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

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

Solubilità in vari solventi Mol kg-1 di solvente H2O C2H5OH C6H6 LiCl 15,02 0,59 - NH4Cl 6,90 5,5x10-2 I2 1,1x10-3 1,05 0,64 C10H8 2,3x10-4 0,63 10,01

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

Esercizio Acidità di stomaco?

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?

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

Solubilità di alcuni sali Mol kg-1 di solvente F- Cl- I- SO42- CO32- Li+ 0,10 15,02 12,32 2,37 0,20 Na+ 1,00 6,41 12,27 0,33 0,66 K+ 15,88 4,65 7,68 0,70 8,1 Mg2+ 1,2x10-3 5,96 5,32 2,16 Ca2+ 2,9x10-4 6,71 7,11 1,5x10-2 1,3x10-4 Sr2+ 7,0x10-3 3,39 4,84 6,0x10-4 Ba2+ 6,8x10-3 1,80 4,34 9,0x10-6 1,0x10-4

Soluzione satura Solubilizzazione endoentalpica KCl K+ +Cl- -Qp Se aumento la temperatura, il sistema si sposta verso la situazione dove il sistema assorbe calore Se aumento la temperatura, il sistema si sposta verso la situazione dove il sistema assorbe calore

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?

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

Caso di 2 liquidi completamente miscibili La tensione di vapore Caso di 2 liquidi completamente miscibili P=x1P1 + x2P2

Soluto solido in solvente liquido Legge di Raoult Soluto solido in solvente liquido P=x1P1 + x2P2 L’abbassamento della tensione di vapore di una soluzione dipende dalla frazione molare del soluto 2 Legge di Raoult

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

Innalzamento ebullioscopico Abbassamento crioscopico H2O Keb =0,52 Kcr =1,86 Le costanti Keb e Kcr sono caratteristiche di ogni dato solvente e non variano al variare del soluto fino a che la soluzione si comporta come una soluzione ideale

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

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

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

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 1-100 nm e sono costituite da 103 –109 atomi ciascuno si definisce un sistema disperso

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

Emulsioni Dispersione acqua-olio

Diagramma di stato

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

Miscele eutettiche con ghiaccio Na2SO4 3,83 -1,1 MgSO4 19 -3,9 KCl 19,7 -10,7 NH4Cl -15,4 NaCl 23,3 -21,1 K2CO3 39,5 -36,5 CaCl2 29,8 -55 KOH 31,5 -65

Diagramma di due liquidi miscibili

Diagramma di due liquidi miscibili Azeotropo Miscele H2O C2H5OH 96% 78,2 Miscele H2O HNO3 32% 120,5

L’ Equilibrio chimico

L’ Equilibrio chimico N2O4 incolore

L’ Equilibrio chimico N2O4 2 NO2 incolore

L’ Equilibrio chimico NO2

L’ Equilibrio chimico NO2 N2O4 Gas incolore

L’ Equilibrio chimico 2 NO2 N2O4 2 NO2 N2O4 Gas incolore + gas rosso scuro

L’ Equilibrio chimico 2NO2 N2O4 Equilibrio dinamico

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 aA +bB cC + dD

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

L’ Equilibrio chimico 2NO2 N2O4 N2 +3H2 2NH3

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

Costante di Equilibrio Esempio: 2NO2 N2O4 N2O4 2NO2

Costante di Equilibrio Esempio: N2 +3H2 2NH3 ½ N2 + 3/2 H2 NH3

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

Equilibrio in fase gassosa CaCO3 CaO+ CO2 solido solido gas

Equilibrio eterogeneo CaO + CO2 CaCO3 solido solido gas

Equilibrio eterogeneo C+H2O H2+ CO Solo le specie in fase gassosa determinano l’equilibrio

Aspetti quantitativi N2 + 3 H2  2NH3 N2 + O2  2NO La costante di equilibrio puo’ variare in modo sostanziale il funzione della temperatura N2 + 3 H2  2NH3 Kc=108 a 25 °C Kc=40 a 400 °C, N2 + O2  2NO Kc=10-30 a 25 °C, Kc=10-1 a 2000 °C