Le soluzioni Misure di concentrazione Frazione molare (mol/mol)

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1 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)

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

3 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

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
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

8 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

9 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

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

13 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

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
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

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

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 103 –109 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
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

25 Diagramma di due liquidi miscibili

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

27 L’ Equilibrio chimico

28 L’ Equilibrio chimico N2O4 incolore

29 L’ Equilibrio chimico N2O4 2 NO2 incolore

30 L’ Equilibrio chimico NO2

31 L’ Equilibrio chimico NO2 N2O4 Gas incolore

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

33 L’ Equilibrio chimico 2NO2 N2O4 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 aA +bB cC + dD

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

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

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: 2NO2 N2O4 N2O4 2NO2

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

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
CaCO3 CaO+ CO2 solido solido gas

42 Equilibrio eterogeneo
CaO + CO2 CaCO3 solido solido gas

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

44 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