Lezione 18: Leggi dei Gas
Lezione 18 <ul><li>Stato critico del gas </li></ul><ul><li>I gas: definizione di P, T, V </li></ul><ul><li>Le leggi dei ga...
Diagrammi di fase per CO 2  e H 2 O <ul><li>A.  Il diagramma di fase per CO 2  è tipico della maggior parte delle sostanze...
Punto critico <ul><li>Per tutti i gas, incluso CO 2 , c‘è una temperatura massima oltre la quale non è possibile liquefare...
Esperimento: Temperatura critica della CO 2 <ul><li>CO 2  solida viene messa in una provetta. La provetta viene  sigillata...
 
Proprietà dei gas <ul><li>Il volume di un gas varia notevolmente con la pressione </li></ul><ul><li>Il volume di un gas va...
Temperatura <ul><li>La temperatura è una misura dell’agitazione delle particelle </li></ul><ul><li>La temperatura è la qua...
Pressione di un gas: barometro a mercurio
Unità di misura della pressione <ul><li>Forza </li></ul><ul><li>Newton [N] 1 N = 1 kg  ·  m/s 2 </li></ul><ul><li>Pression...
Le leggi dei gas <ul><li>Il comportamento fisico di un campione di gas può essere descritto completamente con  quattro var...
Relazione tra V e P: la legge di Boyle A temperatura costante, il volume occupato da una quantità fissa di gas è inversame...
Legge di Boyle legge di Boyle =  A temperatura costante,  il volume di un gas è inversamente proporzionale alla sua pressi...
<ul><li>A temperatura costante, il volume occupato da una quantità fissa di gas è inversamente proporzionale alla sua pres...
Relazione tra V e T: la legge di Gay-Lussac A pressione costante, il volume occupato da una quantità fissa di gas aumenta ...
Relazione tra V e n: la legge di Avogadro A pressione e temperatura costante, il volume occupato da un gas è direttamente ...
Legge di Charles e Gay Lussac Legge di Charles e Gay-Lussac =  A pressione costante,  il volume di un gas è proporzionale ...
Condizioni standard di P e T  [STP] <ul><li>STP </li></ul><ul><li>T = 0°C (273,15 K) </li></ul><ul><li>P = 1 atm </li></ul>
Legge di stato dei gas ideali <ul><li>Le leggi di Boyle e Charles/Gay Lussac possono essere riunite, insieme al principio ...
Relazione tra l’equazione di stato dei gas ideali e le singole leggi dei gas <ul><li>R = costante universale dei gas </li>...
Esercizio 1
 
La teoria cinetica dei gas <ul><li>Il volume di ogni singola particella di gas è trascurabile rispetto a quello del recipi...
La teoria cinetico-molecolare dei gas Relazione tra P, V e T Le particelle sono soggette a moto rettilineo casuale continu...
Descrizione molecolare della legge di Boyle <ul><li>A una data temperatura  T , le molecole gassose urtano contro le paret...
Descrizione molecolare della legge di Charles <ul><li>A una data temperatura  ( T 1 ),  P gas =  P atm . Quando la tempera...
Descrizione molecolare della legge di Avogadro <ul><li>A una data temperatura  ( T ), una certa quantità ( n ) di gas dà o...
Lezione 19: Leggi dei Gas (parte II)
Lezione 19 <ul><li>Le leggi dei gas </li></ul><ul><li>Miscele gassose e legge di Dalton </li></ul><ul><li>La teoria cineti...
Miscele di gas: Legge di Dalton <ul><li>Quando due gas A e B sono mescolati nello stesso recipiente alla stessa temperatur...
Miscele di gas ideali
Pressioni parziali: Legge di Dalton <ul><li>L'equazione di stato  PV = nRT  non è limitata a gas puri, ma è valida anche p...
Frazioni molari e legge di Dalton <ul><li>La  frazione molare  (X i ) di ciascun componente di una miscela (sia essa gasso...
Altre applicazioni dell’equazione dei gas ideali <ul><li>Densità di un gas </li></ul>Massa molare di un gas Pressione parz...
La teoria cinetica dei gas <ul><li>Il volume di ogni singola particella di gas è trascurabile rispetto a quello del recipi...
La teoria cinetico-molecolare dei gas Relazione tra P, V e T Le particelle sono soggette a moto rettilineo casuale continu...
Descrizione molecolare della legge di Dalton <ul><li>Quando i due gas si miscelano la pressione totale è uguale alla somma...
La relazione tra massa molare e velocità molecolare En. Cinetica molecolare media  E k     T Velocità molecolare media  ū...
Il comportamento dei  gas reali  al crescere della pressione esterna Per 1 mole di gas
Descrizione molecolare del comportamento dei gas reali Per i gas reali  le interazioni fra molecole non sono trascurabili ...
Equazione di van der Waals per i gas reali <ul><li>Se fra le molecole esistono forze attrattive (come nel caso di gas real...
L’equazione di stato di van der Waals P  = pressione misurata V  = volume del recipiente a  e  b  = costanti di van der Wa...
L’equazione di stato di van der Waals <ul><li>L’equazione di van der Waals: </li></ul><ul><li>- considera le interazioni t...
Lezione 20: Soluzioni Proprietà colligative Prof. Simona Concilio Università di Salerno
Le Soluzioni <ul><li>Si definisce  soluzione  un sistema omogeneo (costituito da una sola fase) con più di un componente <...
Tipi di soluzione Le soluzioni più “comuni” sono tuttavia quelle di solidi nei liquidi e, in particolare, quelle in cui il...
Dissoluzione di un solido ionico in acqua Le molecole di acqua polari si orientano in modo da avvicinare la parte positiva...
Gli elettroliti in soluzione acquosa <ul><li>Gli  elettroliti  sono composti che, in soluzione, si dissociano parzialmente...
Modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni <ul><li>Per definire la quantità di soluto presente in una determinata...
% in peso <ul><li>Percentuale in peso , % : grammi di soluto disciolti in 100g di soluzione </li></ul><ul><li>Es. preparar...
Frazione molare <ul><li>Frazione molare, X i   : rapporto tra il numero di moli del componente i-esimo e la somma del nume...
Molalità <ul><li>Molalità, m  : numero di moli di soluto disciolte in 1000g di  solvente . </li></ul><ul><li>Es. preparare...
Molarità <ul><li>Molarità, M  : numero di moli di soluto disciolte in 1 litro (1000 ml) di  soluzione </li></ul><ul><li>Es...
Diluizioni <ul><li>Es.2. Calcolare la concentrazione molare di una soluzione acquosa di NaCl ottenuta aggiungendo 200 ml d...
Le Proprietà colligative <ul><li>Sono proprietà delle  soluzioni  che dipendono esclusivamente dalla presenza del  soluto ...
Tensione di vapore e legge di Raoult Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante d...
La legge di Raoult <ul><li>In una soluzione la pressione di vapore del solvente viene influenzata dalla presenza di un sol...
<ul><li>Sappiamo dalla  legge di Raoult  ( P i  = x i  P i ° ) che, in una soluzione di un soluto non volatile, la tension...
Abbassamento crioscopico/innalzamento ebull. Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pu...
Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico <ul><li>Se si aggiunge un soluto all’acqua ...
Se si aggiunge un soluto all’acqua Il numero di molecole che lasciano la fase  liquida  per la fase  solida  diminuisce. l...
liquido + solido  a 0° ghiaccio acqua Proprietà colligative –  Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua). La...
Δ T f  = K f  m Costante crioscopica ( caratteristica del solvente) molalità (moli soluto/kg solvente) Il punto di fusione...
gas + liquido a 100° gas + liquido sopra i 100° Il numero di molecole che lasciano la fase  liquida  per la fase  gassosa ...
Il punto di ebollizione sarà più alto Δ T b  = K b  m Molalità (moli soluto/kg solvente) Costante ebullioscopica (caratter...
solido liquido gas Punto di ebollizione (100°) Punto di fusione (0°)  (congelamento)  Effetti del soluto sui punti di cong...
Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico <ul><li>Se si aggiunge un soluto all’acqua ...
La Pressione osmotica Proprietà colligative –  Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua). Membrana semiperme...
Pressione osmotica Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionar...
Π  = CRT Concentrazione molare Costante dei gas Temperatura assoluta La Pressione osmotica (  ) L’acqua tende a spostarsi...
Pressione osmotica <ul><li>Le proprietà osmotiche sono importanti nei  fenomeni biologici : tutte le cellule sono circoscr...
Globuli rossi La concentrazione dei soluti è la stessa all’interno e all’esterno delle cellule La concentrazione dei solut...
Upcoming SlideShare
Loading in …5
×

Lezioni settimana 7

5,220 views

Published on

0 Comments
1 Like
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
5,220
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
183
Actions
Shares
0
Downloads
57
Comments
0
Likes
1
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Lezioni settimana 7

  1. 1. Lezione 18: Leggi dei Gas
  2. 2. Lezione 18 <ul><li>Stato critico del gas </li></ul><ul><li>I gas: definizione di P, T, V </li></ul><ul><li>Le leggi dei gas </li></ul><ul><li>Equazione di stato dei gas ideali </li></ul><ul><li>La teoria cinetica dei gas </li></ul><ul><li>Gas reali: Equazione di van der Waals </li></ul>
  3. 3. Diagrammi di fase per CO 2 e H 2 O <ul><li>A. Il diagramma di fase per CO 2 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. </li></ul>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.
  4. 4. Punto critico <ul><li>Per tutti i gas, incluso CO 2 , c‘è una temperatura massima oltre la quale non è possibile liquefare il gas, indipendentemente dalla pressione. Questa è la Temperatura Critica, T c . </li></ul><ul><li>Il fenomeno è spiegabile come segue: in un recipiente chiuso (V costante) un liquido di densità d liq esiste alla sua pressione di vapore (densità del vapore: d vap ). Se la temperatura aumenta il liquido evapora e simultaneamente la densità del liquido diminuisce e la densità del vapore aumenta. Alla temperatura critica T c , il liquido e il vapore hanno la stessa densità, d liq = d vap 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 T c . </li></ul><ul><li>I fluidi supercritici possideono proprietà fisiche e chimiche interessanti. CO 2 , ad es., è un ottimo solvente per i processi di estrazione di materiali organici (es. Estrazione di caffeina dai chicchi di caffè) </li></ul>
  5. 5. Esperimento: Temperatura critica della CO 2 <ul><li>CO 2 solida viene messa in una provetta. La provetta viene sigillata sotto vuoto e riscaldata lentamente. </li></ul>(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.
  6. 7. Proprietà dei gas <ul><li>Il volume di un gas varia notevolmente con la pressione </li></ul><ul><li>Il volume di un gas varia notevolmente con la temperatura </li></ul><ul><li>I gas hanno una viscosità relativamente bassa </li></ul><ul><li>La maggior parte dei gas ha densità relativamente basse in condizioni normali di pressione e temperatura </li></ul><ul><li>I gas sono miscibili </li></ul>
  7. 8. Temperatura <ul><li>La temperatura è una misura dell’agitazione delle particelle </li></ul><ul><li>La temperatura è la quantità fisica misurata dal termometro </li></ul><ul><li>3 sono le scale di temperatura più diffuse al mondo </li></ul>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
  8. 9. Pressione di un gas: barometro a mercurio
  9. 10. Unità di misura della pressione <ul><li>Forza </li></ul><ul><li>Newton [N] 1 N = 1 kg · m/s 2 </li></ul><ul><li>Pressione </li></ul><ul><li>Pascal [Pa] 1 Pa = 1 N/m 2 </li></ul><ul><li>Atmosfera [atm] 1 atm = 1.01325 · 10 5 Pa </li></ul><ul><li>Millimetro di mercurio [mmHg] 1 mmHg = 1/760 atm </li></ul><ul><li>Bar [bar] 1 bar = 1 · 10 5 Pa </li></ul>
  10. 11. Le leggi dei gas <ul><li>Il comportamento fisico di un campione di gas può essere descritto completamente con quattro variabili : </li></ul><ul><ul><li>Pressione (P) </li></ul></ul><ul><ul><li>Volume (V) </li></ul></ul><ul><ul><li>Temperatura (T) </li></ul></ul><ul><ul><li>Quantità di moli (n) </li></ul></ul>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.
  11. 12. Relazione tra V e P: la legge di Boyle A temperatura costante, il volume occupato da una quantità fissa di gas è inversamente proporzionale alla sua pressione
  12. 13. Legge di Boyle legge di Boyle = A temperatura costante, il volume di un gas è inversamente proporzionale alla sua pressione PV = cost
  13. 14. <ul><li>A temperatura costante, il volume occupato da una quantità fissa di gas è inversamente proporzionale alla sua pressione </li></ul>Relazione tra V e P: la legge di Boyle
  14. 15. Relazione tra V e T: la legge di Gay-Lussac A pressione costante, il volume occupato da una quantità fissa di gas aumenta aumentando la temperatura. Il volume V è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta T
  15. 16. Relazione tra V e n: la legge di Avogadro A pressione e temperatura costante, il volume occupato da un gas è direttamente proporzionale alla quantità (in moli) di gas n A , V A n B =2 n A V B =2 V A
  16. 17. Legge di Charles e Gay Lussac Legge di Charles e Gay-Lussac = A pressione costante, il volume di un gas è proporzionale alla temperatura V/T = cost
  17. 18. Condizioni standard di P e T [STP] <ul><li>STP </li></ul><ul><li>T = 0°C (273,15 K) </li></ul><ul><li>P = 1 atm </li></ul>
  18. 19. Legge di stato dei gas ideali <ul><li>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 : </li></ul><ul><li>PV=nRT </li></ul><ul><li>P è la pressione (in atmosfere atm) </li></ul><ul><li>V è il volume del gas (in litri L) </li></ul><ul><li>n è il numero di moli di gas presente </li></ul><ul><li>R è la costante dei gas pari 0,0821 L atm/K mol = 8.314 J/Kmol </li></ul><ul><li>T è la temperatura espressa in Kelvin </li></ul>
  19. 20. Relazione tra l’equazione di stato dei gas ideali e le singole leggi dei gas <ul><li>R = costante universale dei gas </li></ul>
  20. 21. Esercizio 1
  21. 23. La teoria cinetica dei gas <ul><li>Il volume di ogni singola particella di gas è trascurabile rispetto a quello del recipiente </li></ul><ul><li>Le particelle sono soggette a moto rettilineo casuale continuo </li></ul><ul><li>Gli urti tra le particelle sono elastici, perciò l’energia cinetica totale è costante </li></ul>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.
  22. 24. La teoria cinetico-molecolare dei gas Relazione tra P, V e T Le particelle sono soggette a moto rettilineo casuale continuo Le collisioni sono elastiche, senza scambi di energia
  23. 25. Descrizione molecolare della legge di Boyle <ul><li>A una data temperatura T , le molecole gassose urtano contro le pareti del recipiente ( d 1 ) e danno origine a una pressione ( P gas ) che è uguale alla pressione esterna ( P est ). </li></ul><ul><li>Se P est aumenta, V diminuisce e quindi la distanza media tra una molecola e le pareti del recipiente è più corta ( d 2 < d 1 ). Le molecole urtano contro le pareti più frequentemente, e P gas aumenta finché non è diventata di nuovo uguale a P est . Perciò, V diminuisce all’aumentare di P . </li></ul>
  24. 26. Descrizione molecolare della legge di Charles <ul><li>A una data temperatura ( T 1 ), P gas = P atm . Quando la temperatura del gas viene innalzata a T 2 , le molecole si muovono più velocemente e urtano contro le pareti del recipiente più frequentemente, con un conseguente aumento di P gas . Ciò fa aumentare V e quindi le molecole urtano meno frequentemente, finché P gas non è ritornata uguale a P atm . Perciò, V aumenta all’aumentare di T . </li></ul>
  25. 27. Descrizione molecolare della legge di Avogadro <ul><li>A una data temperatura ( T ), una certa quantità ( n ) di gas dà origine a una pressione ( P gas ) uguale a P atm . Quando si aggiunge altro gas, n aumenta, e quindi gli urti contro le pareti diventano più frequenti e P gas aumenta. Ciò determina un aumento di V finche non si ristabilisce la condizione P gas = P atm . Perciò, V aumenta all’aumentare di n . </li></ul>
  26. 28. Lezione 19: Leggi dei Gas (parte II)
  27. 29. Lezione 19 <ul><li>Le leggi dei gas </li></ul><ul><li>Miscele gassose e legge di Dalton </li></ul><ul><li>La teoria cinetica dei gas </li></ul><ul><li>Gas reali: Equazione di van der Waals </li></ul>
  28. 30. Miscele di gas: Legge di Dalton <ul><li>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 </li></ul>
  29. 31. Miscele di gas ideali
  30. 32. Pressioni parziali: Legge di Dalton <ul><li>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. </li></ul><ul><li>La pressione esercitata da una miscela di gas a comportamento ideale è data dalla somma delle pressioni dei singoli gas che compongono la miscela. </li></ul><ul><li>Se indichiamo con A e B due distinti gas contenuti nel medesimo volume, V, possiamo osservare che: </li></ul><ul><li>P = P A + P B </li></ul><ul><li>dove P A = n A RT/V e P B = n B RT/V sono le pressioni parziali che ciascun gas eserciterebbe, se occupasse da solo il medesimo volume. Ne risulta che: </li></ul><ul><li>P = (n A +n B ) RT/V </li></ul><ul><li>in cui n A e n B indicano rispettivamente il numero di moli dei gas A e B. </li></ul>
  31. 33. Frazioni molari e legge di Dalton <ul><li>La frazione molare (X i ) di ciascun componente di una miscela (sia essa gassosa, liquida o solida) è data dal rapporto fra il numero di moli del componente i (n i ) e il numero di moli totali. Per una miscela composta da A e B avremo che: </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>E, indipendentemente dalla composizione della miscela, risulta sempre: </li></ul><ul><li>X A + X B + ... = 1 </li></ul><ul><li>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: </li></ul><ul><li>P A = n A RT/V e P B = n B RT/V </li></ul><ul><li>P T = P A + P B = (n A +n B )RT/V </li></ul><ul><li>P A /P T = n A /(n A +n B ) P B /P T = n B /(n A +n B ) </li></ul><ul><li>Per cui: P A = X A P e P B = X B P </li></ul>
  32. 34. Altre applicazioni dell’equazione dei gas ideali <ul><li>Densità di un gas </li></ul>Massa molare di un gas Pressione parziale di un gas In una miscela di gas: Legge di Dalton
  33. 35. La teoria cinetica dei gas <ul><li>Il volume di ogni singola particella di gas è trascurabile rispetto a quello del recipiente </li></ul><ul><li>Le particelle sono soggette a moto rettilineo casuale continuo </li></ul><ul><li>Gli urti tra le particelle sono elastici, perciò l’energia cinetica totale è costante </li></ul>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.
  34. 36. La teoria cinetico-molecolare dei gas Relazione tra P, V e T Le particelle sono soggette a moto rettilineo casuale continuo Le collisioni sono elastiche, senza scambi di energia
  35. 37. Descrizione molecolare della legge di Dalton <ul><li>Quando i due gas si miscelano la pressione totale è uguale alla somma delle pressioni parziali, che è in relazione con la quantità totale di gas. Perciò, ciascun gas subisce una frazione del totale degli urti in relazione con la sua frazione molare . </li></ul>Le molecole nella miscela agiscono indipendentemente, quindi ogni gas esercita una pressione parziale dovuta alle sue collisioni molecolari contro le pareti del recipiente
  36. 38. La relazione tra massa molare e velocità molecolare En. Cinetica molecolare media E k  T Velocità molecolare media ū  Ad una data temperatura le energie cinetiche medie delle molecole di gas differenti sono uguali, ma molecole più leggere hanno velocità media più alta A una data temperatura, i gas con massa molare più bassa hanno velocità più probabile più alta (massimo di ciascuna curva).
  37. 39. Il comportamento dei gas reali al crescere della pressione esterna Per 1 mole di gas
  38. 40. 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
  39. 41. Equazione di van der Waals per i gas reali <ul><li>Se fra le molecole esistono forze attrattive (come nel caso di gas reali) la durata media degli urti molecolari aumenta, per cui la pressione esercitata dal gas sulle pareti del recipiente (P reale ) è minore di quella che avrebbe esercitato il gas ideale (P ideale ): </li></ul><ul><li>Se n moli di gas reale occupano il volume V, il volume in cui le molecole possono muoversi liberamente non è V, ma è la differenza fra V e la parte occupata dalle molecole stesse, che si chiama covolume (b): </li></ul>
  40. 42. L’equazione di stato di van der Waals P = pressione misurata V = volume del recipiente a e b = costanti di van der Waals <ul><li>Costanti di van der Waals : </li></ul><ul><li>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 - n b ). 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. </li></ul><ul><li>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 n 2 a /V 2 alla pressione reale P. </li></ul>
  41. 43. L’equazione di stato di van der Waals <ul><li>L’equazione di van der Waals: </li></ul><ul><li>- considera le interazioni tra le particelle e il volume proprio delle particelle </li></ul><ul><li>- corregge in aumento la pressione misurata addizionando un fattore che tiene conto delle attrazioni intermolecolari </li></ul><ul><li>corregge in diminuzione il volume misurato sottraendo dall’intero volume del recipiente un fattore che tiene conto del volume molecolare </li></ul>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
  42. 44. Lezione 20: Soluzioni Proprietà colligative Prof. Simona Concilio Università di Salerno
  43. 45. Le Soluzioni <ul><li>Si definisce soluzione un sistema omogeneo (costituito da una sola fase) con più di un componente </li></ul><ul><li>- La specie chimica presente nella soluzione in quantità più abbondante viene detta SOLVENTE </li></ul><ul><li>- Le altre specie sono dette SOLUTI </li></ul>
  44. 46. Tipi di soluzione 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) Tipo di soluzione Soluto Solvente Esempi gassosa gas liquido solido gas gas gas O 2 in N 2 H 2 O in N 2 I 2 in O 2 liquida gas liquido solido liquido liquido liquido CO 2 in H 2 O CH 3 COOH in H 2 O AgNO 3 in H 2 O solida gas liquido solido solido solido solido H 2 in Pd Hg in Cd Cu in Au
  45. 47. 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.
  46. 48. Gli elettroliti in soluzione acquosa <ul><li>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 . </li></ul><ul><li>Elettroliti forti : si dissociano completamente </li></ul><ul><li>A m B n m A n+ (aq) + n B m- (aq) </li></ul><ul><li>(es. Sali NaCl, acidi e basi forti, HCl, HNO 3 , KOH) </li></ul><ul><li>Elettroliti deboli : non si dissociano completamente </li></ul><ul><li>A m B n m A n+ (aq) + n B m- (aq) </li></ul><ul><li>(equilibrio omogeneo) </li></ul>
  47. 49. Modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni <ul><li>Per definire la quantità di soluto presente in una determinata quantità di solvente si usa il termine concentrazione </li></ul><ul><li>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, normailtà) </li></ul>
  48. 50. % in peso <ul><li>Percentuale in peso , % : grammi di soluto disciolti in 100g di soluzione </li></ul><ul><li>Es. preparare 40 g di una soluzione al 3% in peso di glucosio in acqua </li></ul><ul><li>Una soluzione al 3% è fatta di 3g di soluto e 97g di solvente (3g di soluto in 100g di soluzione) </li></ul><ul><li>3 : 100 = x : 40 => x = 1,2g di glucosio </li></ul><ul><li>Si peseranno pertanto 1,2 g di glucosio e si aggiungeranno 38,80g di acqua, per avere 40g tot. di soluzione </li></ul>
  49. 51. Frazione molare <ul><li>Frazione molare, X i : rapporto tra il numero di moli del componente i-esimo e la somma del numero di moli di tutti i componenti la soluzione: </li></ul><ul><li>X i = n i /n tot </li></ul><ul><li>La somma delle frazioni molari è sempre pari a 1 </li></ul><ul><li>Es. Calcolare le frazioni molari dei componenti in una soluzione costituita da 40g di NaCl e 100g di acqua </li></ul><ul><li>moli (NaCl) = 40g/58,45 = 0,684 mol </li></ul><ul><li>moli (H 2 O) = 100g/18 = 5,56 mol </li></ul><ul><li>moli tot. = 6,24 mol </li></ul><ul><li>X NaCl = 0,684/6,24 = 0,110; X H2O = 5,56/6,24 = 0,890 </li></ul>
  50. 52. Molalità <ul><li>Molalità, m : numero di moli di soluto disciolte in 1000g di solvente . </li></ul><ul><li>Es. preparare 400g di una soluzione acquosa 0,07m (molale) di glucosio. </li></ul><ul><li>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: </li></ul><ul><li>12,6 : 1012,6 = x : 400 x = 4,977g di glucosio </li></ul><ul><li>La soluzione verrà quindi preparata sciogliendo 4,977g di glucosio in (400 – 4,997) = 395,023g di acqua. </li></ul>m=n/massa solvente
  51. 53. Molarità <ul><li>Molarità, M : numero di moli di soluto disciolte in 1 litro (1000 ml) di soluzione </li></ul><ul><li>Es.1. Preparare 250 ml di una soluzione acquosa 0,35 M (molare) di NaNO 3 . </li></ul><ul><li>0,35 moli di NaNO 3 (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: </li></ul><ul><li>29,74 : 1000 = x : 250 x = 7,438g di NaNO 3 </li></ul><ul><li>Se il volume di sale disciolto si considera trascurabile, basterà sciogliere 7,438g di NaNO 3 in 250 ml di acqua. </li></ul>M=n/V soluzione
  52. 54. Diluizioni <ul><li>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. </li></ul><ul><li>Moli (NaCl) = 0,35M x 0,400 L = 0,140 mol </li></ul><ul><li>Concentrazione di NaCl dopo la diluizione = moli/ V tot = </li></ul><ul><li>= 0,140 mol/0,600 L = 0,233 M </li></ul><ul><li>*** </li></ul><ul><li>Oppure si può applicare direttamente la formula: </li></ul><ul><li>M’ = (M x V)/ V’ = 0,35 x 400/600 = 0,23 M </li></ul>
  53. 55. Le Proprietà colligative <ul><li>Sono proprietà delle soluzioni che dipendono esclusivamente dalla presenza del soluto . </li></ul><ul><li>In particolare la loro entità dipende solo dal numero di particelle di soluto presenti nella soluzione e non dalla natura del soluto. </li></ul><ul><li>Sono: </li></ul><ul><ul><ul><li>La legge di Raoult </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>L’innalzamento ebullioscopico </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>L’abbassamento crioscopico </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>La pressione osmotica </li></ul></ul></ul>
  54. 56. Tensione di vapore e legge di Raoult Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare “riproduci”
  55. 57. La legge di Raoult <ul><li>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 : </li></ul><ul><li>P i = x i P i ° </li></ul><ul><li>Dove: </li></ul><ul><li>P i = tensione di vapore del solvente </li></ul><ul><li>in soluzione </li></ul><ul><li>P i ° = tensione di vapore del solvente </li></ul><ul><li>puro </li></ul><ul><li>x i = frazione molare del solvente </li></ul><ul><li>in soluzione </li></ul>
  56. 58. <ul><li>Sappiamo dalla legge di Raoult ( P i = x i P i ° ) che, in una soluzione di un soluto non volatile, la tensione di vapore P i è proporzionale alla x i e alla tensione di vapore del solvente puro P i ° . </li></ul><ul><li>La P dipende dalla natura del solvente ( P i ° ) ma non da quella del soluto: per il soluto, infatti, conta solo il numero di moli                            </li></ul><ul><li>x solvente = 1 – x soluto </li></ul><ul><li>Se chiamiamo       x soluto = x 2        allora    P = P° (1-x 2 ) </li></ul><ul><li>da cui P°- P = P° x 2          e          (P°- P)/P° = x 2 </li></ul><ul><li>l'abbassamento relativo della tensione di vapore di una soluzione è numericamente uguale alla frazione molare del soluto </li></ul><ul><li>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. </li></ul>
  57. 59. Abbassamento crioscopico/innalzamento ebull. Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare “riproduci”
  58. 60. Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico <ul><li>Se si aggiunge un soluto all’acqua il diagramma di stato subisce delle variazioni: </li></ul>
  59. 61. 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)
  60. 62. 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
  61. 63. Δ T f = K f 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
  62. 64. 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
  63. 65. Il punto di ebollizione sarà più alto Δ T b = K b m Molalità (moli soluto/kg solvente) Costante ebullioscopica (caratteristica del solvente) Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico
  64. 66. 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
  65. 67. Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico <ul><li>Se si aggiunge un soluto all’acqua il diagramma di stato subisce delle variazioni: </li></ul>
  66. 68. La Pressione osmotica Proprietà colligative – Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua). Membrana semipermeabile (permeabile solo alle molecole d’acqua)
  67. 69. Pressione osmotica Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare “riproduci”
  68. 70. Π = CRT Concentrazione molare Costante dei gas Temperatura assoluta La Pressione osmotica (  ) L’acqua tende a spostarsi dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata, per ristabilire l’equilibrio nel sistema, producendo una pressione aggiuntiva
  69. 71. Pressione osmotica <ul><li>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. </li></ul><ul><li>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  ) con quella del sangue; se essa fosse ipotonica (minore  per la soluzione), il solvente tenderebbe a penetrare nelle cellule fino anche alla rottura della membrana; se invece fosse ipertonica (  maggiore), il solvente uscirebbe dalle cellule, facendole raggrinzire e contrarre fino ad impedirne l'attività </li></ul>
  70. 72. 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.

×