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Lezione 4 Soluzioni e proprietà colligative Lezione 4 Soluzioni e proprietà colligative.

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Presentazione sul tema: "Lezione 4 Soluzioni e proprietà colligative Lezione 4 Soluzioni e proprietà colligative."— Transcript della presentazione:

1 Lezione 4 Soluzioni e proprietà colligative Lezione 4 Soluzioni e proprietà colligative

2 Una soluzione è una miscela omogenea di più composti chimici SOLUZIONI GASSOSE: le miscele gassose sono sempre omogenee e quindi formano sempre una soluzione SOLUZIONI SOLUZIONI LIQUIDE: si possono formare sciogliendo in un liquido, chiamato solvente, gas, solidi o altri liquidi. SOLUZIONI SOLIDE: sono abbastanza comuni: per esempio le leghe metalliche sono una miscela omogenea solida di più metalli. Ottone (Cu-Zn) Bronzo (Cu-Sn) Acciaio (Fe-C) Inox (Fe-Cr-C)

3 Solvente: Componente predominante Soluti: Componenti presenti in quantità minori Solvente Soluto B Soluto C Soluto A

4 CONCENTRAZIONE DI UNA SOLUZIONE CONCENTRAZIONE DI UNA SOLUZIONE Frazione molare: Molalità: Molarità: ; Q = kg di solvente ; V = L di soluzione

5 S > 0 sempre (il disordine aumenta) S > 0 sempre (il disordine aumenta) la soluzione si forma spontaneamente se: H < 0, H = 0, oppure H < T S H < 0, H = 0, oppure H < T S + soluzione di A e B soluzione di A e B A + B G = H - T S < 0 G = H - T S < 0 H interazioni tra A e B – interazioni A – interazioni B H interazioni tra A e B – interazioni A – interazioni BAB

6 Esempi: CaCl 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) H < 0 NH 4 NO 3 (s) NH 4 + (aq) + NO 3 - (aq) H > 0 Soluzioni ideali: H = 0

7 Liquido Vapore energia delle molecole sulla superficie frazione di molecole H evap. Levaporazione è un fenomeno che avviene sulla superficie di separazione.

8 A + B soluzione di A e B H = 0 (soluzione ideale) G < 0 (sempre) Legge di Raoult: La pressione di vapore di un componente è proporzionale alla frazione delle sue molecole. P A = P A 0 X A P B = P B 0 X B François-Marie Raoult ( )

9 P A = P A 0 X A P B = P B 0 X B X A + X B = 1 XAXAXAXA10 XBXBXBXB10 PA0PA0PA0PA0 PAPAPAPA PB0PB0PB0PB0 PBPBPBPB P tot PAPAPAPA PBPBPBPB

10 pressione temperatura LIQUIDO SOLIDO GAS 0°C 100°C 1,00 atm soluzione Temperatura di congelamento della soluzione Temperatura di ebollizione della soluzione

11 Proprietà delle soluzioni ideali: abbassamento della pressione parziale di vaporeP i = P i ° X i innalzamento della temperatura di ebollizione T eb = k eb m i abbassamento della temperatura di congelamento T cr = - k cr m i k eb k cr BenzeneC 6 H 6 2,534,9 Etere dietilicoC 4 H 10 O2,021,8 Alcool etilicoC 2 H 6 O1,221,9 AcquaH 2 O0,5121,86

12 solvente con soluto solvente puro flusso di solvente (osmosi) membrana semipermeabile (fa passare solo il solvente) A B Pressione osmotica Pressione osmotica = pressione che occorre esercitare su A per bloccare il flusso osmotico

13

14 = pressione osmotica = pressione osmotica V = n RT da cui: = RT c (c = molarità) = RT c (c = molarità) Jacobus Henricus van 't Hoff Rotterdam (1852) - Steglitz (1911) Premio Nobel per la Chimica 1901 Legge di vant Hoff c= concentrazione specie in soluzione

15 Proprietà colligative: abbassamento della pressione parziale di vaporeP i = P i ° X i innalzamento della temperatura di ebollizione T eb = k eb m i abbassamento della temperatura di congelamento T cr = - k cr m i pressione osmotica = RT M i

16 Ibridazione Quando un atomo, che ha elettroni su orbitali s e p, inizia a formare dei legami molecolari abbiamo che si ha una combinazione tra gli orbitali p e lorbitale s per dare dei nuovi orbitali molecolari. Orbitale s e un orbitale p 2 orbitali ibridi sp Orbitale s e due orbitali p 3 orbitali ibridi sp 2 Orbitale s e tre orbitali p 4 orbitali ibridi sp 3

17 Orbitali ibridi sp 2 sp 3 sp CO 2 BF 3 CH 4 180° 120° 109,5°

18 Struttura della molecola dellacqua H 2 O H H O 104° Ossigeno: [He] 2s 2 2p 4 ibridazione sp 3 Lone pair: Lone pair: coppia di elettroni appaiati sullo stesso orbitale atomico o molecolare. H H O

19 Solido Liquido

20 CRISTALLO IONICO + - IONI SOLVATATI (IDRATI) NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq)

21 O H C Alcool metilico (metanolo), CH 3 OH + - CH 3 OH(l) CH 3 OH(aq)

22 H C Metano, CH 4 H Acido cloridrico, HCl Cl HCl(aq) H + (aq) + Cl - (aq)

23 La dissociazione elettrolitica influenza la conducibilità elettrica: Lacqua pura, H 2 O, è un debole conduttore di elettricità (contiene pochissimi ioni, cioè cariche mobili). Il saccarosio, C 12 H 22 O 11, sciolto in acqua non dà luogo a dissociazione elettrolitica, quindi una sua soluzione acquosa è un debole conduttore di elettricità. Il cloruro di sodio, NaCl, dà luogo a dissociazione elettrolitica, quindi una sua soluzione acquosa è un buon conduttore di elettricità.

24 Equilibrio chimico

25 Spesso le reazioni chimiche non giungono a completamento ma raggiungono uno stato di equilibrio. Stato costituito da una miscela di prodotti e reagenti non consumati in quantità, relative, fisse. Equilibrio

26 Stato iniziale Le concentrazioni dei reagenti sono elevate e questi cominciano a formare i prodotti. Stato finale Le concentrazioni dei prodotti sono tali che essi cominciano a reagire tra loro per rigenerare i reagenti. Si raggiunge una situazione in cui il processo diretto e quello inverso hanno la stessa velocità.

27 PCl 3 (g) + Cl 2 (g) PCl 5 (g) A pressione e temperatura costanti PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g)

28 G PCl 5 (g) PCl 3 (g) e Cl 2 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) PCl 5 (g) equilibrio PCl 3 (g) + Cl 2 (g) PCl 5 (g)

29 Lequilibrio chimico non è una condizione statica ma è piuttosto un processo dinamico, a livello molecolare. Nonostante ciò, una volta che si è raggiunto lequilibrio le proprietà macroscopiche (concentrazioni, etc.) rimangono inalterate.

30 Caratteristiche dellequilibrio 1.Non mostra evidenze macroscopiche di cambiamento. 2.Viene raggiunto attraverso processi termodinamici spontanei. 3.Mostra un bilanciamento dinamico tra processi diretti e inversi. 4.È indipendente dalla direzione seguita per raggiungerlo.

31 Legge di Goldberg e Waage dellequilibrio chimico A + B A + B C + D C + D Per reazioni in fase gassosa:

32 Applicando le leggi della termodinamica si arriva alla seguente espressione: A + B A + B C + D C + D dove a i = attività del composto i

33 Per un gas: Per un composto in soluzione: Per un composto puro, liquido o solido: a i =1

34 PCl 3 (g) + Cl 2 (g) PCl 5 (g) Dagli esperimenti si trova che allequilibrio e a temperatura e pressione costanti si ha:

35 H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl(g) (P in atm)

36 Gas ideali G = (H-TS) = H-T S H = 0 (espansione isoterma) G = -T S P 1 P 2 T = costante

37 G 1 G 2 = G o G 3 G

38

39 BaCO 3 (s) BaO(s) + CO 2 (g) (P in atm)

40 (pressioni in atm e concentrazioni molari) Cl 2 (g) + H 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 Cl - (aq) + 2 H 3 O + (aq) Ma a che cosa serve la costante di equilibrio?

41 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) A 700ºC si ha K = 6,92 (cioè G° = -15,65 kJ mol -1 ) Quoziente di reazione: Situazione iniziale: a 700°C si ha Il sistema non è allequilibrio, ma tende a spostarsi verso Q = K La reazione si sposta verso destra (il pistone si abbassa!) fino a Q = K

42 A + B A + B C + D C + D Per una qualsiasi reazione: Si può calcolare il quoziente di reazione, Q, e confrontarlo con K Se Q = K si ha equilibrio Se Q < K la reazione si sposta verso destra Se Q > K la reazione si sposta verso sinistra

43 A + B A + B C + D C + D G = G o + RT ln Q G o = - RT ln K G = - RT ln K + RT ln Q G = RT ln (Q / K) Q < K G < 0 Reazione procede verso destra Q > K G > 0 Reazione procede verso sinistra

44 Principio di Le Châtelier Un sistema in equilibrio che è soggetto ad una perturbazione esterna, reagirà in modo tale da contrapporsi a tale variazione.

45 Come varia K al variare della temperatura? lnK 1/T H° = 0 Legge di vant Hoff H° < 0 Esotermica H° > 0 Endotermica NB: H e S costanti nel T considerato


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