Chimica generale ed inorganica - parte 2

Soluzioni e le loro proprietà

• Soluzione: miscela omogenea di due o più sostanze in una unica fase (monofasica). Quando le dimensioni delle molecole sono elevate, parliamo di colloidi e la soluzione che si forma è eterogenea.
• Solvente: componente in maggior percentuale. Determina lo stato della materia in cui esiste la soluzione.
• Soluto: componente che si ritiene disciolto nel solvente.

Bilancio energetico

Bilancio energetico: se in un solvente puro aggiungiamo un soluto, usiamo energia per spezzare i legami tra le molecole di soluto e guadagniamo energia dalla formazione dei nuovi legami. La Δ può essere negativa o positiva in base a se è maggiore l’energia che spendiamo o se è maggiore l’energia che otteniamo.

• Δ>0 processo esotermico (guadagno).
• Δ<0 processo endotermico (consumo).

§ Sali ionici: (pagina 9), il sale si scioglie perché le attrazioni ione-dipolo che si instaurano sono più forti delle attrazioni ioniche del sale.

Solubilità

Solubilità: indica la quantità di soluto che possiamo disciogliere in una determinata quantità di solvente ad una determinata temperatura.

La solubilità di un gas in un liquido dipende:

• Dalla polarità di questo gas (solitamente essi sono apolari o poco polari, si instaurano spesso legami dipolo o dipolo indotto);
• Dipende dalla pressione che il gas esercita con l’interfaccia del liquido;
• La solubilità diminuisce all’aumentare della temperatura (situazione contraria nei solidi e nei liquidi, dove aumenta).

S=k*P <— equazione di Henry che descrive la solubilità dei gas, k=costante.

Tipi di soluzioni

Soluzioni:

• Gas-gas: sempre solubili.
• Gas-solido: interstizi nel cristallo.
• Solido-solido: fusioni, leghe metalliche.

<— Esotermico

Endotermico —>

Interazioni intermolecolari più o meno forti, considerando energie associate si può avere previsione del processo endo o esotermico.

Soluzioni ideali

Soluzioni ideali: presentano una bassa variazione energetica, con una energia che è simile tra tutti i componenti e dove non vi è dispendio energetico (ΔH=0).

§ Molecole con strutture simili hanno medesime interazioni intermolecolari (toluene e benzene). 19

Soluzioni non ideali

Soluzioni non ideali:

• Forze di adesione di maggiore intensità rispetto alle forze di coesione (ΔH<0). Forze di interazioni tra molecole differenti che superano quelle tra elementi simili (processo esotermico).
• Forza di adesione di minore intensità rispetto alle forze di coesione (ΔH>0). Forze dipolo-dipolo maggiori rispetto a dipolo-dipolo indotto (processo endotermico).

§ I simili sciolgono i propri simili.

§ Maggiori sono i legami con idrogeni e con ossigeni e maggiormente una molecola è solubile in acqua. Atomi come ad esempio C rendono invece una molecola insolubile in acqua —> caratteristiche apolari.

<— b>c>a

Solubilità e soluzione satura

Solubilità: indica la quantità di soluto che possiamo disciogliere in una determinata quantità di solvente ad una determinata temperatura.

Soluzione satura: il soluto è disciolto oltre la concentrazione limite, il soluto in eccesso rimane come fase solida senza sciogliersi (in equilibrio dinamico, parte di soluto si dissolve e altro si deposita, vi è un continuo scambio).

Concentrazione

La concentrazione può essere espressa in differenti unità di misura:

• % m/m: grammi di soluto in 100 g di soluzione.
• % m/V: grammi di soluto in 100 mL di soluzione.
• Molarità M: numero di moli in 1 L di soluzione.
• Molalità m: numero di moli in 1 Kg di solvente.
• Frazione molare: moli di una specie/moli totali.

Prelevamento e diluizione

Operazioni: prelevamento e diluizione.

Prelevamento (togliere volume):

• La concentrazione non varia.
• Moli prelevate: Molarità*Volume prelevato.

Diluizione (aggiungere volume):

• Il numero di moli del soluto non varia.
• La concentrazione diminuisce: m1V1=m2V2.

Soluzioni colloidali: miscele tra una sostanza dispersa in un mezzo disperdente se dimensioni particelle superiori a 5-10 m il colloide diventa una miscela eterogenea poiché instabile) μ.

§ Nebbia (liq in gas); fumo (sol in gas); latte (liq in liq); panna montata (gas in liq). 20

Proprietà colligative

La presenza di un soluto può cambiare le proprietà del solvente (dipende solo dal numero di particelle del soluto e non dalla sua specie).

I soluti possono essere suddivisi in:

• Non elettroliti: il soluto rimane il medesimo anche se disciolto in acqua (§ saccarosio).
• Elettroliti: gli elettroliti si dissociano in ioni (§ NaCl).
• Elettroliti forti: si dissociano completamente.
• Elettroliti deboli: in parte sono dissociati ed in parte no.

Legge di Raoult, abbassamento della tensione di vapore

Legge di Raoult, abbassamento della tensione di vapore: la presenza di un soluto abbassa la pressione di vapore del solvente; determina una situazione di disordine che fa diminuire la tendenza ad evaporare.

Es. quaderno differenza tra soluzione e soluzione + soluto —>

Deviazioni negative:

Deviazioni positive: se le deviazioni all’interno del solvente sono più deboli delle interazioni che si instaurano nella miscela: c’è sia l’aumento del disordine che delle interazioni intermolecolari e quindi si abbassa la tensione di vapore perché entrambi concorrono ad aumentare.

Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico

Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico.

L’abbassamento della pressione di vapore di una soluzione determina dei cambiamenti nelle temperature di transizione di fase tra soluzione e solvente.

L’interfaccia tra liquido a solido lo otteniamo ad un valore di temperatura più bassa di quella del solvente puro (§ sale di inverno), congela a T più bassa.

La soluzione invece avrà una temperatura di ebollizione maggiore rispetto al solvente puro.

T ebollizione T congelamento

T T T K m

Solvente soluzione

T T T K m

Soluzione solvente - = D = ´

- = D = ´ cr cr cr cr

Eb eb eb eb

Pressione osmotica

Pressione osmotica (π)

πV=nRT —> π=n/V*RT=MRT

Quando due soluzioni acquose sono separate da una parete semipermeabile, si nota un flusso spontaneo di acqua dalla soluzione più diluita a quella più concentrata. 21

Coefficiente di Van’t Ho

Coefficiente di Van’t Ho (i): Il coefficiente di van’t Ho i indica il numero di particelle di soluto per unità formula di soluto <— coefficiente di dissociazione.

Equilibrio chimico

Equilibrio chimico

In natura vi è sempre un equilibrio dinamico tra reagenti e prodotti.

Solubilità: concentrazione massimo di soluto che si scioglie in un solvente; se aggiungiamo troppo soluto si ha un equilibrio chimico tra soluto che si discioglie e soluto che torna allo stato solido, scambio continuo e dinamico.

Costante termodinamica (Keq): valore che dipende dalla temperatura di ogni sostanza che dà la concentrazione dei prodotti + + e dei reagenti nel punto di equilibrio; se non siamo all’equilibrio lo definiamo quoziente di reazione (Q).

aA bB cC dD!

[C] [D]c d

Si trova attraverso il rapporto tra la concentrazione dei prodotti e dei reagenti.

K =

Eq [A] [B]a b

Qualsiasi siano le condizioni iniziali dei reagenti, troveremo alla fine sempre lo stesso valore di equilibrio.

Equilibrio: momento in cui la velocità diretta di reazione ed indiretta di reazione si equivalgono.

L’evoluzione spontanea di questo equilibrio è indicata da questa costante, se K>1 l’equilibrio si sposta verso i prodotti (equilibrio spostato verso di essi, equazione diretta); se K<1 l’equilibrio si sposta verso i reagenti (equilibrio spostato verso di essi, equazione indiretta). 22

Proprietà della Keq

Proprietà della Keq:

• Il valore di K di una reazione inversa (Kinv) è pari a 1/Keq.
• Nel caso in cui consideriamo più stadi in una reazione la Ktot è data dal prodotto delle Keq dei singoli stadi.

Keq nei gas: Kp

Keq nei gas: Kp.

La concentrazione delle specie chimiche coinvolte può essere più facilmente determinabile attraverso misure di pressione.

La concentrazione all’interno di una reazione possiamo determinare la concentrazione attraverso la formula:

n P! #

Conc. Molare= =" $

V RT

nD

K K (RT)=

La relazione tra Kp (pressione) e Kc (concentrazione): gas p c

Direzione preferenziale di reazione: Qc —> Keq quando la reazione non è ancora all’equilibrio.

Principio di Le Châtelier

Principio di Le Châtelier: quando un sistema chimico all’equilibrio viene perturbato, esso reagisce in modo da minimizzare la perturbazione e ristabilire un nuovo equilibrio.