Concetti Chiave
- Le molecole nei liquidi si muovono attraverso moti vibratori e traslatori, consentendo loro di essere sostanze pure o miscugli.
- L'evaporazione avviene a tutte le temperature ed è influenzata da fattori come calore, vento e superficie di contatto, mentre l'ebollizione richiede condizioni specifiche di temperatura e pressione.
- Il diagramma di fase rappresenta i campi di esistenza delle fasi di una sostanza, mostrando come la temperatura e la pressione influenzano i passaggi di fase.
- La temperatura critica è il limite oltre il quale una fase liquida non può esistere, portando alla formazione di una "fase critica" con caratteristiche uniche.
- L'acqua presenta anomalie nei passaggi di fase a causa dei legami a idrogeno, con il suo punto di fusione che diminuisce con l'aumento della pressione fino a un certo limite.
Stato liquido
Le molecole nei liquidi hanno moti vibratori e traslatori. I liquidi posso
essere sostanze o miscugli.
Passaggi di fase
L'evaporazione avviene a tutte le temperature (la volatilità dipendedai legami inermolecolari) ed è un fenomeno di superficie
le particelle superficiali sono legate più debolmente al resto della massa
liquida. La evaporazione è favorita da calore, vento, aumento della superficie
di contatto.
Quando una molecola passa allo stato di vapore il sistema può essere chiuso (la
particella non riesce a sfuggire e può ritornare allo stato liquido) o aperto
(le molecole di vapore si disperdono e il liquido evapora completamente).
Il fenomeno dell'ebollizione è più complesso e tumultuoso: con la
somministrazione di calore, aumenta il movimento molecolare, aumenta il numero
di molecole che passano allo stato di vapore. Sulla superficie libera del
liquido le molecole di vapore premono e formano la pressione di vapore. Se il
sistema è chiuso ed è raggiunto l'equilibrio la pressione prende il nome di pressione/tensione
di vapore saturo.
Quando riscaldiamo, nella massa interna alcune molecole tentano di diventare
vapore ma non riescono. Quando la temperatura permette a tutte le molecole di
evaporare inizia l'ebollizione. La pressione di vapore è uguale alla pressione
applicata dall'esterno. Questo spiega perché il cambiare della pressione fa
variare il punto di ebollizione.
Diagrammi di fase
Il diagramma di fase di una specie chimica permette:
- di conoscere i campi di esistenza di ciascuna fase (stato di
aggregazione) della specie chimica considerata in funzione della temperatura
e della pressione; - di definire le condizioni necessarie alla coesistenza in equilibrio di
più fasi (stati di aggregazione) di essa.
Immaginiamo di riempire d'acqua un recipiente trasparente nel quale
precedentemente sia stato fatto il vuoto, munito di termometro per la misura
della temperatura e di manometro per la misura della pressione. Supponiamo di
raffreddare a -60 °C: in queste condizioni l'acqua è presente come solido e
vapore. Immaginiamo di scaldare progressivamente. Il sistema, prima costituito
da solido e vapore, si trasforma in liquido e vapore e poi in gas al di sopra
della temperatura critica. Otteniamo la curva AOB.
Eseguiamo ora una diversa serie
di esperimenti che consistono nel misurare la temperatura di fusione del
ghiaccio sotto pressioni crescenti applicate sul sistema acqua-ghiaccio mediante
un pistone. Otteniamo la curva OCD. Le curve AOB e OCD rappresentano
rispettivamente la variazione della pressione di vapore del ghiaccio
all'aumentare della temperatura (AO), la variazione della pressione di vapore
dell'acqua all'aumentare della temperatura (OB), la variazione della
temperatura di fusione del ghiaccio al variare della pressione esercitata
dall'esterno sul sistema. Il punto O è detto punto triplo. In corrispondenza di
O coesistono 3 fasi: solido, liquido, vapore. Lungo i rami del diagramma AO, OB,
OCD coesistono due fasi: lungo AO la fase solida e vapore, lungo OB la fase
liquida e vapore, lungo OCD la fase solida e liquida. I tre rami della curva
rappresentano perciò i passaggi di fase. Nelle aree del diagramma (campi)
esistono invece singole fasi, solida, liquida o di vapore. Al di sopra della
temperatura critica, 374,1 °C per l'acqua, la fase liquida non può più
esistere, indipendentemente dalla pressione. È presente una
sola fase detta "fase critica". La fase liquida per t > tc
non può esistere a causa dell'elevata energia cinetica delle molecole che
impedisce la formazione dei legami anche a pressioni molto elevate. Al di sopra
della temperatura critica non si può parlare più di vapore acqueo ma di gas
acqueo. In generale si definisce vapore un aeriforme che può essere liquefatto
per compressione e/o per raffreddamento, gas un aeriforme al di sopra della
temperatura critica, che quindi non può essere liquefatto per sola
compressione, ma deve essere prima raffreddato al di sotto della temperatura
critica. Il ghiaccio in condizioni ordinarie di pressione per un aumento di
temperatura fonde e non sublima perché la pressione corrispondente al punto
triplo dell'acqua (0,006 atm ossia 4,58 mm di Hg) è inferiore
alla pressione ambiente. In generale i solidi che hanno un punto triplo a
pressione inferiore alla pressione ambiente per riscaldamento fondono e non
sublimano. L'anidride carbonica ha il punto triplo a 5,1 atm quindi il ghiaccio
secco (CO2 solida) per riscaldamento sublima, non fonde.
Possiamo perciò ottenere CO2 liquida solo a pressioni
elevate. Il ghiaccio secco ha quindi il vantaggio rispetto al ghiaccio di non
produrre liquido. Un'altra osservazione che possiamo fare mettendo a confronto
il diagramma di fase dell'acqua e dell'anidride carbonica è la seguente: in
acqua la curva OC ha pendenza negativa, in CO2 positiva. Ciò
significa che nel caso dell'acqua all'aumentare della pressione applicata
dall'esterno il punto di fusione diminuisce. Questo fino a 2100 atm. Al di sopra
di questo valore infatti la curva assume pendenza positiva. Nel caso di CO2
un aumento della pressione applicata nel ghiaccio secco, aumenta sempre il punto
di fusione. L'H2O ha un comportamento anomalo, infatti
praticamente tutti i solidi hanno un comportamento analogo a quello di CO2.
In generale possiamo dire che un aumento della pressione innalza il punto di
fusione di un solido cioè amplia il campo di stabilità del solido. Nel caso
dell'H2O un aumento della pressione applicata abbassa il punto
di fusione, cioè amplia il campo del liquido. Questo fino a una pressione di
2100 atm, valore oltre il quale l'H2O assume un
comportamento "normale". Ancora una volta l'anomalia dell'acqua è
conseguenza dei legami a idrogeno, infatti al disotto delle 2100 atm il ghiaccio
ha densità inferiore rispetto all'H2O liquido al disopra
superiore.
| Sostanza | tc (°C) | Pc (atm) |
| H2O | 374 | 218 |
| CO2 | 31 | 73 |
| NH3 | 132 | 112 |
| He | -268 | 2,3 |
| H2 | -240 | 148 |
| O2 | -119 | 49,7 |
Domande da interrogazione
- Quali sono i principali fenomeni di passaggio di fase nei liquidi?
- Cosa rappresenta un diagramma di fase e quali informazioni fornisce?
- Cosa accade al punto triplo dell'acqua e perché è significativo?
- Come varia il punto di fusione del ghiaccio con l'aumento della pressione?
- Qual è la differenza tra vapore e gas in termini di temperatura critica?
I principali fenomeni di passaggio di fase nei liquidi sono l'evaporazione e l'ebollizione. L'evaporazione avviene a tutte le temperature ed è un fenomeno di superficie, mentre l'ebollizione è più complessa e avviene quando la pressione di vapore è uguale alla pressione esterna.
Un diagramma di fase rappresenta i campi di esistenza di ciascuna fase di una specie chimica in funzione della temperatura e della pressione. Fornisce informazioni sulle condizioni necessarie per la coesistenza in equilibrio di più fasi.
Al punto triplo dell'acqua coesistono tre fasi: solido, liquido e vapore. È significativo perché rappresenta le condizioni uniche di temperatura e pressione in cui tutte e tre le fasi possono esistere in equilibrio.
Nel caso dell'acqua, l'aumento della pressione abbassa il punto di fusione fino a 2100 atm, oltre il quale il comportamento diventa "normale" e il punto di fusione aumenta. Questo comportamento anomalo è dovuto ai legami a idrogeno.
Il vapore è un aeriforme che può essere liquefatto per compressione e/o raffreddamento, mentre un gas è un aeriforme al di sopra della temperatura critica e non può essere liquefatto solo per compressione, ma deve essere raffreddato al di sotto della temperatura critica.
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