Le proprietà delle miscele: soluzioni e colloidi

Presentazione sul tema: "Le proprietà delle miscele: soluzioni e colloidi"— Transcript della presentazione:

1 Le proprietà delle miscele: soluzioni e colloidi
Capitolo 13 Le proprietà delle miscele: soluzioni e colloidi

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3 Figura 13.1 - Principali tipi di forze intermolecolari nelle soluzioni
Le forze sono elencate in ordine di intensità decrescente [con i valori espressi in kilojoule per mole (kJ/mol)] e un esempio di ciascuna è visualizzato con modelli space-filling.

4 Figura 13.2 - Gusci di idratazione attorno a uno ione in soluzione acquosa
Quando un composto ionico si scioglie in acqua, forze ione-dipolo orientano le molecole d’acqua attorno agli ioni separati per formare gusci di idratazione. Il catione mostrato qui è circondato ottaedricamente da sei molecole d’acqua, che formano legami idrogeno con le molecole d’acqua nel successivo guscio di idratazione, e queste formano legami idrogeno con altre molecole più lontane.

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6 Figura 13.3 - “I simili sciolgono i simili”: solubilità del metanolo nell’acqua
I legami idrogeno nell’acqua e quelli nel metanolo sono simili nel tipo e nella forza, quindi possono sostituirsi l’uno con l’altro. Perciò, il metanolo è solubile in acqua; in realtà, le due sostanze sono miscibili.

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8 Figura 13.5 - Cicli di dissoluzione e componenti di entalpia del calore di soluzione
DHsoluz può essere considerato come la somma di tre variazioni di entalpia: DHsolvente (separazione del solvente; sempre > 0), DHsoluto (separazione del soluto; sempre > 0) e DHmesc (mescolamento del soluto e del solvente; sempre < 0). In A, DHmesc è maggiore della somma di DHsoluto e DHsolvente, quindi DHsoluz è negativo (processo esotermico). In B, DHmesc è minore della somma di DHsoluto e DHsolvente, quindi DHsoluz è positivo (processo endotermico). Segue…

9 Figura 13.5 - Cicli di dissoluzione e componenti di entalpia del calore di soluzione
DHsoluz può essere considerato come la somma di tre variazioni di entalpia: DHsolvente (separazione del solvente; sempre > 0), DHsoluto (separazione del soluto; sempre > 0) e DHmesc (mescolamento del soluto e del solvente; sempre < 0). In A, DHmesc è maggiore della somma di DHsoluto e DHsolvente, quindi DHsoluz è negativo (processo esotermico). In B, DHmesc è minore della somma di DHsoluto e DHsolvente, quindi DHsoluz è positivo (processo endotermico).

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11 Figura 13.6 – Dissoluzione di composti ionici in acqua
Il diagramma dell’entalpia per la dissoluzione di un composto ionico in acqua comprende DHreticolo preso con il segno negativo (DHsoluto; sempre positivo) e i calori di idratazione ionici combinati (DHidr; sempre negativo).

12 Figura 13.7 - Diagrammi dell’entalpia per la dissoluzione di NaCl e ottano in esano
A. Poiché le attrazioni fra gli ioni e le molecole di esano sono deboli, DHmesc è molto minore di DHsoluto. Perciò, DHsoluz è tanto positivo che NaCl non si scioglie nell’esano. B. Le forze intermolecolari nell’ottano e nell’esano sono così simili che DHsoluz è molto piccolo. L’ottano si scioglie nell’esano perché la soluzione ha un’entropia (un disordine) maggiore rispetto ai componenti puri.

13 Figura 13.8 – Equilibrio in una soluzione satura
In una soluzione satura, esiste un equilibrio tra il soluto solido in eccesso e il soluto disciolto. A una particolare temperatura, il numero di particelle di soluto che si sciolgono nell’unità di tempo è uguale al numero di quelle che ricristallizzano.

14 Figura 13.10 - La relazione tra solubilità e temperatura per alcuni composti ionici
La solubilità della maggior parte dei composti ionici aumenta all’aumentare della temperatura. Il solfato di cerio è una di parecchie eccezioni.

15 Figura 13.12 - 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.

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17 Figura 13.14 - Effetto del soluto sulla pressione di vapore di una soluzione
La vaporizzazione (o evaporazione) è causata dalla tendenza di un sistema a diventare più disordinato (ad aumentare la sua entropia). A. Si stabilisce l’equilibrio tra un liquido puro e il suo vapore quando il numero di molecole che vaporizzano in un dato intervallo di tempo è uguale al numero di quelle che condensano. B. La presenza di un soluto disciolto aumenta il disordine del sistema, quindi un minor numero di molecole di solvente vaporizza in un dato intervallo di tempo. Perciò, diminuisce il numero delle molecole che devono condensare per bilanciarle, quindi si stabilisce l’equilibrio a una pressione di vapore più bassa.

18 Figura 13.15 - Diagrammi di fase del solvente e della soluzione
I diagrammi di fase di una soluzione acquosa (linee tratteggiate) e dell’acqua pura (linee a tratto continuo) mostrano che, per effetto di un abbassamento della pressione di vapore (DP), un soluto disciolto innalza la temperatura di ebollizione (innalzamento ebullioscopico, DTeb) e abbassa la temperatura di solidificazione (abbassamento crioscopico, DTcr).

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20 Figura 13.16 – Sviluppo della pressione osmotica
A. Nel processo di osmosi, una soluzione e un solvente (o soluzioni di differenti concentrazioni) sono separate da una membrana semipermeabile. I pori della membrana lasciano passare soltanto il solvente. La visualizzazione su scala molecolare (sotto) mostra che in un dato intervallo di tempo il numero delle molecole che entrano nella soluzione è maggiore del numero di quelle che ne escono. B. Di conseguenza, il volume della soluzione aumenta e, quindi, la sua concentrazione diminuisce. La differenza tra le altezze del liquido nei due rami del tubo a U all’equilibrio crea una pressione detta pressione osmotica (II). La maggiore altezza nel ramo contenente la soluzione esercita una pressione opposta che finisce per equalizzare il flusso di solvente in entrambi i versi. C. La pressione osmotica è definita anche come la pressione applicata necessaria per impedire questa variazione di volume.

21 Figura 13.17 – Il processo di distillazione frazionata
In laboratorio, una soluzione di due o più componenti volatili è collegata a una colonna di frazionamento piena di sferette di vetro e collegata a un condensatore. Quando la soluzione viene riscaldata, la miscela di vapori sale e condensa ripetutamente sulle sferette di vetro, formando ogni volta un liquido arricchito del componente più volatile. Il vapore che raggiunge il condensatore è costituito soltanto dal componente più volatile. Nell’industria, questo processo è impiegato per separare il petrolio in molti prodotti. Una torre di frazionamento alta 30 m è capace di separare componenti che differiscono di qualche decimo di grado Celsius nelle temperature di ebollizione. (L’illustrazione è una versione semplificata di un processo in più parti).

22 Figura 13.18 - Comportamenti non ideali di soluzioni di elettroliti
I fattori di van’t Hoff (i) per vari soluti ionici in soluzione acquosa diluita (0,05 m) indicano che il valore osservato (in blu scuro) è sempre minore del valore atteso (in blu chiaro). Questa deviazione è dovuta a interazioni ioniche che, in effetti, riducono il numero di ioni liberi in soluzione. La deviazione è massima per gli ioni polivalenti.

23 Figura Un modello di atmosfera ionica per il comportamento non ideale di soluzioni di elettroliti Gli anioni idratati si aggregano vicino ai cationi, e viceversa, per formare atmosfere ioniche di carica netta opposta. Poiché gli ioni non agiscono indipendentemente, le loro concentrazioni sono in effetti minori di quelle attese. Queste interazioni causano deviazioni dal comportamento ideale espresso dalla legge di Raoult.

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25 Figura Un elettrofiltro, o depuratore, di Cottrell impiegato per rimuovere particelle in sospensione (particolati) dai gas di combustione industriali