Chimica Generale Inorganica - Appunti parte due

caso del vapore se varia il V la p non cambia in questo caso la p è regalata dall'equilibrio fra fase gassosa e

liquida, ovviamente tutto a T costante. Aumentare la temperatura vuol dire aumentare

l'energia del sistema.

Ebollizione: quando tensione di vapore = pressione

atmosferica.

Si formano bolle perché nella massa del liquido si

formano molecole con energia molto alta che

consentirebbe a queste molecole di passare allo

stato di vapore, se esse fossero alla superficie del

liquido passerebbero allo stato vapore ma queste

sono nella massa del liquido, esse passano allo stato

gassoso come se fossero in un recipiente chiuso.

L'ebollizione può avvenire solo a recipiente aperto.

La pressione all'interno delle bolle corrisponde alla tensione di vapore (TV) e per avere

la formazione di bolle la TV deve essere uguale alla pressione atmosferica o alla

pressione esterna (P).

L'ebollizione di un liquido avviene alla temperatura a cui la TV è uguale alla pressione

atmosferica.

Il punto di ebollizione di una sostanza, che è parametro caratteristico me formula

chimica ecc, è la a cui la TV di quella sostanza ha il valore di 1 atm.

La pressione atmosferica aumenta con l'altitudine quindi in montagna l'acqua bolle prima della temperatura di

100ºC.

PUNTO DI EBOLLIZIONE: varia con il peso molecolare del liquido stesso, esso aumenta con l'aumentare del

peso molecolare e quindi devo fornire maggiore energia per far passare

allo stato di vapore il liquido ed inoltre è influenzato dal tipo di

interazione tra le molecole.

Gli elementi che fanno composti con l'idrogeno il punto di ebollizione è

alto e questo è dato dai tipi di legami che in questo caso sono a ponte di

idrogeno.

Fino alla temperatura e alla fase

critica esistono sia liquido che gas.

Aldi sopra della temperatura critica

non esiste una fase liquida ma esiste

solo quella gassosa e quindi non si

può più condensare la fase vapore

al liquido aumentando la pressione. Quindi cambia completamente il comportamento della sostanza al di sopra

della temperatura critica. Una soluzione è un sistema omogeneo, quindi una sola

fase, più componenti. Fra questi componenti il più

presente in quantità ed è quello chiamato Solvente, gli altri

sono i Soluti.

Non importa lo stato di aggregazione, per parlare di

Soluzione basta avere un sistema omogeneo. Si possono

avere soluzioni gassose, liquide o solide.

Il parametro caratteristico di una soluzione è la CONCENTRAZIONE, che indica il rapporto tra la quantità di

soluto o soluti e la quantità di solvente.

Possiamo esprimerla in diversi modi:

1. Frazione molare (X)

2. Concentrazione molare (M)

3. Concentrazione molale (m)

4. % in peso

Frazione molare: rapporto tra numero di moli di soluto e numero di moli di tutti i componenti della soluzione.

Questo rapporto è al massimo 1.

Es:

Concentrazione molare:

m=n/V= numero di moli di soluto per litro o dm3 di soluzione (mol*L ; mol*dm ).

1 litro di una soluzione 1 M di iodio contiene una mole di I2 pari a 254 grammi.

Una soluzione 0,1 M di NaCl contiene5,844 g di sale, cioè NumeroAtomico/10 ioni Na+ e NumeroAtomico/10

ioni Cl-, per litro di soluzione.

Concentrazione molale: moli di soluto per unità di massa del solvente.

m=n/Q= numero moli di soluto per Kg di solvente.

Percentuale in peso: grammi di soluto per 100 grammi di soluzione.

SOLUBILITÀ: capacità di una sostanza a sciogliersi in un solvente.

Dipende da:

Natura di soluto e solvente devono interagire fra loro. Essi interagiscono fra loro quando le particelle

‣ del soluto e quelle del solvente possono stabilire fra loro interazioni di natura simile. P es una sostanza a

bassa polarità si scioglie bene in un solvente poco polare; sostanze polari si sciolgono molto bene in

solvente polare. La solubilità è molto bassa se solvente e soluto hanno interazioni molto diverse. Quasi

tutte le sostanze organiche presentano interazioni deboli, con bassa polarità, e sono pressoché insolubili

in acqua, solvente polare con forti

interazioni (legami ad H).

'Il simile scioglie il simile.'

Temperatura

‣ Pressione (per soluzioni gassose)

‣

• Molto importante nella solubilità è il ruolo che ha il legame a ponte di idrogeno, la solubilità di molti composti

organici in acqua dipende dalla possibilità di formare legami a ponte di idrogeno.

• Se la catena diventa più lunga es butanolo con catena di quattro atomi di carbonio la catena non è più

miscibile in acqua. Subentra l'ingombro sterico, le dimensioni della parte organica dell'etanolo non permettono

un'interazione adeguata fra parte organica del butanolo e acqua. Il butanolo non è polare perché la parte

apolare (organica) è maggiore di quella polare (oh) e non può formare legami ad idrogeno.

DISSOLUZIONE DI SALI:la solubilità di un sale dipende dal bilancio (Qdiss) tra l'energia di reticolo (u, che si

oppone alla dissoluzione) e l'energia che si libera quando gli ioni interagiscono col solvente (Eidr).

Qdiss= U-Eidr

• Se U>Eidr, Qdiss>0 e il soluto si scioglie

poco e niente: PROCESSO

ENDOTERMICO

• Se U<Eidr, Qdiss<0 e il soluto si scioglie:

PROCESSO ESOTERMICO

La condizione satura di una soluzione è quando il soluto non si scioglie più, la parte che precipita nel recipiente è

detto corpo di fondo.

Per KNO3 U è maggiore di Eidr e la dissoluzione è favorita con l'aumento di

energia (endotermica) con NaCl la dissoluzione è debolmente endotermica e

non è sostanzialmente influenzata dalla temperatura.

SOLUZIONI DI GAS IN LIQUIDI: la dissoluzione di un gas in un liquido è di norma un processo esotermico,

cioè i gas si sciolgono meglio alle basse temperature. La dissoluzione di gas è favorita a basse temperature.

A temperatura costante la quantità di un gas sciolta in un liquido è direttamente correlata alla pressione parziale

del gas nella fase gassosa che sovrasta il liquido (legge di Henry):

La costante di Henry è un parametro specifico che

dipende dal gas, dal solvente e dalla temperatura.

La solubilità di un liquido aumenta con l'aumentare della pressione parziale o in generale della pressione, questo

perché si deve mantenere una situazione di equilibrio fra quantità di gas nella fase gassosa e quantità di gas nella

fase disciolta.

PROPRIETÀ DELLE SOLUZIONI: sono nettamente diverse dalle proprietà del solvente puro. Nel solvente

puro le interazioni sono fra molecole tutte uguali, quando guardo la soluzione cambia, le molecole del solvente

interagiscono non solo con altre molecole di solvente ma anche con altre di soluto.

Alcune proprietà delle soluzioni non dipendono dalla natura delle particelle presenti ma bensì dal loro numero e

sono dette Proprietà Colligative.

Considerando soluti non volatili rispetto al solvente cioè sostanze la cui tensione di vapore rispetto la tensione di

vapore del solvente è trascurabile, tra queste proprietà abbiamo l'abbassamento della tensione di vapore e la

pressione osmotica.

Quando abbiamo un soluto in una soluzione la tensione di vapore della soluzione è minore rispetto a quella del

solvente puro, cresce la temperatura di ebollizione e si abbassa il punto di congelamento.

L'abbassamento della tensione di vapore dipende dal solvente quindi dalla frazione molare del solvente.

Abbassamento tensione di vapore e dipende dalla

frazione molare del soluto

È importante sapere la conseguenza dell'abbassamento della tensione di vapore e in base a questo cambia la

situazione: il punto di ebollizione aumenta rispetto il solvente puro, questo perché la tensione di vapore raggiunge

il vapore di 1 atm a temperatura più alta. In maniera analoga accade per l'abbassamento del punto di

congelamento.

Un'altra variazione c'è quando faccio bollire il solvente puro bolle a

temperatura costante.; una soluzione inizia a bollire a temperatura

superiore al punto di ebollizione del solvente; durante l'ebollizione il

solvente evapora e la concentrazione aumenta. L'aumento di

concentrazione riduce la tensione di vapore e fa ulteriormente

aumentare la temperatura di ebollizione.

INNALZAMENTO EBULLIOSCOPIO: l'aumento del punto

di ebollizione di una soluzione dipende dalla concentrazione

molale del soluto.

Questa costante ci da informazioni sulle interazioni che

ristabiliscono fra soluto e solvente, una costante grande significa

che i soluti influenzano molto le interazioni fra le singole

molecole di solvente se piccolo influenzano poco.

ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO (PUNTO CONGELAMENTO): è anche questo una proprietà colligativa

e dipende dal numero di particelle e dipende dalla

concentrazione molale del soluto. La dipendenza è analoga a

quella del punto di ebollizione.

EVAPORAZIONE E CONDENSAZIONE: La presenza di un soluto riduce la tensione di vapore di un solvente,

cosa succede quando si hanno due recipienti dove uno contiene una soluzione e l'altro il solvente puro e li

mettiamo on un ambiente chiuso? Dopo un po' di tempo dove c'era il solvente è svanito, dove c'era la soluzione è

aumento il livello. Questo perché un solvente tende a passare da una regione dove la sua tensione di vapore (cioè

la frazione molare) è alta a una dove è alta a una dove è bassa.

OSMOSI:

La membrana semipermeabile si comporta da filtro per il

passaggio di soluti, essa fa passare Solo il solvente. Anche in

questo caso il solvente tende a passare dalla regione dove la sua

frazione molare è alta verso dove la frazione molare è più

bassa, in questo caso dal recipiente più esterno a quello più

interno attraversando la membrana semipermeabile. Questo

fenomeno è detto osmosi, tutto questo va avanti fino a che fra i

due compartimenti messi in comunicazione della membrana semipermeabile c'è un equilibrio dove

dove il primo è la pressione. Idrostatica fra i due compartimenti e il secondo è la pressione osmotica della

soluzione. PRESSIONE OSMOTICA: La pressione osmotica è un parametro

caratteristico di una soluzione e se consideriamo soluzioni diluite

cioè con concentrazione dei soluto sia attorno a 1 M possiamo

esprimere la pressione osmotica come:

Se misuro la pressione osmotica trovo che è esattamente il doppio o

triplo ( es NaCl doppio, K2SO4 triplo) questo perché la pressione

osmotica dipende dal numero di moli (l'osmosi come tutte le

proprietà colligative di pendono dal numero di particelle presenti

nella soluzione).

Nel caso dei soluto ionici la concentrazione è correlata al numero di particelle ma non ne indica direttamente il

numero,

Si introduce un coefficiente correttivo che è il numero di particelle formate nella dissoluzione del composto.

Coefficiente di van't Hoff

Il coefficiente di van't Hoff si applica a tutte le proprietà colligative, quando si considerano soluti che si sciolgono

dissociandosi.

Parlando di pressione osmotica si definiscono:

Isotoniche due soluzioni che hanno la stessa pressione osmotica (non hanno la stessa concentrazione di

◦ soluti ma esercitano la stessa pressione osmotica, possono avere la stessa concentrazione molare ma

soltanto se si tratta di soluti con lo stesso coefficiente di van't Hoff.

SOLUZIONI, COLLOIDI, SOSPENSIONI: • Nelle si hanno ioni o particelle sempre abbastanza

soluzioni

piccole e che non si separano facilmente dal solvente.

• Nelle anche se le particelle sono molto grandi e

sospensioni

si possono separare dal solvente attraverso la filtrazione.

• Nei si hanno dimensioni abbastanza grandi ma

colloidi

interazioni ancora abbastanza forti con il solvente quindi

le particelle non sedimentano, essi vengono divisi

attraverso sistemi di membrane con pori estremamente

piccoli e sono dette membrane dializzatrici. Per le loro

dimensioni, le particelle dei colloidi possono disperdere e

di rifrangere la luce, per cui le loro soluzioni appaiono

torbide (Effetto Tyndall).

TIPI DI COLLOIDI: nel caso dei colloidi possiamo considerare lo stato di aggregazione di particelle e il tipo di

fluido dove esse sono disperse:

1. Aerosol: quando minuscole goccioline di liquido o minuscole particelle solide disperse in un gas, es atmosfera

2. Schiuma: quando un gas è disperso in un liquido o in un solido, primo caso es schiuma detergenti il secondo

caso spugnetta di plastica degli imballaggi.

3. Emulsioni: dispersione di un liquido in un altro liquido non miscibile.

4. Sol: solidi dispersi in liquidi.

5. Gel: liquidi dispersi in solidi.

In ambito biologico ci interessano maggiormente i sol e i gel, li riscontriamo spesso nelle proteine disperse in

acqua; molte proteine sono molto più grandi, complesse e organizzate dell'acqua.

Sol e gel differiscono per il grado di organizzazione del sistema le proteine possono dare luogo a sol o gel; in sol

abbiamo particelle di solido molto piccole ma molto più grandi dell'acqua che si muovono liberamente in acqua e

tutto sommato assomiglia ad una soluzione, nel gel prevale la componente solida quindi si instaura un

organizzazione e una microstruttura che di fatto limi e vincoli i movimenti delle particelle nel fluido, in un Gel

prevale la componente particelle su quella fluido.

Il passaggio da sol a gel è in passaggio reversibile, per esempio si può passare da gel a sol aumentando la

temperatura diminuendo le interazioni del composto oppure se idrato (aggiungo molecole d'acqua) un gel ottengo

un sol.

TIPI DI SOL E GEL: le particelle del colloide possono dare con l'acqua interazioni deboli oppure forti.

• Idrofobi: particelle hanno un interazione con l'acqua relativamente debole. Es: particelle formate da sali poco

solubili, che è un composto che si scioglie in acqua solo in quantità molto piccole, sono sali la cui solubilità è

inferiore a circa 10^-2 Molare. Si ha energia di reticolo molto alta che può derivare da numerosi fattori, in

linea di massima è una questione di dimensioni relative di catione e anione e anche un certo tipo di

combinazione fra le cariche di catione e anione. Quando abbiamo in un mezzo gli ioni necessari, es Ag+Cl-, le

particelle del sale si formano molto rapidamente e non formano cristalli in grado di sedimentare perché non

abbastanza grandi, in quanto portano cariche elettriche uguali. Introno alla particella incominciano ad

aggregarsi ioni, magari si forma uno strato di ioni positivi che attraggono particelle di segno opposto, di

conseguenze tante particelle di AgCl si respingono perché esternamente hanno la stessa carica. Queste

particelle tendono a respingersi, non si riesce a formarsi un

cristallo e non sono abbastanza grandi per precipitare. Se si

vuole ottenere la precipitazione del colloide idrofobo si

devono aggiungere altri sali solubili che aumentano il

numero di ioni presenti in soluzione, cationi sali aggiunto

interagiscono con gli anioni neutralizzandole e a questo

punto una volte che le particelle non sono più cariche

possono dare luogo alla precipitazione.

• Idrofili: sono quelli che interagiscono con l'acqua, abbiamo

molecole on grado di formare con l'acqua legami a ponte di

H; queste molecole sono ricche di gruppi amminici -NH2,

carbossilici -COOH o carbossilato -OH a seconda del grado

di idratazione si ha sol o gel.

• Micellari: si hanno tipi di molecole particolari che uniscono nella stessa struttura frammenti idrofili e

frammenti idrofobi; Es acidi grassi o fosfolipidi.

Per dare legami ad idrogeno bisogna avere molta differenza di

elettronegatività e quella fra C e H non è sufficiente, è così debolmente

polare da avere un legame covalente quasi perfetto (coppie elettroni

legami si trova alla stessa distanza fra i due atomi).

Fosfolipidi e acidi grassi le

loro code possono

interagire fra loro ma

anche con substrati con

bassa polarità favorendo la

dispersione di sostanze con

polarità molto diversa

formando le cosiddette emulsione dove si ha la dispersione molto fine di particelle polari in mezzo poco molare o

viceversa; es acqua e olio.

REAZIONI CHIMICHE: Sono una trasformazione dei gusci elettronici esterni

A + B ---> C + D

Es:

Possiamo anche considerare le reazioni per il modo in cui avvengono andando a guardare se le reazioni si

svolgono tutte nella stessa fase e sono dette reazioni omogenee oppure se si svolgono con reagenti appartenenti a

fasi diverse oppure i prodotti sono in uno stato di aggregazione diverso e sono dette eterogenee.

Come avvengono: i meccanism