parte terza a
1. Gli stati di aggregazione della materia
2. Stato solido. Solidi amorfi e solidi cristallini.
3. Stato liquido. Viscosità e tensione superficiale
4. Transizioni di fase e Diagrammi di stato
5. Le leggi dei gas
6. Gas reali: Equazione di van der Waals
7. Le soluzioni
8. Unità di concentrazione
9. Proprietà colligative
1. Legge di Raoult
2. Punto di ebollizione e gelo
3. Pressione osmotica
10. L’equilibrio dinamico
11. Reazioni chimiche e costante di equilibrio
12. Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Chatelier:
4. Stato solido
Quando si definiscono le proprietà generali dei solidi, in
genere si fa riferimento ai solidi CRISTALLINI,
caratterizzati da una struttura ordinata che si ripete
regolarmente nello spazio. Altre sostanze, pur
presentando proprietà macroscopiche simili a quelle dei
solidi, non hanno una struttura geometricamente regolare
e vengono definiti solidi AMORFI; un tipico esempio è
rappresentato dal vetro.
5. Stato Solido
Le caratteristiche dei solidi, dei liquidi e
dei gas possono essere interpretate
secondo considerazioni di cinetica, cioè
sulla base delle possibilità di movimento
delle particelle; in generale, l’energia
cinetica media delle particelle aumenta al
crescere della temperatura.
In un SOLIDO, le particelle sono disposte in modo ordinato le une
vicine alle altre e non hanno energia sufficiente per vincere le forze di
attrazione che le tengono insieme: i loro movimenti sono quindi molto
limitati, sotto forma di vibrazione all’interno della struttura ordinata del
solido.
6. Stato Liquido
In un LIQUIDO, le particelle, un po’ più lontane tra loro e meno
ordinate, hanno energia superiore; sono, quindi, in grado di vincere
le forze che le trattengono e di muoversi con maggiore libertà che
non in un solido, ma ancora in misura limitata.
A livello macroscopico, solidi e liquidi presentano alcune somiglianze: entrambi hanno un
volume definito, sono poco o nulla comprimibili e hanno densità elevata; questo perché
nei liquidi e nei solidi le particelle sono molto vicine e trattenute da forze attrattive efficaci
nel limitare il loro movimento. I liquidi si caratterizzano però per la fluidità, che li porta ad
assumere la forma del contenitore.
7. Stato Gassoso
In un GAS, infine, le particelle
sono molto più lontane ed hanno
energia decisamente superiore:
si muovono, quindi, liberamente
nello spazio disponibile.
Nei gas le particelle, più lontane e meno trattenute, possono
occupare tutto lo spazio a disposizione: le specie gassose sono
quindi caratterizzate da una bassa densità e da un’elevata
comprimibilità.
8. Stato solido
Quando si definiscono le proprietà generali dei solidi, in
genere si fa riferimento ai solidi CRISTALLINI, caratterizzati
da una struttura ordinata che si ripete regolarmente nello
spazio. Altre sostanze, pur presentando proprietà
macroscopiche simili a quelle dei solidi, non hanno una
struttura geometricamente regolare e vengono definiti solidi
AMORFI; un tipico esempio è rappresentato dal vetro.
Il RETICOLO CRISTALLINO è la ripetizione nelle tre dimensioni dello spazio
di una CELLA ELEMENTARE che rappresenta la più piccola porzione del
reticolo stesso.
9. Tipi di solidi cristallini e loro caratteristiche principali
11. Il terzo stato allotropico del C: i fullereni
Il fullerene C60 (il più famoso e il più semplice tra i fullereni) è un
composto del carbonio ed è costituito da 60 atomi di carbonio che
formano esagoni e pentagoni uniti tra loro, con una struttura che ricorda
un pallone da calcio.
Le sfere di fullerene hanno un diametro di circa 7-15 angstroms
Il professor Sir Harold W. Kroto dell'Universita' del Sussex (Inghilterra) ha
ricevuto il premio Nobel per la Chimica nel 1986 insieme a Richard E.
Smalley e Robert F. Curl per la scoperta del fullerene C60.
12. Applicazioni e nanotubi
derivati del buckminsterfullerene sono biologicamente attivi
e sono stati usati per combattere il cancro
Un altro utilizzo del fullerene, è in particolare della sua forma solida (la
fullerite) è quello di lubrificante ( le sfere possono ruotare tra due superfici
riducendo l'attrito)
La proprietà più importante del fullerene e dei suoi derivati è quella relativa al
campo dell'elettronica, infatti aggiungendo al C60 3 atomi di un metallo
alcalino, a temperatura abbastanza alta questo diventa un superconduttore;
Un nanotubo è una particolare forma derivata dal fullerene e si ottiene
prendendo un singolo foglio di grafite arrotolandolo su se stesso e applicando
alle due estremità del cilindro i 2 emisferi del fullerene semplice (C60)
Il primo a fabbricare un nanotubo nel 1991 è stato Sumio Iijima, un ricercatore
della Nec
Inoltre possiede delle interessanti proprietà elettriche, infatti, a seconda del
suo diametro può essere o un conduttore di corrente, come un metallo, o un
semiconduttore, come il silicio degli attuali microchip.
13. Il reticolo cristallino e la cella elementare
Il reticolo è una disposizione di punti
che definisce le posizioni delle
particelle nella struttura di un cristallo.
Una cella elementare è la più
semplice disposizione di punti che
produce il reticolo quando è ripetuta in
tutte le direzioni.
Una porzione di una scacchiera
è un’analogia bidimensionale di
un reticolo cristallino.
cella elementare cubica
14. Reticoli di Bravais
Pur nella varietà dei reticoli possibili, questi sono tutti
riconducibili a 7 forme della cella elementare, cui
corrispondono 7 sistemi cristallini. Bravais dimostrò che
a queste sette ne andavano aggiunte altre 7, differenti
non per geometria ma per il numero di particelle
contenute nella cella.
I RETICOLI DI BRAVAIS
16. La struttura del cloruro di sodio NaCl
La struttura di NaCl può essere visualizzata
come il risultato dell’interpenetrazione di
due disposizioni cubiche a facce centrate,
una di ioni Na+ (in marrone) e l’altra di ioni
Cl - (in verde).
Una visualizzazione space-
filling della cella elementare
del cloruro di sodio,
costituita da quattro ioni Cl-
e quattro ioni Na+.
17. La struttura della zincoblenda ZnS
disposizione cubica a facce centrate di 4 [dati da (8 1/8) +
(6 1/2)=4] ioni S2- (in giallo) che circondano
tetraedricamente ciascuno di quattro ioni Zn2+ (in grigio), per
dare la formula empirica 1:1.
18. La struttura della fluorite CaF2
disposizione cubica a facce centrate di quattro ioni Ca2+ (in
blu) che circondano tetraedricamente ciascuno di otto ioni F-
(in giallo) per dare il rapporto 4:8, ossia 1:2.
19. Silice cristallina e amorfa
La disposizione atomica della
cristobalite, una delle molte forme
cristalline della silice (SiO2),
mostra la regolarità
dell’impaccamento cubico
compatto.
La disposizione atomica
di un vetro di quarzo è
amorfa con una
struttura generalmente
disordinata
20. Legame a Idrogeno
L'acqua solida (ghiaccio) ha una densità minore dell’acqua
liquida, a causa della presenza di legami idrogeno, che nel
ghiaccio inducono una organizzazione cristallina in cui le
molecole risultano più distanziate rispetto alla fase liquida.
24. Fase liquida
Lo stato liquido può essere
considerato intermedio tra stato
solido e stato gassoso.
le molecole, che si muovono in
modo caotico, sono tenute insieme
da forze sufficienti ad evitarne la
separazione, ma non a bloccarle in
una struttura fissa.
Nei liquidi esiste un ordine A CORTO RAGGIO,
contrapposto all’ordine A LUNGO RAGGIO dei cristalli
25. PROPRIETA’ DEI LIQUIDI
VISCOSITA’
La viscosità rappresenta l’attrito interno di un liquido ed esprime la
maggiore o minore facilità di scorrimento rispetto ad una superficie
adiacente.
TENSIONE SUPERFICIALE
è l’energia richiesta per aumentare l’area superficiale di un liquido,
portando molecole interne alla superficie, cioè ad un livello di
energia più elevato.
26. Le basi molecolari della tensione superficiale
Le molecole situate all’interno di un liquido sono
soggette ad attrazioni intermolecolari in tutte le
direzioni.
Le molecole situate sulla superficie del liquido
sono soggette a un’attrazione netta orientata in giù
(freccia rossa) e si muovono verso l’interno.
Perciò, un liquido tende a minimizzare il numero di
molecole sulla superficie, il che genera la tensione
superficiale.
27. PROPRIETA’ DEI LIQUIDI
TENSIONE DI VAPORE
è la pressione esercitata da un vapore in equilibrio con il
liquido, è costante a temperatura costante e generalmente
aumenta al crescere della temperatura
I liquidi con tensioni di vapore elevate vengono definiti
VOLATILI, quelli con basse tensioni di vapore NON VOLATILI.
L’evaporazione è il passaggio allo stato gassoso delle molecole di un liquido.
A parità di temperatura, un liquido evapora più o meno facilmente a seconda
delle forze che mantengono unite le molecole. Perché una particella si
allontani dal liquido, deve possedere un’energia sufficiente per sottrarsi
dall’attrazione delle altre molecole; quindi, avranno maggiore possibilità di
allontanarsi le particelle che hanno energia più elevata.c
29. Cos’è una “fase”?
Phase:
a distinct state of matter in a system; matter that is identical
in chemical composition and physical state and separated
from other material by the phase boundary; "the reaction
occurs in the liquid phase of the system"
30. Transizioni di fase e variazioni di entalpia associate
Fusione, vaporizzazione e sublimazione sono trasformazioni
endotermiche, mentre solidificazione, condensazione e
brinamento sono trasformazioni esotermiche.
31. In una fase, una variazione di calore è accompagnata
da una variazione di temperatura, che è associata ad
un variazione dell’energia cinetica media delle
molecole
Durante una transizione di fase, avviene una
variazione di calore a temperatura costante, associata
ad una variazione dell’energia potenziale (varia la
distanza intermolecolare media)
In un sistema chiuso e in condizioni controllate,
le transizioni di fase di molte sostanze sono
reversibili e raggiungono un equilibrio.
33. Equilibrio liquido-gas
All’equilibrio, la pressione è
costante perché la velocità di
vaporizzazione è uguale alla
velocità di condensazione.
La pressione in questo punto è
la pressione di vapore del
liquido a quella temperatura.
la pressione di
vapore aumenta
la pressione del
vapore raggiunge
un valore costante
34. Effetto della temperatura
sulla distribuzione delle velocità molecolari in un liquido
La frazione di molecole con energia sufficiente per fuggire dal liquido
(area ombreggiata) è maggiore a temperatura più alta.
Alla temperatura più
alta T2, l’equilibrio
viene raggiunto con
un maggior numero
di molecole di gas
nello stesso volume e
quindi a una
pressione di vapore
più alta.
Lab 65
Lab 67
Lab 74
35. Pressione di vapore in funzione della temperatura e delle
forze intermolecolari
Le pressioni di vapore di tre liquidi
rappresentate in funzione della
temperatura.
A ogni data temperatura, l’etere
dietilico ha la pressione di vapore
più alta e l’acqua ha la pressione di
vapore più bassa perché l’etere
dietilico ha le forze intermolecolari
più deboli e l’acqua ha quelle più
forti.
Lab 86
Lab 101
36. Temperatura
La temperatura è una misura dell’agitazione delle
particelle
La temperatura è la quantità fisica misurata dal
termometro
3 sono le scale di temperatura più diffuse al mondo
Zero assoluto Congelamento
dell’acqua
Ebollizione
dell’acqua
Scala Celsius -273,15 0 100
Scala Kelvin 0 273,15 373,15
Scala
Fahrenheit
-827,4 32 212
37. Pressione di un gas: barometro a mercurio
Superficie
Forza
Pressione
38. Unità di misura della pressione
Forza
Newton [N] 1 N = 1 kg · m/s2
Pressione
Pascal [Pa] 1 Pa = 1 N/m2
Atmosfera [atm] 1 atm = 1.01325 · 105 Pa
Millimetro di mercurio [mmHg] 1 mmHg = 1/760 atm
Bar [bar] 1 bar = 1 · 105 Pa
39. Diagramma di fase
• Ciascuna regione visualizza
le temperature e le pressioni
a cui la fase è stabile.
• Le linee di separazione tra
due regioni qualsiasi
indicano le condizioni in cui
le due fasi coesistono in
equilibrio.
• Nel punto triplo, le tre fasi
coesistono in equilibrio.
• Il punto critico indica le
condizioni oltre le quali non
esistono più la fase liquida e
la fase gassosa separate. Al
di sopra del punto critico, la
fase liquida non può
esistere, indipendentemente
dalla pressione.
40. Diagrammi di fase per CO2 e H2O
A. Il diagramma di fase per CO2 è
tipico della maggior parte delle
sostanze in quanto la curva solido-
liquido si inclina verso destra al
crescere della pressione: il solido è
più denso del liquido.
B. L’acqua è una delle poche
sostanze la cui curva solido-
liquido si inclina verso sinistra al
crescere della pressione: il solido
è meno denso del liquido.
41. Punto critico
Per tutti i gas, incluso CO2, c‘è una temperatura massima oltre la
quale non è possibile liquefare il gas, indipendentemente dalla
pressione. Questa è la Temperatura Critica, Tc.
Il fenomeno è spiegabile come segue: in un recipiente chiuso (V
costante) un liquido di densità dliq esiste alla sua pressione di
vapore (densità del vapore: dvap). Se la temperatura aumenta il
liquido evapora e simultaneamente la densità del liquido
diminuisce e la densità del vapore aumenta. Alla temperatura
critica Tc, il liquido e il vapore hanno la stessa densità, dliq = dvap e
a questo punto non è più possibile distinguere le due fasi. Oltre il
punto critico la separazione di fase tra liquido e vapore scompare
per poi riapparire se si raffredda il sistema al di sotto di Tc.
I fluidi supercritici possideono proprietà fisiche e chimiche
interessanti. CO2, ad es., è un ottimo solvente per i processi di
estrazione di materiali organici (es. Estrazione di caffeina dai
chicchi di caffè)
42. Esperimento: Temperatura critica della CO2
CO2 solida viene messa in una provetta. La provetta viene sigillata
sotto vuoto e riscaldata lentamente.
(a) Fase liquida e
vapore coesistono
al di sotto di 304 K.
(b) Riscaldando il
menisco sale e
diventa meno
netto.
(c) Quando la T
supera Tc, la
separazione di fase
non si vede più.
43.
44. Proprietà dei gas
Il volume di un gas varia notevolmente con la pressione
Il volume di un gas varia notevolmente con la
temperatura
I gas hanno una viscosità relativamente bassa
La maggior parte dei gas ha densità relativamente basse
in condizioni normali di pressione e temperatura
I gas sono miscibili
45. Le leggi dei gas
Il comportamento fisico di un campione di gas può essere
descritto completamente con quattro variabili:
Pressione (P)
Volume (V)
Temperatura (T)
Quantità di moli (n)
Tra queste quattro variabili intercorrono tre relazioni essenziali
(la legge di Boyle, la legge di Charles/Gay-Lussac e la legge di
Avogadro), ciascuna delle quali rappresenta un caso
particolare dell’equazione di stato dei gas ideali.
46. Leggi dei gas in azione
Di usare Sheldon
per spiegare i gas
è stata un’idea
dell’ultimo
momento!
48. Legge di stato dei gas ideali
Le leggi di Boyle e Charles/Gay Lussac possono essere
riunite, insieme al principio di Avogadro, in un'unica
equazione che correla fra loro P, V, T e numero di moli di un
gas cosiddetto ideale:
PV=nRT
P è la pressione (in atmosfere atm)
V è il volume del gas (in litri L)
n è il numero di moli di gas presente
R è la costante dei gas pari 0,0821 L atm/K mol = 8.314 J/Kmol
T è la temperatura espressa in Kelvin
49. Relazione tra l’equazione di stato dei gas ideali e le
singole leggi dei gas
R = costante universale dei gas
K
mol
m
Pa
K
mol
L
atm
K
mol
L
atm
nT
PV
R
3
314
.
8
0821
.
0
15
.
273
1
4
.
22
1
52. La teoria cinetica dei gas
Il volume di ogni singola particella di gas è trascurabile
rispetto a quello del recipiente
Le particelle sono soggette a moto rettilineo uniforme
Gli urti tra le particelle sono elastici, perciò l’energia cinetica
totale è costante
Distribuzione delle velocità a tre
diverse temperature
- Il massimo delle curve corrisponde
alla velocità più probabile.
- Le curve si allargano all’aumentare
della temperatura la velocità più
probabile è direttamente proporzionale
alla temperatura.
53. A una data temperatura, i gas con
massa molare più bassa hanno
velocità più probabile più alta
(massimo di ciascuna curva).
La relazione tra massa molare e velocità molecolare
2
2
1
u
m
Ek
2
2
1
velocità
massa
Ek
Ek molecolare media T
Velocità molecolare media ū
PM
T
Ad una data temperatura le energie cinetiche medie delle molecole di gas
differenti sono uguali, ma molecole più leggere hanno velocità media più alta
55. Descrizione molecolare del comportamento dei gas reali
Per i gas reali le interazioni fra molecole non sono trascurabili e il volume
disponibile ad ogni molecola per muoversi è minore del volume misurato
56. L’equazione di stato di van der Waals
nRT
nb
V
V
a
n
P
-
2
2
P = pressione misurata
V = volume del recipiente
a e b = costanti di van der Waals
Costanti di van der Waals:
- b è correlata al volume proprio delle molecole. Se le molecole non
sono puntiformi ciascuna di esse preclude un certo volume del
contenitore a tutte le altre. Se il “volume escluso” è b, il volume reale a
disposizione delle molecole è (V - nb). L’effetto delle dimensioni
molecolari finite è tale da rendere la pressione osservata, per un dato
volume, maggiore di quella che sarebbe prevista per un gas ideale.
- La pressione di un gas deriva dal trasferimento di una quantità di
moto alle pareti di un contenitore. Tale trasferimento è limitato se ci
sono forze attrattive tra le molecole, per cui la pressione reale di un gas
non ideale è inferiore a quella prevista dalla legge dei gas ideali.
Pertanto si deve aggiungere il termine n2a/V2 alla pressione reale P.
57. L’equazione di van der Waals:
- considera le interazioni tra le particelle e il volume proprio delle
particelle
- corregge in aumento la pressione misurata addizionando un fattore
che tiene conto delle attrazioni intermolecolari
- corregge in diminuzione il volume misurato sottraendo dall’intero
volume del recipiente un fattore che tiene conto del volume molecolare
L’equazione di stato di van der Waals
I gas REALI seguono
l’EQUAZIONE DI STATO solo
a BASSA P e ALTA T, cioè in
condizioni di scarsa
interazione tra le molecole e
di bassa viscosità, quindi
lontano dalla curva di
liquefazione
58. Miscele di gas: Legge di Dalton
Quando due gas A e B sono mescolati nello stesso
recipiente alla stessa temperatura, esercitano una
pressione totale uguale alla somma delle loro pressioni
parziali
59. Pressioni parziali: Legge di Dalton
L'equazione di stato PV = nRT non è limitata a gas puri, ma è valida anche
per miscele di due o più gas. In tal caso, è sufficiente che n indichi il
numero di moli totali dei gas che compongono la miscela.
La pressione esercitata da una miscela di gas a comportamento
ideale è data dalla somma delle pressioni dei singoli gas che
compongono la miscela.
Se indichiamo con A e B due distinti gas contenuti nel medesimo volume,
V, possiamo osservare che:
P = PA + PB
dove PA = nART/V e PB = nBRT/V sono le pressioni parziali che ciascun
gas eserciterebbe, se occupasse da solo il medesimo volume. Ne risulta
che:
P = (nA+nB) RT/V
in cui nA e nB indicano rispettivamente il numero di moli dei gas A e B.
60. Frazioni molari e legge di Dalton
La frazione molare (Xi) di ciascun componente di una miscela (sia essa
gassosa, liquida o solida) è data dal rapporto fra il numero di moli del
componente i (ni) e il numero di moli totali. Per una miscela composta da A e B
avremo che:
E, indipendentemente dalla composizione della miscela, risulta sempre:
XA + XB + ... = 1
Dalla legge di Dalton consegue che la pressione parziale di ciascun
componente è data dal prodotto della pressione totale, P, per la frazione
molare del componente, infatti:
PA = nA RT/V e PB = nB RT/V
PT = PA + PB = (nA+nB)RT/V
PA/PT = nA/(nA+nB) PB/PT = nB/(nA+nB)
Per cui:
PA = XA P e PB = XB P
B
A
A
A
n
n
n
X
B
A
B
B
n
n
n
X
61. Altre applicazioni dell’equazione dei gas ideali
Densità di un gas
RT
P
PM
d
V
m
PM
m
n
con
Massa molare di un gas
P
RT
d
PM
RT
PV
PM
m
n
con
Pressione parziale di un gas
In una miscela di gas:
Legge di Dalton
V
RT
n
V
RT
n
P
P totale
i
i
i i
totale
totale
i
i P
x
P
i
xi gas
del
molare
frazione
con
62. Le Soluzioni
Si definisce soluzione un sistema
omogeneo (costituito da una sola fase) con
più di un componente
- La specie chimica presente nella soluzione in
quantità più abbondante viene detta
SOLVENTE
- Le altre specie sono dette SOLUTI
63. Tipi di soluzione
Tipo di
soluzione
Soluto Solvente Esempi
gassosa gas
liquido
solido
gas
gas
gas
O2 in N2
H2O in N2
I2 in O2
liquida gas
liquido
solido
liquido
liquido
liquido
CO2 in H2O
CH3COOH in H2O
AgNO3 in H2O
solida gas
liquido
solido
solido
solido
solido
H2 in Pd
Hg in Cd
Cu in Au
Le soluzioni più “comuni” sono tuttavia quelle di solidi nei
liquidi e, in particolare, quelle in cui il liquido solvente è
l’acqua (soluzioni acquose)
64. Dissoluzione di un solido ionico in acqua
Le molecole di acqua polari si orientano in modo da avvicinare la
parte positiva (idrogeno) agli ioni negativi del solido ionico.
L’attrazione tra l’acqua e lo ione è più forte dell’attrazione fra gli
ioni, quindi lo ione viene rimosso dal reticolo cristallino. Lo stesso
accade per gli ioni positivi, circondati dagli atomi di ossigeno
(negativi) delle molecole di acqua.
65. Solubilizzazione
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66. Gli elettroliti in soluzione acquosa
Gli elettroliti sono composti che, in soluzione, si dissociano
parzialmente o totalmente in particelle solvatate cariche
elettricamente, dette ioni: gli ioni positivi (cationi) e quelli negativi
(anioni) sono sempre presenti nella soluzione in numero di moli tale che la
somma delle cariche sia nulla => elettroneutralità.
Elettroliti forti: si dissociano completamente
AmBn m An+
(aq) + n Bm-
(aq)
(es. Sali NaCl, acidi e basi forti, HCl, HNO3, KOH)
Elettroliti deboli: non si dissociano completamente
AmBn m An+
(aq) + n Bm-
(aq)
(equilibrio omogeneo)
67. Modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni
Per definire la quantità di soluto presente in
una determinata quantità di solvente si usa il
termine concentrazione
Le unità che esprimono la concentrazione possono
essere raggruppate in due categorie: unità peso-
peso (percentuale in peso, frazione molare, molalità)
e unità peso-volume (molarità, normalità)
68. % in peso
Percentuale in peso, %: grammi di soluto disciolti in
100g di soluzione
Es. preparare 40 g di una soluzione al 3% in peso di glucosio
in acqua
Una soluzione al 3% è fatta di 3g di soluto e 97g di solvente
(3g di soluto in 100g di soluzione)
3 : 100 = x : 40 => x = 1,2g di glucosio
Si peseranno pertanto 1,2 g di glucosio e si aggiungeranno
38,80g di acqua, per avere 40g tot. di soluzione
69. Frazione molare
Frazione molare, Xi : rapporto tra il numero di moli del
componente i-esimo e la somma del numero di moli di
tutti i componenti la soluzione:
Xi = ni/ntot
La somma delle frazioni molari è sempre pari a 1
Es. Calcolare le frazioni molari dei componenti in una
soluzione costituita da 40g di NaCl e 100g di acqua
moli (NaCl) = 40g/58,45 = 0,684 mol
moli (H2O) = 100g/18 = 5,56 mol
moli tot. = 6,24 mol
X NaCl = 0,684/6,24 = 0,110; XH2O = 5,56/6,24 = 0,890
70. Molalità
Molalità, m : numero di moli di soluto disciolte in
1000g di solvente.
Es. preparare 400g di una soluzione acquosa 0,07m (molale)
di glucosio.
Dalla definizione di molalità,
0,07xPM(glucosio) = 0,07x180 = 12,6g di glucosio devono essere
sciolti in 1000g di acqua, per dare 1012,6g di soluzione. Allora:
12,6 : 1012,6 = x : 400 x = 4,977g di glucosio
La soluzione verrà quindi preparata sciogliendo 4,977g di glucosio in
(400 – 4,997) = 395,023g di acqua.
m=n/massasolvente
71. Molarità
Molarità, M : numero di moli di soluto disciolte in 1 litro
(1000 ml) di soluzione
Es.1. Preparare 250 ml di una soluzione acquosa 0,35 M
(molare) di NaNO3.
0,35 moli di NaNO3 (0,35 x PM = 0,35 x 84 = 29,74g) devono essere
sciolte in una quantità di acqua tale che il volume finale della soluzione
sia pari a 1000 ml. Allora:
29,74 : 1000 = x : 250 x = 7,438g di NaNO3
Se il volume di sale disciolto si considera trascurabile, basterà
sciogliere 7,438g di NaNO3 in 250 ml di acqua.
M=n/Vsoluzione
72. Diluizioni
Es.2. Calcolare la concentrazione molare di una soluzione
acquosa di NaCl ottenuta aggiungendo 200 ml di acqua a
400 ml di una soluzione 0,35M di NaCl.
Moli (NaCl) = 0,35M x 0,400 L = 0,140 mol
Concentrazione di NaCl dopo la diluizione = moli/ Vtot =
= 0,140 mol/0,600 L = 0,233 M
***
Oppure si può applicare direttamente la formula:
M’ = (M x V)/ V’ = 0,35 x 400/600 = 0,23 M
73. Le Proprietà colligative
Sono proprietà delle soluzioni che dipendono
esclusivamente dalla presenza del soluto.
In particolare la loro entità dipende solo dal
numero di particelle di soluto presenti nella
soluzione e non dalla natura del soluto.
Sono:
La legge di Raoult
L’innalzamento ebullioscopico
L’abbassamento crioscopico
La pressione osmotica
74. Tensione di vapore e legge di Raoult
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75. La legge di Raoult
In una soluzione la pressione di vapore del solvente
viene influenzata dalla presenza di un soluto non
volatile ed è proporzionale alla frazione molare del
solvente:
Pi = xi Pi°
Dove:
Pi = tensione di vapore del solvente
in soluzione
Pi° = tensione di vapore del solvente
puro
xi = frazione molare del solvente
in soluzione
76. Sappiamo dalla legge di Raoult (Pi = xi Pi°) che, in una soluzione
di un soluto non volatile, la tensione di vapore Pi è proporzionale
alla xi e alla tensione di vapore del solvente puro Pi°.
La P dipende dalla natura del solvente (Pi°) ma non da quella del
soluto: per il soluto, infatti, conta solo il numero di
moli
x solvente = 1 – x soluto
Se chiamiamo x soluto = x2 allora P = P° (1-x2)
da cui P°- P = P° x2 e (P°- P)/P° = x2
l'abbassamento relativo della tensione di vapore di una soluzione è
numericamente uguale alla frazione molare del soluto
La relazione è valida per soluzioni diluite: solo in questo caso sono
trascurabili le deviazioni cui è soggetta la legge di Raoult con
soluzioni reali.
78. Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico
ed abbassamento crioscopico
Se si aggiunge un soluto all’acqua il diagramma di stato
subisce delle variazioni:
79. Se si aggiunge un soluto all’acqua
Il numero di molecole che lasciano la fase
liquida per la fase solida diminuisce.
liquido
+
solido
a 0°
ghiaccio
acqua
Proprietà colligative –
Effetto del soluto sulle proprietà del solvente
(acqua)
80. liquido
+
solido
a 0°
ghiaccio
acqua
Proprietà colligative –
Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua).
La temperatura alla quale si raggiunge
l’equilibrio sarà più bassa.
La presenza del soluto
abbassa il punto di fusione
81. ΔTf = Kf m
Costante
crioscopica
(caratteristica del
solvente)
molalità
(moli soluto/kg solvente)
Il punto di fusione (o di congelamento)
sarà abbassato
ghiaccio
acqua
liquido
+
solido
sotto lo 0°
Proprietà colligative – Abbassamento crioscopico
82. gas
+
liquido
a 100°
gas
+
liquido
sopra i
100°
Il numero di molecole che lasciano la fase liquida per
la fase gassosa diminuisce.
La temperatura alla quale si raggiunge l’equilibrio sarà
più alta
La presenza del soluto
Innalza il punto di ebollizione
83. Il punto di ebollizione sarà più alto
ΔTb = Kb m
Molalità
(moli soluto/kg
solvente)
Costante
ebullioscopica
(caratteristica
del solvente)
Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico
84. solido liquido
gas
Punto di ebollizione (100°)
Punto di fusione (0°)
(congelamento)
Effetti del soluto sui punti di
congelamento ed ebollizione di
una soluzione:
1. Il punto di congelamento è più basso
2. Il punto di ebollizione è più alto
calore calore
85. Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico
ed abbassamento crioscopico
Se si aggiunge un soluto all’acqua il diagramma di stato
subisce delle variazioni:
86. La Pressione osmotica
Proprietà colligative –
Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua).
Membrana
semipermeabile
(permeabile solo alle
molecole d’acqua)
87. Pressione osmotica
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88. Π = CRT
Concentrazione
molare
Costante dei gas Temperatura
assoluta
La Pressione osmotica (P)
L’acqua tende a spostarsi dalla soluzione meno
concentrata a quella più concentrata, per ristabilire
l’equilibrio nel sistema, producendo una pressione
aggiuntiva
89. Pressione osmotica
Le proprietà osmotiche sono importanti nei fenomeni
biologici: tutte le cellule sono circoscritte da
membrane semipermeabili, attraverso le quali passano
molecole o ioni piccoli, ma non le proteine.
Sono importanti anche nel campo medico: per
esempio, quando si effettua una fleboclisi (immissione
di soluzioni nutritive o medicinali nel sangue), è
necessario che la soluzione sia isotonica (cioè con la
stessa P) con quella del sangue; se essa fosse
ipotonica (minore P per la soluzione), il solvente
tenderebbe a penetrare nelle cellule fino anche alla
rottura della membrana; se invece fosse ipertonica (P
maggiore), il solvente uscirebbe dalle cellule,
facendole raggrinzire e contrarre fino ad impedirne
l'attività
90. Globuli rossi
La concentrazione
dei soluti è la
stessa all’interno e
all’esterno delle
cellule
La concentrazione
dei soluti all’interno
e’ inferiore di quella
all’esterno
La concentrazione
dei soluti
all’interno e’
maggiore di quella
all’esterno
Nel primo caso (soluzione isotonica) la pressione interna e
quella esterna sono bilanciate; nel secondo caso (soluzione
ipertonica) predominano le pressioni esterne, con riduzione
del volume; nel terzo caso (soluzione ipotonica)
predominano le pressioni interne, con aumento del volume
della cellula.
91. Transizione di fase liquido-vapore
Lo stato di equilibrio è un
EQUILIBRIO DINAMICO e le
proprietà macroscopiche del sistema
non variano perché il numero di
particelle che abbandonano il liquido
per evaporazione è bilanciato da un
uguale numero di particelle di gas che
condensano allo stato liquido
Il passaggio dalla fase liquida
alla fase vapore continua fino a
quando la pressione esercitata
dal vapore eguaglia la Tensione
di vapore a quella temperatura
92. Equilibrio liquido-gas
All’equilibrio, la pressione è
costante perché la velocità di
vaporizzazione è uguale alla
velocità di condensazione.
La pressione in questo punto è
la tensione di vapore del liquido
a quella temperatura.
la tensione di
vapore aumenta la tensione di
vapore raggiunge
un valore costante
93. CARATTERISTICHE FONDAMENTALI DELL’EQUILIBRIO
DINAMICO:
le proprietà macroscopiche del sistema si mantengono
costanti in determinate condizioni;
i processi microscopici continuano, ma le proprietà
macroscopiche non variano, in quanto processi
opposti si bilanciano;
L’equilibrio può essere raggiunto in entrambi i sensi,
sia partendo dai reagenti, che dai prodotti;
L’equilibrio può essere raggiunto solo in un sistema
chiuso, che non scambia materia con l’esterno.
94. REAZIONI CHIMICHE DI EQUILIBRIO
Es. Consideriamo la reazione di sintesi dell’acido iodidrico:
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)
Incolore violetto incolore
Operando a circa 150°C, si osserva che la colorazione violetta, tipica
dei vapori di I2, si attenua rapidamente all’inizio, poi sempre più
lentamente, e non scompare mai del tutto: da un certo momento in
poi coesistono in equilibrio i reagenti e il prodotto della reazione.
Scaldando HI a circa 400°C si nota la ricomparsa del colore violetto,
tipico di I2, segno che è avvenuta la reazione opposta:
2HI (g) I2 (g) + H2 (g)
Incolore violetto incolore
La reazione è REVERSIBILE:
95. Affinché vi sia reazione, le particelle devono urtarsi tra loro
in modo efficace (per energia e orientamento); a
temperatura costante, la probabilità di urto è proporzionale
alla concentrazione delle specie presenti, che è in relazione
con la velocità di reazione.
Quando la reazione ha inizio, la velocità della reazione verso
destra (v1) assume un valore iniziale che poi progressivamente
DIMINUISCE perché diminuiscono le concentrazioni delle specie
reagenti H2 e I2 che si consumano;
A mano a mano che si forma il prodotto HI, AUMENTA la velocità
della reazione verso sinistra (v2), che inizialmente è nulla.
Dopo un certo tempo si giunge ad una situazione di equilibrio
dinamico, in cui le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti sono
costanti e tali per cui le due velocità assumono lo stesso valore:
v1 = v2 all’equilibrio
96. v1 = v2 all’equilibrio
L’EQUILIBRIO SI STABILISCE QUANDO LE VELOCITA’
DELLA REAZIONE DIRETTA E DI QUELLA INVERSA
SONO UGUALI
97. COSTANTE DI EQUILIBRIO
Per la reazione:
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)
attraverso misure sperimentali è stato osservato che AD
UNA CERTA TEMPERATURA il rapporto:
[HI]2
eq
assume un valore costante (K)
[H2] eq [I2] eq
Questa espressione dipende dalla stechiometria della
reazione: gli esponenti di ogni concentrazione
corrispondono ai coefficienti stechiometrici della reazione
bilanciata.
K = Costante di Equilibrio della reazione
98. Legge dell’equilibrio chimico o Legge di azione di massa
Per la generica reazione:
a A + b B ⇋ c C + d D
in cui a, b, c, d sono i coefficienti stechiometrici, si trova
sperimentalmente che:
[C]c [D]d
= K
[A]a [B]b
dove K è la costante di equilibrio, il cui valore è costante ad
una certa temperatura.
Nell’espressione della costante di equilibrio si scrivono al
numeratore le concentrazioni all’equilibrio dei prodotti e al
denominatore quelle dei reagenti, ciascuna con un esponente
pari al coefficiente stechiometrico che la caratterizza nella
reazione bilanciata
99. La relazione tra costante di equilibrio e simbolo di
reazione è molto stretta; infatti, se la costante di
equilibrio per la reazione H2 (g) + I2 (g) ⇋ 2HI (g) è:
[HI]2
Kc = ________
[H2] [I2]
la costante per la reazione inversa 2HI ⇋ H2 + I2,
alla stessa temperatura, è:
[H2] [I2]
K’c = _______
[HI]2
dove K’ = 1/K
100. E’ fondamentale la stechiometria della reazione.
Se la costante di equilibrio per la reazione:
H2 (g) + I2 (g) ⇋ 2HI (g) è:
[HI]2
Kc = ________
[H2] [I2]
la costante per la reazione:
2 H2 (g) +2 I2 (g) ⇋ 4HI (g) è:
[HI]4
K’c = ________
[H2]2 [I2]2
dove K’ = K2
102. Equilibrio Omogeneo ed Eterogeneo
Eq. Omogeneo: tutte le specie si trovano nello
stesso stato di aggregazione (solido, liquido o gas)
Eq. Eterogeneo: Non tutte le specie si trovano
nello stesso stato di aggregazione
103. EQUILIBRIO GASSOSO
Nelle MISCELE GASSOSE le quantità di reagenti e
prodotti vengono indicate in termini di pressione parziale,
piuttosto che di molarità; in questo caso, è possibile
scrivere una costante, indicata con KP, del tutto simile a
KC, in cui le concentrazioni di reagenti e prodotti vengono
sostituite dalle pressioni parziali DEI COMPONENTI
GASSOSI (non di quelli solidi o liquidi che eventualmente
compaiono nel simbolo di reazione).
Ad esempio, per la reazione:
H2 (g) + I2 (g) ⇋ 2HI (g)
P2 (HI)
KP = ___________
P (H2) P (I2)
104. RELAZIONE TRA KP e KC
La relazione tra KP e KC può essere ricavata ricorrendo
all’equazione di stato dei gas perfetti ed è data da:
KP = KC (RT)n
dove n rappresenta la differenza tra la somma dei
coefficienti dei prodotti e la somma dei coefficienti dei
reagenti
(per una reazione: aA + bB ⇋ cC + dD, n = c+d-a-b).
Per n = 0 (somma coefficienti reagenti = somma coefficienti
prodotti)
KC = KP
105. FATTORI CHE INFLUENZANO L’EQUILIBRIO:
IL PRINCIPIO DI Le CHATELIER
OGNI SISTEMA IN EQUILIBRIO REAGISCE AD
UNA PERTURBAZIONE ESTERNA CON UNO
SPOSTAMENTO DELL’EQUILIBRIO CHE SI
OPPONE ALLA PERTURBAZIONE
Se in un sistema all’equilibrio si varia la concentrazione di
una delle specie presenti, l’equilibrio si sposta in modo da
compensare la variazione di concentrazione. Così, se si
diminuisce la concentrazione di un reattivo o di un
prodotto, avverrà in misura maggiore la reazione che lo
produce, mentre se viene aggiunta una specie, l’equilibrio
si sposta in modo da favorire la reazione che permette di
consumarla
106. Principio di Le Chatelier
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107. Variazione di concentrazione:
Consideriamo la generica reazione:
a A + b B ⇋ c C + d D
e supponiamo che il sistema abbia raggiunto l’equilibrio; le
concentrazioni di reagenti e prodotti saranno tali per cui:
[C]c [D]d
K = _________
[A]a [B]b
• Se si aggiunge un reagente (A o B), l’equilibrio si sposta a
destra () in modo da consumare una maggiore quantità di
reagenti;
• effetto analogo si ha allontanando un prodotto (C o D):
l’equilibrio si sposta a destra () per ripristinare il prodotto
allontanato;
• inversamente, se si aggiunge un prodotto o si allontana un
reagente, l’equilibrio si sposta a sinistra (←).
108.
109. Variazione di Pressione
Consideriamo l’equilibrio in fase gassosa:
2A (g) + B (g) ⇋ C (g) + 4D (g)
• Si valuta se la reazione comporta un aumento o una
diminuzione di moli (e quindi di pressione): in questo caso
la reazione verso destra implica un aumento di pressione
(si passa da 3 a 5 moli), quella verso sinistra una
diminuzione di pressione.
• Se la P aumenta, l’equilibrio si sposta in modo da
produrre una diminuzione di pressione, quindi verso
sinistra.
• Se la P diminuisce, l’equilibrio si sposta in modo da
produrre un aumento di pressione, quindi verso destra
110.
111. Variazioni di temperatura
Le reazioni si dicono esotermiche se sviluppano calore,
endotermiche se assorbono calore (q).
Reazione esotermica (H < 0):
aA + bB ⇋ cC + dD + q q = calore prodotto
Reazione endotermica (H > 0):
q + aA + bB ⇋ cC + dD q = calore assorbito
• Per una reazione esotermica, un aumento di temperatura
provoca uno spostamento a sinistra, una diminuzione di
temperatura uno spostamento a destra.
• Per una reazione endotermica, un aumento di
temperatura provoca uno spostamento a destra, una
diminuzione di temperatura uno spostamento a sinistra.
112. I processi esotermici sono favoriti da una diminuzione di T,
quelli endotermici sono favoriti da un aumento di T
113. Es. Effetto della variazione di T su una reazione esotermica
T = 50°C T = 0°C
114. Es. Effetto della variazione di T su una reazione endotermica
In acqua calda la reazione diretta (endotermica) è favorita e KC è
maggiore, cosicché la soluzione appare blu (a destra). A 0°C e favorita la
reazione inversa (esotermica) e KC è più bassa, cosicché la soluzione
assume colore rosa (a sinistra).
