I Liquidi Proprietà dei liquidi

I Liquidi I liquidi non sono comprimibili e hanno un volume proprio In equilibrio con i liquidi è sempre presente la fase vapore. La pressione esercitata da un vapore è chiamata tensione di vapore

Andamento della tensione di vapore in funzione della temperatura

Temperature di Ebollizione ad 1 atm

Forte forza intermolecolare Alta tensione superficiale Liquidi e Tensione di Superficie La tensione superficiale è una proprietà dei fluidi che opera lungo la superficie di separazione (interfaccia) tra il fluido stesso ed un materiale di un'altra natura, ad esempio un solido, un liquido o un gas. Dal punto di vista termodinamico può essere definita come il lavoro per unità di area richiesto per formare una nuova superficie. Forte forza intermolecolare Alta tensione superficiale

Proprietà dei Liquidi Coesione Le azioni attrattive tra le molecole di un liquido (le forze di coesione) fanno sì che le molecole dello strato superficiale siano soggette ad una forza risultante non nulla che tende a farle spostare verso l'interno; esse pertanto tendono a sfuggire dalla superficie limite del liquido e di conseguenza questa tende ad assumere l’estensione minima possibile (in assenza di altre forze, la superficie minima, è quella sferica). Coesione

Proprietà dei Liquidi Adesione non è più sufficiente considerare le sole forze di coesione, in quanto la presenza di un altro corpo ha influenza sui valori della tensione, nel senso che le molecole di questo svolgono anch'esse delle azioni (le forze di adesione) sulle molecole dello strato superficiale del liquido. Adesione

Le Soluzioni

Una soluzione è una miscela omogenea di più composti chimici SOLUZIONI 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 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.

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

Struttura della molecola dell’acqua + 2 H O H O 104° - + 2 Processo di solvatazione di un solido in un liquido polare Due contributi: 2.Interazioni ioni-dipolo e dipolo-dipolo 1.Rottura legami ionico o intermolecolari

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

CH3OH(l)  CH3OH(aq) Alcool metilico (metanolo), CH3OH + H C O -

HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq) Metano, CH4 Acido cloridrico, HCl - + Cl H C H - + HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq)

La dissociazione elettrolitica influenza la conducibilità elettrica: L’acqua pura, H2O, è un debole conduttore di elettricità (contiene pochissimi ioni, cioè cariche mobili). Il saccarosio, C12H22O11, 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.

Legge di Henry-Effetto della pressione sulla solubilità di un gas A. Una soluzione satura di un gas è in equilibrio alla pressione P1. B. Se si aumenta la pressione a P2, il volume del gas diminuisce. Di conseguenza, la frequenza degli urti contro la superficie aumenta, e una maggiore quantità di gas è in soluzione quando si ristabilisce l’equilibrio.

CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI In generale la concentrazione di una soluzione è una misura della quantità di soluto presente in una data quantità di solvente (o di soluzione). La quantità di soluto o di solvente possono essere espresse in numero di moli, massa o volume per cui vi sono diversi modi di esprimere la concentrazione di una soluzione: Molarità Percentuale in massa (peso) Molalità Frazione molare

Concentrazione di una soluzione Concentrazione dell’ammontare di sostanza o Molarità: L’ammontare di soluto (Numero di moli) disciolto in un litro di soluzione; solitamente indicata con M è anche nota come CONCENTRAZIONE MOLARE ; V = L di soluzione Molalità: Numero di moli di soluto disciolto in un’unità di massa di solvente ; Q = kg di solvente

Concentrazione di una soluzione Concentrazione percentuale in massa (m/m): Rapporto tra la massa in grammi di soluto e la massa della soluzione espresso in termini percentuali Frazione molare: Rapporto tra le moli di un soluto ed le moli totali dei componenti di una soluzione. Assume valori da 0 a 1

Concentrazione di una soluzione Concentrazione percentuale in volume (V/V): Rapporto tra il volume del soluto ed il volume totale della soluzione espresso in termini percentuali Concentrazione percentuale in massa volume (m/V): Rapporto tra la massa del soluto espressa in grammi ed il volume totale della soluzione espresso in millitri. Il rapporto è espresso in termini percentuali

Molarità E’ il numero di moli di soluto presenti in un litro di soluzione: Le unità sono mol/litro ma sono generalmente indicate con M. Ad esempio una soluzione ottenuta sciogliendo 0,20 moli di NaCl in acqua sino ad un volume di 2,0 l ha molarità:

Preparazione in laboratorio di una soluzione 0,01M di di K2MnO4 0,0025 moli (0,395 g) in 250 ml di acqua

Percentuale in massa di soluto E’ definita come: Ad esempio per una soluzione ottenuta mescolando 3,5 g di NaCl e 96,5 g di acqua si ha: Tale soluzione contiene 3,5 g di NaCl per 100 g di soluzione

Molalità E’ il numero di moli di soluto per chilo di solvente: Le unità sono mol/Kg ma sono generalmente indicate con m. Ad esempio una soluzione ottenuta sciogliendo 0,20 moli di NaCl in 2000 g di acqua ha molalità:

Esempio: Calcolare la molalità di una soluzione ottenuta sciogliendo 5,67 g di glucosio (C6H12O6) in 25,2 g di acqua

Frazione molare Per una soluzione fra due componenti A e B la frazione molare di A è definita: Ad esempio in una soluzione ottenuta sciogliendo 0,0315 moli di glucosio in 25,2 g di acqua la frazione molare del glucosio è:

Conversione fra unità di concentrazione Conviene far riferimento ad una certa quantità di solvente o di soluzione, determinare le quantità di soluto e di solvente corrispondenti e riutilizzarle per il calcolo della nuova concentrazione. Le quantità di riferimento per le concentrazioni da convertire sono: Molalità 1 Kg di solvente Molarità 1 litro di soluzione Frazione molare 1 mole di soluzione % massa 100 g di soluzione Quando è implicata la molarità è necessario conoscere la densità della soluzione (mette in relazione massa e volume).

Molalità Frazione molare Una soluzione di glucosio è 0,120 m. Calcolare le frazioni molari di glucosio e acqua. Tale soluzione contiene 0,120 moli di glucosio per 1 Kg di solvente (acqua). Si ha quindi:

Molalità % massa Calcolare la % in massa di una soluzione di glucosio 0,120 m. Tale soluzione contiene 0,120 moli di glucosio per 1 Kg di solvente (acqua). Si ha quindi:

Frazione molare Molalità Calcolare la molalità di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è 0,150. 1 mole di tale soluzione contiene 0,150 moli di glucosio e (1 - 0,150) = 0,850 moli di acqua. Si ha quindi:

Frazione molare % massa Calcolare la % in massa di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è 0,150. 1 mole di tale soluzione contiene 0,150 moli di glucosio e (1 - 0,150) = 0,850 moli di acqua. Si ha quindi:

Molalità Molarità Calcolare la molarità di una soluzione 0,273 m di KCl in acqua, avente densità 1,011103 g/l. Per 1 Kg di solvente vi sono 0,273 moli di KCl e quindi: La massa totale di soluzione è: Nell’espressione per il calcolo della molarità c’è però il volume in litri della soluzione, calcolabile tramite la densità: Si noti che per soluzioni diluite molarità  molalità

Molarità Molalità Calcolare la molalità di una soluzione 0,907 M di Pb(NO3)2 in acqua, avente densità 1,252 g/ml. Per 1 litro di soluzione vi sono 0,907 moli di Pb(NO3)2. La massa di un litro di soluzione è: La massa di Pb(NO3)2 è: La massa di acqua è: La molalità è quindi:

Le proprietà delle soluzioni: le proprietà colligative

Le soluzioni ideali Soluzioni ideali: Il volume della soluzione è uguale alla somma dei volumi delle singole sostanze che la costituiscono Il processo di formazione di una soluzione, a partire dai componenti, è atermico (non c’è scambio calore) Conseguenza: Nelle soluzioni ideali non ci sono interazioni soluto-soluto Si avvicinano al comportamento ideale le soluzioni diluite con componenti di natura chimica simile

Vapore energia delle molecole sulla superficie frazione di molecole Hevap. L’evaporazione è un fenomeno che avviene sulla superficie di separazione. Liquido

Osservazione Il numero di particelle che dal liquido tendono a passare alla fase gassosa dipende anche dal numero delle particelle presenti nell’unità di volume Pertanto, la tendenza del solvente a passare alla fase gassosa diminuisce al crescere della concentrazione del soluto (ci sono meno particelle di solvente per unità di volume!)

François-Marie Raoult (1830-1901) Legge di Raoult: La pressione di vapore di un componente è proporzionale alla frazione delle sue molecole. PA = PA0 XA PB = PB0 XB François-Marie Raoult (1830-1901)

Legge di Raoult: La variazione della tensione di vapore di un componente di una soluzione rispetto al componente puro è proporzionale alla somma delle frazione molari dei componenti della soluzione DPA = PA0 XB

PA = PA0 XA PB = PB0 XB XA + XB = 1 PA PB Ptot PB0 PB PA0 PA XA 1 XB 1

Esempio: Calcolare P dell’acqua a 25°C quando 5,67 g di glucosio (C6H12O6) sono sciolti in 25,2 g di acqua. A tale temperatura la tensione di vapore dell’acqua pura è 23,8 mmHg Dalla legge di Raoult: P= PA°xglucosio = 23,8 mmHg 0,0220 = 0,524 mmHg PA= PA°xH2O = 23,8 mmHg (1-0,0220) = 23,3 mmHg

Osservazione Il numero di particelle che dal liquido tendono a passare alla fase gassosa dipende anche dal numero delle particelle presenti nell’unità di volume Pertanto, la temperatura di ebollizione del solvente è maggiore del liquido puro Le particelle di soluto interagiscono con le particelle di solvente che pertanto interagiranno tra di loro con maggiore difficoltà Pertanto, la temperatura di solidificazione del solvente è più bassa di quella del liquido puro

Per soluzioni diluite si può dimostrare che Tb= Tb(soluzione) - Tb(solvente) = Kb m Tf= Tf(solvente) - Tf(soluzione) = Kf m Kb, nota come costante ebullioscopica, e Kf, nota come costante crioscopica, sono costanti caratteristiche solo del solvente. Esse hanno unità °C/m. Per l’acqua Teb= 100°C Keb= 0,512 Tcr= 0°C Kcr= 1,86

Problema: Sapendo che per l’acqua Kb= 0,512 °C/m e Kf=1,86 °C/m calcolare il punto di ebollizione e di fusione di una soluzione acquosa di glucosio 0,0222 m. Tb= Kb m = 0,512 °C/m  0,0222 m = 0,0114 °C Tb= 100,00 + 0,0114 = 100,011°C Tf= Kf m = 1,86 °C/m  0,0222 m = 0,0413 °C Tf= 0,000 + 0,0413 = - 0,041°C

Le proprietà colligative possono essere usate per determinare il peso molecolare di sostanze non note. Problema: La canfora è un solido che fonde a 179,5°C ed ha Kf= 40°C/m. Se 1,07 mg di un composto sono sciolti in 78,1 mg di canfora fusa la soluzione congela a 176,0 °C. Determinare il peso molecolare del composto. L’abbassamento del punto di congelamento è: Tf= 179,5 –176,0 = 3,5 °C Da cui si ricava la molalità della soluzione: Dalla definizione di molalità si può ottenere il numero di moli del composto: moli= m  Kg solvente

Moli = m  Kg solvente = 0,088 mol/Kg  78,110-6 Kg = 6,9 10-6 mol Quindi: Moli = m  Kg solvente = 0,088 mol/Kg  78,110-6 Kg = 6,9 10-6 mol La massa molare del composto è data da:

Osmosi Anche il fenomeno dell’osmosi (pressione osmotica) è associato all’abbassamento della tensione di vapore. Esso riveste una grande importanza in relazione a sistemi biologici. Coinvolge membrane semipermeabili, cioè strati sottili e con fori abbastanza larghi da far passare le molecole di solvente, ma non di soluto, specie di elevato peso molecolare.

PRESSIONE OSMOTICA SOLUZIONE SOLVENTE

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

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

Esempio: Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0,02 M di glucosio a 25°C? = MRT = 0,02 mol/l0,0821 latm/(K mol)298 K= = 0,5 atm = MRT = 0,02 mol/l0,0821 latm/(K mol)298 K= = 0,5 atm Esempio: Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0,020 M di NaCl a 25°C? = MiRT = 2  0,020 mol/l0,0821 latm/(K mol)298 K= = 1,0 atm

La pressione osmotica viene utilizzata per calcolare il peso molecolare di sostanze polimeriche o macromolecole. Problema: 50 ml di una soluzione acquosa contengono 1,08 g di una proteina e presentano una pressione osmotica di 5,85 mmHg a 298 K. Quale è il peso molecolare di tale proteina? La pressione in atmosfere è: La concentrazione molare della proteina è: Il numero di moli della proteina è: La massa molare della proteina è:

Comportamento della cellula 1= soluzioni isotonica 2= soluzione ipotonica 3= soluzione ipertonica

Proprietà colligative: abbassamento della pressione parziale di vapore Pi = Pi° Xi innalzamento della temperatura di ebollizione Teb = keb mi abbassamento della temperatura di congelamento Tcr = - kcr mi pressione osmotica  = RT Mi