Soluzioni e proprietà colligative

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

2 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. 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 A Soluto C

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

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

6 Esempi: CaCl2(s)  Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) H < 0 NH4NO3(s)  NH4+(aq) + NO3-(aq) H > 0 Soluzioni ideali: H = 0

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

8 François-Marie Raoult (1830-1901)
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. PA = PA0 XA PB = PB0 XB François-Marie Raoult ( )

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

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

11 Proprietà delle soluzioni ideali:
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 keb kcr Benzene C6H6 2,53 4,9 Etere dietilico C4H10O 2,02 1,8 Alcool etilico C2H6O 1,22 1,9 Acqua H2O 0,512 1,86

12 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

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14 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

15 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

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 l’orbitale s per dare dei nuovi orbitali molecolari. Orbitale s e un orbitale p orbitali ibridi sp Orbitale s e due orbitali p orbitali ibridi sp2 Orbitale s e tre orbitali p orbitali ibridi sp3

17 sp Orbitali ibridi 180° CO2 sp3 BF3 sp2 109,5° 120° CH4

18 Struttura della molecola dell’acqua
H2O H O + 2 - H O 104° Ossigeno: [He] 2s2 2p4 → ibridazione sp3 Lone pair: coppia di elettroni appaiati sullo stesso orbitale atomico o molecolare.

19 Liquido Solido

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

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

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

23 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.

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.

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 A pressione e temperatura costanti
PCl3(g) + Cl2(g)  PCl5(g) PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)

28  PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)  G equilibrio PCl3(g) e Cl2(g) PCl5(g) 

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

30 Caratteristiche dell’equilibrio
Non mostra evidenze macroscopiche di cambiamento. Viene raggiunto attraverso processi termodinamici spontanei. Mostra un bilanciamento dinamico tra processi diretti e inversi. È indipendente dalla direzione seguita per raggiungerlo.

31 Legge di Goldberg e Waage dell’equilibrio chimico
   A +  B  C +  D Per reazioni in fase gassosa:

32 ai = attività del composto i
   A +  B  C +  D Applicando le leggi della termodinamica si arriva alla seguente espressione: dove ai = attività del composto i

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

34  PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) 
Dagli esperimenti si trova che all’equilibrio e a temperatura e pressione costanti si ha:

35 H2(g) + Cl2(g)   2 HCl(g) (P in atm)

36 H = 0 (espansione isoterma)
Gas ideali P1  P2 T = costante G = (H-TS) = H-TS H = 0 (espansione isoterma) G = -T  S

37 G G1 G3 G2 =  Go

38

39 BaCO3(s)   BaO(s) + CO2(g) (P in atm)

40 Ma a che cosa serve la costante di equilibrio?
  Cl2(g) + H2(g) + 2 H2O(l) 2 Cl-(aq) + 2 H3O+(aq) (pressioni in atm e concentrazioni molari) Ma a che cosa serve la costante di equilibrio?

41 2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(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 all’equilibrio, ma tende a spostarsi verso Q = K La reazione si sposta verso destra (il pistone si abbassa!) fino a Q = K

42   A +  B  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  C +  D  G = Go + RT ln Q Go = - 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?
H° < 0 Esotermica lnK 1/T H° > 0 Endotermica Legge di van’t Hoff NB: H e S costanti nel T considerato H° = 0