STATO LIQUIDO. Volume proprio Forma non definita Particelle moderatamente ordinate Energia cinetica delle particelle è dello stesso

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1 STATO LIQUIDO Caratteristiche: Volume proprio Forma non definita Particelle moderatamente ordinate Energia cinetica delle particelle è dello stesso intermolecolare I legami intermolecolari sono responsabili di proprietà quali: tensione superficiale, viscosità e pressione di vapore ricordiamo Soluzioni Miscele eterogenee Colloidi

2 Classificazione delle miscele Miscele eterogenee di due o più componenti (particelle disperse di diametro >100nm); i componenti sono distinguibili al microscopio ottico o anche ad occhio nudo e separabili mediante filtrazione su carta; sono opache. Colloidi: miscele eterogenee con particelle di grandezza compresa tra nm; i componenti sono distinguibili al microscopio elettronico, possono essere separati per filtrazione su membrana; effetto Tyndall Miscele omogenee (soluzioni): dispersioni a livello molecolare (particelle disperse di diametro <1nm); i componenti non sono visibili al microscopio ottico né elettronico, non sono separabili per filtrazione ma con altre tecniche quali cromatografia, distillazione ecc..; sono trasparenti (tranne le soluzioni solido-solido).

3 Tipi di miscugli eterogenei: - Liquido in liquido (acqua e olio) - Solido in liquido (soluzioni sovrassature, latte) - Solido in solido (sale e pepe) In base allo stato di aggregazione delle sostanze che li compongono, i colloidi possono essere classificati in: SOL: colloidi formati per dispersione di un solido in un liquido; EMULSIONI: colloidi in cui un liquido è disperso in AEROSOL: colloidi in cui un solido o un liquido sono dispersi in un gas (es. fumo e nebbia rispettivamente) Soluzioni Sono sistemi omogenei costituiti da almeno due o più componenti. Il componente in maggiore quantità è chiamato solvente e il componente o i componenti in quantità minore sono chiamati soluti. Per definire una soluzione bisogna specificare oltre la natura dei componenti anche le loro quantità relative. La quantità relativa di un soluto in un solvente è chiamata concentrazione del soluto e può essere espressa come molarità, molalità, frazione molare ecc..

4 Soluzioni La molarità (M) di una soluzione indica la quantità di soluto in moli che è disciolta in un litro della soluzione. M = moli di soluto/litro di soluzione (mol/l). La molalità (m) di una soluzione indica il numero di moli di soluto per chilogrammo di solvente. m = moli di soluto/kg di solvente (mol/kg). In una soluzione, la frazione molare del soluto è il rapporto fra le moli del soluto e le moli totali (soluto+ solvente). x soluto = moli soluto/(moli soluto + moli solvente).

5 SOLUZIONI Abbassamento della temperatura di congelamento Innalzamento della temperatura di ebollizione Diminuzione della tensione di vapore Pressione osmotica Tali proprietà fisiche dipendono solo dal numero di particelle di soluto presenti in una determinata quantità di solvente e non dalla natura chimica delle particelle di soluto. TENSIONE DI VAPORE Ogni sostanza in fase condensata (solida o liquida) delle particelle allo stato gassoso. Se la sostanza si trova in un recipiente chiuso, dopo un certo tempo, si raggiunge un equilibrio fra le molecole che passano dallo stato condensato a quello gassoso e viceversa. La pressione esercitata dalle molecole del gas in equilibrio col proprio liquido (solido) è detta tensione di vapore del liquido (o solido) o pressione del vapor saturo.

6 Quando la tensione di vapore di una sostanza a temperatura ambiente e pressione atmosferica è elevata, si dice che la sostanza è volatile. Quando è bassa, la sostanza si dice non volatile. A parità di temperatura, una sostanza volatile ha una maggiore tensione di vapore. Ad ogni temperatura ogni liquido ha una determinata tensione di vapore. Effetto di un soluto non volatile sulla tensione di vapore di un solvente. Si consideri una soluzione contenente un soluto non volatile La presenza di molecole di soluto tra la fase liquida e la fase vapore diminuisce la possibilità di delle molecole di solvente. La tensione di vapore di una soluzione di questo tipo è sempre inferiore a quella che avrebbe il solvente puro nelle stesse condizioni

7 LEGGE DI RAOULT proporzionale alla sua concentrazione p = x soluto p solvente p è della tensione di vapore: p=p -p soluzione x soluto = moli di soluto moli di solvente + moli di soluto p è la tensione di vapore del solvente puro ESERCIZIO A 25 C la pressione di vapore del benzene (PM = 78,05 uma) è di 95,15 torr. in una soluzione costituita da 66,25 g di iodio elementare (PM = 253,8 uma) in 1125 g di benzene a 25 C. Applicando la legge di Raoult P = X soluto P 0 moli I2 = 66,25g/253,8(g. mol -1 ) = 0,261 mol moli benzene = 1125g/78,05(g. mol -1 ) = 14,41 mol la frazione molare del soluto risulta essere: X I2 = 0,261/(14,41+0,2610)= 1, P = 1,779 x ,15 torr = 1,693 torr

8 INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO La temperatura di ebollizione di una sostanza è la temperatura alla quale la tensionedi vapore del liquido eguaglia la pressione esterna. Una soluzione contenente un soluto poco volatile bolle ad una temperatura più alta di quella del solvente puro poiché la sua tensione di vapore è inferiore a quella del solvente puro. Rispetto al solvente puro, in una soluzione, il passaggio liquido - gas è ostacolato dalla presenza del soluto. L-G si realizza ad una temperatura più alta. della temperatura di ebollizione della soluzione rispetto a quella del solvente puro è quindi una conseguenza diretta della tensione di vapore di una soluzione. La differenza fra le temperature di ebollizione del solvente puro e della soluzione è detta innalzamento ebullioscopico. ebullioscopico (T eb ) è funzione lineare della concentrazione molale del soluto T-T = K eb m ovvero T = K eb m T = temperatura di ebollizione della soluzione in Kelvin T = temperatura di ebollizione del solvente in Kelvin K eb = costante ebullioscopica m = numero di moli di soluto in 1 Kg di solvente (molalità) T = innalzamento ebullioscopico

9 La costante ebullioscopica molale (K eb ): è caratteristica del solvente e non dipende dal tipo di soluto. ogni solvente, che si osserva sciogliendo in 1 Kg di solvente una mole di soluto (se non elettrolita). ha dimensioni di K kg mol -1. ESERCIZIO Una soluzione contenente 22,658 g di canfora (PM =152 uma) in 1000 g di acetone (T e =56,30 C) bolle a 56,55 C. Applicando la relazione: T = K eb m K eb = T/m T = T eb (soluzione) - T eb (solvente) = 56,55-56,30 = 0,25 C La differenza di temperatura in gradi C corrisponde alla differenza in gradi K moli di canfora = 22,658g /152(g. mol -1 ) = 0,149 mol m = moli soluto/kg solvente = 0,149/1 = 0,149 mol/kg K eb = 0,25/0,149 = 1,66 K Kg mol -1

10 ABBASSAMENTO DEL PUNTO DI CONGELAMENTO La temperatura di congelamento (o di fusione) di una soluzione è la temperatura alla quale la tensione di vapore del solvente liquido è uguale al quella del solvente solido. Rispetto al solvente puro, in una soluzione il passaggio L-S è ostacolato dalla presenza del soluto. L-S si realizza ad una temperatura più bassa, pertanto una soluzione congela ad una temperatura più bassa del solvente. della temperatura di congelamento di una soluzione è noto come abbassamento crioscopico ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO concentrazione del soluto secondo la seguente legge: T -T=K cr m ovvero T = K cr m T = temperatura di congelamento del solvente in Kelvin T = temperatura di congelamento della soluzione in Kelvin K cr = costante crioscopica molale m = numero di moli di soluto in 1 Kg di solvente (molalità) T = abbassamento crioscopico

11 La costante crioscopica molale (K cr ): è caratteristica del solvente e non dipende dal tipo di soluto. soluzione 1 molale di qualunque soluto non elettrolita. ha dimensioni di K kg mol -1. ESERCIZIO Si sciolgono 90 g di glucosio (C 6 H 12 O 6 )in1000gdi acqua. Determinare del punto di gelo. (K cr acqua =1,86K kg mol -1 ). Conoscendo la relazione: T=K cr m PM glucosio =(12 6) + (16 6)+ (1 12) = 180g/mol moli glucosio = 90/180 = 0,5mol m = moli di soluto/kg solvente = 0.5/1 = 0,5m T=0,5 1,86 = 0,98 K

12 OSMOSI membrana semipermeabile dalla soluzione più diluita, o dal solvente puro, alla soluzione più concentrata. Una membrana semipermeabile consente il passaggio di molecole di solvente e non di soluto. Attraverso la membrana, si ha il passaggio di molecole di solvente dal recipiente esterno contenente solvente puro soluzione di acqua e zucchero, facendo salire così il livello di soluzione nel tubo di vetro. Dopo qualche tempo il livello della soluzione nel tubo cessa di aumentare e si raggiunge un equilibrio dinamico in cui il numero di molecole di solvente che attraversano la membrana nelle due direzioni è lo stesso. zucchero, questo fenomeno si chiama osmosi. Il battente idrostatico è uguale alla pressione osmotica della soluzione. PRESSIONE OSMOTICA La pressione osmotica () è la pressione da applicare sulla superficie della soluzione per impedire che in essa passi il solvente. Il valore della dipende dalla concentrazione e dalla temperatura della soluzione.

13 PRESSIONE OSMOTICA La pressione osmotica di una soluzione diluita può essere espressa da una stato dei gas ideali n = RT V pressione osmotica Molecole di solvente ai due lati di una membrana semipermeabile n è il numero di moli di particelle del soluto V è il volume della soluzione R è la costante dei gas T è la temperatura in Kelvin. Osmosi diretta Osmosi inversa

14 CELLULE VIVENTI ED OSMOSI Se si trattano delle cellule con una soluzione avente pressione osmotica superiore rispetto a quella presente al loro interno, le cellule perdono acqua. La perdita di acqua costituisce una perdita di volume, la cellula si avvizzisce e può anche morire. Una carota immersa in acqua salata si raggrinzisce per i fenomeni osmotici. La membrana cellulare è una membrana semipermeabile. CELLULE VIVENTI ED OSMOSI Quando due soluzioni contengono la stessa concentrazione di particelle hanno anche uguale pressione osmotica rispetto al solvente e si dicono isotoniche. Sol. isotonica Sol. ipertonica Sol. ipotonica

15 ESERCIZIO Calcolare la a 27 C di una soluzione del volume di 1L contenente 100g di glucosio C 6 H 12 O 6. Applicando la relazione: = nrt/v PM glucosio = (12 6) + (16 6)+ (1 12) = 180 g/mol n = moli glucosio = 100/180 = 0,555mol T = = 300K = 0,555 0, /1 = 13,53atm ELETTROLITI Gli elettroliti sono sostanze che poste in soluzione subiscono dissociazione elettrolitica (acido, base, sale). Le soluzioni di elettroliti presentano proprietà colligative anomale. Infatti sperimentalmente si osserva che a parità di concentrazione, la soluzione di un elettrolita presenta valori di T e, T c e p maggiori rispetto a quelli di un non elettrolita; Questo comportamento è dovuto al fatto che un elettrolita dissociandosi dà origine a più particelle (ioni); il numero di singole particelle che è presente in soluzione è, quindi, maggiore del numero di particelle presenti qualora non si avesse dissociazione del soluto.

16 ELETTROLITI FORTI Sono elettroliti forti quelle sostanze che poste in soluzione acquosa si dissociano completamente in forma ionica. Per gli elettroliti forti fattore correttivo delle concentrazioni (i), coefficiente di Hoff, nelle equazioni che descrivono le proprietà colligative. Esempi: NaCl Na + + Cl - i =2 Na 2 SO 4 2 Na + + SO 2 4 i =3 Dissociandosi NaCl genera due ioni; Na 2 SO 4 ne genera tre. CASO DI ELETTROLITI FORTI Innalzamento del punto di ebollizione: T = i K eb m Abbassamento del punto di congelamento: T = i K cr m Pressione osmotica: = i n V RT

17 ELETTROLITI DEBOLI Sono elettroliti deboli quelle sostanze che, poste in soluzione acquosa, si dissociano solo parzialmente in forma ionica; in questo caso esiste sempre un equilibrio fra ioni e molecole indissociate. CASO DI ELETTROLITI DEBOLI Hoff è dato dalla seguente espressione: i = [ 1+(n-1) a] n è il numero di particelle che si formano da ogni singola particella iniziale a è il grado di dissociazione (rapporto tra numero di moli che si dissociano e numero di moli iniziali)

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