Chimica e materiali, gli equilibri fisici

GLI EQUILIBRI FISICI

Regola delle fasi

• Usata per il calcolo dei gradi di libertà, ovvero le variabili intensive che possono

mutare in maniera indipendente senza perturbare lo stato di aggregazione del punto

preso come modello. f p+2 ,

=c−

Regola delle fasi:

•

dove c sono i componenti della sostanza (o miscela) in questione, p le fasi in equilibri

nel punto studiato e 2 la quantità di variabili intensive modificabili.

Le proprietà critiche

• La temperatura critica è la temperatura alla quale al di sopra di essa una

determinata sostanza non può essere condensata in liquido o solido.

• La pressione di vapore alla temperatura al punto critico è detta pressione critica.

• Una sostanza che si trova al di sopra della propria temperatura critica è detta fluido

supercritico.

• I gas si possono liquefare mediante la compressione solo a patto che questi si

trovino al di sotto della propria temperatura critica.

La solubilità

• Processo che porta alla creazione di una soluzione tramite la dissoluzione di un

soluto in un solvente.

• La presenza di un soluto influisce sulle proprietà fisiche del solvente.

• Una soluzione si dice satura quando il solvente ha disciolto tutto il soluto che

poteva e una parte di questo rimane indisciolto.

• La solubilità molare di una sostanza coincide con la sua concentrazione molare

nella soluzione satura.

• In una soluzione satura si instaura un equilibrio dinamico tra dissoluzione e

solidificazione del soluto.

• Il simile scioglie il simile (liquidi apolari si mescolano senza problemi a liquidi

apolari; così anche per quelli polari).

La legge di Henry

• Il numero degli urti fra un gas e un liquido aumenta con l'aumentare della pressione

(all'aumentare della pressione aumenta la solubilità del gas nel liquido)

• Se è presente una miscela di gas, la solubilità di ogni componente è proporzionale

alla sua pressione parziale.

s=k ,

∗P

Legge di Henry:

• H

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dove s è la solubilità,

k la costante di Henry che dipende dal gas , dal solvente e dalla temperatura e P la pressione.

H

• L'aumento della temperatura generalmente rende i gas meno solubili nei liquidi

mentre aumenta la solubilità della quasi totalità dei solidi ionici.

Entalpia nelle soluzioni

∆ G<0 ∆ G>0

• Se allora la dissoluzione sarà spontanea; se sarà spontanea la

precipitazione e cristallizzazione.

∆ G=∆ H−T ∆ S

Essendo , vanno valutate le condizioni in cui il totale dia un

• ∆ H ∆ S

numero negativo ( e vanno presi in considerazione alla reazione di

dissoluzione).

• L'energia libera diminuisce all'aumentare della concentrazione del soluto nella

soluzione.

• La variazione di entalpia riferita ad una mole di sostanza che si discioglie si chiama

entalpia di dissoluzione.

• L'entalpia di dissoluzione si può esprimere come somma dell'entalpia reticolare e

dell'entalpia di idratazione del composto.

• Ioni piccoli e di carica elevata presentano entalpia di idratazione considerevole.

Proprietà colligative

• Definizione: proprietà che dipendono esclusivamente dalla proporzione di molecole

di soluto e di solvente qualunque essi siano.

Abbassamento della pressione di vapore

o

La pressione vapore di un solvente è proporzionale alla sua frazione molare

nella soluzione in esame.

x ∗P

Legge di Raoult: , dove x è la frazione molare del solvente

solvente puro

e P è la pressione di vapore del solvente puro.

La legge di Raoult è una legge limite ovvero che è più precisa tanto la frazione

molare del soluto tende al soluto puro.

Innalzamento ebullioscopico

o

Aumento del punto di ebollizione a causa della presenza di un soluto non

volatile nel solvente (aumento entropia della soluzione con conseguente

diminuzione dell'energia libera rendendo il range liquido più espanso).

Abbassamento crioscopico

o

Abbassamento del punto di congelamento del solvente dovuto alla presenza di

un soluto incapace di disciogliersi nel solvente liquido (la presenza del solvente

eleva l'entropia della soluzione diminuendo l'energia libera senza però cambiare

l'energia libera del soluto stesso).

∆ T à K

=K ∗molalit

Abbassamento crioscopico: , dove è la costante

f f

crioscopica del solvente.

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Osmosi

o

L'osmosi è il flusso di solvente attraverso una membrana semipermeabile

(ovvero che può essere attraversata solamente da determinate molecole o ioni)

da una soluzione meno concentrata ad una più concentrata.

L'equilibrio che si forma corrisponde ad una pressione idrostatica (osmotica)

π

applicata sulla membrana, detta , la quale interrope il flusso della soluzione.

π i

=i∗R∗T∗M

Equazione di Van't Hoff , dove è il coeficiente di Van't

Hoff, R la costante dei gas ideali, T la temperatura e M la molarità

Miscele liquide binarie

• La pressione vapore di miscele:

In una miscela, sarà possibile calcolare la pressione di vapore totale

o

sapendo le frazioni molari dei componenti presenti.

P P X

=P + =X ∗P + ∗P

Legge di Dalton: ,

o totale A B A , liquido A , puro B ,liquido B , puro

P

dove X è la frazione molare della sostanza e è la pressione vapore della

puro

sostanza pura.

Il vapore della miscela è più ricco della sostanza più volatile (con pressione

o

vapore maggiore).

• La distillazione:

Processo con il quale si possono dividere sostanze presenti in una miscela a

o

patto che queste abbiano temperature di ebollizione differenti.

La distillazione frazionata è un processo di distillazione da cui non si

o

possono ottenere elementi puri con un solo ciclo di ebollizione-condensazione

ma tramite una ripetizione di questi.

• Gli azeotropi: