Che cosa sono gli Stati di aggregazione in chimica

STATI DI AGGREGAZIONE

TRANSIZIONI DI FASE

• Gas: Particelle con elevata energia cinetica e bassa energia potenziale (le interazioni intermolecolari sono fortemente contrastate dal moto termico delle particelle). Il volume e la forma corrispondono a quelli del contenitore → alta comprimibilità e bassa densità
• Solidi: bassissime energie cinetiche e massime interazioni potenziali. Hanno una densità elevata e sono pressoché incomprimibili
• Liquidi: le particelle scorrono l'una sull'altra

Una fase è una porzione di materia caratterizzata in ogni suo punto dalle stesse proprietà fisiche e chimiche.

Una miscela gassosa è sempre a una fase, così come due liquidi miscibili. Ho due fasi distinte quando ad esempio ho 2 liquidi immiscibili (es. acqua e olio) o un solido non solubile in un liquido. Le soluzioni sono costituite da un'unica fase.

La transizione di fase corrisponde ad un cambio di stato di aggregazione.

Il passaggio di stato da liquido a gassoso dovrebbe chiamarsi vaporizzazione o ebollizione. L'evaporazione avviene a qualunque temperatura (non è sempre corretto utilizzare questo termine).

Il passaggio da stato solido a stato gassoso si dice sublimazione. Il processo inverso è detto brinamento.

A ognuna di queste transizioni di fase è associata una temperatura (es. temperatura di fusione, sublimazione, vaporizzazione ecc.).

A ogni transizione di fase è associata una certa entalpia ΔH (calore associato ad una trasformazione a pressione costante). Quest'ultima è una funzione di stato (dipende solo da stato iniziale e stato finale).

Le transizioni di fase possono essere:

• Endotermiche: il sistema assorbe calore
• Esotermiche: il sistema cede calore.

L'entalpia di una transizione di fase dipende in primo modo dalle forze intermolecolari. ΔH⁰ indica le condizioni standard (25 °C e 1 atm).

Il grafico delle curve di raffreddamento può essere diviso in 5 zone. Nella 1°, 3° e 5° la sottrazione del calore causa una diminuzione della temperatura → diminuisce l'energia cinetica dei gas. Nel secondo stadio e nel quarto (isotermi), nonostante si sottragga calore la temperatura rimane costante finché l'ultima molecola di gas non è condensata. Qui varia l'energia potenziale media (aumentano fortemente le interazioni tra le particelle).

STATI DI AGGREGAZIONE

TRANSIZIONI DI FASE

• Gas: Particelle con elevata energia cinetica e bassa energia potenziale (le interazioni intermolecolari sono fortemente contrastate dal moto termico delle particelle). Il volume e la forma corrispondono a quelli del contenitore → alta comprimibilità e bassa densità
• Solidi: bassissime energie cinetiche e massime interazioni potenziali. Hanno una densità elevata e sono pressoché incomprimibili
• Liquidi: le particelle scorrono l’una sull’altra

Una fase è una porzione di materia caratterizzata in ogni suo punto dalle stesse proprietà fisiche e chimiche.

Una miscela gassosa è sempre a una fase, così come due liquidi miscibili. Ho due fasi distinte quando ad esempio ho 2 liquidi immiscibili (es. acqua e olio) o un solido non solubile in un liquido. Le soluzioni sono costituite da un’unica fase.

La transizione di fase corrisponde ad un cambio di stato di aggregazione.

Il passaggio di stato da liquido a gassoso dovrebbe chiamarsi vaporizzazione o ebollizione. L’evaporazione avviene a qualunque temperatura (non è sempre corretto utilizzare questo termine).

Il passaggio da stato solido a stato gassoso si dice sublimazione. Il processo inverso è detto brinamento.

A ognuna di queste transizioni di fase è associata una temperatura (es. temperatura di fusione, sublimazione, vaporizzazione ecc.).

A ogni transizione di fase è associata una certa entalpia ΔH (calore associato ad una trasformazione a pressione costante). Quest’ultima è una funzione di stato (dipende solo da stato iniziale e stato finale).

Le transizioni di fase possono essere:

• Endotermiche: il sistema assorbe calore
• Esotermiche: il sistema cede calore.

L’entalpia di una transizione di fase dipende in primo modo dalle forze intermolecolari. ΔH⁰ indica le condizioni standard (25 °C e 1 atm).

Il grafico delle curve di raffreddamento può essere diviso in 5 zone. Nella 1°, 3° e 5° la sottrazione del calore causa una diminuzione della temperatura → diminuisce l’energia cinetica dei gas. Nel secondo stadio e nel quarto (isotermi), nonostante si sottragga calore la temperatura rimane costante finché l’ultima molecola di gas non è condensata. Qui varia l’energia potenziale media (aumentano fortemente le interazioni tra le particelle).

Una volta che abbiamo tutto liquido di nuovo la temperatura sottraendo calore diminuisce. La temperatura poi rimane costante dopo la solidificazione (4^afase), per poi scendere nuovamente sottraendo calore (5^afase).

STATO LIQUIDO E PRESSIONE DI VAPORE DEL LIQUIDO

L’evaporazione è un processo che riguarda le particelle nell’interfaccia tra un liquido ed un aeriforme. L’ebollizione non riguarda solo l’interfaccia.

ESPERIMENTO: abbiamo un pallone di vetro con un liquido all’interno, in cui viene fatto il vuoto. All’istante 0 la pressione è uguale a 0. Essendoci del vuoto nello spazio di testa il liquido inizia subito ad evaporare. Nel primo lasso di tempo la velocità di evaporazione del liquido è maggiore di quella che le particelle avrebbero per condensare. Si giunge ad un valore di pressione costante che è il valore della pressione esercitata dalla fase vapore in equilibrio con la propria fase liquida. Si instaura un equilibrio dinamico (c’è sempre una velocità con cui le molecole evaporano e ricondensano – nella prima fase è maggiore, per poi raggiungere l’equilibrio). Perturbando l’equilibrio il sistema tende a ripristinare le condizioni precedenti.

La pressione di vapore dipende dalla temperatura, che influenza i risultati dell’esperimento.

Il fatto che l’evaporazione sia un fenomeno dell’interfaccia, può essere rappresentato con un grafico simile a quello della distribuzione della velocità delle particelle per lo stato gassoso.

Maggiore temperatura in un liquido significa maggiore energia cinetica nelle particelle. Aumentare la temperatura significa avere più particelle in grado di vincere le forze intermolecolari e che passano dallo stato liquido a quello aeriforme.

La tensione di vapore aumenta in modo esponenziale con la temperatura, non lineare.

Quando la tensione di vapore eguaglia la pressione esterna, si ha un’ebollizione, che non riguarda solo l’interfaccia ma tutte le molecole di liquido. A pressioni minori la temperatura di ebollizione è minore.

Si può parlare di tensione di vapore anche in un solido.

C’è un’equazione che correla la tensione di vapore alla temperatura: quella di Clausius-Clapeyron:

P = c*e^ΔH_(vap)/RT

• c = costante
• ΔH_vap = calore di vaporizzazione

Definiamo temperatura normale di ebollizione o di fusione la temperatura a cui un liquido bolle o fonde quando la pressione esterna è 1 atm.

DIAGRAMMI DI FASE

Nel diagramma di fase sull'asse delle y ho la pressione e su quello delle x ho la temperatura.Sono diagrammi che indicano lo stato di aggregazione ad una certa pressione e temperatura.

• Curve: 2 fasi in equilibrio
• Punto triplo: tutte e 3 le fasi sono in equilibrio
• Acqua:
  • punto triplo vicino a 0 °C
  • pressione atmosferica sopra al punto triplo
  • Se mi trovo al di sotto del punto triplo ho la sublimazione diretta del solido ad aeriforme.
  • L'unico tratto rettilineo è la linea di confine solido-liquido.
  • Nell'acqua la pendenza della curva è abbastanza negativa; tutte le altre sostanze la hanno positiva
  • La curva è ΔH_fusione/TΔV_fusione
  • La curva che separa il liquido dall’aeriforme è quella data dall’equazione di Clausius-Clapeyron, che dice come varia la tensione di vapore all’aumentare della temperatura.
  • Alla sommità della curva abbiamo il punto critico, con pressione e temperatura critica. Quello dell’acqua è: T = 374 °C; P = 218 atm.
  • Oltre questo punto critico l’acqua è presente sotto forma di fluido supercritico (intermedio fra liquido e gas), con proprietà solventi simili a quelle di un liquido ma con viscosità più simile a quella di un gas.
  • Al di sotto del punto critico posso liquefare la sostanza aumentando la pressione. Al di là del punto critico avrò un fluido supercritico.

• CO₂
  • L’unico tratto rettilineo è quello di confine solido-liquido, che però ha pendenza positiva; il solido è più denso del liquido
  • Il punto critico si trova a T = -57 °C e a P = 5,1 atm. Questa pressione si trova al di sotto del punto triplo diminuendo la T si ottiene ghiaccio secco.
  • Il punto critico è a 31 °C e 73 atm
  • La CO₂ supercritica è utilizzata molto come solvente per estrarre la caffeina dal caffè e renderlo decaffeinato

LA LIQUEFAZIONE DEI GAS – DIAGRAMMA DI ANDREWS

È un diagramma pressione-volume con delle curve isoterme che rappresentano variazione di pressione in funzione del volume a temperatura costante. La curva PV non è un’iperbole perché nei gas reali ci sono anche forze intermolecolari. Partendo da un volume di gas, lo si comprime. In un primo tratto si segue l’equazione di Boyle. Man mano che ci si avvicina alla curva liquido-aeriforme iniziano a sentirsi le forze intermolecolari. Ad un certo punto l’aeriforme inizia a condensare. A questo punto si ha un tratto rettilineo in cui il volume diminuisce ma la pressione rimane costante. si forma sempre più liquido, con volume minore del gas ma pressione maggiore (equilibrio).

Arrivato all’equilibrio liquido-vapore il liquido è considerato quasi incomprimibile, quindi variando la pressione il liquido verrà compresso di poco la curva va su in modo molto rapido

Campana di Andrews: curva tratteggiata che indica i punti di deviazione del grafico. La sua sommità rappresenta il punto sopra al quale avremo fluidi supercritici.

LA NATURA UNICA DELL’ACQUA

• Grande potere solvente grazie alla sua polarità
• Regolatore termico ha elevata capacità termica specifica. Si dice che gli oceani siano il regolatore termico del pianeta. Questo avviene per il fatto che la presenza