Si definisce soluzione un sistema omogeneo (costituito da una sola fase) con più di un componente

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1 Le Soluzioni Si definisce soluzione un sistema omogeneo (costituito da una sola fase) con più di un componente - La specie chimica presente nella soluzione in quantità più abbondante viene detta SOLVENTE - Le altre specie sono dette SOLUTI

2 Tipi di soluzione Tipo di soluzione Soluto Solvente Esempi gassosa gas liquido solido gas gas gas O 2 in N 2 H 2 O in N 2 I 2 in O 2 liquida gas liquido solido liquido liquido liquido CO 2 in H 2 O CH 3 COOH in H 2 O AgNO 3 in H 2 O solida gas liquido solido solido solido solido H 2 in Pd Hg in Cd Cu in Au Le soluzioni più comuni sono tuttavia quelle di solidi nei liquidi e, in particolare, quelle in cui il liquido solvente è l acqua (soluzioni acquose)

3 Dissoluzione di un solido ionico in acqua Le molecole di acqua polari si orientano in modo da avvicinare la parte positiva (idrogeno) agli ioni negativi del solido ionico. L attrazione tra l acqua e lo ione è più forte dell attrazione fra gli ioni, quindi lo ione viene rimosso dal reticolo cristallino. Lo stesso accade per gli ioni positivi, circondati dagli atomi di ossigeno (negativi) delle molecole di acqua.

4 Solubilizzazione Su questa pagina c è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare riproduci

5 Gli elettroliti in soluzione acquosa Gli elettroliti sono composti che, in soluzione, si dissociano parzialmente o totalmente in particelle solvatate cariche elettricamente, dette ioni: gli ioni positivi (cationi) e quelli negativi (anioni) sono sempre presenti nella soluzione in numero di moli tale che la somma delle cariche sia nulla => elettroneutralità. Elettroliti forti: si dissociano completamente A m B n m A n+ (aq) + n B m- (aq) (es. Sali NaCl, acidi e basi forti, HCl, HNO 3, KOH) Elettroliti deboli: non si dissociano completamente A m B n m A n+ (aq) + n B m- (aq) (equilibrio omogeneo)

6 Modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni Per definire la quantità di soluto presente in una determinata quantità di solvente si usa il termine concentrazione Le unità che esprimono la concentrazione possono essere raggruppate in due categorie: unità peso-peso (percentuale in peso, frazione molare, molalità) e unità peso-volume (molarità, normailtà)

7 % in peso Percentuale in peso, %: grammi di soluto disciolti in 100g di soluzione Es. preparare 40 g di una soluzione al 3% in peso di glucosio in acqua Una soluzione al 3% è fatta di 3g di soluto e 97g di solvente (3g di soluto in 100g di soluzione) 3 : 100 = x : 40 => x = 1,2g di glucosio Si peseranno pertanto 1,2 g di glucosio e si aggiungeranno 38,80g di acqua, per avere 40g tot. di soluzione

8 Frazione molare Frazione molare, X i : rapporto tra il numero di moli del componente i- esimo e la somma del numero di moli di tutti i componenti la soluzione: X i = n i /n tot La somma delle frazioni molari è sempre pari a 1 Es. Calcolare le frazioni molari dei componenti in una soluzione costituita da 40g di NaCl e 100g di acqua moli (NaCl) = 40g/58,45 = 0,684 mol moli (H 2 O) = 100g/18 = 5,56 mol moli tot. = 6,24 mol X NaCl = 0,684/6,24 = 0,110; X H2O = 5,56/6,24 = 0,890

9 Molalità m=n/massa solvente Molalità, m : numero di moli di soluto disciolte in 1000g di solvente. Es. preparare 400g di una soluzione acquosa 0,07m (molale) di glucosio. Dalla definizione di molalità, 0,07xPM(glucosio) = 0,07x180 = 12,6g di glucosio devono essere sciolti in 1000g di acqua, per dare 1012,6g di soluzione. Allora: 12,6 : 1012,6 = x : 400 x = 4,977g di glucosio La soluzione verrà quindi preparata sciogliendo 4,977g di glucosio in (400 4,997) = 395,023g di acqua.

10 Molarità M=n/V soluzione Molarità, M : numero di moli di soluto disciolte in 1 litro (1000 ml) di soluzione Es.1. Preparare 250 ml di una soluzione acquosa 0,35 M (molare) di NaNO 3. 0,35 moli di NaNO 3 (0,35 x PM = 0,35 x 84 = 29,74g) devono essere sciolte in una quantità di acqua tale che il volume finale della soluzione sia pari a 1000 ml. Allora: 29,74 : 1000 = x : 250 x = 7,438g di NaNO 3 Se il volume di sale disciolto si considera trascurabile, basterà sciogliere 7,438g di NaNO 3 in 250 ml di acqua.

11 Diluizioni Es.2. Calcolare la concentrazione molare di una soluzione acquosa di NaCl ottenuta aggiungendo 200 ml di acqua a 400 ml di una soluzione 0,35M di NaCl. Moli (NaCl) = 0,35M x 0,400 L = 0,140 mol Concentrazione di NaCl dopo la diluizione = moli/ V tot = = 0,140 mol/0,600 L = 0,233 M Oppure si può applicare direttamente la formula: *** M = (M x V)/ V = 0,35 x 400/600 = 0,23 M

12 Le Proprietà colligative Sono proprietà delle soluzioni che dipendono esclusivamente dalla presenza del soluto. In particolare la loro entità dipende solo dal numero di particelle di soluto presenti nella soluzione e non dalla natura del soluto. Sono: La legge di Raoult L innalzamento ebullioscopico L abbassamento crioscopico La pressione osmotica

13 Tensione di vapore e legge di Raoult Su questa pagina c è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare riproduci

14 La legge di Raoult In una soluzione la pressione di vapore del solvente viene influenzata dalla presenza di un soluto non volatile ed è proporzionale alla frazione molare del solvente: P i = x i P i Dove: P i = tensione di vapore del solvente in soluzione P i = tensione di vapore del solvente puro x i = frazione molare del solvente in soluzione

15 Sappiamo dalla legge di Raoult (P i = x i P i ) che, in una soluzione di un soluto non volatile, la tensione di vapore P i è proporzionale alla x i e alla tensione di vapore del solvente puro P i. La P dipende dalla natura del solvente (P i ) ma non da quella del soluto: per il soluto, infatti, conta solo il numero di moli x solvente = 1 x soluto Se chiamiamo x soluto = x 2 allora P = P (1-x 2 ) da cui P - P = P x 2 e (P - P)/P = x 2 l'abbassamento relativo della tensione di vapore di una soluzione è numericamente uguale alla frazione molare del soluto La relazione è valida per soluzioni diluite: solo in questo caso sono trascurabili le deviazioni cui è soggetta la legge di Raoult con soluzioni reali.

16 Abbassamento crioscopico/innalzamento ebull. Su questa pagina c è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare riproduci

17 Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico Se si aggiunge un soluto all acqua il diagramma di stato subisce delle variazioni:

18 Proprietà colligative Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua) Se si aggiunge un soluto all acqua Il numero di molecole che lasciano la fase liquida per la fase solida diminuisce. liquido + solido a 0 acqua ghiaccio

19 Proprietà colligative Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua). La temperatura alla quale si raggiunge l equilibrio sarà più bassa. La presenza del soluto abbassa il punto di fusione liquido + solido a 0 acqua ghiaccio

20 Proprietà colligative Abbassamento crioscopico Il punto di fusione (o di congelamento) sarà abbassato ΔT f = K f m Costante crioscopica (caratteristica del solvente) molalità (moli soluto/kg solvente) liquido + solido sotto lo 0 acqua ghiaccio

21 Il numero di molecole che lasciano la fase liquida per la fase gassosa diminuisce. La temperatura alla quale si raggiunge l equilibrio sarà più alta La presenza del soluto Innalza il punto di ebollizione gas + liquido a 100 gas + liquido sopra i 100

22 Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico Il punto di ebollizione sarà più alto ΔT b = K b m Costante ebullioscopica (caratteristica del solvente) Molalità (moli soluto/kg solvente)

23 Effetti del soluto sui punti di congelamento ed ebollizione di una soluzione: 1. Il punto di congelamento è più basso 2. Il punto di ebollizione è più alto solido calore liquido calore gas Punto di fusione (0 ) (congelamento) Punto di ebollizione (100 )

24 Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico Se si aggiunge un soluto all acqua il diagramma di stato subisce delle variazioni:

25 La Pressione osmotica Proprietà colligative Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua). Membrana semipermeabile (permeabile solo alle molecole d acqua)

26 Pressione osmotica Su questa pagina c è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare riproduci

27 La Pressione osmotica (P) L acqua tende a spostarsi dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata, per ristabilire l equilibrio nel sistema, producendo una pressione aggiuntiva Costante dei gas Concentrazione molare Π = CRT Temperatura assoluta

28 Pressione osmotica Le proprietà osmotiche sono importanti nei fenomeni biologici: tutte le cellule sono circoscritte da membrane semipermeabili, attraverso le quali passano molecole o ioni piccoli, ma non le proteine. Sono importanti anche nel campo medico: per esempio, quando si effettua una fleboclisi (immissione di soluzioni nutritive o medicinali nel sangue), è necessario che la soluzione sia isotonica (cioè con la stessa P) con quella del sangue; se essa fosse ipotonica (minore P per la soluzione), il solvente tenderebbe a penetrare nelle cellule fino anche alla rottura della membrana; se invece fosse ipertonica (P maggiore), il solvente uscirebbe dalle cellule, facendole raggrinzire e contrarre fino ad impedirne l'attività

29 Globuli rossi La concentrazione dei soluti è la stessa all interno e all esterno delle cellule La concentrazione dei soluti all interno e inferiore di quella all esterno La concentrazione dei soluti all interno e maggiore di quella all esterno Nel primo caso (soluzione isotonica) la pressione interna e quella esterna sono bilanciate; nel secondo caso (soluzione ipertonica) predominano le pressioni esterne, con riduzione del volume; nel terzo caso (soluzione ipotonica) predominano le pressioni interne, con aumento del volume della cellula.

30 Transizione di fase liquido-vapore Il passaggio dalla fase liquida alla fase vapore continua fino a quando la pressione esercitata dal vapore eguaglia la Tensione di vapore a quella temperatura Lo stato di equilibrio è un EQUILIBRIO DINAMICO e le proprietà macroscopiche del sistema non variano perché il numero di particelle che abbandonano il liquido per evaporazione è bilanciato da un uguale numero di particelle di gas che condensano allo stato liquido

31 Equilibrio liquido-gas All equilibrio, la pressione è costante perché la velocità di vaporizzazione è uguale alla velocità di condensazione. La pressione in questo punto è la tensione di vapore del liquido a quella temperatura. la tensione di vapore aumenta la tensione di vapore raggiunge un valore costante

32 CARATTERISTICHE FONDAMENTALI DELL EQUILIBRIO DINAMICO: le proprietà macroscopiche del sistema si mantengono costanti in determinate condizioni; i processi microscopici continuano, ma le proprietà macroscopiche non variano, in quanto processi opposti si bilanciano; L equilibrio può essere raggiunto in entrambi i sensi, sia partendo dai reagenti, che dai prodotti; L equilibrio può essere raggiunto solo in un sistema chiuso, che non scambia materia con l esterno.

33 REAZIONI CHIMICHE DI EQUILIBRIO Es. Consideriamo la reazione di sintesi dell acido iodidrico: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) Incolore violetto incolore Operando a circa 150 C, si osserva che la colorazione violetta, tipica dei vapori di I 2, si attenua rapidamente all inizio, poi sempre più lentamente, e non scompare mai del tutto: da un certo momento in poi coesistono in equilibrio i reagenti e il prodotto della reazione. Scaldando HI a circa 400 C si nota la ricomparsa del colore violetto, tipico di I 2, segno che è avvenuta la reazione opposta: 2HI (g) I 2 (g) + H 2 (g) Incolore violetto incolore La reazione è REVERSIBILE:

34 Affinché vi sia reazione, le particelle devono urtarsi tra loro in modo efficace (per energia e orientamento); a temperatura costante, la probabilità di urto è proporzionale alla concentrazione delle specie presenti, che è in relazione con la velocità di reazione. Quando la reazione ha inizio, la velocità della reazione verso destra (v 1 ) assume un valore iniziale che poi progressivamente DIMINUISCE perché diminuiscono le concentrazioni delle specie reagenti H 2 e I 2 che si consumano; A mano a mano che si forma il prodotto HI, AUMENTA la velocità della reazione verso sinistra (v 2 ), che inizialmente è nulla. Dopo un certo tempo si giunge ad una situazione di equilibrio dinamico, in cui le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti sono costanti e tali per cui le due velocità assumono lo stesso valore: v 1 = v 2 all equilibrio

35 v 1 = v 2 all equilibrio L EQUILIBRIO SI STABILISCE QUANDO LE VELOCITA DELLA REAZIONE DIRETTA E DI QUELLA INVERSA SONO UGUALI

36 COSTANTE DI EQUILIBRIO Per la reazione: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) attraverso misure sperimentali è stato osservato che AD UNA CERTA TEMPERATURA il rapporto: [HI] 2 eq assume un valore costante (K) [H 2 ] eq [I 2 ] eq Questa espressione dipende dalla stechiometria della reazione: gli esponenti di ogni concentrazione corrispondono ai coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata. K = Costante di Equilibrio della reazione

37 Legge dell equilibrio chimico o Legge di azione di massa Per la generica reazione: a A + b B c C + d D in cui a, b, c, d sono i coefficienti stechiometrici, si trova sperimentalmente che: [C] c [D] d [A] a [B] b dove K è la costante di equilibrio, il cui valore è costante ad una certa temperatura. = K Nell espressione della costante di equilibrio si scrivono al numeratore le concentrazioni all equilibrio dei prodotti e al denominatore quelle dei reagenti, ciascuna con un esponente pari al coefficiente stechiometrico che la caratterizza nella reazione bilanciata

38 Se la costante di equilibrio per la reazione H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) è: [HI] 2 Kc = [H 2 ] [I 2 ] la costante per la reazione inversa 2HI H 2 + I 2, alla stessa temperatura, è: [H 2 ] [I 2 ] K c = [HI] 2 dove K = 1/K

39 E fondamentale la stechiometria della reazione. Se la costante di equilibrio per la reazione: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) è: la costante per la reazione: 2 H 2 (g) +2 I 2 (g) 4HI (g) è: dove K = K 2 [HI] 2 Kc = [H 2 ] [I 2 ] [HI] 4 K c = [H 2 ] 2 [I 2 ] 2

40 Andamento di una reazione A + B C + D con K > 1

41 Equilibrio Omogeneo ed Eterogeneo Eq. Omogeneo: tutte le specie si trovano nello stesso stato di aggregazione (solido, liquido o gas) Eq. Eterogeneo: Non tutte le specie si trovano nello stesso stato di aggregazione

42 EQUILIBRIO GASSOSO Nelle MISCELE GASSOSE le quantità di reagenti e prodotti vengono indicate in termini di pressione parziale, piuttosto che di molarità; in questo caso, è possibile scrivere una costante, indicata con K P, del tutto simile a K C, in cui le concentrazioni di reagenti e prodotti vengono sostituite dalle pressioni parziali DEI COMPONENTI GASSOSI (non di quelli solidi o liquidi che eventualmente compaiono nel simbolo di reazione). Ad esempio, per la reazione: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) P 2 (HI) K P = P (H 2 ) P (I 2 )

43 RELAZIONE TRA K P e K C La relazione tra K P e K C può essere ricavata ricorrendo all equazione di stato dei gas perfetti ed è data da: K P = K C (RT) n dove n rappresenta la differenza tra la somma dei coefficienti dei prodotti e la somma dei coefficienti dei reagenti (per una reazione: aa + bb cc + dd, n = c+d-a-b). Per n = 0 (somma coefficienti reagenti = somma coefficienti prodotti) K C = K P

44 FATTORI CHE INFLUENZANO L EQUILIBRIO: IL PRINCIPIO DI Le CHATELIER OGNI SISTEMA IN EQUILIBRIO REAGISCE AD UNA PERTURBAZIONE ESTERNA CON UNO SPOSTAMENTO DELL EQUILIBRIO CHE SI OPPONE ALLA PERTURBAZIONE Se in un sistema all equilibrio si varia la concentrazione di una delle specie presenti, l equilibrio si sposta in modo da compensare la variazione di concentrazione. Così, se si diminuisce la concentrazione di un reattivo o di un prodotto, avverrà in misura maggiore la reazione che lo produce, mentre se viene aggiunta una specie, l equilibrio si sposta in modo da favorire la reazione che permette di consumarla

45 Principio di Le Chatelier Su questa pagina c è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare riproduci

46 Variazione di concentrazione: Consideriamo la generica reazione: a A + b B c C + d D e supponiamo che il sistema abbia raggiunto l equilibrio; le concentrazioni di reagenti e prodotti saranno tali per cui: [C] c [D] d K = [A] a [B] b Se si aggiunge un reagente (A o B), l equilibrio si sposta a destra ( ) in modo da consumare una maggiore quantità di reagenti; effetto analogo si ha allontanando un prodotto (C o D): l equilibrio si sposta a destra ( ) per ripristinare il prodotto allontanato; inversamente, se si aggiunge un prodotto o si allontana un reagente, l equilibrio si sposta a sinistra ( ).

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48 Variazione di Pressione Consideriamo l equilibrio in fase gassosa: 2A (g) + B (g) C (g) + 4D (g) Si valuta se la reazione comporta un aumento o una diminuzione di moli (e quindi di pressione): in questo caso la reazione verso destra implica un aumento di pressione (si passa da 3 a 5 moli), quella verso sinistra una diminuzione di pressione. Se la P aumenta, l equilibrio si sposta in modo da produrre una diminuzione di pressione, quindi verso sinistra. Se la P diminuisce, l equilibrio si sposta in modo da produrre un aumento di pressione, quindi verso destra

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50 Variazioni di temperatura Le reazioni si dicono esotermiche se sviluppano calore, endotermiche se assorbono calore (q). Reazione esotermica ( H < 0): aa + bb cc + dd + q q = calore prodotto Reazione endotermica ( H > 0): q + aa + bb cc + dd q = calore assorbito Per una reazione esotermica, un aumento di temperatura provoca uno spostamento a sinistra, una diminuzione di temperatura uno spostamento a destra. Per una reazione endotermica, un aumento di temperatura provoca uno spostamento a destra, una diminuzione di temperatura uno spostamento a sinistra.

51 I processi esotermici sono favoriti da una diminuzione di T, quelli endotermici sono favoriti da un aumento di T

52 Es. Effetto della variazione di T su una reazione esotermica T = 50 C T = 0 C

53 Es. Effetto della variazione di T su una reazione endotermica In acqua calda la reazione diretta (endotermica) è favorita e K C è maggiore, cosicché la soluzione appare blu (a destra). A 0 C e favorita la reazione inversa (esotermica) e K C è più bassa, cosicché la soluzione assume colore rosa (a sinistra).