1. Parte terza:Elementi di termodinamica, equilibrio chimico, stati della materia, soluzioni

2. Parte terza a Gli stati di aggregazione della materia Stato solido. Solidi amorfi e solidi cristallini. Stato liquido. Viscosità e tensione superficiale Transizioni di fase e Diagrammi di stato Le leggi dei gas Gas reali: Equazione di vanderWaals Le soluzioni Unità di concentrazione Proprietà colligative Legge di Raoult Punto di ebollizione e gelo Pressione osmotica L’equilibrio dinamico Reazioni chimiche e costante di equilibrio Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Chatelier:

3. Stati fisici della materia Forze intermolecolari: influenzano le proprietà fisiche di una sostanza

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

10. Confronto delle proprietà di grafite e diamante

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. cella elementare cubica Una porzione di una scacchiera è un’analogia bidimensionale di un reticolo cristallino. 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.

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

15. Celle elementari di tipo cubico

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.

21. www.its.caltech.edu/~atomic/snowcrystals/photos/photos.htm www.its.caltech.edu/~atomic/snowcrystals/photos/photos.htm

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

28. Curva di raffreddamentoper la conversione di acqua gassosa in ghiaccio

29. Transizioni di fase e variazioni di entalpia associate Fusione, vaporizzazione e sublimazione sono trasformazioni endotermiche, mentre solidificazione, condensazione e brinamento sono trasformazioni esotermiche.

30. 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"

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.

32. Transizione di fase liquido-vapore

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 temperaturasulla distribuzione delle velocità molecolari in un liquido 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. La frazione di molecole con energia sufficiente per fuggire dal liquido (area ombreggiata) è maggiore a temperatura più alta.

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.

37. Le linee di separazione tra due regioni qualsiasi indicano le condizioni in cui le due fasi coesistono in equilibrio.

38. Nel punto triplo, le tre fasi coesistono in equilibrio.

40. 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)

41. Esperimento: Temperatura critica della CO2 CO2 solida viene messa in una provetta. La provetta viene sigillata sotto vuoto e riscaldata lentamente. (c) Quando la T supera Tc, la separazione di fase non si vede più. (a) Fase liquida e vapore coesistono al di sotto di 304 K. (b) Riscaldando il menisco sale e diventa meno netto.

43. 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

44. 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

45. Pressione di un gas: barometro a mercurio

46. 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

48. Volume (V)

49. Temperatura (T)

50. 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.

51. 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

52. Legge di Boyle legge di Boyle = A temperatura costante, il volume di un gas è inversamente proporzionale alla sua pressione PV = cost

53. 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

54. 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

55. Relazione tra V e n: la legge di Avogadro nB=2 nA VB=2 VA nA, VA A pressione e temperatura costante, il volume occupato da un gas è direttamente proporzionale alla quantità (in moli) di gas

56. 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

57. Leggi dei gas Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare “riproduci”

58. Condizioni standard di P e T [STP] STP T = 0°C (273,15 K) P = 1 atm

59. 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

60. Relazione tra l’equazione di stato dei gas ideali e le singole leggi dei gas R = costante universale dei gas

61. Esercizio 1

63. 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 casuale continuo 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.

64. La teoria cinetico-molecolare dei gas Le particelle sono soggette a moto rettilineo casuale continuo Le collisioni sono elastiche, senza scambi di energia Relazione tra P, V e T

65. Descrizione molecolare della legge di Boyle A una data temperatura T, le molecole gassose urtano contro le pareti del recipiente (d1) e danno origine a una pressione (Pgas) che è uguale alla pressione esterna (Pest). Se Pest aumenta, V diminuisce e quindi la distanza media tra una molecola e le pareti del recipiente è più corta (d2 < d1). Le molecole urtano contro le pareti più frequentemente, e Pgas aumenta finché non è diventata di nuovo uguale a Pest. Perciò, V diminuisce all’aumentare di P.

66. Descrizione molecolare della legge di Dalton Le molecole nella miscela agiscono indipendentemente, quindi ogni gas esercita una pressione parziale dovuta alle sue collisioni molecolari contro le pareti del recipiente 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.

67. Descrizione molecolare della legge di Charles A una data temperatura (T1), Pgas= Patm. Quando la temperatura del gas viene innalzata a T2, le molecole si muovono più velocemente e urtano contro le pareti del recipiente più frequentemente, con un conseguente aumento di Pgas. Ciò fa aumentare V e quindi le molecole urtano meno frequentemente, finché Pgas non è ritornata uguale a Patm. Perciò, V aumenta all’aumentare di T.

68. Descrizione molecolare della legge di Avogadro A una data temperatura (T), una certa quantità (n) di gas dà origine a una pressione (Pgas) uguale a Patm. Quando si aggiunge altro gas, n aumenta, e quindi gli urti contro le pareti diventano più frequenti e Pgas aumenta. Ciò determina un aumento di V finche non si ristabilisce la condizione Pgas= Patm. Perciò, V aumenta all’aumentare di n.

69. 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 Ek molecolare media  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

70. Il comportamento dei gas reali al crescere della pressione esterna

71. 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

74. 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

75. 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.

76. 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

77. Altre applicazioni dell’equazione dei gas ideali Densità di un gas Massa molare di un gas Pressione parziale di un gas In una miscela di gas: Legge di Dalton

78. 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

79. 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)

80. 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.

81. 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)

82. 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, normailtà)

83. % 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

84. 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

85. Molalità m=n/massasolvente 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.

86. Molarità M=n/Vsoluzione 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.

87. 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

88. Le Proprietà colligative Sono proprietà delle soluzioni che dipendono esclusivamente dalla presenza del soluto. In particolare la loro entità dipende solo dal numero di particelledi soluto presenti nella soluzione e non dalla natura del soluto. Sono: La legge di Raoult L’innalzamento ebullioscopico L’abbassamento crioscopico La pressione osmotica

89. 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”

90. 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

91. Sappiamo dalla legge di Raoult (Pi = xi Pi°) che, in una soluzione di un soluto non volatile, la tensione di vapore Piè 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.

92. Abbassamento crioscopico/innalzamento ebull. Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare “riproduci”

93. Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico Se si aggiunge un soluto all’acqua il diagramma di stato subisce delle variazioni:

94. Proprietà colligative – Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua) 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° acqua ghiaccio

95. 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 liquido+solido a 0° acqua ghiaccio

96. Proprietà colligative – Abbassamento crioscopico Il punto di fusione (o di congelamento) sarà abbassato ΔTf = Kf m Costante crioscopica (caratteristica del solvente) molalità (moli soluto/kg solvente) liquido+solido sotto lo 0° acqua ghiaccio

97. La presenza del soluto Innalza il punto di ebollizione 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 gas+ liquido sopra i 100° gas+ liquido a 100°

98. Proprietà colligative:Innalzamento ebullioscopico Il punto di ebollizione sarà più alto ΔTb = Kb m Costante ebullioscopica (caratteristica del solvente) Molalità (moli soluto/kg solvente)

99. 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 gas solido liquido Punto di fusione (0°) (congelamento) Punto di ebollizione (100°)

100. Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico Se si aggiunge un soluto all’acqua il diagramma di stato subisce delle variazioni:

101. Proprietà colligative – Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua). La Pressione osmotica Membrana semipermeabile (permeabile solo alle molecole d’acqua)

102. Pressione osmotica Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare “riproduci”

103. 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 Temperatura assoluta Costante dei gas Concentrazione molare Π = CRT

104. 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

105. 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.

106. 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

107. 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

108. 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.

110. v1 = v2 all’equilibrio L’EQUILIBRIO SI STABILISCE QUANDO LE VELOCITA’ DELLA REAZIONE DIRETTA E DI QUELLA INVERSA SONO UGUALI

111. 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

112. 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

113. 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

114. 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

115. Andamento di una reazione A + B ⇋ C + D con K > 1

116. 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

117. 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)

118. 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

119. 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

121. effetto analogo si ha allontanando un prodotto (C o D): l’equilibrio si sposta a destra () per ripristinare il prodotto allontanato;

124. Se la P aumenta, l’equilibrio si sposta in modo da produrre una diminuzione di pressione, quindi verso sinistra.

128. Es. Effetto della variazione di T su una reazione esotermica T = 0°C T = 50°C

129. 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).