Appunti Chimica

VAPORE: Le molecole del liquido si muovono con velocità distribuite secondo le curve descritte da Maxwell-Boltzmann. Molecole di liquido sufficientemente veloci, vincendo le forze attrattive, possono lasciare la superficie del liquido passando allo stato gassoso (evaporazione). Se il volume in cui avviene l'evaporazione è delimitato, dopo un certo tempo la fase gassosa assume una pressione costante: il vapore formato si dice "saturo". La pressione esercitata dal vapore saturo sul liquido (ad una definita temperatura) viene chiamata tensione di vapore (o pressione di vapore) del liquido a quella definita temperatura.

CAPILLARITÀ: è la risultante della competizione tra le forze intermolecolari all'interno del liquido (forze di coesione) e le forze di attrazione (forze di adesione) tra il liquido e le pareti del contenitore.

Stati di aggregazione della materia: In un gas, l'energia di attrazione è piccola rispetto

All'energia associata al moto, quindi le particelle sono lontane l'una dall'altra. Le particelle gassose si muovono in modo casuale (disordinato) nel recipiente che le contiene e lo riempiono. I gas sono altamente compressibili e fluiscono e diffondono facilmente l'uno attraverso l'altro.

Quando la temperatura si abbassa e un gas raffredda, l'energia cinetica delle sue molecole non è più in grado di farle sfuggire alle loro interazioni reciproche, il gas condensa e si trasforma in liquido.

In un liquido, le attrazioni sono più forti perché le particelle sono pressocché a contatto. Ma la loro energia cinetica permette ancora che si muovano in modo casuale l'una rispetto all'altra. Un liquido assume la forma del suo recipiente ma a una superficie libera. Con un piccolissimo spazio libero tra le particelle, i liquidi resistono a una forza esterna e si comprimono soltanto lievemente. Essi fluiscono e diffondono.

Un liquido ha una maggiore viscosità rispetto ai gas. Se un liquido viene raffreddato, l'energia cinetica delle molecole diminuisce ulteriormente, fino a quando diventa piccola rispetto all'energia dovuta alle forze intermolecolari. A questo punto, la libertà di movimento delle molecole viene drasticamente limitata e rimangono bloccate in posizioni fisse e regolari a causa delle forze intermolecolari, e il liquido si solidifica.

In un solido, le attrazioni tra le particelle predominano sul movimento, quindi le particelle rimangono in posizioni fisse rispetto alle altre, oscillando attorno alle loro posizioni. I solidi hanno una forma specifica e quindi si comprimono ancora meno dei liquidi, e le particelle non fluiscono in misura significativa.

Le transizioni di fase sono determinate dall'interazione tra energia cinetica e forze intermolecolari. All'aumentare della temperatura, aumenta

Il processo opposto, il passaggio diretto dallo stato gassoso allo stato solido senza passare per lo stato liquido, è detto brinamento.

Diagrammi di stato

Per descrivere le transizioni di fase di una sostanza in varie condizioni di temperatura e pressione, si costruisce un diagramma di fase (o diagrammi di stato), che combina le curve liquido-gas, solido-liquido e solido-gas.

Un diagramma di fase ha le seguenti caratteristiche:

• Regioni del diagramma di fase. Ciascuna regione corrisponde a una fase della sostanza. Una particolare fase è stabile per ogni combinazione di temperatura e pressione nella sua regione. In generale, il solido è stabile a bassa temperatura e alta pressione, il gas ad alta temperatura e bassa pressione e il liquido nelle condizioni intermedie.
• Curve tra le regioni. Le linee che separano le regioni sono le curve di transizione di fase. Ogni punto lungo una curva rappresenta la temperatura e la pressione a cui le due fasi coesistono.

equilibrio.La curva solido-liquido ha pendenza positiva (si inclina verso destra al crescere della pressione)perché, per la maggior parte delle sostanze, il solido è più denso del liquido.

Il punto critico. La curva liquido-gas termina nel punto critico. Quando viene riscaldato, un liquido siespande e quindi la sua densità diminuisce. Simultaneamente, aumenta la quantità di liquido cheevapora, quindi la densità del vapore aumenta. La densità del liquido e quella del vapore siavvicinano sempre di più finché, in corrispondenza della temperatura critica (T ), le due densitàcdiventano uguali e la separazione tra le fasi scompare. La pressione in corrispondenza dellatemperatura critica è la pressione critica (P ). In questo punto, l’energia cinetica media dellecmolecole è così alta che il vapore non può essere condensato indipendentemente dalla pressioneapplicata

Il punto triplo.

variabili è 2 (solo P e T perché le varie fasi hanno 1 solo componente). Inoltre, i campi di esistenza di ogni singola fase hanno varianza 2, le curve di equilibrio tra due fasi hanno varianza 1 e il punto triplo ha varianza 0.

Diagrammi di stato a un componente

Il diagramma di equilibrio delle fasi di una sostanza pura è diviso in tre zone che corrispondono al campo di stabilità del solido cristallino, del liquido e del vapore. Questi campi sono delimitati da curve che permettono di determinare le temperature e le pressioni alle quali possono coesistere due fasi in equilibrio.

Zona del liquido, solido, vapore v=2 v=n-f+2=1-1+2=2 zone di bivarianza

Lungo le tre curve v=1 v=n-f+2=1-2+2=1 linea di monovarianza

Punto triplo v=0 v=n-f+2=1-3+2=0 punto di invarianza

Alcune sostanze possono esistere in diverse forme cristalline a seconda delle condizioni di pressione e temperatura: allotropia o polimorfismo.

Diagramma di stato dell'acqua

Il grafico è suddiviso