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Chimica - termodinamica chimica Appunti scolastici Premium

Appunti di Chimica per l'esame della professoressa Alessi sui concetti base di chimica e unità di misura, leggi dei gas e teoria cinetica, principi di termodinamica, passaggi di stato, equilibri chimici, diagrammi di fase, accenni di cinetica chimica. Fonti "Fondamenti di Chimica" (Paolo Silvestroni), e appunti presi a lezione.

Esame di Chimica docente Prof. S. Alessi

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ESTRATTO DOCUMENTO

C I G

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II

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II

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M

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C M

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N

A M I

C A H I

M I

C A

La legge di Avogadro afferma che volumi uguali dello stesso, o di diversi gas, nelle stesse condizioni di

temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di moli (V/n = cost.) . Ciò implica che in una miscela

n

di gas (cioè un sistema con più gas) la percentuale in volume coincide con la percentuale in moli.

Si definisce pressione parziale di un gas (in una miscela), la pressione che un singolo gas eserciterebbe se

occupasse da solo il volume occupato dalla miscela, alla stessa temperatura. Si ottiene sperimentalmente che

la pressione totale di una miscela di gas è data dalla somma delle pressioni parziali di ciascun gas.

Considerando un sistema costituito da un recipiente di volume V, a temperatura T, contenente un gas A ed

un gas B, si ha che: P V = RT , P V = RT PV = (n + ) RT P /P = /(n + ) , dove la quantità

n n n n n

A B B B A B

A A A A

= /(n + ) si definisce frazione molare del gas A. La precedente esprime la legge di Dalton:

X n n

A B

A A = P

P X (tot)

i i

Analogamente si definisce legge di Amagat l’equazione:

= V

V X (tot)

i i

dove V rappresenta il volume parziale dell’ gas della miscela (detto volume parziale il volume che

i-esimo

i

un singolo gas deve occupare in una miscela affinché P e T si mantengano costanti). Se moltiplichiamo per

100 entrambi i membri dell’equazione di Amagat, otteniamo le percentuali rispettive dell’ gas di

i-esimo

volume e numero di moli: % V = % n .

i i

T e o r i

a c

i

n

e t

i

c

a d

e i g a s (

2 . 4 )

T e o r i

a c

i

n

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e i g a s (

2 . 4 )

Tra le molecole in moto di un gas si ha un gran numero di urti, e di conseguenza, un continuo e caotico

trasferimento di energia cinetica da una molecola all’altra; pertanto quando si parla di energia cinetica delle

molecole di un gas, essa va intesa sempre come energia cinetica media. Considerando che una mole di gas è

molecole e indicando con (1/2)m v ² l’energia cinetica media di una molecola del gas a

costituita da N < >

A

temperatura T, la teoria cinetica dei gas dimostra la relazione:

E = N m v

(1/2) ² = (3/2)PV = (3/2)RT

c (mole) < >

A

Questa relazione esprime, tramite primo ed ultimo membro, una proporzionalità diretta tra temperatura

assoluta ed energia cinetica. Ovvia conseguenza è che un aumento o diminuzione della temperatura assoluta

comporta un proporzionale aumento o diminuzione dell’energia cinetica media delle molecole.

I g a s r e a l

i

. E q

u

a z i

o n

i d

i v a n d

e r W a a l

s (

2 . 5 )

I g a s r e a l

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o n

i d

i v a n d

e r W a a l

s (

2 . 5 )

Le leggi dei gas e relative applicazioni fin ora trattate sono valide per gas ideali. Ci proponiamo ora di

verificare quando queste sono valide anche per i gas reali. Non esiste una differenza netta tra gas reale ed

ideale. Tuttavia si può assumere un gas reale come ideale sotto talune condizioni:

Pressione bassa (con l’aumento della pressione si rafforzano le interazioni tra le particelle);

1 ) Temperatura alta (al diminuire della temperatura si abbassa la velocità media delle molecole);

2 )

In generale, a temperatura e pressione circa ambiente, la maggior parte dei gas può essere considerata ideale.

Quando la e\o la non sono verificate, è necessario procedere ad opportune modifiche delle leggi dei

1) 2)

gas per estenderne la validità. Van der Waals modificò l’equazione di stato dei gas ideali in relazione alle

due differenze essenziali con i reali:

Il volume materialmente occupato dalle molecole non è trascurabile rispetto al volume del recipiente.

a) Dunque se è il volume materialmente occupato da una mole di gas reale (co-volume), il volume

b

realmente disponibile per il movimento delle moli di molecole presenti in un recipiente di volume

n

V sarà: V – (n . Pertanto vale V = V + (n

b) b)

(reale) (ideale)

Tra le particelle gassose esistono interazioni. Questo comporta che gli urti contro le pareti del

b) recipiente diminuiscono (perché le particelle sono attratte tra loro). Si ha allora che:

P = P – P

(reale) (ideale) (co-volume)

Diamo allora l’equazione di van der Waals: (P + P ) (V - (n =

b)) nRT

(reale) (co-volume) (reale)

R S – C S 3

II

CC

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AA

RR

DD

OO CC

II

M

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AA LL

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3 . 1 )

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n

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3 . 1 )

Il primo principio della termodinamica postula che l’energia può essere convertita da una forma all’altra ma

che non può essere né creata né distrutta. Ogni sistema ha un suo contenuto di energia, detta energia

nella quale si sommano tutte le forme di energia legate alla sua costituzione. Non è possibile

interna(E),

conoscere il valore esatto di E di un determinato sistema in un determinato stato; è però possibile

individuarne la variazione a seguito di una trasformazione. L’energia interna è una funzione di stato. Ogni

scambio di energia tra un sistema e l’ambiente avviene tramite un intermedio meccanico, ed allora si parla di

lavoro (W), oppure per passaggio di calore (Q); lavoro e calore non sono entità materiali, ma rappresentano

energia in transito. Per tali scambi occorre adottare una convenzione. Si assumono positivi il calore assorbito

dal sistema ed il lavoro compiuto dal sistema; si assumono negativi il calore ceduto dal sistema ed il lavoro

compiuto sul sistema. Si ha: ΔE = Q – W.

T r a s

f o r m a z i

o n

i r e v e r s

i

b

i

l

i e d i

r r e v e r s

i

b

i

l i (

3 . 2 )

T r a s

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b

i

l

i e d i

r r e v e r s

i

b

i

l i (

3 . 2 )

Per la termodinamica tutti i tipi di lavoro sono equivalenti. Consideriamo il lavoro (meccanico) di un gas

(ideale) che diminuisce il proprio volume V per azione di una pressione esterna P . Tale lavoro è indicato

e

come lavoro di tipo PΔV . Si ha che W è l’integrale definito da V a V di (P dV). In termodinamica si parla

1 1 2 e

di trasformazioni reversibili ed irreversibili. Una trasformazione reversibile viene definita come una

trasformazione quasi-statica ed invertibile, nel senso che i processi reversibili sono tutti ideali (assenza di

forze non bilanciate) e si svolgono in tempi infiniti mediante una successione infinita di stati di equilibrio, e

che è possibile compiere allo stesso modo il processo di trasformazione a ritroso. Le trasformazioni reali

sono dunque tutte irreversibili. Vale sempre W = W > W .

max rev irr

E n

t

a l

p

i

a (

3 . 3 )

E n

t

a l

p

i

a (

3 . 3 )

Si definisce entalpia H di un sistema termodinamico il valore H = E + PV. Essendo E, P, V variabili di stato,

H risulta anch’essa una variabile di stato. Nel caso di una trasformazione a pressione costante si ha:

2

ΔE = Q – P(V – V ), da cui ΔH = Q. Se Q >0, la trasformazione dicesi endotermica e risulta ΔE >0, ΔH >0. Se

2 1

invece Q <0, la trasformazione dicesi esotermica e risulta ΔE <0, ΔH <0. Si può anche parlare di entalpia per

reazioni a volume costante, e si ricava : ΔH = Q + ΔnRT

3

Se la trasformazione è una reazione chimica che porta alla formazione di un composto si parla di entalpia

molare di reazione (vedi cap. 3.4).

Poiché il valore dell’entalpia dipende da T e da P, sono state stabilite certe condizioni standard per rendere

confrontabili i valori dell’entalpia. Si definisce come stato standard di una specie chimica quello della specie

pura, nel suo stato stabile alla pressione 1atm e ad una temperatura T (generalmente viene assunta la

°

temperatura di 25°C). L’entalpia determinata in condizioni standard si denota con ΔH .

In certe condizioni sperimentali una mole di carbonio cristallino reagisce con una mole di

ESEMPIO :

ossigeno gassoso e forma una mole di diossido di carbonio, anch’esso gassoso (C +O CO ), con

(c) 2(g) 2(g)

°

un ΔH =-393,5kJ . In altre condizioni una mole di carbonio può reagire con mezza mole di ossigeno

(1) °

formando una mole di CO con un ΔH =-110,5kJ. Questa può reagire con un’altra mezza mole di

(g) (2) ° ° ° °

ossigeno per formare una mole di CO , con un ΔH =-283kJ. Si verifica che: ΔH = ΔH + ΔH .

2(g) (3) (1) (2) (3)

Abbiamo visto nell’esempio precedente come, essendo l’entalpia una funzione di stato, la sua variazione a

seguito di una reazione a pressione costante dipende soltanto dallo stato iniziale (reagenti) e dallo stato

°

finale (prodotti). Più propriamente possiamo affermare: in una reazione chimica il ΔH sarà uguale alla

1 Dalla meccanica: W = F W = (F / S)(S = P , dove S è la superficie del recipiente su cui agisce la forza

∆s ∆s) ∆V

e e e

relativa alla pressione P .

e

2 Dalla legge di Hess: “In una reazione chimica, l'effetto termico a pressione costante è indipendente dagli stati

intermedi attraverso i quali si evolve il sistema e dipende solo dal suo stato iniziale e finale”. In altre parole ciò significa

che la variazione di entalpia di una reazione che può essere scomposta idealmente in più reazioni parziali è pari alla

somma algebrica delle variazioni di entalpia dei singoli stadi. La variazione di entalpia è dunque, come già detto, una

funzione di stato.

3 (con V=cost, (in base all’equazione di stato)

∆H=∆E+P∆V+∆PV ∆V=0, ∆E=Q) ∆H=Q+V∆P ∆H=Q+∆nRT.

R S – C S

4 II

CC

CC

AA

RR

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M

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AA LL

AA

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M M

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A M I

C A H I

M I

C A

°

combinazione lineare dei ΔH delle reazioni di cui essa è combinazione lineare (con gli stessi coefficienti, e

ricordandosi che, se si prende una reazione con segno negativo, bisogna ribaltarla). Inoltre si definiscono

reazioni di formazione quelle reazioni che avvengono a partire dagli elementi base costituenti dei prodotti,

° °

ed il relativo ΔH si denota con ΔH (entalpia molare di formazione). Vale sempre la legge:

F

° ° °

= ∑ ΔH - ∑ ΔH

ΔH (reazione) F (prodotti) F (reagenti) °

Si ha la seguente: HCOOH = H O +CO e si vuole calcolarne il ΔH . Si consideri la

ESEMPIO : (l) 2 (l) (g) (reaz.)

°= - °

reazione: HCOOH = C + H +O di cui è noto che ΔH ΔH . Poi si consideri:

(l) (grafite) 2(g) 2(g) F(HCOOH)

°= ° ° °

+H +O = H O +CO , il cui ΔH ΔH + ΔH . Si ottiene allora ΔH =

C (grafite) 2(g) 2(g) 2 (l) (g) F(H O) F(CO) (reaz.)

2

° ° °

ΔH + ΔH - ΔH .

F(H O) F(CO) F(HCOOH)

2

L ’ e f f e t

t

o J o u

l

e -

T h

o m s

o n (

3 . 4 )

L ’ e f f e t

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o m s

o n (

3 . 4 )

Si consideri un sistema di volume V, che non scambia calore con l’esterno, formato da due recipienti rigidi

collegati da un rubinetto chiuso, e si ipotizzi che in uno dei due sia presente del gas reale ad una certa

temperatura T. Se si apre il rubinetto, il gas si espande anche nel secondo recipiente. Si osserva che:

W = Q = ΔE = 0. Infatti la pressione diminuisce, ma il volume dei due recipienti non varia e la trasformazione

è adiabatica. Ma, sperimentalmente, si registra un cambiamento di temperatura. Infatti, tenendo sempre

+ ∑(E ) , l’espansione provoca una variazione delle interazioni molecolari. Dunque, in

presente che E = ∑(U) i c i

presenza di forze attrattive, l’energia potenziale aumenta a discapito dell’energia cinetica, e la temperatura

diminuisce; in presenza di forze repulsive, l’energia potenziale diminuisce, con un conseguente aumento di

energia cinetica e, quindi, di temperatura (effetto Joule-Thomson). Per definizione, nel caso di un gas ideale

non vi sono interazioni fra le molecole, e dunque nessuna variazione di temperatura.

R S – C S 5

II

CC

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AA

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4 . 1 )

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4 . 1 )

Si definisce entropia Ѕ una funzione di stato intensiva la cui variazione è definita da: ∆Ѕ = Q /T (dЅ =

(REV)

/T). Poiché la materia presenta una naturale tendenza alla dispersione, le particelle sono in costante

dQ

(REV)

movimento casuale; di conseguenza possono trovarsi in diverse “configurazioni”. L’entropia misura il grado

di disordine di un sistema, ed il suo significato fisico è dunque legato al numero di configurazioni in cui può

trovarsi. Secondo il principio di Boltzmann vale anche: Ѕ = lnΩ , dove è la costante di Boltzmann, e Ω è il

k k

numero di configurazioni possibili del sistema. Il terzo principio della termodinamica (o di Nernst) dice che

l’entropia di un cristallo puro allo zero assoluto (0K) è uguale a 0 (Ω 1). Questo fornisce un riferimento per

il valore dell’entropia. Il primo principio (ΔE=Q-W) è una condizione necessaria, ma non sufficiente affinché

una reazione avvenga e non ci fornisce indicazioni circa la sua spontaneità. Le trasformazioni che avvengono

spontaneamente, e che quindi tendono, per natura, alla dispersione, causano una degradazione dell’energia,

ed un aumento di entropia. Infatti si dimostra che:

dЅ + dЅ = 0 per una trasformazione reversibile(in equilibrio istante per istante), mentre

(sistema) (ambiente)

dЅ + dЅ > 0 per una trasformazione irreversibile (spontanea). Se risulta dЅ + dЅ < 0

(sistema) (ambiente) (sistema) (ambiente)

in una trasformazione irreversibile, significa che sarebbe spontanea la reazione contraria.

E n

e r g i

a l

i

b

e r a (

4 . 2 )

E n

e r g i

a l

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b

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4 . 2 )

Definiamo energia libera di Gibbs (o entalpia libera) la funzione di stato definita da Ϟ = H – TЅ, e la cui

variazione, presa con segno negativo -∆Ϟ esprime il lavoro ancora utilizzabile. Infatti se a pressione e

temperatura costante calcoliamo dϞ otteniamo che -dϞ=dW –PdV, che esprime la differenza tra il lavoro

1 (REV)

reversibile (max) ed il lavoro compiuto. Dal valore dϞ o ∆Ϟ equivalentemente possiamo ricavare le seguenti:

I. Se ∆Ϟ < 0 la trasformazione avviene spontaneamente e irreversibilmente fino all’equilibrio.

II. Se ∆Ϟ = 0 la trasformazione è all’equilibrio (cioè è reversibile o non procede).

III. Se ∆Ϟ > 0 la trasformazione non avviene spontaneamente.

Chiamiamo inoltre energia libera di Helmolts la funzione di stato definita da Ϝ = E – TЅ. Con passaggi

analoghi a quelli eseguiti per il calcolo di dϞ a temperatura costante, otteniamo che dϜ = -dW .

(REV)

Anche per entropia ed entalpia libera vale il principio formulato nella legge di Hess, e risulta sempre:

° ° ° ° ° °

ΔϞ =∑ΔϞ -∑ΔϞ ; ∆Ѕ =∑Ѕ -∑Ѕ

(reazione) (prodotti) (reagenti) (reazione) (prodotti) (reagenti)

C

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p

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i

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4 . 3 )

C

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4 . 3 )

Si definisce calore specifico (medio) di una sostanza ad una temperatura T la quantità di calore necessaria

c

per aumentare di 1°C la temperatura di 1g di quella sostanza. In chimica più che i calori specifici vengono

considerati i calori specifici molari , prodotto del calore specifico per il relativo peso molecolare (c = PM).

c

mol

Siano e i calori specifici molari misurati rispettivamente a pressione e a volume costante di una

c c

p v

determinata sostanza gassosa. Tali valori esprimono il rapporto tra una quantità Q di calore scambiato (a

pressione o a volume costante) dalla mole di sostanza gassosa considerata e la relativa variazione di

temperatura T. Il rapporto esprime un valore medio del calore specifico; tuttavia, entro piccoli intervalli di

temperatura, può ragionevolmente ritenersi che e coincidano con i loro valori medi. Pertanto ogni

c c

p v

quantità di calore Q scambiata a pressione o volume costante è data dalle relazioni:

Q = ΔT ; Q = ΔT

c c

p p v v

da cui = ΔH / ΔT e = ΔE / ΔT, ed infine = + R.

2

c c c c

p v p v

1 dG=dH-TdЅ-ЅdT dG=dE+PdV+VdP-TdЅ-ЅdT dG=dQ -dW +PdV+VdP-TdЅ-ЅdT . Poiché T e P sono

(REV) (REV)

costanti, e dЅ=dQ /T, allora dG = -W + PdV.

(REV) (REV)

2 H=E+RT (per una mole di gas) c =(E +RT -E -RT )/(T -T ) c =[R(∆T)/ +[∆E/∆T] c =c +R.

∆T]

p 2 2 1 1 2 1 p p v

R S – C S

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I n

t

r o d

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z i

o n

e (

5 . 1 )

I n

t

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u

z i

o n

e (

5 . 1 )

Una sostanza può, attraverso varie trasformazioni, cambiare il suo stato di aggregazione. Definiamo:

Evaporazione : Liquido Vapore

Condensazione: Vapore Liquido

Fusione: Solido Liquido

Solidificazione: Liquido Solido

Sublimazione: Solido Vapore

Brinamento: Vapore Solido

A prescindere dallo stato di aggregazione della materia, la temperatura mantiene lo stesso significato fisico,

+ ∑U, si

e così anche l’energia cinetica. Tuttavia cambia l’energia interna. Infatti, ricordando che E = ∑E c

trova che l’energia potenziale ha un valore diverso a seconda dello stato fisico di aggregazione. Infatti in

presenza di forze attrattive passando rispettivamente da solido, a liquido, a gassoso, U aumenta, e così

l’energia interna (mentre in presenza di forze repulsive diminuisce).

C

o n

d

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s

a z i

o n

e , e v a p

o r a z i

o n

e , e b

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l

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z i

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e ( 5 . 2 )

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o n

e , e b

o l

l

i

z i

o n

e ( 5 . 2 )

Per le considerazioni effettuate in (5.1), in un sistema isolato, che implica ∆E=0, se avviene un’evaporazione,

si avrà una diminuzione di energia cinetica, e quindi il sistema si raffredda (trasformazione endotermica). Se

invece avviene una condensazione, si avrà un aumento di energia cinetica, e quindi il sistema si riscalda

(trasformazione esotermica). Consideriamo ora un sistema isolato formato da un recipiente che contiene una

sostanza unicamente liquida (e quindi P =0) a temperatura costante . È noto che le particelle si muovono con

i

velocità diverse. Esiste una velocità soglia oltre la quale le particelle sfuggono alle forze attrattive e si

trasformano in vapore. Dopo un certo tempo t, alcune particelle di vapore (le più lente) inizieranno a

trasformarsi nuovamente in liquido, fino al raggiungimento di un equilibrio dinamico con una P costante.

eq

La pressione P del vapore, in equilibrio con il suo liquido ad una certa temperatura, si definisce come

eq

tensione di vapore(o pressione di vapore). Si osserva che durante la trasformazione la velocità di

condensazione aumenta fino a stabilizzarsi e rendersi uguale alla velocità di evaporazione, ossia al

raggiungimento dell’equilibrio dinamico. Si osserva ora che, se si aumenta la temperatura, il sistema tende a

far evaporare più liquido. Questo è spiegato dal principio di Chatelier-Brawn, che recita: “Quando un

sistema all’equilibrio viene perturbato, esso tende ad un nuovo equilibrio tale da minimizzare la causa

perturbatrice”. Infatti se si aumenta la temperatura, il sistema tenta di opporsi a questa perturbazione con

una reazione endotermica che raffredda il sistema, l’evaporazione. La legge di Clausius-Clapeyron ci

fornisce una relazione tra l’andamento della tensione di vapore rispetto alla variazione di temperatura:

ln(P /P ) = ∆H [(1/T ) – (1/T )]/R. Ciò implica che se T >T P >P (∆H è ovviamente positivo).

2eq 1eq (evap.) 1 2 2 1 2eq 1eq (evap.)

Una specie chimica che ha una tensione di vapore più alta rispetto ad un’altra dicesi “più volatile”.

Si definisce umidità relativa il rapporto tra la pressione parziale del vapore d’acqua e la tensione di vapore

dell’acqua liquida: µ = P / P . Si evince che se µ 1 il liquido non evapora, se µ 0 siamo lontani

eq

dall’equilibrio e l’acqua evapora.

Come dimostrato dall’equazione di Clausius-Clapeyron, allorché aumentando la temperatura di un liquido

aumenta la sua tensione di vapore, se questa raggiunge il valore della pressione che insiste sulla superficie

del liquido (pressione esterna), il liquido bolle, cioè si ha formazione di vapore non soltanto sulla superficie

del liquido, ma in tutta la massa; la temperatura a cui ciò si verifica è detta temperatura di ebollizione, ed il

suo valore dipende dunque dalla pressione esterna. Convenzionalmente quando si parla di temperatura di

ebollizione di un liquido si intende quella temperatura necessaria quando la pressione esterna è di 1atm .

T e m p

e r a t

u

r a c

r i

t

i c

a (

5 . 3 )

T e m p

e r a t

u

r a c

r i

t

i c

a (

5 . 3 )

Possiamo affermare che per ogni specie gassosa esiste una temperatura critica oltre la quale non è possibile

che essa venga liquefatta per compressione. L’esistenza di questa soglia è intuibile: infatti la possibilità che

molecole di gas si uniscano per formare un liquido è subordinata al fatto che l’energia delle interazioni

attrattive fra le molecole sia maggiore della loro energia cinetica media. Aumentando la temperatura

l’energia delle interazioni resta praticamente costante, mentre l’energia cinetica aumenta. È ovvio che alla

temperatura critica il gas non può più liquefare, poiché l’energia cinetica media eguaglia quella delle

interazioni. Quanto più deboli sono le interazioni tra le molecole di un gas (e dunque un’energia di legame

R S – C S 7

II

CC

CC

AA

RR

DD

OO CC

II

M

EE

CC

AA LL

AA

UU

DD

II

OO CC

II

M

EE

CC

AA

R S – C S

M M

I

C C A R D

O C I

M

E C A L

A U D I

O C I M

E C A

C I G

HH

II

M

II

CC

AA PP

EE

RR N G

EE

G N

EE

RR

II

AA EE

SS

TT

II

OO

NN

AA

LL

EE

C I G

M N G G N

H

I M

I

C A P

E R N G

E G N

E R I

A E S

T I

O N

A L

E

T C

EE

RR

M

O D I

N

A M I

C AA HH

II

M II

CC

AA

T C

M

O D I

N

A M I

C M

E R M

O D I

N

A M I

C A H I

M I

C A

molto alta), tanto più basso sarà il valore della sua temperatura critica. Si definisce gas una specie chimica

aeriforme che si trova al di sopra della sua temperatura critica, e vapore una specie chimica aeriforme che si

trova al di sotto di essa. Convenzionalmente ci si riferisce ad una specie gassosa con il termine “vapore”

quando la sua temperatura critica è molto elevata rispetto alla temperatura ambiente. L’esperienza di

Andrews mostra quanto detto fin ora. Supponiamo di avere un

recipiente con un vapore ed un pistone ideale. Se eseguiamo

compressioni isoterme la pressione aumenta fino ad un certo

valore (mentre il volume continua a diminuire), durante la quale

a pressione costante il vapore si trasforma totalmente in liquido.

Da questo momento, a piccole compressioni, corrispondo grandi

aumenti di pressione. Ripetendo l’esperimento a temperature via

via più elevate si otterranno simili risultati (come mostrato in fig.

a fianco) fino a che, raggiunta la temperatura critica, il grafico

non presenta più il tratto costante (dove si registra una

compresenza di liquido e vapore): la sostanza non si liquefà più.

P r i

m i c

e n

n

i s

u

l

l

e s

o l

u z i

o n

i (

5 . 4 )

P r i

m i c

e n

n

i s

u

l

l

e s

o l

u z i

o n

i (

5 . 4 )

Le soluzioni sono dispersioni omogenee di più specie chimiche l’una nell’altra, in proporzioni variabili entro

un campo finito di valori. La soluzione più semplice è costituita da un’unica specie chimica come solvente e

da un’unica specie chimica come soluto , ma è possibile avere soluzioni in cui il solvente è costituito da più

specie chimiche (solubili tra loro) e i soluti sono più di uno. È d’uso indicare con il nome di solvente il

componente della soluzione che si presenta nello stesso stato di aggregazione di questa, e con quello di

soluto l’altro. Se solvente e soluto hanno lo stesso stato di aggregazione si indica come solvente la specie

presente in quantità molecolarmente maggiore. Talvolta non è possibile fare tale differenza, ad esempio una

soluzione costituita da un ugual numero di molecole di acqua e di etanolo; in questo caso, infatti, può

parlarsi indifferentemente di soluzione acquosa di alcol o di soluzione alcolica di acqua.

La composizione quantitativa delle soluzioni, ossia la sua concentrazione , può essere espressa in diversi

modi, a seconda dei dati in possesso o delle considerazioni che si vogliono fare:

Composizione percentuale in peso : Esprime il numero di grammi di soluto contenuti in 100g di

soluzione. Si calcola risolvendo la proporzione g : g = x : 100 , dove x è la percentuale

(soluto) (soluzione)

di soluto.

Molalità : Esprime il numero di moli di soluto disciolte in 1 kg di solvente. Si calcola risolvendo la

proporzione moli : kg = x : 1 , cioè: x = ( moli / kg ) mol/kg . Essa viene

(soluto) (solvente) (soluto) (solvente)

convenzionalmente con .

m

Molarità : Esprime il numero di moli di soluto contenuti in 1 l di soluzione. Si calcola risolvendo la

proporzione moli : l = x : 1 , cioè: x = ( moli / l ) mol/l . Essa viene

(soluto) (soluzione) (soluto) (soluzione)

convenzionalmente indicata con M.

Quando si fa riferimento alla concentrazione di una sostanza A qualsiasi, si usa la notazione : [A] .

Data una reazione irreversibile, si definisce reagente limitante il reagente il cui esaurimento impedisce alla

reazione di proseguire fino al completamento (cioè fino alla totale scomparsa dei reagenti). In altre parole un

reagente è limitante se è presente nell'ambiente di reazione in quantità minore rispetto al rapporto

stechiometrico. Analogamente si definisce il reagente in eccesso.

R S – C S

8 II

CC

CC

AA

RR

DD

OO CC

II

M

EE

CC

AA LL

AA

UU

DD

II

OO CC

II

M

EE

CC

AA

R S – C S

M M

I

C C A R D

O C I

M

E C A L

A U D I

O C I M

E C A


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DETTAGLI
Esame: Chimica
Corso di laurea: Corso di laurea in ingegneria gestionale (AGRIGENTO, PALERMO)
SSD:
Università: Palermo - Unipa
A.A.: 2013-2014

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher RiccardoScimeca di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Palermo - Unipa o del prof Alessi Sabina.

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