la tensione superficiale

Perché i gas sono più comprimibili dei liquidi?

Nei gas le molecole sono molto distanti e lo spazio vuoto occupa la maggior parte del volume. La compressione riduce questo spazio senza alterare la struttura delle molecole, perciò i gas sono facilmente comprimibili. Nei liquidi, invece, le molecole sono già molto vicine: lo spazio libero residuo è minimo e anche una piccola diminuzione di volume richiede pressioni molto elevate.

Cosa accade a livello molecolare quando si aumenta la pressione su un gas fino a condensarlo?

A basse pressioni le molecole del gas sono lontane e le forze attrattive intermolecolari sono trascurabili. Quando la pressione aumenta, le molecole si avvicinano e le attrazioni diventano più forti. Se la distanza si riduce fino a consentire un contatto efficace, le molecole restano unite dalle forze attrattive e il gas passa allo stato liquido (condensazione).

Quali sono le differenze tra gas e liquidi in termini di volume e forma?

I gas occupano tutto lo spazio disponibile e quindi non hanno né volume né forma propri. I liquidi, invece, hanno un volume definito, che rimane costante in condizioni ordinarie, ma non hanno una forma propria: assumono quella del recipiente che li contiene.

Perché i sistemi idraulici sfruttano l’incomprimibilità dei liquidi?

Poiché i liquidi sono praticamente incomprimibili, la pressione esercitata in un punto si trasmette integralmente a tutto il fluido. Nei freni idraulici delle automobili, la forza esercitata sul pedale si trasmette attraverso un cilindro pieno di liquido fino alle pastiglie dei freni. Se nel circuito entra aria, che è comprimibile, parte della pressione viene assorbita e l’efficienza del sistema si riduce drasticamente.

Perché i liquidi hanno densità maggiore rispetto ai gas?

La stessa massa di sostanza, in fase liquida, occupa un volume molto più piccolo rispetto a quando si trova in fase gassosa. Ciò è dovuto alla disposizione ravvicinata delle molecole, che aumenta la densità del liquido rispetto al gas.

Come si muovono le molecole in un liquido e che conseguenze ha questo movimento?

Le molecole non sono fisse, come nei solidi, ma si muovono continuamente, cambiando posizione rispetto alle molecole vicine. Questo conferisce ai liquidi la proprietà di fluidità: essi hanno un volume costante ma possono cambiare forma, adattandosi al recipiente che li contiene.

Che cos’è la fluidità e da cosa dipende nei liquidi?

La fluidità è la capacità di un liquido di scorrere e adattarsi alla forma del recipiente. Dipende dalla possibilità che le molecole hanno di muoversi, pur rimanendo vicine e legate da forze attrattive intermolecolari.

Cos’è la tensione superficiale e perché si verifica nei liquidi?

La tensione superficiale è una proprietà dei liquidi dovuta alla diversa attrazione intermolecolare che subiscono le molecole alla superficie rispetto a quelle interne. Le molecole interne sono attratte in modo uniforme in tutte le direzioni, mentre quelle di superficie sono attratte prevalentemente verso l’interno del liquido. Questo provoca una contrazione della superficie, formando un sottile film elastico difficile da penetrare.

Perché l’acqua ha un’elevata tensione superficiale?

L’acqua ha un’elevata tensione superficiale a causa dei forti legami a idrogeno tra le sue molecole. Queste interazioni intermolecolari intense aumentano la coesione e rendono la superficie più resistente rispetto a quella di molti altri liquidi.

Qual è la causa molecolare della tensione superficiale?

È causata dalla differenza di forze intermolecolari: le molecole di superficie non hanno molecole soprastanti e quindi subiscono un’attrazione netta verso l’interno del liquido, mentre quelle interne subiscono attrazioni bilanciate in tutte le direzioni.

Cos’è la pressione di vapore di un liquido?

La pressione di vapore è la pressione parziale esercitata dal vapore in equilibrio con il liquido in un contenitore chiuso. È una misura della tendenza delle molecole del liquido a passare nella fase gassosa.

Come si raggiunge l’equilibrio tra liquido e vapore?

In un contenitore chiuso, alcune molecole del liquido evaporano e passano allo stato gassoso, mentre altre molecole di vapore si condensano tornando allo stato liquido. L’equilibrio si raggiunge quando il numero di molecole che evaporano è uguale al numero di molecole che condensano.

Perché alcune molecole evaporano più facilmente?

Per evaporare, una molecola deve avere energia cinetica sufficientemente alta da vincere le forze di attrazione intermolecolare. Molecole con bassa energia cinetica restano nel liquido.

Come influenza la temperatura la tensione di vapore?

Aumentando la temperatura aumenta l’energia cinetica media delle molecole, facilitando la loro evaporazione. Di conseguenza, la tensione di vapore aumenta con la temperatura.

Quando un liquido bolle?

Un liquido bolle quando la sua tensione di vapore eguaglia la pressione atmosferica. In questo caso si formano bolle di vapore sotto la superficie che risalgono e attraversano il liquido.

Perché l’evaporazione produce raffreddamento?

Le molecole con maggiore energia cinetica evaporano lasciando nel liquido molecole con energia cinetica media inferiore. Poiché la temperatura è proporzionale all’energia cinetica media delle molecole, il liquido si raffredda.

Qual è un esempio biologico dell’effetto refrigerante dell’evaporazione?

L’evaporazione dell’acqua dalla pelle dopo il nuoto provoca una sensazione di freschezza perché il processo rimuove molecole ad alta energia cinetica, abbassando la temperatura della pelle.

Cos’è l’umidità relativa?

• L’umidità relativa è il rapporto, espresso in percentuale, tra la pressione parziale del vapore acqueo presente nell’aria e la tensione di vapore dell’acqua a una determinata temperatura.

• Formula per calcolare l’umidità relativa:

umidità relativa: P_a/P x 100%

dove Pa è la pressione parziale del vapore acqueo nell’aria e PP è la tensione di vapore dell’acqua alla temperatura considerata.

Esempio pratico di calcolo dell’umidità relativa:
Se a 25°C la tensione di vapore dell’acqua è 23,8 mmHg e la pressione parziale del vapore acqueo nell’aria è 17,8 mmHg:

Umiditaˋ relativa=17,8/23,8×100%= 75%

Cos’è la temperatura critica (Tc)?

La temperatura critica è la temperatura massima alla quale un gas può essere liquefatto aumentando la pressione. Sopra questa temperatura, il gas non può condensare, indipendentemente dalla pressione applicata.

Perché un gas non può liquefarsi sopra la Tc?

Perché l’energia cinetica media delle molecole è così alta da superare le forze attrattive intermolecolari, impedendo la formazione di legami stabili tipici dello stato liquido.

Cosa accade se la temperatura è inferiore alla Tc?

A temperature inferiori alla Tc, aumentando la pressione, il gas può condensare e trasformarsi in liquido.

Cosa accade se la temperatura è superiore alla Tc?

A temperature superiori alla Tc, il gas resta sempre allo stato gassoso, anche se la pressione aumenta molto.

Quali sono esempi di temperature critiche di alcune sostanze?

• Elio: -267,9 °C

• Azoto: -147,1 °C

• Ossigeno: -118,8 °C

• Acqua: 374 °C

• CO₂: 31,1 °C

• Propano: 95,6 °C

Qual è la formula della temperatura critica secondo Van der Waals?

Tc=8a/27RB

• a = costante di attrazione intermolecolare

• b = costante di volume molecolare

• R = costante universale dei gas (8,314 Jmol\K)

Perché è importante conoscere la Tc di una sostanza?

Perché permette di prevedere il comportamento di una sostanza in condizioni critiche, fondamentale per processi come la liquefazione dei gas e il design di impianti termodinamici.

Cos’è il punto di ebollizione di un liquido in termini fisici?

Il punto di ebollizione è la temperatura alla quale la tensione di vapore del liquido uguaglia la pressione esterna che agisce sulla sua superficie. A questa temperatura, la fase liquida e la fase vapore coesistono in equilibrio dinamico, e le bolle di vapore si formano all’interno del liquido, non solo in superficie.

Qual è il “punto normale di ebollizione”?

l punto normale di ebollizione è la temperatura alla quale un liquido bolle a 1 atmosfera di pressione (760 mmHg).
Esempio: per l’acqua, il punto normale di ebollizione è 100 °C.

Come si modifica il punto di ebollizione con la variazione della pressione atmosferica?

• Se la pressione aumenta, occorre una tensione di vapore maggiore per raggiungere l’equilibrio → il punto di ebollizione aumenta.

• Se la pressione diminuisce, occorre una tensione di vapore minore → il punto di ebollizione diminuisce.

Perché il punto di ebollizione aumenta in una pentola a pressione?

In una pentola a pressione la pressione interna è maggiore di 1 atm. Questo significa che il liquido deve raggiungere una temperatura più alta affinché la sua tensione di vapore eguagli la pressione esterna.
Esempio: a 2 atm, l’acqua bolle a circa 121 °C, consentendo una cottura più veloce grazie a temperature maggiori.

Perché in alta quota l’acqua bolle a temperature inferiori?

Ad altitudini elevate la pressione atmosferica è inferiore a 1 atm. Di conseguenza, la tensione di vapore necessaria per l’ebollizione si raggiunge a una temperatura più bassa.
Esempio: a Salt Lake City (~650 mmHg) l’acqua bolle a circa 95 °C.

Quali sono le implicazioni pratiche della variazione del punto di ebollizione?

• Medicina: Sterilizzazione sotto pressione sfrutta il punto di ebollizione elevato per temperature più alte (es. autoclave a 121 °C).

Come si collega il punto di ebollizione alla tensione di vapore e alla pressione?

Il punto di ebollizione è un equilibrio tra energia termica e forze intermolecolari:

• Aumentando la temperatura aumentano le energie cinetiche delle molecole → più molecole superano le forze di coesione.

• Quando la tensione di vapore del liquido uguaglia la pressione esterna → inizia l’ebollizione.

Cos’è il punto di ebollizione di un liquido?

Il punto di ebollizione è la temperatura alla quale la tensione di vapore del liquido è uguale alla pressione esterna esercitata sull’interfaccia liquido‑gas.

• A pressione atmosferica normale (1 atm) si parla di punto normale di ebollizione.

• Formula generale della condizione di ebollizione:

Pvapore(Tb)=Pesterna

dove Pvapore(Tb)è la tensione di vapore alla temperatura Tb

Esempio:

• Acqua: Tb=100°C 1 atm

• In una pentola a pressione (2 atm): Tb dell’acqua ≈ 121°C

• A bassa pressione Tb​ dell’acqua ≈ 95°C

Perché la tensione di vapore è la chiave del punto di ebollizione?

La tensione di vapore cresce all’aumentare della temperatura, perché più molecole hanno energia cinetica sufficiente per superare le forze intermolecolari e passare alla fase gassosa. Il punto di ebollizione si verifica quando questa tensione di vapore uguaglia la pressione esterna.

In che modo le forze intermolecolari influenzano il punto di ebollizione?

Più forti sono le forze intermolecolari, maggiore è l’energia cinetica necessaria per far evaporare il liquido → punto di ebollizione più alto.

Tipi di forze intermolecolari:

• Legami idrogeno (H₂O, NH₃): molto forti → punti di ebollizione elevati.

• Dipolo‑dipolo (composti polari senza legami idrogeno): moderati.

• Forze di dispersione di London (composti non polari): più deboli, ma aumentano con il peso molecolare e l’area superficiale.

Come influisce l’area superficiale molecolare?

Una maggiore area superficiale aumenta la probabilità di interazioni tra molecole, rendendo più difficile la separazione → punto di ebollizione più alto.

Esempio:

• Metano (CH₄, PM = 16): area superficiale piccola → punto di ebollizione basso (-164 °C).

• Esano (C₆H₁₄, PM = 86): area superficiale maggiore → punto di ebollizione più alto (69 °C).

Perché la forma molecolare cambia il punto di ebollizione?

Molecole con forma lineare presentano maggiore area superficiale di contatto rispetto a molecole più compatte o sferiche → più forze di dispersione di London → punto di ebollizione più alto.

Esempio:

• Pentano (C₅H₁₂, lineare): punto di ebollizione ≈ 36 °C.

• 2,2‑dimetilpropano (C₅H₁₂, compatto): punto di ebollizione ≈ 9 °C.

Come si può visualizzare l’effetto dei fattori sul punto di ebollizione?

Può essere rappresentato con una scala di energia necessaria per vaporizzare un liquido:

ΔHvap∝Forze intermolecolari×Area superficiale

→ più alta ΔHvap → più alto il punto di ebollizione.

Come si forma uno stato solido?

Quando un liquido viene raffreddato, l’energia cinetica delle particelle diminuisce e le forze di attrazione intermolecolare diventano predominanti → le particelle si legano in una struttura fissa. Questo processo si chiama solidificazione.

Proprietà generali dei solidi

• Forma: definita (a differenza dei liquidi).

• Volume: definito.

• Densità: generalmente maggiore rispetto al liquido corrispondente (eccetto eccezioni come il ghiaccio).

• Struttura: può essere cristallina o amorfa.

Solidi cristallini

trutture con disposizione ordinata e periodica di atomi, ioni o molecole su lunghe distanze.
Esempi di reticoli cristallini:

• Cubico: NaCl (sale da cucina).

• Reticoli metallici: metalli come ferro, rame.

• Reticoli covalenti: diamante, grafite.

Proprietà generali:

• Punti di fusione definiti.

• Struttura regolare macroscopica (facce piane, angoli definiti).

• Anisotropia: proprietà fisiche dipendono dalla direzione cristallina.

Solidi amorfi

Definizione: strutture senza ordine a lungo raggio.
Esempi: vetro, fuliggine.
Proprietà:

• Punti di fusione non definiti (ammorbidiscono gradualmente).

• Struttura disordinata come un liquido congelato.

Solidi ionici

• Legame tra cationi e anioni.

• Energia reticolare (UU) → dipende da carica e dimensione ionica

Solidi molecolari

• Molecole tenute da forze di van der Waals o legami a idrogeno.

• Punti di fusione generalmente bassi.

• Esempi: ghiaccio (H₂O), I₂, CO₂.

Solidi covalenti a rete

• Tutto il cristallo è una grande molecola legata covalentemente.

• Esempi: diamante (C), quarzo (SiO₂).

• Proprietà: durezza elevata, altissimi punti di fusione, insolubilità.

Solidi metallici

• Rete di cationi metallici immersi in una “nuvola” di elettroni di valenza.

• Proprietà: elevata conducibilità termica ed elettrica, malleabilità, duttilità.

• Forza del legame aumenta con numero di elettroni di valenza.

Allotropia definizione

capacità di un elemento di esistere in diverse forme cristalline o amorfe nello stesso stato fisico.

Esempi di carbonio:

• Diamante: reticolo covalente tetraedrico → duro, alta densità.

• Grafite: strati di carbonio legati da legami π → morbida, conduttrice.

• Fullereni (C₆₀, C₇₂, C₈₀): molecole a forma di gabbia → interessanti proprietà ottiche/elettroniche.

• Nanotubi di carbonio: cilindri di grafite con diametro nanometrico → elevata resistenza meccanica, conduttività.

• Fuliggine: solido amorfo derivato dalla condensazione del vapore di carbonio.

Cos’è un cambiamento di fase?

È una trasformazione fisica in cui una sostanza passa da uno stato della materia a un altro (solido, liquido, gassoso) mantenendo la stessa composizione chimica. Avviene assorbendo o cedendo calore.

Definisci "fase".

Una fase è una porzione di un sistema omogenea nella composizione e nelle proprietà fisiche. Esempi: ghiaccio (fase solida), acqua liquida, vapore (fase gassosa).

Cosa succede al ghiaccio quando viene riscaldato da -20°C fino a diventare vapore a 120°C?

• Riscaldamento del ghiaccio da -20°C a 0°C (temperatura aumenta, stato solido).

• Fusione a 0°C (cambiamento da solido a liquido, temperatura costante).

• Riscaldamento dell’acqua liquida da 0°C a 100°C.

• Ebollizione a 100°C (cambiamento da liquido a gas, temperatura costante).

• Riscaldamento del vapore da 100°C a 120°C.

Come si calcola il calore necessario per riscaldare una sostanza?

Q=m⋅c⋅ΔT
dove:

• m = massa (g)

• c = calore specifico (cal/g°C)

• ΔT = variazione di temperatura (°C).

Qual è il calore specifico del ghiaccio?

0,48 cal/g°C.

Calcola il calore necessario per portare 1 g di ghiaccio da -20°C a 0°C.

Q=1⋅0,48⋅20=9,6 cal.

Cos’è il calore di fusione e il suo valore per il ghiaccio?

È il calore necessario per fondere 1 g di solido alla sua temperatura di fusione senza variare la temperatura.
Per il ghiaccio: 80 cal/g80 cal/g.

Qual è il calore specifico dell’acqua liquida?

1,00 cal/g°C.

Cos’è il calore di vaporizzazione e il suo valore per l’acqua?

È il calore necessario per vaporizzare 1 g di liquido alla sua temperatura di ebollizione senza variare la temperatura.
Per l’acqua: 540 cal/g540 cal/g.

Qual è il calore specifico del vapore acqueo?

0,48 cal/g°C0,48 cal/g°C.

Cos’è la cristallizzazione?

È il passaggio da liquido a solido, cedendo calore. Durante la cristallizzazione, la temperatura rimane costante alla temperatura di fusione.

Il calore ceduto nella cristallizzazione è uguale a quello assorbito nella fusione?

Sì, per 1 g di sostanza è lo stesso valore numerico (calore di fusione).

Cos’è la sublimazione?

Passaggio diretto da solido a gas senza passare per il liquido. Avviene soprattutto a pressioni inferiori a 1 atm.

Cosa rappresenta un diagramma di fase?

Mostra le condizioni di temperatura e pressione in cui una sostanza esiste come solido, liquido o gas.

Quali sono le linee principali in un diagramma di fase?

• Linea di fusione (A-B): solido ⇄ liquido

• Linea di ebollizione (A-C): liquido ⇄ gas

• Linea di sublimazione (A-D): solido ⇄ gas.

Cos’è il punto triplo?

Condizione di temperatura e pressione in cui le tre fasi coesistono.
Per l’acqua: 0,01°C e 4,58 mmHg.

Come si può passare da vapore a liquido secondo il diagramma di fase?

• Abbassando la temperatura a pressione costante.

• Aumentando la pressione a temperatura costante.

• Variando contemporaneamente temperatura e pressione.

Cos’è il calore latente?

È la quantità di calore necessaria per cambiare lo stato fisico di 1 unità di massa di una sostanza senza modificare la sua temperatura.

Qual è il calore latente dell’acqua nella transizione liquido → gas?

0,58 kcal/g (equivalente a 580 cal/g580 cal/g).

Durante il passaggio da liquido a gas, come viene utilizzata questa energia?

L’energia viene assorbita per rompere i legami intermolecolari, non per aumentare la temperatura. Perciò la temperatura rimane costante durante il cambiamento di stato.

Perché il calore latente è importante per l’uomo?

È il meccanismo principale di termoregolazione: il corpo utilizza l’evaporazione del sudore per dissipare calore.

Cos’è la termoregolazione?

È il processo attraverso cui il corpo mantiene una temperatura interna stabile, dissipando o conservando calore.

Quali processi contribuiscono alla termoregolazione attraverso la perdita di acqua?

• Perspiratio insensibilis (evaporazione involontaria dalla pelle e dai polmoni).

• Sudorazione (evaporazione attiva attraverso le ghiandole sudoripare).

Da cosa dipende la quantità di acqua che evapora dalla pelle?

Dipende da:

1. Temperatura ambientale.

2. Umidità relativa dell’aria.

3. Gradiente di tensione di vapore tra pelle e aria.

Cosa succede se l’aria è umida (alta tensione di vapore)?

L’evaporazione rallenta o può cessare se l’aria è saturata di vapore; la termodispersione è meno efficace e la sensazione di caldo aumenta.

Cosa succede se l’aria è secca (bassa tensione di vapore)?

L’evaporazione è più rapida; aumenta la termodispersione, il corpo si raffredda più facilmente, ma si perde più acqua e sali minerali.

Quanta acqua può perdere una persona sudando in ambienti caldi e secchi?

Fino a 10 litri al giorno, con una perdita di circa 6000 kcal di energia.

Come cambia la percezione del caldo a parità di temperatura ambientale in base all’umidità?

• Aria umida → evaporazione lenta → maggiore sensazione di caldo.

• Aria secca → evaporazione rapida → minore sensazione di caldo.

Perché la sudorazione non è efficace se l’aria è saturata di vapore?

Perché il gradiente di tensione di vapore tra pelle e aria è nullo, quindi non avviene evaporazione e non si disperde calore.

Quanto calore si sottrae al corpo quando 1 g di sudore evapora?

0,58 kcal per grammo (circa 580 cal/g580 cal/g).

Quanta energia viene persa evaporando 1 litro di sudore?

1000 g×0,58 kcal/g=580 kcal.

Quanto energia si perde evaporando 10 litri di sudore?

10×580 kcal=5800 kcal.S

piega cosa sono i diagrammi di fase, il significato del punto triplo e come varia la temperatura di fusione per acqua e CO₂ in funzione della pressione. Fornisci esempi pratici e applicazioni mediche.

I diagrammi di fase rappresentano graficamente le condizioni di temperatura e pressione in cui una sostanza può esistere nelle fasi solida, liquida e gassosa. Il punto triplo è la condizione di equilibrio in cui tutte e tre le fasi coesistono.

• Acqua: all’aumentare della pressione la temperatura di fusione diminuisce (legge di Clausius–Clapeyron).

• CO₂: al contrario, la temperatura di fusione aumenta con la pressione; sopra i 31°C la CO₂ diventa fluido supercritico, usato come solvente sicuro in farmaceutica e alimentazione.

• Ghiaccio secco: CO₂ solida a pressione atmosferica, sublima direttamente in gas a –78°C, utile per conservazione e applicazioni criogeniche.
  Nota medica: il diagramma di fase è cruciale per comprendere fenomeni come la sublimazione nella crioterapia e l’uso di fluidi supercritici nella farmacologia.

Descrivi le principali interazioni intermolecolari nei liquidi, spiegando il concetto di tensione superficiale, la legge di Laplace e le sue implicazioni fisiologiche.

Nei liquidi le molecole interagiscono tramite forze di Van der Waals, dipolo-dipolo, legami idrogeno e interazioni di dispersione, determinando proprietà come viscosità, evaporazione e tensione superficiale.
La tensione superficiale è la forza che riduce al minimo l’area superficiale di un liquido.
La legge di Laplace: ΔP = 2T / r, dove T è la tensione superficiale e r il raggio della bolla.
Bolle più piccole → maggiore pressione interna.
Implicazioni mediche:

• Negli alveoli polmonari la tensione superficiale deve essere ridotta per prevenire il collasso alveolare.

• Il surfattante polmonare, un tensioattivo fisiologico, riduce T, favorendo lo scambio di gas.

• Nei neonati prematuri può mancare, causando distress respiratorio.
  Nota tattica: nei test possono chiedere il collegamento tra tensione superficiale e patologie respiratorie.

Elenca e spiega almeno quattro collegamenti tra proprietà fisiche dei fluidi e fenomeni fisiologici o applicazioni mediche.

1. Respirazione: alveoli → tensioattivo polmonare riduce tensione superficiale, facilita scambio gassoso.

2. Termoregolazione: pressione di vapore corporea e umidità ambientale modulano evaporazione sudore; alta umidità → rischio di surriscaldamento.

3. Fluidi supercritici: CO₂ oltre 31°C → solvente sicuro in farmaceutica/alimentazione.

4. Patologie neonatali: carenza di surfattante → collasso alveolare → distress respiratorio, trattato con surfattante artificiale.

Descrivi le proprietà dei cristalli liquidi termotropici e la fase liquido-cristallina delle membrane cellulari, indicando i fattori che ne regolano la fluidità.

I cristalli liquidi termotropici cambiano fase in funzione della temperatura, mostrando anisotropia (proprietà variabili secondo direzione molecolare).

• Aumentando la temperatura → fase mesofasica: fluida ma orientamento molecolare ordinato.

• Ulteriore aumento → liquido isotropo (disordinato).
  Le membrane cellulari sono strutture ibrido fluido-cristallino, la cui fluidità dipende da:

• Composizione lipidica (acidi grassi saturi/insaturi).

• Colesterolo → modulatore stabilizzante.
  Nota medica: la fluidità di membrana è cruciale per trasporto, segnalazione cellulare e funzionalità biologica.