Appunti chimica applicata

Proprietà colligative

Proprietà delle soluzioni che dipendono solo dalla quantità numerica e non dalla natura del soluto e non dipendono dalla natura chimica del soluto.

• Aumento dell'ebollioscopico
• Abbassamento crioscopico
• Pressione osmotica

Legge di Raoult

Consideriamo un soluto non volatile (proprietà del soluto ha influenza sulla pressione di vapore della soluzione).

• La pressione di vapore del solvente in presenza del soluto dipende dalla concentrazione del soluto.
• Supponiamo di avere un solvente puro con p_solvente.
• X_soluto + X_solvente = 1

Facciamo un grafico:

• Indica che X_solvente e P_solvente siano sempre proporzionali.
• La pressione di vapore si abbassa in presenza di soluto.

1. Solvente + Soluto

• A causa delle interazioni solvente-soluto, si parla di deviazioni rispetto al comportamento ideale.
• Può essere attrattiva o repulsiva.
• Nel caso atrattivo, le molecole tenderanno a restare più unite rispetto al caso ideale.
• Nel caso repulsivo, le molecole tendono a lasciare le unesere più separate rispetto al caso ideale.

Abbassamento della Pressione di Vapore

Ora dobbiamo valutare quanto avviene quando aggiungiamo il soluto al solvente puro.

• Consideriamo una miscela di due componenti a (solvente) e b (soluto).
• Pressione di vapore del solvente puro P_a⁰.
• Pressione di vapore del solvente quando è presente il soluto P_a.
• P_a = P_a⁰ * X_a
• ΔP = (P_a⁰ - P_a) = Q * P_a⁰ * X_b

Innalzamento Ebulioscopico

• Si intende il fatto che la temperatura di ebollizione del solvente in presenza di soluto viene aumentata rispetto al caso in cui il solvente sia puro.
• Grafico P
• P_ASTM = Pressione di vapore del solvente puro

perche' avvenga l'osmosi il motivo e' di tipo TERMODINAMICO

l'energia libera di Gibbs del solvente puro

Gm Hm

solvente puro

hanno la stessa Hm

solvente + soluto soluzione

si riduce l'energia libera di Gibbs del solvente stesso (perche' aumenta TSm)

dato che in questo processo ho un abbassamento dell’energia il processo e' spontaneo

(dovuto di un aumento di entropia che abbassa l'energia di Gibbs)

TERMODINAMICA DELL'EQUILIBRIO

(vogliamo collegare le grandezze termodinamiche alla notizione di equilibrio) e la fase e la spontaneita' dei processi e vedere se e' possibile ricavare delle relazioni matematiche che siano in grado di darci il contenuto energetico delle caratteristiche.

Per fare questo consideriamo un esempio:

H₂ + N₂ (mescolati) ⟶ N₂ + 3H₂ ⟶ 2NH₃ (ammoniaca)

queste queste reazionicara loro diminuzione aumenta la concentrazione di ammoniaca

la reazione di da la entita

in questo quando lentamente utilizzano la concentrazione, che di reazione, esempio isoterma e velocita

ad un certo tempo la concentrazione non cambia piu' (come la pressione)

H₂ + N₂ ⟶ stato di equilibrio

al'equilibrio avremo: velocita' di reazione diretta uguale velocita' di reazione inversa

N₂ + 3H₂ ⟶ NH₃

equilibrio dinamico

Quando si raggiunge questo reagente e stato equilibrio instaurano dei RAPPORTI FISSI

• Qualsiasi processo chimico o chimico/fisico se lasciati a se stessi (senza agenti esterni), raggiungono uno stato di equilibrio
• All’equilibrio la velocita' della reazione diretta e' uguale alla velocita' della reazione inversa (dal punto di vista macroscopico questo avviene un cambiamenti)

abbiamo scritto che acido cloridrico è un acido forte disciolvendosi libera ioni H₃O⁺ che lo rende un elettrolita

ions termare accettore d'acqua

HCl → H⁺ + Cl⁻ (rappresentazione semplificata)

HCl (aq) + H₂O → H₃O⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

in realtà avviene questo

(non viene rimane attaccato ma molecola d'acqua)

perché H⁺ non esiste da solo sempre attaccato a qualcosa (acqua)

Ione H₃O

chiamato IONE IDROSSONIO o IDROGENIONE

OH⁻ IONE IDROSSIDO

Gli acidi più comunemente utilizzati sono di questo tipo:

• IDRACIDI

  (nella loro chimica formula non è presente ossigeno
• HF acido fluoridrico
• HCl cloridrico
• HCN cianidrico
• H₂S solfidrico

• OSSOACIDI

  (dispongono di altezza molecola acido carbossilo detta molecola in al centro continete)
• H₂CO₃ acido carbonico
• H₂CO₄ acido carbonico

ACIDI ORGANICI

• costituiti da un _carboxyl_ hanno il gruppo R−COOH

(possiamo scrivere la lunghezza ma con disinteressarlo tecnologia presenza due terzi alto costato legame)

atomo di carbonio si oppone ossigeno elettrone solipso con doppio legame e parità di ioni troppo opposta in base all'ionico)

Le forme quanto legami ripartire il legame formano si può formare lo schema

es.H−C−O−HR−C−O−HcioèR−C=O + H⁺R−C=O + H⁺

LIMITE DI ARRHENIUS:

P può usare solo con acqua (H₂O)

ma dato che possono usare molti altri solventi (es. NH₃(R))

bisogna ampliare la definizione anche nel caso in cui si usa un solvente acquoso:

2. TEORIA DELL'ACIDITA' secondo BRONSTED-LOWRY

Acido - specie chimica che può donare ioni HT ad una altra specie chimica che li accolta

Base - specie chimica che può accogliere ione H⁺

un'acido può esistere solo in solvente c'è una base che possa accoglierlo in tale caso sia il trasferimento di uno ione H⁺ fondamentale per l'effetto (protone e basse il legame te)

evidenziamo: HF (aq) + H₂O(ℓ) ⇀ H₃O⁺ (aq) + F⁻ (aq).

nel caso investitato di un acide pericolo nuèutt nérelo

acido coniugato messo HB ⟺ H⁺ + F⁻

acido ancora H₃O⁺ questo è torno

un acido che potrebbe accede e donare H⁺ cturno di vase base e base #⁹

(comincia il ciclo)

dato che ΔG_r > 0 → il processo non è spontaneo

ora calcoliamo K

dato che

K = -93,6

deduciamo che il prodotto sono pochi

il processo non avviene a questa temperatura

il peso darà alcune informazioni

Tutte le considerazioni appenna fatte ci permettono di analizzare

come un sistema può cambiare in base alla variazione delle condizioni esterne

Consideriamo un esempio:

3H₂(g) + N₂(g) → 2 NH₃(g)

ammoniaca

Cosa succede se introdotto un reagente (o un prodotto in eccesso)

opure se aumenta (o diminuisce) la pressione

o se aumenta (o diminuisce) la temperatura?

Per rispondere a queste domande dobbiamo anticipare un principio:

PRINCIPIO DI LE CHATELIER (fine 1800)

(Un sistema in equilibrio, reagisce alle sollecitazioni esterne modificando il proprio equilibrio in modo tale da minimizzare l'effetto delle sollecitazioni esterne

(per esempio in modo da diminuire tale pressione)

ma non saprei se le ragioni termodinamiche ci possono giustificare con previsione di tipo quantitativo

Facciamo un esempio:

H₂(s) + I₂(g) → 2HI(g) al equilibrio (pesi ideali)

e

K_p = (P_HI² / P_H2 P_I2)_eq

Cosa succedo se perturbo l'equilibrio introducendo un reagente in eccesso? Per esempio aggiungo iodio

la pressione parziale dell'iodio aumenta bruscamente