Chimica Inorganica

CAPITOLO ACIDI E BASI

PASSAGGI DI STATO

passaggio di stato

Il termine sta ad indicare il cambiamento dello stato fisico di una sostanza dovuto al

cambiamento, soprattutto, di T°. Se disegniamo un grafico dove in ascisse metteremo il calore aggiunto

costantemente e in ordinate la T° vedremo che a ridosso del passaggio di stato la Temperatura non tende

calore

ad aumentare, questo perché il calore fornito viene utilizzato dal sistema per cambiare stato fisico (

latente )

Un altro grafico, dove in ascissa vi è la T° e in ordinata la P, che rappresenta gli stati fisici di un composto è il

diagramma di stato ; da esso sapendo la P e la T° del sistema si può risalire allo stato di aggregazione.

punto triplo

Inoltre esiste un punto dove coesistono tutte tre le fasi: il ; che nel caso dell’acqua è 0°C e 0,06

atm. Equazione Clausius Clapeyron

Descrive la variazione della P e della T lungo la linea di equilibrio di un diagramma di stato:

parendo da dμ = VdP – SdT sia per la fase α che per quella β si otterrà alla fine:

=

∆

Principio dell’equilibrio mobile (o di Le Chatelier)

Quando si provoca un alterazione di un sistema (ossia cambiano i valori di P o T o V) il sistema reagisce

spostando la reazione nel verso in cui limita l’effetto

Solubilità

Di un soluto in un solvente, a T° corrisponde alla concentrazione di 1 L di soluzione satura a quella

determinata T°. Il soluto per passare in soluzione deve scindere i legami che lo tengono unito, in questo

modo vi è liberazione di E, che verrà poi spesa per formare legami intermolecolari con le particelle di

molto solubile

solvente. Se L’energia spesa è uguale o simile all’energia liberata allora il soluto è in quel

determinato solvente, mentre se l’energia liberata è maggiore di quella spesa per legarsi al solvente, il

poco solubile.

solvente è Se l’entalpia del soluto è maggiore di quella della soluzione allora la reazione è

endotermica, mentre se H soluto < H solvente allora la reazione è esotermica

μ nei liquidi e Leggi di Raoult

Se un liquido pure A è in equilibrio con il suo vapore allora:

μ *A(l) = μ A(g) = μ °A + RTlnP*A (P*A in atm )

Se sono presenti più componenti puri nella miscela allora μl = μ° + RTlnP* (P* tensione di vapore del

componente). Sottraendo le due equazioni e sostituendo al posto di P/P la xa = frazione molare del

componente, in questo modo è possibile calcolare la tensione di vapore di ciascun componente, tramite la I

legge di Raoult: Pa = P°aXa

E ci afferma che in una soluzione ideale, la tensione di vapore di ciascun componente puro è proporzionale

alla tensione di vapore del componente puro moltiplicato per la sua frazione molare nella soluzione liquida.

Inoltre la tensione di vapore complessiva è data dalla somma delle tensioni di vapore di ogni singolo

componente della miscela a patto che questi siano volatili.

Roult disegno un grafico dove in ascisse vi sono le frazioni molari di A e B, mentre in ordinate i valori di

tensione di vapore: inoltre vi sono disegnate 3 rette, una che parte da A (ossia quando il liquido è costituito

solo dal soluto volatile A puro), un'altra che parte da B (ossia quando nel liquido è presente solamente il

soluto volatile B puro) ed un'altra retta che ci permette di conoscere la tensione di vapore a determinate

frazioni molari di A e B.

Le soluzioni di cui finora abbiamo trattato sono soluzioni ideali, mentre le soluzioni reali non seguono la

legge di Roult poiché possono possedere deviazioni negative oppure positive rispetto a questa legge:

 Deviazioni negative rispetto alla legge di Raoult

: Le molecole dei liquidi A e B interagiscono tra

loro (legami dipolari, legami ad H) che fanno diminuire il n di molecole in grado di evaporare, per

questo la P del vapore < P calcolabile.

 Deviazioni positive rispetto alla legge di Raoult

: Le cause delle deviazioni positive rispetto a quelle

negative sono maggiori, esse risiedono nella diversità di natura e di forza dei legami tra le molecole del

liquido A e di quelle del liquido B, infatti le molecole A indeboliscono le molecole B. Ciò comporta ad

una più facile evaporazione e quindi si avrà una maggiore tensione di vapore rispetto a quella

calcolabile.

Il comportamento di una soluzione reale si avvicina a quello di una ideale, tanto la soluzione è diluita.

Legge di Henry

La legge di Henry regola la solubilità dei gas nei liquidi ed enuncia che: la frazione molare di un gas in un

liquido è proporzionale alla sua P parziale.

Pg = kx (dove k è la costante di Henry)

E quindi: X= Pg/k

Proprietà colligative

Sono proprietà delle soluzioni che sono influenzate dalla presenza del soluto, il quale abbassa il μ del

solvente e ciò comporta:

 Innalzamento ebullioscopico

 Abbassamento crioscopico

 Abbassamento Tensione di vapore

 Pressione osmotica Innalzamento ebullioscopico

Si intende di quanti gradi si innalza la temperatura di ebollizione dopo che si è aggiunto il soluto; è

∆ = à ∙

calcolabile mediante questa formula:

 Keb

Dove per molalità si intende il rapporto tra moli di soluto e Kg di soluzione, mentre è la costante

ebullioscopica del solvente Abbassamento crioscopico

Consiste nell’abbassamento del punto di fusione di una soluzione dopo aggiunta di soluto:

∆ = à ∙ dove Kcr è la costante crioscopica del solvente

Abbassamento Tensione di vapore

Ne abbiamo parlato precedentemente, maggiore è la quantità di soluto e minore è la tensione di vapore

rispetto alla tensione di vapore del solvente puro.

Pressione osmotica

pressione osmotica

La è quella pressione che dobbiamo fornire ad un liquido per far in modo che non

osmosi

avvenga il processo di , ossia il passaggio di solvente attraverso una membrana semipermeabile .

Una membrana semipermeabile è una membrana che permette solo a certi ioni di passare per diffusione,

questo flusso dipende dalla concentrazione, dalla pressione e dalla T°

Mettiamo il caso di avere due soluzioni (A e B) in un tubo ad U e divise da una membrana semipermeabile,

μA= μB; da cui μ*a= μ*b + RTln (xa) dove xa è la x del solvente in B. μ*a e μ*b si riferiscono a due pressioni

differenti che sono esercitate sui lati diversi della membrana, ed essendo la variazione di μ in condizioni

isoterme pari al volume molare avremo che:

RTln(xa) = va(p – p’) dove (p – p’) = π (pressione osmotica)

Per soluzioni molto diluite –ln(xa) = 1- xa = xb = nb/na

= ∙

Avremo cosi che

ma essendo na va + nbvb =V con V pari al volume di β, ricaviamo infine:

= ∙ = ∙

con Cb pari alla concentrazione molare di B.

La pressione osmotica riveste una notevole importanza anche in biologia, infatti se una cellula viene

immessa in un ambiente con un bassa concentrazione di soluto (sol. Ipotonica) allora la cellula assorbe

acqua fino alla lisi (rottura); invece se l’ambiente è ricco di soluto (sol. Ipertonica), la cellula inizia a perdere

acqua fino alla crenazione. Metodo isopiestico o tensiometrico.

Permette di conoscere il peso molecolare di un soluto in una soluzione contenuta in un recipiente insieme

ad un’altra soluzione dove sono noti i g di solv, i g di soluto ed il P.M soluto. Queste due soluzioni sono

immesse sotto una campana di vetro, e poiché le tensioni di vapore sono le stesse, allora uguale è anche la

frazione molare ed in questo modo è possibile risalire al P.M:

x’=(G’/MS)/[(G’/MS)+(g’/M)]= x”=(G”/MS)/[(G”/MS)+(g”/W)]

isolando W si ha: W= g’’MG’/ g’G’’

g’’ = g soluto soluzione incognita M= P.M. solvente A

G’= g solvente soluzione A g’= grammi soluto A

G’’= g solvente soluzione incognita Regola delle fasi

regola della varianza di Gibbs

Conosciuta anche come , permette di conoscere lo stato di equilibrio di un

sistema. Lo stato di un sistema è definito da P, T e da C-1 frazioni molari per ogni componente.

Il numero di variabili che si può cambiare senza che venga alterato lo stato di equilibrio di un sistema

varianza

(chiamato ) è uguale a : = +2−

Dove F= n° di fasi; C = n° componenti del sistema e 2= al numero di parametri tenuti costanti (P e T°).

bivariante

Se la varianza è uguale a due (viene detta ) allora ci troviamo in una zona del diagramma di

monovariante

stato, lontano dalle zone di confine tra le fasi; se la v=1 ( ) allora ci troviamo a ridosso della

zerovariante

linea di confine tra due fasi; se v=0 ( ) allora ci troviamo nel triplo punto.

Miscele liquido vapore

In genere la tensione di vapore di un soluzione dipende dalla composizione del vapore, ma non è per forza

detto che dipenda anche dalla composizione del liquido. Per questo motivo è stato creato un grafico dove

in ascissa vi è la frazione molare ed in ordinate la T°, questo grafico è caratterizzato inoltre dalla presenza di

due curve, quella più bassa riguarda la curva di ebollizione del liquido, quella più in alto la curva di

condensamento del vapore. In questo modo conoscendo la frazione molare del solvente è possibile sapere

a sua volta la frazione molare del vapore; tutto ciò è alla base della distillazione frazionata: una tecnica di

laboratorio che permettere di scomporre le varie componenti di una miscela liquida, a patto che queste

sostanze abbiano differente T°eb

azeotropica

Per miscela si intende quella miscela dove i suoi componenti non possono essere divisi per

distillazione, ciò è causato principalmente alla formazione di legami intermolecolari tra le particelle della

soluzione. Equilibrio liquido-liquido

L’equilibrio liquido-liquido viene rappresentato su di un grafico nel quale è ben visibile una zona chiamata

lacuna di miscibilità dove coesistono le due fasi liquide (in quanto i liquidi non si mescolano); tutto intorno

a questa zona la miscela possiede una sola fase. In ascissa vi è la frazione molare dei due liquidi ed in

ordinata la T°, tutto ciò a P cost. Equilibrio solido liquido

Se abbiamo un soluto disciolto in un solvente e raffreddiamo la soluzione vediamo che a ΔT° cr inizia la

solidificazione del solvente e perciò aumenta la concentrazione di soluto in soluzione; ciò prosegue fino ad

arrivare al punto in cui avviene la