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La presenza di un soluto abbassa la pressione di un solvente
Spiegazione cinetica. La presenza di molecole di un soluto non volatile blocca la fuoriuscita delle molecole di un solvente volatile dalla superficie della soluzione, per cui la loro velocità di fuga è ridotta. Si raggiunge l'equilibrio quando la velocità a cui le molecole tornano in fase liquida corrisponde a quella, ora minore, alla quale ne sfuggono; ciò determina una pressione di vapore minore di quella del solvente puro.
Spiegazione termodinamica. All'equilibrio, e in assenza di un qualsiasi soluto, l'energia libera molare del vapore è uguale a quella del solvente puro allo stato liquido. Un soluto aumenta il disordine e quindi l'entropia della fase liquida. Dato che l'entropia della fase liquida viene aumentata dalla presenza di un soluto, mentre l'entalpia rimane invariata, complessivamente si ha una diminuzione dell'energia libera.
molare del solvente. Poiché l'energia libera del solvente è stata ridotta, affinché le due fasi rimangano in equilibrio è necessario che anche l'energia libera del vapore diminuisca. Dato che l'energia libera di un gas dipende dalla sua pressione, ne deriva che anche la pressione di vapore dovrà diminuire. Un ipotetico miscuglio liquido in cui entrambi i componenti volatili obbediscano alla legge di Raoult a tutte le concentrazioni è definito una soluzione ideale. In una soluzione ideale, le interazioni tra le molecole del soluto e le molecole del solvente sono uguali alle interazioni tra le molecole del solvente nel solvente puro e a quelle tra le molecole del soluto nel soluto puro. Si può riassumere questa affermazione dicendo che, in una soluzione ideale, le interazioni A-A e B-B sono identiche alle interazioni A-B. Di conseguenza, le molecole del soluto si mescolano liberamente con quelle del solvente. I soluti che dannoluogo a soluzioni quasi ideali sono spesso simili, per composizione e per struttura molecolare, al solvente. Come la legge dei gas ideali, anche la legge di Raoult è un esempio di "legge limite", che nella fattispecie acquista crescente validità via via che la concentrazione di un componente tende ad azzerarsi. Una soluzione che non obbedisce alla legge di Raoult su tutta la gamma delle concentrazioni è detta soluzione reale. I maggiori scostamenti dal comportamento ideale che si osservano nelle soluzioni di elettroliti sono causati dalle interazioni tra ioni, che si percepiscono a lunga distanza e quindi hanno un effetto marcato. La solubilità. Le molecole dell'acqua, polari, idratano gli ioni (li attorniano, costituendo loro intorno un "guscio di solvente" strettamente legato) e li sottraggono alle forze prevalentemente attrattive del reticolo cristallino (l'agitazione e lo scuotimento accelerano il processo, perchéavvicinano più molecole di acqua alla superficie del solido e allontanano gli ioni idratati. La solubilità molare di una sostanza è la sua concentrazione molare in soluzione satura. La soluzione satura è quella in cui il soluto disciolto e quello indisciolto sono in equilibrio dinamico l'uno con l'altro e non si può più sciogliere altro soluto. È buon criterio la regola del simile scioglie simile. Ciò vale a dire che per i composti ionici e polari il miglior solvente sarà generalmente un liquido polare come l'acqua. Viceversa, i liquidi apolari sono spesso migliori solventi per i composti apolari. Infatti, affinché una sostanza si sciolga in un solvente liquido, le attrazioni soluto-soluto devono essere sostituite da quelle soluto-solvente. Ci possiamo attendere che si verifichi la dissoluzione se le nuove interazioni sono simili alle interazioni originarie. Per esempio, quando le principali forzeacqua, mentre il gruppo di testa si lega alle molecole d'acqua formando una sorta di "guscio" intorno alle particelle di unto. Questo permette al sapone di rimuovere l'unto dalla superficie e di emulsionarlo nell'acqua, facilitandone il risciacquo. Inoltre, i saponi e i detergenti sono in grado di sciogliere lo sporco perché sono composti da molecole anfipatiche, ovvero molecole che hanno una parte idrofila (che si lega all'acqua) e una parte idrofoba (che si lega alle sostanze grasse e oleose). Questa caratteristica permette ai saponi di agire come emulsionanti, cioè di disperdere le sostanze grasse nell'acqua, facilitandone la rimozione. In conclusione, sia la solubilità di un soluto in un solvente che l'azione pulente dei saponi e detergenti si basano sulla capacità delle molecole di formare legami a idrogeno e di interagire con l'acqua.grumo di unto fino al gruppo di testa, che rimane invece alla superficie del grumo. L'involucro dimolecole di sapone, che prende il nome di micella, è solubile nell'acqua e in tal modo asporta l'unto.
I moderni detergenti in commercio sono miscele che includono addolcitori dell'acqua, come il carbonato di sodio, ed enzimi. Il loro componente più importante è un tensioattivo, o surfattante. Le molecole dei tensioattivi sono composti organici di struttura e di azione simili a quelle del sapone, ma normalmente contengono nei loro gruppi polari degli atomi di zolfo. I detergenti sono superiori ai comuni saponi perché non formano precipitati con gli ioni presenti nell'acqua dura.
Solubilità di un gas. Dato che la velocità con cui le molecole del gas colpiscono il liquido aumenta con la pressione del gas, è prevedibile che anche la solubilità del gas cresca al crescere della pressione. Nel caso in cui il gas
Sovrastante il liquido sia un miscuglio (come l'aria), la solubilità di ciascun componente dipenderà dalla rispettiva pressione parziale. Le rette della Figura mostrano che la solubilità di un gas è direttamente proporzionale alla sua pressione parziale, P. Questa osservazione è stata compiuta dal chimico Henry, e oggi è conosciuta come legge di Henry. Abitualmente la legge è scritta nella forma s = k PH. La costante k, detta costante di Henry, dipende dall'identità del gas e del solvente e dalla temperatura. La solubilità di un gas diminuisce al crescere della temperatura.
Solubilità composti ionici. Proprietà colligative. Proprietà che dipendono solo dalle quantità relative di soluto e di solvente, e sono indipendenti dall'identità chimica del soluto. Tutte e 4 le proprietà coinvolgono un equilibrio tra due fasi di un solvente oppure (per quanto riguarda l'osmosi) tra
Due soluzioni di concentrazione differente:
-
Innalzamento ebullioscopico. La presenza di un soluto nella fase liquida del solvente aumenta l'entropia del solvente, e ne diminuisce l'energia libera. Le curve che rappresentano l'energia libera della soluzione liquida e quella del vapore si intersecano a temperatura più alta di quanto avviene per il solvente puro, quindi in presenza del soluto si innalza il punto di ebollizione.
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Le curve che rappresentano l'energia libera molare delle fasi liquida e solida si intersecano a temperatura inferiore a quella tipica del solvente puro, per cui in presenza del soluto il punto di congelamento si abbassa. Ne deriva un abbassamento crioscopico, vale a dire l'abbassamento del punto di congelamento causato dalla presenza di un soluto. Questo fenomeno è di portata maggiore rispetto all'aumento del punto di ebollizione.
Nelle soluzioni di elettroliti ciascuna unità formula fornisce due o più ioni.
- per una lista ordinata
- per gli elementi di una lista
per andare a capo Ecco come potrebbe apparire il testo formattato:La presenza di un soluto abbassa il punto di congelamento del solvente; se il soluto è non volatile si verifica anche l'innalzamento ebullioscopico. L'abbassamento crioscopico può servire a calcolare la massa molare del soluto. Se questo è un elettrolita, occorre anche tener conto della misura della sua dissociazione o (per un acido) della sua deprotonazione.
L'osmosi è il flusso del solvente attraverso una membrana da una soluzione meno concentrata a una più concentrata. In laboratorio si può dimostrare il fenomeno separando una soluzione dal solvente puro tramite una membrana semipermeabile, cioè una membrana che si lascia attraversare solo da determinati tipi di molecole o di ioni.
All'equilibrio la pressione esercitata dalla colonna di soluzione raggiunge il valore per il quale la velocità di flusso delle molecole attraverso la membrana risulta uguale in entrambi i sensi. La pressione necessaria ad
Arrestare il flusso del solvente è detta pressione osmotica (π greca maiuscola). L'origine termodinamica dell'osmosi si vede dal fatto che il solvente fluisce fino a quando la sua energia libera molare diviene identica sui due lati della membrana. Un soluto abbassa l'energia libera molare della soluzione al di sotto di quella del solvente puro (aumentando l'entropia), e il solvente tende quindi a passare nella soluzione. Il medesimo van't Hoff introdusse la pressione osmotica come: P = iRTc dove i è il fattore i di van't Hoff, R la costante dei gas e T la temperatura. Oggi questa espressione va sotto il nome di equazione di van't Hoff. Si noti che la pressione osmotica è indipendente dall'identità sia del soluto sia del solvente. Nell'osmosi inversa, sul lato della soluzione della membrana semipermeabile, si applica una pressione maggiore di quella osmotica. Ciò fa aumentare la velocità alla quale le
molecole del solvente abbandonano la soluzione, invertendo di conseguenza il verso di flusso del solvente puro e forzandolo a fuoriuscire dalla soluzione.
4) Abbassamento della tensione di vapore. Se un soluto non volatile viene sciolto in un solvente, esso fa diminuire la tendenza delle molecole del solvente ad abbandonare la soluzione e passare allo stato di vapore.
L'equilibrio chimico è "dinamico" e ciò implica che, quando una reazione è giunta all'equilibrio, la reazione diretta e quella inversa continuano a decorrere, ma i reagenti si formano con la stessa velocità con cui si consumano. Come conseguenza, la composizione della miscela di reazione resta costante. Dal punto di vista termodinamico, all'equilibrio non vi è più alcuna tendenza a formare maggiori quantità di reagenti o di prodotti.
Gli equilibri dinamici rispondono ai cambiamenti di temperatura e di pressione, e persino
lla seconda metà del XIX secolo, descrive la relazione tra la concentrazione dei reagenti e la velocità di una reazione chimica. Secondo questa legge, la velocità di una reazione è direttamente proporzionale al prodotto delle concentrazioni dei reagenti, elevato ad una potenza che corrisponde ai coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata. La legge di azione di massa può essere espressa matematicamente attraverso l'equazione: v = k[A]^a[B]^b dove v rappresenta la velocità della reazione, k è la costante di velocità, [A] e [B] sono le concentrazioni dei reagenti A e B, e a e b sono i coefficienti stechiometrici corrispondenti ai reagenti A e B. Questa legge permette di comprendere come variazioni nella concentrazione dei reagenti influenzino la velocità di una reazione. Ad esempio, se la concentrazione di un reagente viene raddoppiata, la velocità della reazione sarà raddoppiata. Allo stesso modo, se la concentrazione di un reagente viene dimezzata, la velocità della reazione sarà dimezzata. La legge di azione di massa è fondamentale per la comprensione e la previsione del comportamento delle reazioni chimiche. Essa fornisce una base teorica per la determinazione delle equazioni cinetiche delle reazioni e per la progettazione di processi chimici industriali.
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