Chimica Generale Inorganica - Appunti parte due

Vapore, ebollizione e temperatura critica

Nel caso del vapore, se varia il V, la p non cambia; in questo caso la p è regolata dall'equilibrio fra fase gassosa e liquida, ovviamente tutto a T costante. Aumentare la temperatura vuol dire aumentare l'energia del sistema.

Ebollizione: quando tensione di vapore = pressione atmosferica.

Si formano bolle perché nella massa del liquido si formano molecole con energia molto alta che consentirebbe a queste molecole di passare allo stato di vapore; se esse fossero alla superficie del liquido passerebbero allo stato di vapore, ma queste sono nella massa del liquido, esse passano allo stato gassoso come se fossero in un recipiente chiuso.

L'ebollizione può avvenire solo a recipiente aperto.

La pressione all'interno delle bolle corrisponde alla tensione di vapore (TV) e, per avere la formazione di bolle, la TV deve essere uguale alla pressione atmosferica o alla pressione esterna (P).

L'ebollizione di un liquido avviene alla temperatura a cui la TV è uguale alla pressione atmosferica.

Il punto di ebollizione di una sostanza, che è parametro caratteristico come formula chimica ecc., è la temperatura a cui la TV di quella sostanza ha il valore di 1 atm.

La pressione atmosferica aumenta con l'altitudine, quindi in montagna l'acqua bolle prima della temperatura di 100ºC.

Punto di ebollizione

Il punto di ebollizione varia con il peso molecolare del liquido stesso, esso aumenta con l'aumentare del peso molecolare e quindi devo fornire maggiore energia per far passare allo stato di vapore il liquido; inoltre è influenzato dal tipo di interazione tra le molecole.

Gli elementi che fanno composti con l'idrogeno hanno il punto di ebollizione alto e questo è dato dai tipi di legami che in questo caso sono a ponte di idrogeno.

Fino alla temperatura e alla fase critica esistono sia liquido che gas.

Al di sopra della temperatura critica non esiste una fase liquida ma esiste solo quella gassosa e quindi non si può più condensare la fase vapore al liquido aumentando la pressione. Quindi cambia completamente il comportamento della sostanza al di sopra della temperatura critica.

Soluzioni e concentrazione

Una soluzione è un sistema omogeneo, quindi una sola fase, più componenti. Fra questi componenti il più presente in quantità è quello chiamato solvente, gli altri sono i soluti.

Non importa lo stato di aggregazione, per parlare di soluzione basta avere un sistema omogeneo. Si possono avere soluzioni gassose, liquide o solide.

Il parametro caratteristico di una soluzione è la concentrazione, che indica il rapporto tra la quantità di soluto o soluti e la quantità di solvente.

Possiamo esprimerla in diversi modi:

• Frazione molare (X)
• Concentrazione molare (M)
• Concentrazione molale (m)
• % In peso

Frazione molare: rapporto tra numero di moli di soluto e numero di moli di tutti i componenti della soluzione. Questo rapporto è al massimo 1.

Es:

Concentrazione molare: m = n/V = numero di moli di soluto per litro o dm³ di soluzione (mol*L; mol*dm³).

1 litro di una soluzione 1 M di iodio contiene una mole di I₂ pari a 254 grammi.

Una soluzione 0,1 M di NaCl contiene 5,844 g di sale, cioè Numero Atomico/10 ioni Na+ e Numero Atomico/10 ioni Cl-, per litro di soluzione.

Concentrazione molale: moli di soluto per unità di massa del solvente.

m = n/Q = numero moli di soluto per Kg di solvente.

Percentuale in peso: grammi di soluto per 100 grammi di soluzione.

Solubilità

Solubilità: capacità di una sostanza a sciogliersi in un solvente.

Dipende da:

• Natura di soluto e solvente: devono interagire fra loro. Essi interagiscono fra loro quando le particelle del soluto e quelle del solvente possono stabilire fra loro interazioni di natura simile. Per esempio, una sostanza a bassa polarità si scioglie bene in un solvente poco polare; sostanze polari si sciolgono molto bene in solvente polare. La solubilità è molto bassa se solvente e soluto hanno interazioni molto diverse. Quasi tutte le sostanze organiche presentano interazioni deboli, con bassa polarità, e sono pressoché insolubili in acqua, solvente polare con forti interazioni, legami ad H. "Il simile scioglie il simile."
• Temperatura
• Pressione, per soluzioni gassose

• Molto importante nella solubilità è il ruolo che ha il legame a ponte di idrogeno, la solubilità di molti composti organici in acqua dipende dalla possibilità di formare legami a ponte di idrogeno.
• Se la catena diventa più lunga, es. butanolo con catena di quattro atomi di carbonio, la catena non è più miscibile in acqua. Subentra l'ingombro sterico, le dimensioni della parte organica dell'etanolo non permettono un'interazione adeguata fra parte organica del butanolo e acqua. Il butanolo non è polare perché la parte apolare, organica, è maggiore di quella polare, OH, e non può formare legami ad idrogeno.

Dissoluzione di sali

Dissoluzione di sali: la solubilità di un sale dipende dal bilancio (Qdiss) tra l'energia di reticolo (U, che si oppone alla dissoluzione) e l'energia che si libera quando gli ioni interagiscono col solvente (Eidr).

Qdiss = U - Eidr

• Se U > Eidr, Qdiss > 0 e il soluto si scioglie poco o niente: processo endotermico.
• Se U < Eidr, Qdiss < 0 e il soluto si scioglie: processo esotermico.

La condizione satura di una soluzione è quando il soluto non si scioglie più; la parte che precipita nel recipiente è detta corpo di fondo.

Per KNO₃ U è maggiore di Eidr e la dissoluzione è favorita con l'aumento di energia, endotermica; con NaCl la dissoluzione è debolmente endotermica e non è sostanzialmente influenzata dalla temperatura.

Soluzioni di gas in liquidi

Soluzioni di gas in liquidi: la dissoluzione di un gas in un liquido è di norma un processo esotermico, cioè i gas si sciolgono meglio alle basse temperature. La dissoluzione di gas è favorita a basse temperature.

A temperatura costante la quantità di un gas sciolta in un liquido è direttamente correlata alla pressione parziale del gas nella fase gassosa che sovrasta il liquido (legge di Henry).

La costante di Henry è un parametro specifico che dipende dal gas, dal solvente e dalla temperatura.

La solubilità di un liquido aumenta con l'aumentare della pressione parziale o, in generale, della pressione, questo perché si deve mantenere una situazione di equilibrio fra quantità di gas nella fase gassosa e quantità di gas nella fase disciolta.

Proprietà delle soluzioni

Proprietà delle soluzioni: sono nettamente diverse dalle proprietà del solvente puro. Nel solvente puro le interazioni sono fra molecole tutte uguali; quando guardo la soluzione cambia, le molecole del solvente interagiscono non solo con altre molecole di solvente ma anche con altre di soluto.

Alcune proprietà delle soluzioni non dipendono dalla natura delle particelle presenti ma bensì dal loro numero e sono dette proprietà colligative.

Considerando soluti non volatili rispetto al solvente, cioè sostanze la cui tensione di vapore rispetto alla tensione di vapore del solvente è trascurabile, tra queste proprietà abbiamo l'abbassamento della tensione di vapore e la pressione osmotica.

Quando abbiamo un soluto in una soluzione la tensione di vapore della soluzione è minore rispetto a quella del solvente puro, cresce la temperatura di ebollizione e si abbassa il punto di congelamento.

L'abbassamento della tensione di vapore dipende dal solvente, quindi dalla frazione molare del solvente.

Abbassamento della tensione di vapore e dipende dalla frazione molare del soluto.

È importante sapere la conseguenza dell'abbassamento della tensione di vapore e in base a questo cambia la situazione: il punto di ebollizione aumenta rispetto al solvente puro, questo perché la tensione di vapore raggiunge il valore di 1 atm a temperatura più alta. In maniera analoga accade per l'abbassamento del punto di congelamento.

Un'altra variazione c'è quando faccio bollire il solvente puro: bolle a temperatura costante; una soluzione inizia a bollire a temperatura superiore al punto di ebollizione del solvente; durante l'ebollizione il solvente evapora e la concentrazione aumenta. L'aumento di concentrazione riduce la tensione di vapore e fa ulteriormente aumentare la temperatura di ebollizione.

Innalzamento ebullioscopico: l'aumento del punto di ebollizione di una soluzione dipende dalla concentrazione molale del soluto.

Questa costante ci dà informazioni sulle interazioni che ristabiliscono fra soluto e solvente; una costante grande significa che i soluti influenzano molto le interazioni fra le singole molecole di solvente, se piccola influenzano poco.

Abbassamento crioscopico (punto congelamento): è anche questo una proprietà colligativa e dipende dal numero di particelle e dalla concentrazione molale del soluto. La dipendenza è analoga a quella del punto di ebollizione.

Evaporazione e condensazione

Evaporazione e condensazione: la presenza di un soluto riduce la tensione di vapore di un solvente; cosa succede quando si hanno due recipienti dove uno contiene una soluzione e l'altro il solvente puro e li mettiamo in un ambiente chiuso? Dopo un po' di tempo, dove c'era il solvente è svanito, dove c'era la soluzione è aumentato il livello. Questo perché un solvente tende a passare da una regione dove la sua tensione di vapore, cioè la frazione molare, è alta a una dove è bassa.

Osmosi

Osmosi: la membrana semipermeabile si comporta da filtro per il passaggio di soluti, essa fa passare solo il solvente. Anche in questo caso il solvente tende a passare dalla regione dove la sua frazione molare è alta verso dove la frazione molare è più bassa, in questo caso dal recipiente più esterno a quello più interno attraversando la membrana semipermeabile.

Questo fenomeno è detto osmosi, tutto questo va avanti fino a che fra i due compartimenti messi in comunicazione dalla membrana semipermeabile c'è un equilibrio dove il primo è la pressione idrostatica fra i due compartimenti e il secondo è la pressione osmotica della soluzione.

Pressione osmotica: la pressione osmotica è un parametro caratteristico di una soluzione e se consideriamo soluzioni diluite, cioè con concentrazione dei soluti attorno a 1 M, possiamo esprimere la pressione osmotica come:

Se misuro la pressione osmotica trovo che è esattamente il doppio o triplo, es. NaCl doppio, K₂SO₄ triplo, questo perché la pressione osmotica dipende dal numero di moli: l'osmosi, come tutte le proprietà colligative, dipende dal numero di particelle presenti nella soluzione.

Nel caso dei soluti ionici la concentrazione è correlata al numero di particelle ma non ne indica direttamente il numero.

Si introduce un coefficiente correttivo che è il numero di particelle formate nella dissoluzione del composto.

Coefficiente di van't Hoff.

Il coefficiente di van't Hoff si applica a tutte le proprietà colligative, quando si considerano soluti che si sciolgono dissociandosi.

Parlando di pressione osmotica si definiscono isotoniche due soluzioni che hanno la stessa pressione osmotica, non hanno la stessa concentrazione di soluti ma esercitano la stessa pressione osmotica, possono avere la stessa concentrazione molare ma soltanto se si tratta di soluti con lo stesso coefficiente di van't Hoff.

Soluzioni, colloidi e sospensioni

• Nelle soluzioni si hanno ioni o particelle sempre abbastanza piccole e che non si separano facilmente dal solvente.
• Nelle sospensioni, anche se le particelle sono molto grandi, si possono separare dal solvente attraverso la filtrazione.
• Nei colloidi si hanno dimensioni abbastanza grandi ma interazioni ancora abbastanza forti con il solvente, quindi le particelle non sedimentano; essi vengono divisi attraverso sistemi di membrane con pori estremamente piccoli e sono dette membrane dializzatrici. Per le loro dimensioni, le particelle dei colloidi possono disperdere e rifrangere la luce, per cui le loro soluzioni appaiono torbide (Effetto Tyndall).

Tipi di colloidi

Nel caso dei colloidi possiamo considerare lo stato di aggregazione di particelle e il tipo di fluido dove esse sono disperse:

1. Aerosol: quando minuscole goccioline di liquido o minuscole particelle solide sono disperse in un gas, es. atmosfera.
2. Schiuma: quando un gas è disperso in un liquido o in un solido, primo caso es. schiuma detergenti, il secondo caso spugnetta di plastica degli imballaggi.
3. Emulsioni: dispersione di un liquido in un altro liquido non miscibile.
4. Sol: solidi dispersi in liquidi.
5. Gel: liquidi dispersi in solidi.

In ambito biologico ci interessano maggiormente i sol e i gel, li riscontriamo spesso nelle proteine disperse in acqua; molte proteine sono molto più grandi, complesse e organizzate dell'acqua.

Sol e gel differiscono per il grado di organizzazione del sistema; le proteine possono dare luogo a sol o gel. In sol abbiamo particelle di solido molto piccole ma molto più grandi dell'acqua che si muovono liberamente in acqua e tutto sommato assomiglia ad una soluzione; nel gel prevale la componente solida, quindi si instaura un'organizzazione e una microstruttura che di fatto limita e vincola i movimenti delle particelle nel fluido. In un gel prevale la componente particelle su quella fluido.

Il passaggio da sol a gel è un passaggio reversibile, per esempio si può passare da gel a sol aumentando la temperatura, diminuendo le interazioni del composto, oppure se idrato, aggiungo molecole d'acqua, un gel ottengo un sol.

Tipi di sol e gel

Le particelle del colloide possono dare con l'acqua interazioni deboli oppure forti.

• Idrofobi: le particelle hanno un'interazione con l'acqua relativamente debole. Es.: particelle formate da sali poco solubili, che è un composto che si scioglie in acqua solo in quantità molto piccole, sono sali la cui solubilità è inferiore a circa 10^-2 molare. Si ha energia di reticolo molto alta che può derivare da numerosi fattori, in linea di massima è una questione di dimensioni relative di catione e anione e anche un certo tipo di combinazione fra le cariche di catione e anione. Quando abbiamo in un mezzo gli ioni necessari, es. Ag+Cl-, le particelle del sale si formano molto rapidamente e non formano cristalli in grado di sedimentare perché non abbastanza grandi, in quanto portano cariche elettriche uguali. Intorno alla particella incominciano ad aggregarsi ioni, magari si forma uno strato di ioni positivi che attraggono particelle di segno opposto; di conseguenza tante particelle di AgCl si respingono perché esternamente hanno la stessa carica. Queste particelle tendono a respingersi, non si riesce a formare un cristallo e non sono abbastanza grandi per precipitare. Se si vuole ottenere la precipitazione del colloide idrofobo si devono aggiungere altri sali solubili che aumentano il numero di ioni presenti in soluzione; cationi del sale aggiunto interagiscono con gli anioni neutralizzandoli e, a questo punto, una volta che le particelle non sono più cariche possono dare luogo alla precipitazione.
• Idrofili: sono quelli che interagiscono con l'acqua, abbiamo molecole in grado di formare con l'acqua legami a ponte di H; queste molecole sono ricche di gruppi amminici -NH₂, carbossilici -COOH o carbossilato -OH. A seconda del grado di idratazione si ha sol o gel.
• Micellari: si hanno tipi di molecole particolari che uniscono nella stessa struttura frammenti idrofili e frammenti idrofobi; es. acidi grassi o fosfolipidi.

Per dare legami ad idrogeno bisogna avere molta differenza di elettronegatività e quella fra C e H non è sufficiente, è così debolmente polare da avere un legame covalente quasi perfetto, coppie elettroniche di legame si trovano alla stessa distanza fra i due atomi.

Fosfolipidi e acidi grassi, le loro code possono interagire fra loro ma anche con substrati con bassa polarità, favorendo la dispersione di sostanze con polarità molto diversa formando le cosiddette emulsioni, dove si ha la dispersione molto fine di particelle polari in mezzo poco molare o viceversa; es. acqua e olio.

Reazioni chimiche

Reazioni chimiche: sono una trasformazione dei gusci elettronici esterni.

A + B ---> C + D

Es:

Possiamo anche considerare le reazioni per il modo in cui avvengono andando a guardare se le reazioni si svolgono tutte nella stessa fase e sono dette reazioni omogenee oppure se si svolgono con reagenti appartenenti a fasi diverse oppure i prodotti sono in uno stato di aggregazione diverso e sono dette eterogenee.

Come avvengono: i meccanismi.