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Le soluzioni Frazione molare (mol/mol) Molarità (mol/V) Molalità (mol/g) % in peso (g/g) Quantità disciolta (g/V) Altre Misure relative a soluzioni Misure.

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1 Le soluzioni Frazione molare (mol/mol) Molarità (mol/V) Molalità (mol/g) % in peso (g/g) Quantità disciolta (g/V) Altre Misure relative a soluzioni Misure di concentrazione densità (g/V) solubilità (g/V)

2 Esercizio Discutere con una simpatica 80 enne al supermercato 1.Risolvere 2. Dare la risposta giusta 3. Perché chimica e marketing non vanno d’accordo

3 Solubilità in vari solventi H2OH2OC 2 H 5 OHC6H6C6H6 LiCl 15,020,59- NH 4 Cl 6,905,5x I2I2 1,1x ,050,64 C 10 H 8 2,3x ,6310,01 Mol kg -1 di solvente

4 Esercizio Ri Discutere con una simpatica 80 enne al supermercato 1.Lavare a secco oppure no Licopene, carotene, clorofilla, antociani, polifenoli, acido fluoridrico, ruggine, candeggina

5 Esercizio Acidità di stomaco?

6 Esercizio Agitare una soluzione é una cosa intelligente? Perché giro lo zucchero nel caffé? Se sciolgo del sale in h2o, dopo quanto tempo si forma un precipitato?

7 Solubilizzazione e solvatazione Le molecole di solvente, che sono dipoli, interagiscono con gli ioni alla superficie del cristallo. Questo indebolisce il legame tra gli ioni del cristallo Cationi ed anioni attraggono il solvente ciascuno secondo la propria carica solubilizzazione

8 Solubilità di alcuni sali F-F- Cl - I-I- SO 4 2- CO 3 2- Li + 0,1015,0212,322,370,20 Na + 1,006,4112,270,330,66 K+K+ 15,884,657,680,708,1 Mg 2+ 1,2x ,965,322,161,2x10 -3 Ca 2+ 2,9x ,717,111,5x ,3x10 -4 Sr 2+ 7,0x ,394,846,0x ,66 Ba 2+ 6,8x ,804,349,0x ,0x10 -4 Mol kg -1 di solvente

9 Se aumento la temperatura, il sistema si sposta verso la situazione dove il sistema assorbe calore Soluzione satura Solubilizzazione endoentalpica KClK + +Cl - -Q p Se aumento la temperatura, il sistema si sposta verso la situazione dove il sistema assorbe calore

10 Il Principio di La Chatelier-Braun Un sistema all’equilibrio reagisce ad un cambiamento in modo tale da opporvisi, o comunque da minimizzare gli effetti di quel cambiamento Consequenze sulla solubilità?

11 Le Proprietà colligative Si definiscono con questo termine tutte le proprietà che dipendono dal numero relativo di particelle del soluto rispetto al numero di particelle del solvente ma NON dalla loro natura chimica

12 La tensione di vapore P=x 1 P 1 + x 2 P 2 Caso di 2 liquidi completamente miscibili

13 Legge di Raoult P=x 1 P 1 + x 2 P 2 Soluto solido in solvente liquido L’abbassamento della tensione di vapore di una soluzione dipende dalla frazione molare del soluto Legge di Raoult 0 2

14 Innalzamento ebullioscopico Abbassamento crioscopico L’aggiunta di un soluto ad un solvente fa aumentare la Teb della soluzione e fa diminuire la Tf rispetto ai valori del solvente puro

15 Innalzamento ebullioscopico Abbassamento crioscopico Le costanti K eb e K cr sono caratteristiche di ogni dato solvente e non variano al variare del soluto fino a che la soluzione si comporta come una soluzione ideale H 2 O K eb =0,52 K cr =1,86

16 La pressione osmotica La pressione da applicare sulla superficie della soluzione stessa, quando questa è in contatto con il solvente puro attraverso una membrana semipermeabile, affinché NON si abbia il passaggio netto di molecole dal solvente puro alla soluzione

17 Cose pratiche… Soluzione isotonica rispetto alla cellula Soluzione ipertonica Soluzione ipotonica Osmosi nei globuli rossi

18 Domande Cosa è la nebbia? E Che cosa è il fumo?

19 Sistemi dispersi Sono una via intermedia tra una soluzione ed un sistema eterogeneo Una soluzione è un sistema dove le proprietà chimiche e fisiche sono costanti per ogni volume piccolo a piacere Se agito una sostanza insolubile in un solvente ottengo un sistema eterogeneo. Il passaggio tra sistema eterogeneo e soluzione puo’ essere visto come un fenomeno continuo. Le particelle in sospensione sono sempre piu’ piccole fino a che non si ottiene un sistema che “sembra” omogeneo (perché le particelle in sospensione sono troppo piccole per essere visibili), ma che in realtà non lo è. Quando le particelle sospese hanno dimensioni dell’ordine di nm e sono costituite da 10 3 –10 9 atomi ciascuno si definisce un sistema disperso

20 Sol-gel La dispersione di un solido in un liquido si deifnisce un SOL Le particelle di solido sono dette anche micelle. Talvolta le micelle possono interagire. Per effetto di piccole permutazioni del sistema, le micelle disperse dentro un sol possono dare vita ad una struttura rigida dove il solvente rimane intrappolato Si ha cosi’ un GEL, che puo’ essere visto come un sol solidificato, ovvero la dispersione di un liquido dentro un solido

21 Emulsioni Dispersione acqua-olio

22 Diagramma di stato

23 Diagramma di stato di sale in H2O Temperatura eutettica Eutettico=facile a sciogliersi

24 Miscele eutettiche con ghiaccio Na 2 SO 4 3,83-1,1 MgSO ,9 KCl19,7-10,7 NH 4 Cl19,7-15,4 NaCl23,3-21,1 K 2 CO 3 39,5-36,5 CaCl 2 29,8-55 KOH31,5-65

25 Diagramma di due liquidi miscibili

26 Azeotropo Miscele H2O C2H5OH 96% 78,2 Miscele H2O HNO332% 120,5

27 L’ Equilibrio chimico

28 N2O4N2O4 incolore

29 L’ Equilibrio chimico N2O4N2O4 2 NO 2 incolore

30 L’ Equilibrio chimico NO 2

31 L’ Equilibrio chimico NO 2 N2O4N2O4 Gas incolore

32 L’ Equilibrio chimico N2O4N2O4 2 NO 2 N2O4N2O4 Gas incolore + gas rosso scuro

33 L’ Equilibrio chimico 2NO 2 N2O4N2O4 Equilibrio dinamico

34 L’ Equilibrio chimico aA +bB cC + dD Per un sistema chimico all’equilibrio, il rapporto fra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti di reazione e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, ciascuna concentrazione essendo elevata a una potenza pari al coefficiente stechiometrico con la specie compare nella reazione, è COSTANTE A TEMPERATURA COSTANTE

35 L’ Equilibrio chimico aA +bB cC + dD ATTENZIONE Le concentrazioni SONO QUELLE DELLE SPECIE ALL’EQUILIBRIO!

36 L’ Equilibrio chimico 2NO 2 N2O4N2O4 N2N2 2NH 3 +3H 2

37 Costante di Equilibrio La costante di equilibrio è costante a Temperatura costante Ha un senso solo se associata ad un equilibrio chimico, scritto con una precisa stechiometria

38 Costante di Equilibrio Esempio: N2O4N2O4 2NO 2 N2O4N2O4

39 Costante di Equilibrio Esempio: N2N2 2NH 3 +3H 2 ½ N 2 NH / 2 H 2

40 Equilibrio in fase gassosa Gli esempi fino a qui discussi riguardano sistemi in fase gassosa. Tutte le specie chimiche che definiscono un equilibrio chimico devono trovarsi nella stessa fase

41 Equilibrio in fase gassosa CaCO 3 CaO+CO 2 solido gas

42 Equilibrio eterogeneo CaCO 3 CaO +CO 2 solido gas

43 Equilibrio eterogeneo C+H2OH 2 + CO Solo le specie in fase gassosa determinano l’equilibrio

44 Aspetti quantitativi N H 2  2NH 3 Kc=10 8 a 25 °C Kc=40 a 400 °C, N 2 + O 2  2NO Kc= a 25 °C, Kc=10 -1 a 2000 °C La costante di equilibrio puo’ variare in modo sostanziale il funzione della temperatura


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