- I LIQUIDI - I DIAGRAMMI DI STATO

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1 - I LIQUIDI - I DIAGRAMMI DI STATO

2 Lo Stato Liquido Lo stato liquido è uno stato condensato e parzialmente disordinato E caratterizzato t da: punto di fusione (congelamento) punto di ebollizione

3 Stato solido Stato liquido Stato gassoso Forma fissa variabile: la stessa del contenitore variabile: la stessa del contenitore Volume costante costante variabile: la stessa del contenitore Movimento delle particelle vibrano attorno a posizioni fisse le particelle si muovono, ma interagiscono tra di loro ogni particella si muove indipendentemente dalle altre

4 Cambiamenti di fase Curve di riscaldamento Acqua vapore Te empe eratur ra ( C C) Acqua liquida Acqua liquida e acqua vapore (vaporizzazione) Ghiaccio e acqua liquida (fusione) Ghiaccio Calore fornito

5 Lo Stato Liquido Si ha q quando l energia g dovuta alle forze intermolecolari è dello stesso ordine di grandezza g cinetica media delle p particelle della energia le forze sono fluttuanti, ma le attrazioni permangono G.Micera - Chimica Generale ed Inorganica

6 Liquidiidi Molte delle proprietà sono dovute alla attrazione interna delle particelle o isotropia o volatilità o viscosità o mobilità o tensione superficiale o tensione di vapore o capacità di bagnare una superficie i o azione capillare G, Micera - Chimica Generale ed Inorganica

7 Proprietà dei Liquidi Viscosità La viscosità è la resistenza di un liquido allo scorri- mento (una specie di attrito interno). Un liquido scorre facendo muovere strati di moleco- le gli uni rispetto agli altri. Più intense sono le forze intermolecolari, più alta è la viscosità.

8 Viscositàità E la resistenza allo scorrimento. Forze intermolecolari l ipiù intense rendono i liquidi più viscosi. Le molecole possono aggrovigliarsi e offrire maggiore resistenza. Il cicloesano è meno viscoso dell esano poiché ha forma meno allungata.

9 Tensione Superficiale Le molecole superficiali sono attirate solo verso l interno superficie Le molecole interne sono attirate in tutte le direzioni L area Lareasuperficiale tende ad essere minima

10 Tensione Superficiale Il maggior numero possibile di molecole tende a disporsi all interno: le gocce hanno forma sferica. La forma sferica massimizza il numero di interazioni e rende minima l energia!

11 tensione superficiale è l energia e richiesta per aumentare e l area superficiale di un liquido

12 Oltre che a forze interne il liquido è soggetto a forze esterne Forze coesive: legano le molecole del liquido fra di loro. Forze adesive: legano le molecole del liquido ad altre sostanze, ad esempio una superficie.

13 Menisco: è la forma della superficie liquida. se le forze adesive superano quelle coe- sive, la superficie i è a U o concava: le molecole del liquido sono più attratte dal conte- nitore che dalle molecole l simili, ili es.l acqua nel vetro. se le forze coesive superano quelle adesive, la superficie è convessa (es. mercurio e vetro).

14 Menisco ρ = densità menisco concavo menisco convesso (acqua + vetro) (mercurio + vetro) r = raggio capillare F adesione > F coesione F coesione > F adesione

15 capillare La Capillarità In tubi di sezione molto piccola, detti vasi capillari, non vale il principio dei vasi comunicanti: si ha l'innalzamento o la depressione del livello del liquido che dipendono dal tipo di liquido (e sono inversamenteρ proporzionali = densità al raggio del tubo). g = gravità r = raggio capillare

16 La Capillarità Tubo capillare in nnalzam mento l'elevata intensità delle forze di adesione del liquido con le pareti del capillare porta il livello sopra il pelo libero dell'acqua. la capacità delle carte assorbenti di raccogliere acqua è do- vuta al fenomeno della capillarità.

17 Azione Capillare Ilvetroèpolareeattraefortementelemolecole d acqua. Le forze intermolecolari adesive prevalgono su quelle coesive. L acqua sale spontaneamente in un tubo capil- lare di vetro finché la forza verso l'alto lalto dovuta alla tensione superficiale non sarà equilibrata dal peso del liquido.

18 L evaporazione L evaporazione è un fenomeno che interessa solo la superficie del liquido, le particelle con energia cinetica sufficiente possono vincere le forze di attrazione che le legano alle altre particelle e diventare vapore.

19 L evaporazione L evaporazione è favorita dall aumento aumento della superficie del liqui- do, dalla ventilazione, dall incremento della temperatura. La velocità con cui il liquido evapora è diversa da liquido a liquido. Se il recipiente è aperto il liquido si raffredda e cala di livello. Le particelle di superficie devono vincere forze di attrazione di minore entità rispetto a quelle presenti all interno del liquido.

20 Equilibrio liquido-vapore In un recipiente chiuso le molecole possono sia sfuggire dalla superficie del liquido verso il vapore che ricondensare dal vapore verso la superficie del liquido. La tensione di vapore di un liquido è la pressione esercitata dal suo vapore quando le due fasi si trovano in equilibrio dinamico.

21 Equilibrio i Dinamicoi velocità di evaporazione = velocità di condensazione La composizione macroscopica del sistema rimane costante nel tempo (equilibrio). Le molecole cambiano fase continuamente (dinamico).

22 Vapore Evaporazione frazione di mole ecole E evap. L area grigia è proporzionale al numero di particelle con energia maggiore di E evap Liquido energia delle molecole L evaporazione è un fenomeno che avviene sulla superficie di un liquido. E evap = minima energia di fuga

23 A temperatura maggiore della precedente frazione di mole ecole Evaporazione E evap. L area grigia è proporzionale al numero di particelle con energia maggiore di E evap energia delle molecole All aumentare della temperatura l energia media delle molecole di liquido aumenta, mentre l energia minima di fuga rimane costante. Perciò, aumenta il numero di molecole che passano in fase vapore.

24 Tensione di Vapore E la pressione del vapore sul liquido all equilibrio. Non dipende nè dalla massa del liquido nè dal volume del recipente Liquidi con elevata tensione di vapore evaporano facilmente e sono detti volatili. Diminuiscei i all aumentare dell intensità ità delle forze intermolecolari, ossia con molecole più grandi (forze di London) molecole più polari o che formano legame a idrogeno

25 Tensione di Vapore e Temperatura tension ne di vap pore (m mm Hg) Etere etilico Etanolo Acqua Glicole p = 760 mm Hg a 100 C etilenico Aumenta all aumentare della temperatura

26 Ebollizione L ebollizione interessa l intera massa del liquido: è un fenomeno massivo. pressione esterna bolla di vapore L ebollizione si ha quando la tensione di vapore uguaglia la pressione esterna: la pressione esterna non riesce più a schiacciare le bolle di vapore che si originano nel liquido.

27 Ebollizione Pentola a pressione Cima del Monte Everest (pressione maggiore di (pressione minore di 1 1 atmosfera) atmosfera) L acqua bolle a temperature superiori a 100 C I cibi cuociono prima L acqua bolle a 71 o C I cibi cuociono più lentamente

28 T = cost. Gas Liquido P nsione di vap pore) (te liquido acqua vapore Se un punto (P, T) si trova sulla curva si ha equilibrio tra liquido e vapore (ebollizione o condensazione) t( C) Al di sopra della curva si ha solo liquido, al di sotto solo vapore

29 Diagramma di Stato (o di Fase) E un grafico della pressione in funzione della temperatura per un sistema chiuso che descrive le condizioni di esistenza delle fasi. Le linee indicano un equilibrio tra due fasi (passaggio di stato). In un solo punto (per una sola coppia di valori di pressione e di temperatura) coesistono in equilibrio tutte e tre le fasi solida, liquida e vapore (punto triplo).

30 Diagrammi di Stato P (mm Hg) H 2 O 760 S L 4.6 punto triplo G t( C)

31 H 2 O 1 Atm Solido Liquido fusione 100 C solidificazione 0 C ebollizione condensazione one Pressi punto triplo sublimazione brinamento ebollizione condensazione Gas (Vapore) Temperatura

32 Diagrammi di Stato P S l CO lid è (atm) CO 2 Se la CO 2 solida è scaldata a pressione S L minore di 5,11 atm (ad es. pressione atmosferica), non si incontra la curva di fusione: il solido sublima senza prima fondere punto triplo 1 G t ( C)

33 Diagramma di stato di CO 2 pre essione (atm) 10,0 atm SOLIDO LIQUIDO Se la CO 2 solida è scaldata a pressione maggiore di 5,11 atm, si incontra prima la curva di fusione e poi quella di evaporazione: il solido prima fonde e poi evapora. 5,11 atm GAS -56,7 7 C temperatura ( C)

34 Temperatura e Pressione Critiche I gas si possono liquefare per aumento della pressione. Temperatura critica: la temperatura al di sopra della quale non è possibile liquefare un gas per aumento della pressione (la massima temperatura alla quale può esistere il liquido). Pressione critica: la pressione richiesta per la li- quefazione alla temperatura critica.

35 H 2 O FSC fluido supercritico pre ession ne Solido fusione fusione punto critico 218 atm 374 C Liquido liquefa FSC non liquefa sublimazione punto triplo Vapore Gas temperatura

36 Un gas al di sopra della sua pressione critica è definito fluido supercritico Essendo un gas molto denso può essere usato come solvente di liquidi e di solidi. Ad esempio l anidride lanidride carbonica supercritica è usata per estrarre la caffeina dal caffè senza lasciare a tracce di solventi nocivi nel caffè stesso

37 CO 2 sione (atm) press - - temperat temperatura ( C) ura

38 Diagrammi di stato Acqua: La pendenza della linea di fusione è dovuta al fatto che il ghiaccio è meno denso dell acqua liquida. Il punto triplo si ha a C e 4.58 mmhg. Il punto di fusione (congelamento) normale è 0 C. Il punto di ebollizione normale è 100 C. Il punto critico è 374 C e 218 atm. Anidride carbonica: Il punto triplo si ha a -58 C e5.1atm. Il punto di sublimazione normale è C; (a 1 atm la CO 2 solida sublima senza fondere). Il punto critico è 31.1 C e 73 atm.

39 Parametri critici T critica ( C) P critica (atm) non possono H ,8 N ,5 O ,1 CH ,4 essere liquefatti CO 2 31,11 72,9 a temperatura ambiente NH ,3 C 6 H H 2 O ,3 La temperatura critica è legata all intensità delle forze intermolecolari.

40 Terminologia Fase: porzione di materia omogenea in tuttele sue parti (un solo stato di aggregazione) delimitata it t da superfici i limiteit di separazione. Sistema: porzione di materia contenente t unaopiù sostanze sotto forma di una o più fasi.

41 Varianza numero di gradi di libertà o variabili indipendenti alle quali possiamo assegnare valori arbitrari per avere un certo numero di fasi v = c - f + 2 v = varianza c = numero di componenti f = numero di fasi In un sistema ad un solo componente (ad es. acqua pura) c = 1 per una sola fase v=2(si possono variare, entro certi limiti, sia pressione che temperatura) per due fasi v=1(si può assegnare solo una variabile, o la pressione o la temperatura, l altra è determinata univocamente) per avere tre fasi v = 0 (non si ha alcuna libertà di scelta)