Liquidi e solidi (Cap. 15)

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1 Liquidi e solidi (Cap. 15) Proprietà di liquidi e solidi Curve di riscaldamento Fusione, congelamento ed evaporazione Forze intermolecolari Tensione di vapore Diagrammi di stato Strutture cristalline

2 Le proprietà dei liquidi e dei solidi dipendono dalle attrazioni tra le molecole ossia dalle forze intermolecolari. Il moto molecolare può essere traslazionale, rotazionale o vibrazionale. a) La traslazione è lo spostamento dell intera molecola attraverso lo spazio in linea retta. b) La rotazione è il girare su se stessa dell intera molecola attraverso lo spazio. c) La vibrazione è il movimento avanti e indietro dei nuclei intorno a posizioni relative fisse nella molecola.

3 Caratteristiche di solidi, liquidi e gas Fase Traslazione Rotazione Vibrazione Distanza media tra le particelle solido nessuna nessuna o con impedimenti liquido con impedimenti con impedimenti Intorno a posizioni fisse nello spazio libera meno di un diametro molecolare meno di un diametro molecolare gas libera libera libera circa 10 diametri molecolari a 1 atm

4 Un solido ha forma e volume propri. Un liquido recipiente. ha volume proprio ma assume la forma del Liquidi e solidi hanno densità (g/ml o g/cm -3 ) che sono ca volte maggiori delle densità dei gas (g/l) a 1 atm. Le densità relative di gas, liquidi e solidi indicano che le distanze tra le molecole nei liquidi e nei solidi sono molto più piccole di quelle nei gas. Il volume molare di una sostanza è un indicazione diretta della distanza media tra le molecole. Il volume molare della fase liquida di un composto è ca. uguale al volume molare della fase solida dello stesso composto, mentre il volume molare di un gas è molto maggiore di quello di un liquido o di un solido alla stessa pressione e temperatura.

5 Volume molare dell acqua solida, liquida e gassosa a 0 C e 100 C a 1 atm (1,0135 bar) Fase di H 2 O Volume molare a 0 C (ml mol -1 ) Volume molare a 100 C (ml mol -1 ) solida 19,8 - liquida 18,0 18,8 gas

6 Processi di fusione ed evaporazione Curva di riscaldamento di una mole d acqua a 1 atm e a velocità costante (100 J min -1 ) partendo da ghiaccio a -10 C

7 Curva di riscaldamento: rappresenta la variazione della temperatura di una sostanza pura quando è riscaldata a velocità costante a 1 atm. Entalpia molare di fusione ( H fus ): l energia assorbita come calore necessaria per fondere una mole di una sostanza qualsiasi. Entalpia molare di evaporazione ( H evap ): l energia assorbita come calore necessaria per far evaporare una mole di una sostanza qualsiasi.

8 I tratti orizzontali della curva di riscaldamento di una sostanza pura rappresentano l entalpia di fusione e l entalpia di evaporazione. Le altre regioni rappresentano fasi pure che sono riscaldate a velocità costante. Il calore assorbito quando si innalza la temperatura di una sostanza da T 1 a T 2 a pressione costante senza trasformazione di fase è dato da: q P = nc P (T 2 - T 1 ) = nc P T La C P (capacità termica molare a pressione costante) misura la capacità di una sostanza di acquistare energia come calore. Le velocità di aumento della T (tratti in salita della curva di riscaldamento) sono diverse per H 2 O(s), H 2 O(l), H 2 O(g) perché: C P [H 2 O(l)] > C P [H 2 O(s)] > C P [H 2 O(g)]

9 Fusione: l energia necessaria come calore per fondere n moli di una sostanza è data: q fus = n H fus L entalpia di fusione è positiva perché occorre energia per rompere il reticolo cristallino: nel processo è assorbita energia. Evaporazione: l energia necessaria come calore per far evaporare n moli di una sostanza è data: q evap = n H evap L entalpia di evaporazione è positiva perché occorre energia per separare l una dall altra le molecole di un liquido. Poiché la temperatura non cambia durante l evaporazione, l energia cinetica media delle molecole non cambia.

10 Si definisce sublimazione il processo di trasformazione diretta di un solido in un gas senza passare per la fase liquida. L entalpia molare di sublimazione, H subl, è l energia assorbita come calore necessaria per sublimare una mole di una sostanza qualsiasi a pressione costante. L energia somministrata come calore è usata per separare le molecole del solido l una dall altra. Maggiore è il H subl più forti sono le attrazioni intermolecolari allo stato solido. Es. sublimazione del ghiaccio secco in diossido di carbonio gassoso. Il ghiaccio secco a 1 atm ha una temperatura di -78 C (T di sublimazione) ed è usato come refrigerante. Il ghiaccio può sublimare a temperature sotto il suo punto di fusione (0 C).

11 Passaggi di stato sublimazione Stato solido Fusione Stato liquido Evaporazione Stato gassoso Solidificazione o congelamento Liquefazione brinamento Il passaggio vapore liquido viene indicato con il nome di condensazione Si definisce gas una specie chimica gassosa che si trova al di sopra della sua temperatura critica, e vapore una specie chimica gassosa che si trova al di sotto della sua temperatura critica. Per ogni gas esiste una temperatura critica oltre la quale è impossibile liquefare il gas per compressione.

12 Nel processo di evaporazione e di sublimazione le molecole di liquido o di solido si separano a grandi distanze. Il valore di H evap o H subl riflette con quanta forza le molecole si attraggono l una all altra nella fase liquida o solida. Più le molecole si attraggono maggiore è il valore di H evap o H subl. Forze intermolecolari: sono tutte le forze attrattive tra molecole neutre. Forze intramolecolari: sono le forze all interno di una molecola ossia i legami chimici. Le energie di interazione tra molecole neutre sono molto più deboli dei legami covalenti all interno delle molecole, che hanno energie di centinaia di kj mol -1.

13 Le forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono forze attrattive di natura elettrostatica tra molecole neutre, che mantengono le molecole vicine tra loro. Si conoscono tre tipi di forze intermolecolari 1. forze di attrazione dipolo-dipolo 2. legame idrogeno 3. forze di London

14 Le forze intermolecolari: attrazione dipolo-dipolo Le forze dipolo-dipolo sono forze di attrazione elettrostatica tra dipoli permanenti, in qualsiasi stato fisico si trovino. Le forze dipolo-dipolo sono più deboli delle forze ione-ione. Le entalpie molari di evaporazione di tipici composti polari sono dell ordine di kj mol -1, mentre nel caso di composti ionici sono di almeno 100 kj mol -1. Le molecole polari, anche se elettricamente neutre si attraggono l un l altra con forze dipolo-dipolo, orientandosi testa coda.

15 Le forze intermolecolari Una attrazione dipolo-dipolo particolarmente importante si verifica quando uno o più atomi di idrogeno sono legati direttamente ad un atomo molto elettronegativo, come avviene nell acqua e nell ammoniaca. Molecola H 2 O NH 3 CH 4 H evap (kj mol -1 ) 40,7 23,4 8,2

16 Le forze intermolecolari: legame idrogeno Il legame idrogeno è una forza attrattiva di natura elettrostatica che si instaura tra molecole che contengono un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo piccolo, molto elettronegativo e con una coppia elettronica libera (ossigeno, azoto o fluoro). Poiché l atomo di idrogeno è piccolo, la carica su di esso è estremamente concentrata e quindi esso attrae fortemente gli atomi elettronegativi delle molecole vicine.

17 Legame idrogeno Il legame idrogeno è la più grande forza attrattiva intermolecolare di tipo dipolo-dipolo, ma è circa 10 volte più debole di un legame covalente, e dà entalpie molari di evaporazione intorno a kj mol -1. Le proprietà dell acqua dipendono dal legame idrogeno (alto valore di entalpia di evaporazione e di punto di ebollizione). Il legame idrogeno influisce sulle proprietà fisiche delle sostanze che lo contengono.

18 Legame idrogeno Acqua liquida: ogni atomo di ossigeno può formare due legami idrogeno perché ha due coppie di elettroni solitarie. Ogni molecola d acqua può formare in tutto quattro legami idrogeno. Nell acqua a 25 C circa l 80% degli atomi di idrogeno formano legame idrogeno.

19 Legame idrogeno Struttura cristallina del ghiaccio. Ogni molecola d acqua può formare quattro legami idrogeno. Ogni atomo di ossigeno è al centro di un tetraedro formato da altri quattro atomi di ossigeno. L intera struttura è tenuta insieme da legami idrogeno, ed è una struttura aperta a causa della notevole quantità di spazio vuoto tra le molecole.

20 Legame idrogeno La struttura dell acqua liquida è meno aperta di quella del ghiaccio perché quando il ghiaccio fonde, il numero totale di legami idrogeno diminuisce. A differenza della maggior parte delle altre sostanza la densità dell acqua aumenta nel passaggio da solido a liquido, a causa della parziale rottura della struttura a legami idrogeno (questa è la ragione per cui il ghiaccio galleggia sull acqua). La percentuale di legami idrogeno nell acqua liquida è l 80% mentre nel ghiaccio quasi il 100% degli atomi di idrogeno formano legame idrogeno.

21 Legame idrogeno Nell ammoniaca ci sono meno legami idrogeno che nell acqua, perché la molecola di NH 3 ha una sola coppia solitaria di elettroni, per cui ogni atomo di azoto può formare solo un legame idrogeno. Inoltre ogni singolo legame è più debole di quelli dell acqua, in quanto l azoto è meno elettronegativo dell ossigeno.

22 Le forze intermolecolari: forze di London Le forze di London sono dovute all attrazione tra i dipoli istantanei di molecole vicine. I dipoli istantanei sono dovuti al fatto che, dato che gli elettroni si muovono all interno dell atomo, ci saranno degli istanti in cui la distribuzione totale delle cariche elettroniche non sarà perfettamente simmetrica. Queste piccole fluttuazione nella distribuzione delle cariche elettroniche si annulleranno nella media, dando una distribuzione perfettamente simmetrica, ma in un dato istante si avrà una asimmetria istantanea della distribuzione delle cariche elettroniche, che darà un momento di dipolo istantaneo. L attrazione tra i dipoli istantanei spiega le forze attrattive tra atomi, tra molecole non polari e anche le forze attrattive tra grandi molecole.

23 Forze di London Momento di dipolo istantaneo in un singolo atomo (per es. Ar). La carica negativa è dovuta a una densità di carica elettronica maggiore della media, e la carica positiva, è dovuta ad una densità di carica elettronica minore della media.

24 Forze di London Quando due atomi si trovano uno vicino all altro, i moti degli elettroni nei due atomi si influenzano l un l altro in modo che i momenti dipolari istantanei sono allineati testa-coda. Questo effetto porta a un attrazione dipolo-dipolo istantaneo tra i due atomi. Le forze di London aumentano con il numero di elettroni nella molecola e il H evap aumenta con il numero di elettroni e quindi con la grandezza delle molecole.

25 Relazione tra il numero di elettroni in alcuni atomi e molecole non polari e la loro entalpia di evaporazione. Sostanza Numero di elettroni H evap (kj mol -1 ) He 2 0,08 Ne 10 1,71 Ar 18 6,43 Kr 36 9,08 Xe 54 12,57 F ,62 Cl ,04 Br ,96 I ,57

26 Punti di ebollizione Punti di ebollizione dei gas nobili e degli idruri degli elementi non metallici. Fluoruro di idrogeno, acqua e ammoniaca hanno valori molto elevati per effetto dei legami idrogeno.

27 Punti di ebollizione A parte i composti con legame idrogeno, c è un aumento generale del punto di ebollizione con l aumento della massa molecolare. Questo aumento è dovuto all aumento delle forze di London, le quali a loro volta aumentano con il numero di elettroni nella molecola. I punti di ebollizione dei gas nobili e degli idruri del IV gruppo sono più bassi di quelli delle altre molecole. La ragione è che sono non polari e quindi non ci sono forze dipolo-dipolo che contribuiscono alle loro forze intermolecolari totali.

28 Forze di van der Waals Le forze attrattive tra le molecole, siano forze dipolodipolo che forze di London (dipolo indotto-dipolo indotto), sono chiamate complessivamente forze di van der Waals.

29 Vari tipi di forze attrattive tra ioni e molecole Tipo Esempi H evap (kj mol -1 ) ione-ione NaCl, KBr ~100 legame idrogeno H 2 O, NH dipolo-dipolo H 2 CO, HCl London Ar, CH

30 Legami a confronto La forza di legame è legata all energia necessaria per allontanare particelle legate tra loro. La scala di energia dei legami atomici è assai diversa da quella delle forze intermolecolari.

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32 Le proprietà intensive dello stato liquido Le molecole dei liquidi sono molto mobili e incomprimibili. Molte proprietà dei liquidi dipendono dalla natura delle forze intermolecolari che agiscono nella sostanza. Tra le proprietà dei liquidi ci sono la viscosità, la tensione superficiale, l effetto capillare, la polarità.

33 Le proprietà intensive dello stato liquido (lettura) La viscosità di un liquido è una misura alla sua resistenza allo scorrimento. Si determina sperimentalmente dalla misura del tempo che un certo volume di liquido impiega per scorrere in un tubo sottile. La viscosità diminuisce all aumentare delle temperatura a causa della maggiore energia cinetica delle molecole che può vincere le interazioni intermolecolari.

34 Le proprietà intensive dello stato liquido (lettura) La tensione superficiale di un liquido è l energia necessaria per far aumentare di un unità la sua area superficiale. Una molecola all interno di un liquido è sottoposta a forze attrattive in tutte le direzioni, ma una molecola sulla superficie risente di una forza attrattiva netta verso l interno del liquido. Questa forza cerca di minimizzare il numero di molecole in superficie e quindi di minimizzare l area superficiale del liquido. Questa forza è la tensione superficiale.

35 Ogni liquido le cui molecole si attraggono fortemente ha un alta tensione superficiale; un esempio è l acqua. La tensione superficiale del liquido tende a mantenere una goccia del liquido in forma sferica, perché la sfera è la forma che ha la più piccola area superficiale a parità di volume. Maggiore è la tensione superficiale, più perfettamente sferica è la goccia. La tensione superficiale ha unità di energia per unità di area (mj m -2 ).

36 La tensione superficiale diminuisce all aumentare della temperatura perché l agitazione termica delle molecole attenua i legami intermolecolari. Composti come il dodecilsolfato di sodio (NaC 12 H 25 SO 3 ) abbassano la tensione superficiale di un liquido concentrandosi sulla sua superficie. Questi composti sono chiamati tensioattivi (agenti attivi sulla tensione superficiale). Una soluzione di dodecilsolfato di sodio ll 1% ha una tensione superficiale di 20 mj m -2, mentre l acqua pura ha un valore di 72 mj m -2. La riduzione della tensione superficiale dell acqua con i tensioattivi è la base dell azione dei detersivi.

37 Le proprietà intensive dello stato liquido (lettura) La capillarità o effetto capillare è un fenomeno che provoca l innalzamento del livello di un liquido all interno di un tubicino sottile (capillare) ed è superficiale. strettamente legata alla tensione L effetto capillare si verifica quando le forze di adesione tra le molecole della superficie del capillare e le molecole del liquido sono abbastanza grandi perché il liquido aderisca alla superficie solida. La forza di adesione fa salire il liquido nel capillare fino a che essa è bilanciata dalla forza gravitazionale verso il basso. L effetto capillare è importante nel movimento dell acqua nelle piante, negli animali e nel suolo.

38 Effetto capillare

39 Una conseguenza della tensione superficiale e dell effetto capillare è la formazione del menisco che è la forma assunta dalla superficie di un liquido in un capillare. Per un liquido che aderisce al vetro (acqua). Il liquido sale nel capillare e il menisco è concavo. Per un liquido che non aderisce al vetro (mercurio) il menisco è convesso.

40 Le proprietà intensive dello stato liquido Un altra proprietà dei liquidi è la polarità. Liquidi costituiti da molecole che hanno grandi momenti dipolari sono liquidi polari (es. acqua). Liquidi le cui molecole non hanno momento dipolare sono liquidi apolari (es. cicloesano, benzene). L acqua e gli altri liquidi polari sono buoni solventi per specie polari come i composti ionici. Il cicloesano e gli altri liquidi non polari sono buoni solventi per le specie non polari come gli olii. Regola generale: il simile scioglie il simile.

41 Tensione di vapore di un liquido La tensione di vapore è la pressione esercitata dalle molecole che evaporano da un liquido in un recipiente chiuso quando velocità di evaporazione e di condensazione si uguagliano. Consideriamo un liquido in un recipiente chiuso in cui è stato fatto il vuoto, a T costante. Le molecole del liquido sono in costante movimento, alcune molecole sulla superficie sfuggiranno dal liquido e formeranno la fase vapore. La pressione del vapore aumenta prima rapidamente e poi più lentamente fino a raggiungere una pressione costante.

42 Tensione di vapore Quando un liquido è posto in un recipiente chiuso, la velocità con cui le molecole sfuggono dalla superficie è costante perché dipende dall area superficiale del liquido, ma la velocità a cui le molecole condensano è proporzionale al numero di molecole nel vapore. Quando il numero delle molecole nel vapore è tale che la velocità di evaporazione dalla superficie del liquido è uguale alla velocità di condensazione dalla fase vapore, liquido e vapore sono in equilibrio tra di loro. La pressione del vapore è ora una costante.

43 Tensione di vapore L equilibrio tra il liquido e il vapore è un equilibrio dinamico, cioè il liquido continua ad evaporare e il vapore continua a condensare, ma la velocità di evaporazione è uguale alla velocità di condensazione, e quindi non c è nessun cambiamento netto. L equilibrio si raggiunge in A quando la velocità di evaporazione del liquido è uguale alla velocità di condensazione del vapore. All equilibrio la pressione del vapore è costante ed è chiamata tensione di vapore. La tensione di vapore dipende dalla natura del liquido e dalla temperatura.

44 Tensione di vapore La tensione di vapore di un liquido aumenta all aumentare della temperatura Variazione della velocità di condensazione del vapore su un liquido con il tempo, nell avvicinarsi all equilibrio. Poiché la velocità di evaporazione aumenta all aumentare della temperatura anche la tensione di vapore aumenta all aumentare della temperatura (T 2 >T 1 ).

45 Tensione di vapore Ad ogni temperatura un liquido ha una tensione di vapore definita. Il grafico della tensione di vapore di un liquido in funzione della temperatura è chiamato curva della tensione di vapore. A parità di temperatura, la facilità con cui le molecole sfuggono dal proprio liquido e quindi la tensione di vapore di un liquido, dipendono dalle forze attrattive tra le molecole che lo costituiscono. Le sostanze con forze intermolecolari forti avranno tensione di vapore relativamente bassa. I liquidi che hanno un elevata tensione di vapore si dicono volatili. Curve di tensione di vapore: l etanolo ha una tensione di vapore più alta di quella dell acqua alla stessa temperatura.

46 Punto di ebollizione di un liquido Il punto di ebollizione di un liquido è la temperatura a cui la sua tensione di vapore è uguale alla pressione esterna. Il punto di ebollizione normale di un liquido è la temperatura a cui la sua tensione di vapore è esattamente uguale a 1 atm. Il punto di ebollizione normale dell acqua è 100,0 C. Se la pressione esterna è inferiore a 1 atm, la temperatura a cui la tensione di vapore dell acqua liquida è uguale a questa pressione, è inferiore a 100,0 C.

47 Umidità relativa La pressione del vapor d acqua nell atmosfera si esprime in termini di umidità relativa. L umidità relativa è il rapporto tra la pressione parziale del vapor d acqua nell atmosfera e la tensione di vapore dell acqua alla stessa temperatura. Espresso in percentuale: Umidità relativa = (P H2O /P H2O) x 100 P H2O = pressione parziale del vapor d acqua nell aria P H2O = tensione di vapore dell acqua alla stessa temperatura.

48 Diagramma di stato dell acqua La combinazione in un unico grafico della curva della tensione di vapore (rossa), della curva della tensione di sublimazione (grigia) e della curva del punto di fusione (celeste) costituiscono il diagramma di stato.

49 Diagramma di stato dell acqua Sulla curva della tensione di vapore, il liquido e il vapore sono presenti insieme all equilibrio. A sinistra della curva a T più basse l acqua si trova come liquido. A destra di questa curva a T più alte, l acqua si trova come vapore. La tensione di vapore di un liquido aumenta con la temperatura fino al punto critico (218 atm (221 bar) e 647 K). Sopra la temperatura critica, le fasi gassosa e liquida diventano indistinguibili. Un gas al di sopra della sua temperatura critica non può essere mai liquefatto per compressione. Sulla curva della tensione di sublimazione il solido e il vapore sono presenti insieme all equilibrio. A sinistra di questa curva, a T più basse l acqua si trova come solido (ghiaccio). A destra di questa curva, a T più alte, l acqua si trova come vapore. Sulla curva del punto di fusione, il solido e il liquido sono presenti insieme all equilibrio. A sinistra di questa curva l acqua si trova come solido, a destra di questa curva si trova come liquido.

50 Punto di fusione di un solido Il punto di fusione alla pressione esattamente di 1 atm è chiamato punto di fusione normale o punto di congelamento normale. I punti di fusione dipendono solo debolmente dalla pressione, per cui la curva del punto di fusione è una linea quasi verticale. Per quasi tutte le sostanze il punto di fusione aumenta all aumentare della pressione. Il punto di fusione dell acqua diminuisce al crescere della pressione, di conseguenza a differenza di quasi tutti gli altri solidi, il ghiaccio può essere fuso per compressione. Le tre curve si incontrano in un punto chiamato punto triplo. Al punto triplo tutte e tre le fasi, solido, liquido e gas, sono presenti contemporaneamente in equilibrio. Punto triplo dell acqua: 4,58 Torr (0,0060 atm) e 273,16 K Se riscaldiamo il ghiaccio a una pressione costante minore di 4,58 Torr, il ghiaccio sublima invece di fondere.

51 Ciascuna linea del diagramma di stato rappresenta le condizioni di coesistenza di due fasi in equilibrio. Tutti i punti che non cadono su una delle linee rappresentano le condizioni in cui esiste un solo stato. La linea A-B rappresenta i punti di equilibrio solido-vapore, la linea A-C quelli di equilibrio liquido-solido, la linea A-D i punti di equilibrio liquido-vapore. La linea A-C per l acqua ha una pendenza negativa: più alta è la pressione esterna, più basso è il punto di fusione. Poiché l acqua liquida è più densa del ghiaccio, il ghiaccio e l acqua in equilibrio reagiscono ad un aumento di pressione (a T costante) con la fusione del ghiaccio perché la stessa massa di acqua occupa un volume minore.

52 L influenza della pressione sul generico passaggio di stato è regolata dall equazione di Clapeyron che è valida per ogni tipo di cambiamento di stato o di fase. L equazione può essere scritta in due forme I e II. (capitolo 23)

53 Diagramma di stato del diossido di carbonio

54 Diagramma di stato del diossido di carbonio La curva del punto di fusione ha pendenza positiva, il che significa che il punto di fusione aumenta all aumentare della pressione. Il punto triplo T è a 5,11 atm (5,18 bar) e 216,6 K. Siccome la pressione al punto triplo è al di sopra di 1 atm, CO 2 (s) quando è riscaldato a 1 atm non fonde ma sublima. ll punto S è il punto di sublimazione normale del diossido di carbonio (195 K (-78 C)), ed è la temperatura che CO 2 (s) mantiene spontaneamente a 1 atm. CO 2 (l) liquido si può ottenere per compressione di CO 2 (g) ad una temperatura al di sotto del punto critico C (304 K (31 C)). E necessaria una pressione di 60 atm a 25 C per liquefare CO 2 (g). Un estintore pieno di diossido di carbonio a 25 C contiene CO 2 (l) alla pressione di ca. 60 atm.

55 La classificazione dei solidi Le proprietà macroscopiche della materia dipendono dalle interazioni fra le particelle microscopiche che la costituiscono. I solidi vengono classificati in base al tipo di legame che aggrega le unità costitutive. I solidi possono essere classificati in solidi cristallini e solidi non cristallini o amorfi. Ciò che contraddistingue i solidi cristallini è la disposizione ordinata delle molecole o degli ioni allo stato solido, disposizione che indichiamo come reticolo cristallino. Possiamo ottenere una fotografia di un reticolo cristallino facendo passare raggi X attraverso il cristallo: la presenza di una disposizione definita e ordinata degli atomi del cristallo produce una figura di diffrazione ai raggi X, che viene registrata come un sistema di macchie e che fornisce informazioni sulla disposizione degli atomi nei cristalli.

56 Figura di diffrazione ai raggi X prodotta da un cristallo di NaCl(s). La simmetria e la distanza tra i punti danno informazioni sulla disposizione degli atomi nei cristalli.

57 La più piccola subunità di un reticolo cristallino, da cui si può generare per ripetizione l intero reticolo, è chiamata cella elementare. Un reticolo cristallino è una disposizione ripetitiva di celle elementari. Rappresentazione bidimensionale della generazione di un reticolo cristallino da una cella elementare

58 Ci sono diversi tipi di celle elementari tridimensionali che differiscono per la forma. La maggior parte degli elementi metallici hanno celle elementari cubiche che possono essere di tre tipi: 1) Cella elementare cubica semplice: contiene atomi solo ai vertici del cubo: ognuno di questi atomi è condiviso da otto celle elementari e quindi si può dire che la cella elementare cubica contiene un solo atomo. 2) Cella elementare cubica a corpo centrato: contiene un atomo ad ogni vertice e un atomo al centro della cella elementare, non condiviso da nessun altra cella, quindi possiamo dire che la cella elementare a corpo centrato contiene due atomi in totale. 3) Cella elementare cubica a facce centrate: contiene un atomo su ogni vertice e uno su ogni faccia del cubo. Un atomo su ogni faccia è condiviso tra due celle elementari. Poiché in un cubo ci sono sei facce e ognuno di questi atomi è condiviso tra due celle elementari, dobbiamo contare tre atomi sulle facce per cella elementare. In più dobbiamo contare un atomo per quelli che stanno agli otto vertici: totale quattro atomi.

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60 I raggi atomici effettivi o raggi cristallografici possono essere calcolati dalle dimensioni dei cristalli atomici. Cella elementare cubica: lunghezza di uno spigolo = al doppio del raggio cristallografico. Cella cubica a corpo centrato: lunghezza della diagonale principale (quella che va da un vertice all altro passando per il centro del cubo) = 4 volte il raggio cristallografico. Cella cubica a facce centrate: lunghezza della diagonale di una faccia = 4 volte il raggio cristallografico. Se conosciamo il volume della cella elementare, possiamo calcolare la lunghezza di uno spigolo o di una diagonale, e quindi il raggio cristallografico degli atomi che la costituiscono. Il volume della cella elementare di un solido atomico cristallino si può determinare conoscendo la sua densità e la sua struttura cristallina. V cella = nm/dn (1) A

61 Se la densità di un solido atomico e el dimensioni della sua cella elementare sono note dalla diffrazione dei raggi X, si può usare l equazione (1) per determinare il numero di Avogadro N A. Una delle misure più precise del numero di Avogadro è stata fatta dagli scienziati del National Institute of Standards and Technology americano, usando misure ai raggi X su silicio ultra-puro.

62 La classificazione dei solidi Le strutture dei cristalli sono determinate dalle dimensioni degli atomi, ioni o molecole che costituiscono il reticolo e dalla natura delle forze che agiscono tra queste particelle. I cristalli atomici sono formati da particelle della stessa grandezza: es. cristalli dei gas nobili, che cristallizzano come cristalli cubici a facce centrate. I cristalli ionici si formano in virtù dell attrazione elettrostatica tra ioni con carica opposta. Sono fragili, presentano elevata temperatura di fusione e bassa tensione di vapore, conducono elettricità allo stato fuso e in soluzione acquosa. La maggior parte dell energia reticolare è costituita dall energia di interazione elettrostatica totale. La struttura cristallina dei cristalli ionici dipende da come cationi e anioni possono impacchettarsi per formare il reticolo, e quindi dipende dalle dimensioni relative di cationi e anioni.

63 Rappresentazione della cella elementare di NaCl(s) e CsCl(s). Le strutture cristalline diverse sono una diretta conseguenza delle dimensioni relative di cationi e anioni. In NaCl(s) ogni ione sodio è circondato da una disposizione ottaedrica di sei ioni cloruro, che formano un reticolo cubico a facce centrate, mentre ogni ione cesio in CsCl(s) è circondato da una disposizione cubica di otto ioni cloruro, che formano un reticolo cubico semplice.

64 La classificazione dei solidi I cristalli molecolari sono composti da molecole neutre polari o apolari tenute insieme da forze di Van der Waals (dipolo-dipolo, forze di London). Hanno temperature di fusione più basse e tensioni di vapore più alte di quelle dei solidi ionici. Es. Metano cristallizza in forma cubica a facce centrate. Altro esempio di solido molecolare è il diossido di carbonio.

65 Cella elementare di CO 2 (s) cristallino

66 La classificazione dei solidi I cristalli a reticolo covalente ( o cristalli covalenti o solidi reticolari) si formano grazie ad una rete tridimensionale di legami covalenti fra gli atomi. Sono duri, hanno temperatura di fusione elevata, non conducono elettricità e non sono solubili in acqua. Esempi di questo tipo di solidi sono il diamante e la grafite.

67 Struttura cristallina del diamante (ibridazione sp 3 del C). Ogni atomo di carbonio è legato con legami covalenti ad altri quattro atomi di carbonio, formando un reticolo tetraedrico. Il cristallo del diamante è una sola molecola gigante. Distanza di legame C-C = 154 pm La durezza del diamante è dovuta al fatto che ogni atomo di carbonio in tutto il cristallo è legato in modo covalente con altri quattro atomi di carbonio, perciò per rompere un diamante bisogna rompere molti forti legami covalenti.

68 Struttura a strati della grafite (ibridazione sp 2 del C): ogni strato somiglia ad una rete di anelli benzenici fusi insieme. I legami entro uno strato sono covalenti e forti, invece le interazioni tra gli strati sono dovuti a forze di London, e quindi sono relativamente deboli. Gli strati stanno ad una distanza di 340 pm, e scivolano facilmente l uno sull altro, e questa è la base molecolare dell azione lubrificante della grafite. Distanza di legame C-C in uno strato = 139 pm La mina delle matite è fatta di grafite. Gli strati di grafite scivolano via dalla punta della matita sulla carta.

69 Solidi amorfi Ci sono materiali le cui molecole non hanno l alto grado di ordine spaziale delle sostanze cristalline, ma hanno piuttosto la struttura di un liquido congelato. Questi materiali sono chiamati amorfi. Esempi plastiche, gomma, vetri. I solidi amorfi si riconoscono per la mancanza di un punto di fusione netto. Fibre ottiche (costituite da fibre di vetro del diametro di un capello). La luce è trasmessa attraverso sottili filamenti di vetro di silice che formano un fascio fibroso di guide ottiche, che funziona come cammino ottico per la luce.

70 La classificazione dei solidi I cristalli metallici sono costituiti da atomi legati con legame metallico. Sono duttili, malleabili, conducono elettricità e calore.

71 Il metodo degli orbitali molecolari (MO) prevede che quando due atomi di idrogeno si legano per formare una molecola di H 2, gli orbitali 1s si combinano per formare un orbitale molecolare legante e uno antilegante. Quando mettiamo insieme un numero di Avogadro di atomi di Na per formare un cristallo di sodio, gli orbitali 3s (orbitali di valenza) degli atomi di sodio si combinano per formare un numero di Avogadro di orbitali molecolari che sono delocalizzati sull intero reticolo cristallino. Le energie di questi orbitali sono così vicine tra di loro che formano un continuum di livelli energetici, dall orbitale legante di più bassa energia all orbitale antilegante di più alta energia. Un cristallo metallico può essere visto come un reticolo occupato dagli ioni con gli elettroni di valenza dei suoi atomi che occupano orbitali delocalizzati sull intero reticolo cristallino.

72 Solo metà degli orbitali molecolari delocalizzati sono occupati (orbitali di valenza). Gli orbitali vuoti sono molto vicini in energia agli orbitali di valenza e basta poca energia per eccitare alcuni elettroni e portarli negli orbitali vuoti. Questi elettroni sono spaiati e gli orbitali che occupano sono riempiti solo parzialmente. Se si applica un campo elettrico questi elettroni si spostano facilmente e questa proprietà spiega l alta conducibilità elettrica del metallo.

73 In un isolante come il diamante c è un grande intervallo di energia tra la banda di orbitali delocalizzati leganti (banda di valenza) e la banda degli orbitali molecolari antileganti (banda di conduzione). L intervallo di energia tra le due bande (gap di energia) è così grande che gli elettroni della banda di valenza non sono promossi facilmente in quella di conduzione. In un buon conduttore il gap di energia è zero (non c è intervallo tra le energie degli orbitali leganti e degli orbitali antileganti). Alcune sostanze come silicio e germanio sono semiconduttori, avendo proprietà intermedie tra quelle dei conduttori e degli isolanti con una gap di energia relativamente piccola. Quando si aumenta la temperatura di un semiconduttore, un maggior numero di elettroni acquistano energia sufficiente per essere promossi dalla banda di valenza alla banda di conduzione e quindi la conducibilità elettrica dei semiconduttori aumenta con l aumento della temperatura.

74 Quando gli atomi di un cristallo sono messi insieme per formare il reticolo cristallino, gli orbitali di valenza degli atomi si combinano per formare due gruppi di livelli energetici chiamati banda di valenza e banda di conduzione.

75 Tipi di solidi Tipo di solido Particelle Tipo di forze attrattive Proprietà generali Esempi cristalli ionici cristalli molecolari cristalli covalenti cationi e anioni attrazioni coulombiane duri e fragili, alto punto di fusione, cattivi conduttori di elettricità molecole van der Waals teneri, basso punto di fusione, cattivi conduttori di elettricità atomi rete estesa di legami covalenti durissimi, alto punto di fusione NaCl(s), KCl(s), CaO(s) CO 2 (s), I 2 (s), C 12 H 22 O 11 (s) C(s), SiC(s), SiO 2 (s) amorfi gruppi di molecole varie assenza di un punto di fusione netto Vetro, plastica cristalli metallici cationi ai punti del reticolo ed elettroni delocalizzati orbitali molecolari delocalizzati buoni conduttori di elettricità Na(s), Ag(s), Cu(s)

76 Proprietà colligative delle soluzioni (Cap. 16) Molalità e frazione molare Legge di Raoult Proprietà colligative delle soluzioni Abbassamento della tensione di vapore Innalzamento del punto di ebollizione Abbassamento del punto di congelamento Pressione osmotica Soluzioni ideali Legge di Henry

77 Le proprietà colligative delle soluzioni dipendono dal rapporto tra il numero di particelle di soluto e il numero di particelle di solvente nella soluzione, e non dalla natura chimica del soluto e sono: 1) Abbassamento della tensione di vapore 2) Innalzamento del punto di ebollizione (innalzamento ebullioscopico) 3) Abbassamento del punto di congelamento (abbassamento crioscopico) 4) Pressione osmotica L acqua pura ha una tensione di vapore definita ad ogni temperatura. La tensione dell acqua pura o di un altro solvente in generale, diminuisce quando vi è disciolto un soluto non volatile. L effetto di abbassamento della tensione di vapore comprendere le proprietà colligative delle soluzioni. permette di

78 Unità di misura della concentrazione di soluto in una soluzione Molarità, M = numero di moli di soluto per litro di soluzione (n/v) La molarità ha lo svantaggio che cambia al variare della temperatura, perché il volume della soluzione cambia al variare della temperatura. Di solito il volume aumenta all aumentare della temperatura, perciò la molarità della soluzione diminuisce al crescere della temperatura. Percentuale in peso (o in massa), % in massa = rapporto tra il numero di grammi di soluto e la massa totale della soluzione (soluto + solvente), moltiplicato x 100 Frazione molare, x (non è adatta per soluzioni diluite) Molalità, m = numero di moli di soluto per 1000 g o 1 kg di solvente m c = im molalità colligativa i = numero di particelle di soluto prodotte per unità formula quando il soluto è disciolto nel solvente

79 Tensione di vapore di un liquido La tensione di vapore è la pressione esercitata dalle molecole che evaporano da un liquido in un recipiente chiuso quando velocità di evaporazione e di condensazione si uguagliano. Consideriamo un liquido in un recipiente chiuso in cui è stato fatto il vuoto, a T costante. Le molecole del liquido sono in costante movimento, alcune molecole sulla superficie sfuggiranno dal liquido e formeranno la fase vapore. La pressione del vapore aumenta prima rapidamente e poi più lentamente fino a raggiungere una pressione costante.

80 Tensione di vapore Quando un liquido è posto in un recipiente chiuso, la velocità con cui le molecole sfuggono dalla superficie è costante perché dipende dall area superficiale del liquido, ma la velocità a cui le molecole condensano è proporzionale al numero di molecole nel vapore. Quando il numero delle molecole nel vapore è tale che la velocità di evaporazione dalla superficie del liquido è uguale alla velocità di condensazione dalla fase vapore, liquido e vapore sono in equilibrio tra di loro. La pressione del vapore è ora una costante.

81 Tensione di vapore L equilibrio tra il liquido e il vapore è un equilibrio dinamico, cioè il liquido continua ad evaporare e il vapore continua a condensare, ma la velocità di evaporazione è uguale alla velocità di condensazione, e quindi non c è nessun cambiamento netto. L equilibrio si raggiunge in A quando la velocità di evaporazione del liquido è uguale alla velocità di condensazione del vapore. All equilibrio la pressione del vapore è costante ed è chiamata tensione di vapore. La tensione di vapore dipende dalla natura del liquido e dalla temperatura.

82 Tensione di vapore La tensione di vapore di un liquido aumenta all aumentare della temperatura Variazione della velocità di condensazione del vapore su un liquido con il tempo, nell avvicinarsi all equilibrio. Poiché la velocità di evaporazione aumenta all aumentare della temperatura anche la tensione di vapore aumenta all aumentare della temperatura (T 2 >T 1 ).

83 Tensione di vapore Ad ogni temperatura un liquido ha una tensione di vapore definita.(tab. 15.7) Il grafico della tensione di vapore di un liquido in funzione della temperatura è chiamato curva della tensione di vapore. A parità di temperatura, la facilità con cui le molecole sfuggono dal proprio liquido e quindi la tensione di vapore di un liquido, dipendono dalle forze attrattive tra le molecole che lo costituiscono. Le sostanze con forze intermolecolari forti avranno tensione di vapore relativamente bassa. I liquidi che hanno un elevata tensione di vapore si dicono volatili. Curve di tensione di vapore: l etanolo ha una tensione di vapore più alta di quella dell acqua alla stessa temperatura.

84 Punto di ebollizione di un liquido Il punto di ebollizione di un liquido è la temperatura a cui la sua tensione di vapore è uguale alla pressione esterna. Il punto di ebollizione normale di un liquido è la temperatura a cui la sua tensione di vapore è esattamente uguale a 1 atm. Il punto di ebollizione normale dell acqua è 100,0 C. Se la pressione esterna è inferiore a 1 atm, la temperatura a cui la tensione di vapore dell acqua liquida è uguale a questa pressione, è inferiore a 100,0 C.

85 Diagramma di stato dell acqua La combinazione in un unico grafico della curva della tensione di vapore (rossa), della curva della tensione di sublimazione (grigia) e della curva del punto di fusione (celeste) costituiscono il diagramma di stato.

86 Diagramma di stato dell acqua Sulla curva della tensione di vapore, il liquido e il vapore sono presenti insieme all equilibrio. A sinistra della curva a T più basse l acqua si trova come liquido. A destra di questa curva a T più alte, l acqua si trova come vapore. La tensione di vapore di un liquido aumenta con la temperatura fino al punto critico (218 atm (221 bar) e 647 K). Sopra la temperatura critica, le fasi gassosa e liquida diventano indistinguibili. Un gas al di sopra della sua temperatura critica non può essere mai liquefatto per compressione. Sulla curva della tensione di sublimazione il solido e il vapore sono presenti insieme all equilibrio. A sinistra di questa curva, a T più basse l acqua si trova come solido (ghiaccio). A destra di questa curva, a T più alte, l acqua si trova come vapore. Sulla curva del punto di fusione, il solido e il liquido sono presenti insieme all equilibrio. A sinistra di questa curva l acqua si trova come solido, a destra di questa curva si trova come liquido.

87 Punto di fusione di un solido Il punto di fusione alla pressione esattamente di 1 atm è chiamato punto di fusione normale o punto di congelamento normale. I punti di fusione dipendono solo debolmente dalla pressione, per cui la curva del punto di fusione è una linea quasi verticale. Per quasi tutte le sostanze il punto di fusione aumenta all aumentare della pressione. Il punto di fusione dell acqua diminuisce al crescere della pressione, di conseguenza a differenza di quasi tutti gli altri solidi, il ghiaccio può essere fuso per compressione. Le tre curve si incontrano in un punto chiamato punto triplo. Al punto triplo tutte e tre le fasi, solido, liquido e gas, sono presenti contemporaneamente in equilibrio. Punto triplo dell acqua: 4,58 Torr (0,0060 atm) e 273,16 K Se riscaldiamo il ghiaccio a una pressione costante minore di 4,58 Torr, il ghiaccio sublima invece di fondere.

88 Ciascuna linea del diagramma di stato rappresenta le condizioni di coesistenza di due fasi in equilibrio. Tutti i punti che non cadono su una delle linee rappresentano le condizioni in cui esiste un solo stato. La linea A-B rappresenta i punti di equilibrio solido-vapore, la linea A-C quelli di equilibrio liquido-solido, la linea A-D i punti di equilibrio liquido-vapore. La linea A-C per l acqua ha una pendenza negativa: più alta è la pressione esterna, più basso è il punto di fusione. Poiché l acqua liquida è più densa del ghiaccio, il ghiaccio e l acqua in equilibrio reagiscono ad un aumento di pressione (a T costante) con la fusione del ghiaccio perché la stessa massa di acqua occupa un volume minore.

89 Abbassamento della tensione di vapore Effetto di un soluto non volatile sulla tensione di vapore di un solvente ad una data temperatura. Le molecole del soluto abbassano la tensione di vapore del solvente rispetto a quella del solvente puro, bloccando parzialmente la fuga delle molecole di solvente dalla superficie della soluzione.

90 La tensione di vapore è la pressione a cui la velocità di evaporazione del solvente dalla soluzione è uguale alla velocità di condensazione del solvente dal vapore. La velocità di evaporazione del solvente dalla soluzione è minore di quella dal solvente puro, perché la presenza di molecole di soluto alla superficie della soluzione diminuisce il numero di molecole di solvente per unità di area superficiale. La velocità di condensazione è direttamente proporzionale al numero di molecole per unità di volume del vapore, che a sua volta è proporzionale alla pressione del vapore. Ad una più bassa velocità di evaporazione corrisponde una più bassa velocità di condensazione del vapore: il risultato è una tensione di vapore più bassa.

91 Abbassamento della tensione di vapore Effetto di un soluto non volatile sulla velocità di evaporazione del solvente. Le molecole di soluto provocano una diminuzione della velocità di evaporazione del solvente, che a sua volta provoca un abbassamento della tensione di vapore del solvente.

92 Legge di Raoult La tensione di vapore del solvente su una soluzione è direttamente proporzionale alla frazione di particelle di solvente sulla superficie. Poiché il numero di moli è proporzionale al numero di particelle, la frazione molare del solvente può essere considerata una frazione di particelle. La tensione di vapore del solvente su una soluzione è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente nella soluzione (legge di Raoult). Ogni solvente rispetta sempre la legge di Raoult se la soluzione è sufficientemente diluita. P = x solv P P = tensione di vapore del solvente puro P = tensione di vapore del solvente su una soluzione

93 Abbassamento della tensione di vapore La quantità di cui la tensione di vapore della soluzione è minore della tensione di vapore del solvente puro, P (P - P), è chiamata abbassamento della tensione di vapore.

94 Innalzamento del punto di ebollizione e abbassamento del punto di congelamento La presenza del soluto abbassa la tensione di vapore del solvente. La riduzione della tensione di vapore del solvente provoca un aumento del punto di ebollizione della soluzione rispetto a quello del solvente puro e una diminuzione del punto di congelamento della soluzione rispetto a quello del solvente puro.

95 Dal grafico si vede che (P 1 - P 1 ) (T b T b ). La linea blu è un tratto della curva della tensione di vapore dell acqua pura, e le linee rosse sono le curve della tensione di vapore per due concentrazioni diverse di un soluto non volatile in acqua.

96 Innalzamento del punto di ebollizione T b -T b = K b m c T b -T b = K b im Il punto di ebollizione è la temperatura a cui la tensione di vapore della fase liquida è uguale alla pressione atmosferica. La tensione di vapore del solvente su una soluzione che contiene un soluto non volatile è minore di quella del solvente puro alla stessa temperatura. Quindi la temperatura alla quale la tensione di vapore raggiunge la pressione atmosferica è più alta per la soluzione che per il solvente puro e di conseguenza il punto di ebollizione della soluzione è più alto di quello del solvente puro. L aumento del punto di ebollizione di una soluzione che contiene un soluto non volatile è direttamente proporzionale alla molalità colligativa, ossia l innalzamento del punto di ebollizione è direttamente proporzionale alla concentrazione del soluto (delle particelle). L equazione è valida solo per soluzioni diluite. K b = costante ebullioscopica caratteristica del solvente

97 Abbassamento del punto di congelamento T f - T f = K f m c T f - T f = K f im L abbassamento della tensione di vapore del solvente da parte di un soluto porta all abbassamento del punto di congelamento della soluzione rispetto al solvente puro. Il valore dell abbassamento del punto di congelamento prodotto da un soluto è proporzionale alla sua molalità colligativa. L equazione è valida solo per soluzioni diluite di soluti non volatili. K f = costante crioscopica caratteristica del solvente

98 Binomio di van t Hoff i = [1 + α(ν - 1)] binomio (o fattore) di van t Hoff Per soluzioni di elettroliti forti il binomio di van t Hoff i risulta essere uguale al numero di ioni prodotti per unità formula (es. NaCl(aq), CaCl 2 (aq)). Per soluzioni di elettroliti deboli, il valore di i ci dà una misura della percentuale di dissociazione dell elettrolita in soluzione acquosa. Es. CH 3 COOH(aq)

99 Abbassamento del punto di congelamento L abbassamento del punto di congelamento dovuto ad una sostanza disciolta è la base dell azione degli anticongelanti per auto. L antigelo più usato è il glicol etilenico (1,2-etandiolo), che ha un punto di ebollizione di 197 C e un punto di con gelamento di -17,4 C: L aggiunta di glicol etilenico all acqua abbassa il punto di congelamento e innalza il punto di ebollizione della soluzione rispetto a quelli dell acqua pura. Una soluzione di glicol etilenico-acqua in cui il glicol etilenico è il 30% in volume, ha un punto di congelamento di ca. -14 C.

100 Pressione osmotica La tensione di vapore dell acqua pura è maggiore di quella dell acqua di mare, perciò la velocità di condensazione dell acqua nell acqua di mare è maggiore della velocità di evaporazione dell acqua dall acqua di mare. Con il tempo l acqua pura si trasferisce attraverso la fase vapore, dal beker contenente acqua pura a quello con acqua di mare, e l acqua di mare si diluisce.

101 Pressione osmotica Passaggio dell acqua attraverso una membrana semipermeabile (permeabile all acqua) che separa acqua pura da acqua di mare. La tendenza dell acqua ad attraversare la membrana è chiamata tendenza a fuggire ed è direttamente proporzionale alla tensione di vapore dell acqua sulla soluzione. La tendenza a fuggire dell acqua dall acqua pura è maggiore della tendenza a fuggire dell acqua dall acqua di mare, perché l acqua pura ha una tensione di vapore più alta.

102 Pressione osmotica Man mano che l acqua attraversa la membrana verso il lato dell acqua di mare, la tendenza a fuggire dell acqua dall acqua di mare aumenta perché l acqua di mare si diluisce e anche perché aumenta la pressione idrostatica dovuta alla colonna di acqua di mare. L acqua passa attraverso la membrana e quindi la colonna di acqua di mare si innalza, finchè la tendenza a fuggire dell acqua dall acqua di mare è uguale alla tendenza a fuggire dell acqua pura. Quando si raggiunge questa condizione, c è equilibrio e la colonna di acqua di mare non sale più. La pressione della colonna di liquido prodotta in questo processo è chiamata pressione osmotica, π, è uguale alla pressione idrostatica P.

103 Pressione osmotica Il passaggio spontaneo di solvente attraverso una membrana semipermeabile da una soluzione ad una soluzione più concentrata è chiamato osmosi. La relazione tra pressione osmotica π, concentrazione del soluto e temperatura fu trovata da van t Hoff ed è data dall equazione: π = crt Possiamo aumentare la tendenza a fuggire dell acqua da una soluzione o diminuendo la concentrazione di soluto nella soluzione o aumentando la temperatura della soluzione. Questa tendenza a fuggire può essere aumentata anche applicando pressione alla soluzione. L aumento di pressione aumenta l energia media delle molecole di solvente e aumenta così la loro tendenza a fuggire. Questo è il fondamento della pressione osmotica. La pressione osmotica di una soluzione è la pressione che si deve applicare alla soluzione per aumentare la tensione di vapore (tendenza a fuggire) del solvente ad un valore uguale a quello della tensione di vapore del solvente puro a quella temperatura.

104 Se all acqua di mare a 15 C si applica una pressio ne superiore a 26 bar, la tendenza a fuggire dell acqua nell acqua di mare sarà maggiore di quella dell acqua pura. Quindi si può ottenere acqua pura dall acqua di mare usando una membrana rigida semipermeabile ed applicando una pressione maggiore della pressione osmotica di 26 bar. Questo processo è noto come osmosi inversa ed è il metodo usato per produrre acqua dolce potabile dall acqua di mare, mediante l uso di varie membrane semipermeabili (acetato di cellulosa).

105 Apparecchio commerciale di osmosi inversa. I solidi sospesi, inclusi i batteri, sono bloccati per esclusione meccanica, e i sali sciolti sono eliminati usando membrane semipermeabili.

106 Osmosi dei globuli rossi del sangue. a) I globuli rossi non si contraggono né si espandono quando sono posti in una soluzione la cui molarità colligativa è uguale a quella della soluzione all interno della cellula (0,3 M) (soluzione isotonica) b) I globuli rossi si contraggono quando sono posti in una soluzione con molarità colligativa maggiore di 0,3 M (conc. colligativa all interno di una cellula vivente) (soluzione ipertonica) c) I globuli rossi si rigonfiano quando sono posti in una soluzione con molarità colligativa minore di 0,3 M (soluzione ipotonica).

107 Soluzioni ideali e legge di Raoult Definizione di soluzione ideale: Una soluzione di due componenti A e B è ideale se le interazioni tra una molecola di A e una molecola di B sono le stesse di quelle tra due molecole di A e due molecole di B. La distribuzione casuale di A e B rappresenta una soluzione ideale. Quando le molecole dei due componenti sono molto simili la soluzione è ideale (es. benzene/toluene)