chimica generale e inorganica
numero quantico principale n
orbitali atomici sono raggruppati in gusci o strati il numero quantico, il numero quantico n identifica lo strato in cui si trova l’orbitale e ne determina l’energia dell’orbitale. In ogni strato individuato da n sono contenuti n^2 orbitali. Al crescere di n aumenta la distanza media dell’elettrone dal nucleo. n può assumere tutti i valori interi positivi: 1, 2, 3,…
numero quantico del momento angolare l
gli orbitali appartenenti ad uno strato sono raggruppati a loro volta in sottostrati. un sottostrato contiene tutti gli orbitali con lo stesso valore di l, da 0 a n-1. di solito i sottostrati si individuano con delle lettere: s, p, d, f. I valori di l determinano la velocità con cui un elettrone circola intorno al suo nucleo ovvero determinano il suo momento angolare.
orbitale s corrisponde a una nuvola sferica che diviene meno densa con l’aumentare delle distanze dal nucleo
è probabile trovare l’elettrone entro la superifice dei contorni dell’orbitale e ha questa forma perchè tale è la nube elettronica
orbitale p corrisponde a una nuvola dotata di due lobi ai lati opposti del nucleo, i due lobi sono separati da una regione piana detto piano nodale che taglia il nucleo→non possiamo trovare il nucleo
orbitali d e orbitali f sono più complicati e in particolare gli orbitali f sono raramente necessari per spiegare le proprietà chimiche
numero quantico magnetico me
ogni sottostrato l contiene 2l+1 orbitali i quali si differenziano in base al loro numero quantico magnetico m. questo può assumere i valori compresi tra l e -l. questo corrisponde al magnetismo associato alla circolazione di carica elettronica intorno al nucleo che è diversa per i vari orbitali.
spin elettronico
l’elettrone ha una proprietà magnetica intrinseca che si sovroppone a quella risultante dal suo moto anglare orbitale. si può pensare di associare a questo magnetismo intrinseco alla possibilità che l’elettrone ha di ruotare intorno a un proprio asse→spin elettronico questo può essere di due tipi→ + o -
atomo di idrogeno
l’elettrone in un atomo di idrogeno può occupare un orbitale qualsiasi→ a seconda dell’orbitale occupato sarà diversa l’energia dell’atomo
Nello stato fondamentale l’elettrone occupa l’orbitale 1s ed è caratterizzato dai numeri quantici: m=1, l=0, me=0, me=12 se si fornisce energia sufficiente l’elettrone potrà passare in un orbitale dello stato n=2 o n=3→atomo si trova in uno stato eccitato
se si fornisce un’energia superiore a quella di attrazione tra nucleo ed elettrone può espellere l’elettrone dall’atomo→l’atomo è stato ionizzato
atomi polielettronici
Tutti gli atomi ad eccezzione dell’idrogeno hano più elettroni, questi occupano orbitali simili a quelli dell’idrogeno ma con energia diversa. Dato che la carica nucleare è maggiore gli elettroni saranno attratti più fortemente al nucleo ma ci sono più forze repulsive tra gli elettroni che aumenta l’energia di un orbitale p rispetto ad un orbitale s nello strato poichè un elettrone in un orbitale s può stare più vicino al nucleo e risente di più l’interazione attrattiva del nucleo.
Gli elettroni negli orbitali p e d sono più schermati dagli elettroni del guscio e quindi risentono di una carica nucleare pià ridotta di quella effettiva questo provoca che in alcuni atomi l’energia degli orbitali 4s è minore di quella degli orbitali 3d
principio di esclusione di Pauli→ ogni orbitale può essere occupato al massimo con 2 elettroni e questi devono avere spin opposto, antiparallelo
La distribuzione degli elettroni negli orbitali di un atomo viene chiamata configurazione elettronica e questa si ottiene seguendo il principio di Aufbau→ si riempiono con elettroni gli orbitali con energia via via crescente fino a raggiungere il numero Z
da Z=1 a Z=20 → 1s< 2s< 3s < 3p < 4s <3d
da Z=21 a Z=38 →1s< 2s< 3s < 3p < 3d < 4s < 4p < 5s < 4d
Dal carbonio in poi l’aggiunta di un ulteriore elettrone negli orbitali p può avvenire in 2 modo oppure
queste due configurazioni non hanno la stessa energia→ regola di Hund per determinare quale ha energia minore
regola di hund→se in un sottostrato sono disponibili più orbitali gli elettroni vanno aggiunti con spin parallelo in orbitali diversi
Le configurazioni a strati completi ovvero chiusi si ottengono per tutti i gas nobili che risultano elementi poco reattivi
Le configurazioni dei metalli alcani contengono tutte 1 elettrone s nello strato più esterno.
il principio di aufbau porta quindi periodicamente a configurazioni analoghe nello strato più esterno detto anche strato di valenza→ determinazione delle proprietà chimiche degli elementi
energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività
energia di ionizzazione→ esprime la facilità con cui si può estrarre un elettrone da un atomo ed è definita come l’energia minima necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo allo stato gassoso nel suo stato elettronico fondamentale
viene indicata con PI
possono esistere diverse energia di ionizzazione a seconda dello ione che si va a creare
l’energia necessaria può essere espressa come calore→il calore necessario a ionizzare 1mol di atomi prende il nome di entalpia di ionizzazione Hion
affinità elettronica→ energia liberata nel processo di formazione di ioni negativi, può anche essere definita come l’energia richiesta per allontanare un elettrone dallo ione gassoso negativo
viene identificata come AE
è un valore difficile da misurare e si hanno valori sicuri per pochi elementi
secondo la prima definizione l’affinitità elettronica è tanto maggiore quanto più alta è l’energia liberata, quindi quanto più negativo è il valore di AE
generalmemte si può dire che le energie di ionizzazione e le affinità elettroniche tendono ad aumentare verso destra e verso l’alto della tavola periodica
un atomo tenderà a formare facilmente un catione se ha bassa energia di ionizzazione e bassa affinità elettronica
tenderà a formare anioni se ha alta energia di ionizzazione e alta affinità elettronica e
Si definsice elettronegatività X la media tra energia di ionizzazione e affinità elettronica
elettronegatività aumenta verso destra e verso l’alto
Il fluoro è l’elemento più elettronegativo
composti chimici
Possiamo distinguere composti molecolari e composti ionici
composti molecolari→ consistono di molecole discrete
molecole→ costituite da un gruppo specifico e definito di atomi legati
formula molecolare→ combinazione di simboli chimici ed indici numerici che indicano il numero di atomi degli elementi presenti nella molecola base
peso molecolare di un composto→ massa media di una delle sue molecola
somma dei pesi atomici dei suoi elementi
composti ionici→ consistono di ioni e contengo reticoli infiniti di ioni tenuti vicini da forze elettrostatiche di attrazione
non si possono individuare molecole discrete→ogni ione è circondato da vari ioni con carica opposta
in soluzione acquosa conducono la corrente elettrica poichè gli ioni si liberano una volta in soluzione
peso formula→ somma dei pesi atomici degli elementi che lo compongono
si possono scrivere masse molari dei composti ionici in base al peso formula
nomenclatura
esistono nomi comuni per molte sostanze ma i nomi sistemici specificano esattamente gli elementi contenuti in uniN composto, questi vengono determinati da regole di nomenclatura stabilite dalla IUPAC
relazione stechiometriche
Una reazione chimica è una trasformazione in cui uno o più composti o elementi (reagenti) formano altre sostanze, i prodotti. Le reazioni chimiche obbbeddiscono al principio di conservazione della materia secono il quale la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti, per questo si devono bilancere le reazioni. L’equazione di una reazione può includere dettagli sullo stato fisico→ s (solido), l (liquido), g (gas), aq (acquasa).
Esistono diversi tipi di reazione
sintesi→ reazione in cui un composto si forma portando dagli elementi o da composti più semplici
decomposizione → una reazione in cui un composto si trasforma in sostanze più semplici
metatesi→ una reazione dove due sali reagiscono scambiandosi gli ioni di cui sono costituiti
precipitazione→ reazione che avviene soluzione acquosa che porta alla formazione di un precipato
reazioni acido-base
redox
Un composto ionico si scioglie in acqua dando luogo a una soluzione elettrolitica→ioni sono liberi di muoversi in modo indipendente gli uni degli altri.
acidi e basi
Secondo Arrhenius si definsice acido un composto contenente H che libera H+ quando viene sciolto in H2O mentre si definisce base un composto che libera ioni OH- in soluzione acquosa.
acidità di un composto indicata nelle formule dal fatto che il simbolo H è posto all’inizio di essa ad eccezzione degli acidi organici che contengono il gruppo carbossile (COOH)
Una definizione più ampia di acido-base viene definita da Bronsted e Lowry (1923) secondo cui un acido è un donatore di protoni mentre una base è un accettore di protoni
non fa riferimento a soluzione acquose perchè acidità e basicità si possono manifestare anche in altri solventi
questa definizione contiene anche quella di Arrhenius
HCl + H2O H3O++Cl- ionizzazione dell’acido cloridrico, l’acqua viene trasformata in ione ossonio
Possiamo distinguere tra elettrolita forte ed elettrolita debole a seconda della protonizzazione che può essere parziale o completa
elettrolita debole→ sostanza che da luogo a soluzioni in cui solo una piccola frazione di molecole è ionizzata
possono essere sia acidi sia basi
elettrota forte→ sostanza che da luogo a soluzioni in cui tutte o quasi le sue molecole sono ionizzate
Si classificano come ossidi basici quelli che reagiscono con H2O per formare basi e mentre come ossidi acidi quelli che reagendo con H2O danno origine ad acidi.
ossidi basici sono principalmente formati da metalli e sono composti ionici
ossidi acidi sono composti molecolari e sono principalmente formati dai non-metalli
Le sostanze anfotere reagiscono sia con gli acidi che con le basi come ad esempio Al(OH)3
reazioni di neutralizzazione (solidificazione)
Sono le reazioni in cui un acido e una base reagiscono formando un sale. L’aspetto saliente è il fatto che implicano un trasferimento di protoni che è ciò che porta a reagire due sostanze.
ossidazioni e riduzioni
Una classe molto vasta di reazioni implica un trasferimento di elettroni.
Mg+Cl2Mg++2Cl- la reazione avviene perchè vengono trasferiti elettroni da Mg ad atomi di Cl
ossidazione→ perdita di elettroni
riduzione→guadagno di elettroni
Le ossidazione e riduzione sono sempre accoppiate→ redox
qualsiasi sostanza può cedere o ricevere elettroni ma se questo avviene o meno dipende dalla sostanza con cui viene posta a reagire, in linea di massima si può stabilire un ordine delle capacità ossidanti noto come serie elettrochimica
per bilanciare le reazioni redox è necessario stabilire gli elettroni acquistati dall’ossidante e ceduti dal riducente→per convenzione si attribuisce agli atomi di una molecola o dello ione un numero di ossidazione
numero di ossidazione→ è un numero attribuito ad ogni atomo in un composto, uguale alla carica elettrica che l’atomo avrebbe sé gli elettroni di legame venissero attribuito all’atomo più elettronegativo
numero di ossidazione degli atomi in una sostanza elementare è zero
di un catione o anione monoatomico è uguale alla sua carica elettrica
il fluoro essendo l’elemento più elettronegativo in tutti i suoi composti ha n.o. = -1
l’ossigeno negli ossidi ha no=-2 nei perossidi -1
il cloro nei composti semplici ha no= -1 mentre nei composti contenenti ossigeno può formare specie con no variabile→Cl2O ; Cl2O3; Cl2O5; Cl2O7 +1, +3,+5,+7
regole simili valgono anche per il Br e I
in genere si può assumere che il massimo n.o di un elemento è pari al numero del gruppo a cui appartiene
in un composto neutro la somma algebrica dei no di tutti gli elemente deve essere uguale a zero
in uno ione poliatomico la somma algebrica dei no di tutti gli elementi deve coincidere con la carica dello ione
solitamente il numero di ossidazione si indica con un numero romano
nei composti ossigenati il no aumenta con il contenuto di ossigeno→importante per organica
in genere il no massimo è pari al numero del gruppo al quale appartiene
tramite il numero di ossidazione possiamo stabilire la direzione del flusso di elettroni nelle reazioni redox
un tipo particolare di reazione redox si ha quando un elemento agisce sia da ossidante che da riducente→ reazioni di disproporzionamento
in alcuni composti l’anione ossida o riduce il suo catione dando luogo ad autossidazione o autoriduzione
Il bilanciamento delle reazioni redox presuppone che il numero di elettroni ceduti dal riducente sia uguale a quello degli elettroni acquistati dall’ossidante, il sistema migliore è quello delle semireazioni.
se nelle reazioni interviene un acido o una base si aggiungono nelle semireazioni H+ o OH- per equilibrare le cariche nei due membri
Identificare gli agenti riducenti e quelli ossidanti
bilanciare le semireazioni, prima quella di ossidazione poi quella di riduzione
combinare le semireazioni ed uguagliare gli elettroni
scrivere l’equazione in forma molecolare
Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche
I coefficienti stechiometrici stabiliscono le quantità dei reagenti che prendono parte alla reazione
L’uso dei coefficinenti stechiometrici in termini di numero di moli apre la srada ai calcoli stechiometrici
moli che prendono parte alla reazione
quante moli di H2O si formano quando 0,2 mol di O2 reagiscono con H2?
quante moli di N2 sono necessarie per produrre 5,0 mol di NH3?
masse che prendono parte alla reazione
implica la conoscenza della massa molare o del peso molecolare espresso in grammimassa(g)= n(mol) massa molare(gmol)
calcolare la quantità di ferro ottenibile da 10kg di Fe2O3 per riduzione con CO
calcolare la massa di CO2 prodotta per combustione di 100g di propanolo
conoscenza degli agenti limitanti→ la specie che si trova in difetto limita la quantità di prodotto ottenibile e farà avanzare una parte degli altri reagenti
quanto ottano rimane facendo reagire 100g di questo composto con 150g di O2
resa delle reazioni chimiche
la resa teorica di un prodotto è la quantità massima ottenibile da una data massa di reagenti
resa percentuale di un prodotto è il rapporto tra la quantità effettivamente ottenuta e la sua resa teorica moltiplicata per 100
versando 100 g di H2O su 100 g di carburo di calcio vengono prodotti 28 g di acetilene. Calcolare la resa percentuale della reazione
Composizione percentuale di un composto→ dalla formula chimica è possibile calcolare la quantità di ogni elemento contenuto del composto
Il contenuto di C, H e N nei composti organici e organometallici viene determinato con una tecnica di analisi basata sulla combustione del composto in eccesso di ossigeno molecolare, la quantità di O contenuta si ricava per differenza
Calcoliamo la quantità di Fe contenuta in 42,0 g di Fe2O3
l’analisi per combustione di un capione di 1,621 g di etanolo che contiene solo C,H e O ha dato luogo a 1,902 g di H2O e 3,095 g di CO2. Calcolare la composizione percentuale degli elementi nell’etanolo
la formula minima (empirica) e la formula molecolare
convertire la composizione percentuali dei composti in termini del numero di atomi di ciascun elemento presente
se un campione contiene 23% di P e 77% di Cl, in peso, il numero di moli di P e Cl contenuti in 100g di campione si può ricavare dai pesi atomici
dal numero relativo di atomi nel campione ricaviamo la formula minima o empirica del prodotto→ è la formula chimica più semplici che mostra il numero relativo di atomi di ogni elemento nel composto
per determinare la formula molecolare del composto bisogna conoscere il peso molecolare
La stechiometria delle relazioni in soluzione
Per studiare le reazioni in soluzione è necessario poter misurare con esattezza i volumi delle soluzioni che reagiscono e la composizione dei soluti→ concetrazioni= quantità per litro di soluzione. Anche in questo caso la conoscenza delle moli è fondamentale.
Concentrazione molare→ il numero di moli di soluto contenuti in un litro di soluzione, viene spesso indicata con il termine molarità e si indica con [ ] M
[x]=moli di Xlitri di soluzione
relazione tra volume di soluzione e quantità di soluto →La concentrazione di una soluzione rappresenta un fattore di conversione tra volume di soluzione e moli di soluto
l’uso dei volumi ha il vantaggio di consentire il trasferimento di masse molte piccole in soluzioni diluite
diluzione→ da un valore inziale ad un valore finale
supponiamo di trasferire un volume iniziale di una certa soluzione in un matriaccio più grande, il numero di moli trasferite è n di x=Vi[X]i portiamo ora il volume nel matraccio al valore del volume finale, la nuova concentrazione sarà data da [X]f=Vi[X]iVf
questa relazione può essere applicata in generale ricordando che a moli constanti Vi[X]i=Vf[X]f
volume di soluzione necessario per una reazione→possiamo calcolare il volume di soluzione necessario per reagire con un’altra soluzione (si consiglia di passare per il numero di moli osservando la stechiometria della reazione)
calcolare il volume di HCl =,250 M necessario per neutralizzare 25,0 mL di NaOH 0,100 M
titoazioni - analisi volumetriche→ determinare la composizione delle miscele, la concentrazione delle soluzioni e ele formule chimiche dei composti
in una titolazione l’agente titolante contenuto nella buretta viene aggiunto goccia a goccia alla soluzione da analizzare fino a raggiungere il punto di equivalenza che in genere viene rilevato dal cambiamento di colore con un indicatore→ sostanza che ha un colore diverso in corrispondenza del viraggio
concentrazione di acido acetico nell’aceto di vino titolando 25,0 mL di cmpione con NaOH 0,500M, punto di equivalenza raggiunto utilizzando 38,1 mL della base
titolazioni redox→ punto di equivalenza si raggiunge quando la quantità di reagente ossidante ossida tutto il riducente, anche in questo caso si usano indicatori appropriati a meno di alcuni casi in cui uno dei reagenti cambia colore in corrispondenza del viraggio
Proprietà dei gas
L’atmosfera che circonda la terra è una miscela di gas di cui l’ossigeno è essenziale alla vita. La composizione dell’aria secca è la seguente: azoto (78,09% - 75,52%); ossigeno (20,95% - 23,14%); argo (0,93% - 1,29%); diossido di carbonio (0,03% - 0,05%)
Lo stato gassoso consiste di molecole molte separate tra loro che si muovono con un moto caotico e casuale, la separazione giustifica la facile compressibilità dei gas (confinalri in volumi più piccoli)
il volume occupato da un gas è collegato alla temperatura e all pressione alle quali esso è soggetto secondo una relazione matematica che possiamo scrivere in forma generale come V=V(T,p, n) detta anche equazione di stato
la pressione è la forza esercitata dal gas per unità di superficie del contenitore, viene esercitata dalle collissioni tra le molecole e la superficie del recipiente, viene misurata con il barometro
tipicamente la pressione al livello del mare corrisponde a 760 mmHg ma i chimici tendono ad usare l’atmosfera come unità di pressione
760 mmHg= 760 Torr = 1 atm
l’atmosfera non ha pressione costante e varia a seconda delle condizioni atmosferiche e diminuisce con l’altezza
nel S.I l’unità di misura è il Pascal
1 atm=1,013105Pa
Il gas ideale è un gas che in condizioni normali, pressioni basse e temperature relativamente alte segue leggi molto semplici che mettono in relazione volume, pressione e temperatura.
LEGGE DI BOYLE→a temperature costante il volume e la pressione di una data massa di gas variano in proporzione inversa
PV=costante
per una dara quantità di gas ad ogni temperatura si ottiene una curva che prende il nome di isoterma del gas la quale ha come asintoti gli assi coordinati
LEGGE DI CHALRES→ a pressione costante il volume di una data quantità di gas è proporzionale alla sua temperatura assoluta
isobara
viene spesso scritta come V=V0(1+t) dove V0 è il volume occopato a 0°C, =1273,15 e t la temperatura in C
a 0 K ovvero -273,15°C si ha V=0 poichè nel gas ideale le molecole sono puntiformi
LEGGE DI GAY-LUSSAC→simmetrica alla legge di Charles e considera la variazione di pressione e temperatura a volume costante
spesso rappresentanta come P=P0(1+t)
P0 è la pressione a 0°C, =1273,15 e t è la temperatura in °C
LEGGE DI AVOGADRO→il volume di un campione di gas ad una data temperatura e pressione è proporzionale al numero di moli di gas
implica che volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di P e T contengono lo stesso numero di molecole da qui possiamo concludere che 1 mole di qualsiasi gas occupa lo stesso volume
L’equazione di stato dei gas ideali
Le leggi precedentemente citate non sono altro che casi particolari della più generale legge di stato dei gas ideali→PV=nRT dove R è la costante universale dei gas e per un gas ideale ha un valore di 0,082 L atmmol K o di 8,314 Jmol K
È un esempio di equazione di stato ovvero una relazione che lega P, V e T alla quantità di sostanza gassosa presente.
questa legge ci consete di determinare come variano certe proprietà del gas con la temperatura e la pressione
numero di moli si può collegare alla pressione nV=PRT e quindi il calcolo della densità→ d=PPMRT
la densità di un gas aumenta all’aumentare della pressione (con T costante) e al diminuire della temperatura (a P costante), quindi i gas con PM più elevato hanno densità maggiore
permette di prevedere come variano certe proprietà al variare delle condizioni dal momento che devono sempre valere la legge di stato PiViTi=PfVfTf
un campione di gas occupa 1L alla pressione di 760 torr e calcoliamo il volume che esso occuperebbe alla stessa T sé la pressione scendesse a 690 torr
l’equazione di Van der Waals
I gas reali non si comportano esattamente come previsto dalla legge dei gas ideali, le deviazioni si originano dall’esistena di forze intermolecolari di attrazzione e repulsione e si possono riassumere in questo modo:
il volume delle molecole non è nullo e non si può trascurare rispetto al volume occupato dal gas
quando le molecole non sono vicine esistono forze di attrazione non trascurabile che spiegano la tendenza del gas a liquefarsi
quando le molecole giungono in contatto prevalgono le forze di repulsione tra le nuvole elettroniche
L’equazione più semplice che descrive il comportamento dei gas reali è l’equazione di Van der Waals→ (P+aV2)(V-b)=RT oppure (P+an2V2)(V-nb)=nRT dove la costante a rappresenta l’effetto delle attrazzioni e b quelle delle repulsioni
b misura il volume intrinseco delle molecole del gas ovvero il covolume
Per V elevati e P basse i termini correttivi hanno poco effetto poichè il gas assume andamento ideale
Stechiometria delle reazioni tra gas
I volumi di gas coinvolti nelle reazioni chimiche sono collegati alle moli che reagisco tramite la relazione Vgas=nVper mole
si definisce Volume molare Vm di una sostanza il volume che esso occupa per mole di molecola Vm=Vngeneralmente questi volumi si riferiscono alle condizioni standard di temperatura e pressione (1 atm e t= 0°C) quindi il Vm= 22 L/mol
ci consente collegare volumi alle moli
calcolare il volume di SO2 prodotto in condizioni STP dalla combustine di 10g di zolfo
calcolare il volume di CO2 in STP necessario ad ottenere 1,0 g di glucosio per fotosintesi
Legge di Dalton
Proprietà dei gas possono essere estese alle miscele di gas infatti queste sono largamente indipendenti dalla loro identità.
La legge di Dalton definisce il comportamente di gas in miscela in termini delle loro pressioni parziali
pressione parziale di un gas in una miscela è la pressione che il gas eserciterebbe sé esso occupasse da solo tutto il volume disponibile. La pressione totale di una miscela è per ciò la somma delle pressioni parziali dei componenti
la pressione parziale PA del gas A dipende dal numero di moli del gas, dalla temperatura e dal volume totale disponibile per la miscela→PA =nARTV
si può quindi scrivere un’equazione di stato per ognuno dei componenti della miscela ricavandoPAP=nAnA+nB+nC+… ovvero la frazione molare
la frazione molare è il rapporto tra il numero di moli di un componente e il numero di moli totali della miscela, in genera si indica con Xi
XA=nAnA+nB+nC+… ricordando che la somma delle frazioni molari è 1
1,00 g di arie contiene circa 0,76 g di N2 e 0,24 g di O2. Calcolare le pressioni parziali e la pressione totale quando il campione occupa un recipiente da 1L a 20°C
liquefazione dei gas
A temperature sufficientemente basse e pressioni abbasanta alte i gas diventano liquidi perchè le molecole si muovono così lentamente e si trovano così vicine che le attrazioni intermolecolari impediscono loro di muoversi liberamente.
Se la temperatura supera un certo valore il gas diventa incondensabile, ovvero non si liquefa più per quanto siano alte le pressioni→ questa temperatura prende il nome di temperatura critica (al di sopra della temperatura critica il gas non può esistere allo stato liquido nonostante le alte pressioni)
per alcuni gas la temperatura critica è così bassa che fino al secolo scorso erano considerati gas permanenti ovvero incondensabili per qualsiasi valore della pressione e della temperatura si applicasse
la temperatura critica fornisce un criterio per distingure un gas dal vapore→al di sopra di essa una sostanza si trova allo stato gassoso, al di sotto si ha vapore il quale può liquefarsi per compressione
Osservando il comportamento di un sistema gas-liquido-vapore nel diagramma P-V lungo tre isoterme si può notare
T>Tc→ si ha un’iperbole regolare e il gas segue la legge di boyle
T<Tc→ la curva isoterma presenta un’irregolarità in corrispondenza della trasformazione del vapore (tratto A) in liquido (tratto B-C)
nel punto B si ha una brusca contrazione di volume perchè tutto il vapore viene progressivamente liquefatto
post-liquefazione in C il volume cambia poco per ulteriore compressione perchè i liquidi sono comprimibili
T=Tc →il tratto B-C si riduce a un punto→ ha luogo il passaggio da fase vapore a fase liquida
a questa temperatura si ha anche una pressione critica alla quale la sostanza occupa lo stesso volume sia allo stato liquido che a quello gassoso
Energia, calore e termochimica
Gli scambi di calore sono coinvolti in tutti i passaggi di stato e anche le reazioni chimiche sono sempre accompagnate da effetti termici. La termochimica è quella parte della termodinamica che studia gli effetti termici associati alle reazioni chimiche.
Energia è la capacità di compiere lavoro o produrre calore
atomi e molecole fungono da depositi di energia→ nelle reazioni in cui i prodotti hanno più energia dei reagenti è necessario fornire energia per formare prodotti (fotosintesi)
esistono reazioni dove i prodotti hanno energia inferiore ai reagenti e quindi viene liberata energia quando avviene a reazione (respirazione)
viene immmagazzinata dalle particelle come energia cinetica associata al moto molecolare Ec=12mv2
per un gas ideale l’energia è la somma delle energie cinetiche delle sue particelle→un aumento della temperatura provoca un’aumento della velocità delle molecole e quindi dell’energia del gas
unità di misura nel SI è il Joule (J) 1J= 1 Kgm2s2 un’altra unità di misura usata è la caloria (cal) 1 cal= 4,184 J
un’altra forma in cui viene immagazzinata è sottoforma di energia potenziale che deriva dal contributo di interazione attrattiva tra le particelle
due atomi di N hanno un’energia potenziale molto più alta quando sono lontani rispetto a quando sono vicini nella molecola N2
In termodinamica l’energia totale di tutte le particelle che costituiscono il campione si chiama energia interna. L’energia interna di un campione (sistema) può essere cambiata in molti modi→in termochimica ci si interessa delle variazioni di energia sotto forma di calore
calore→ energia trasferita tra il sistema e il suo intorno come risultato di una differenza di temperatura
trasformazione in cui ha luogo uno scmabio di calore possiamo scrivere E=Ef-Ei=q dove q è il calore scambiato→q può essere positivo o negativo
sistema cede calore all’esterno Ef>Ei q<0
sistema acquista calore dall’esterno Ef<Ei q>0
si può misurare il senso del flusso di calore misurando la temperatura con un calorimetro
Nelle reazioni di combustione viene liberata energia perchè i prodotti hanno energia interna totale minore dei reagenti
La reazione E=q si applica quando il calore è l’unica forma di energia scambiata dal sistema
molte reazioni chimiche avvengono in recipienti aperti, a pressione atmosferica dove i sistemi reagenti sono liberi di variare il loro volume→avviene nelle reazioni in cui varia il numero di molecole gassose
operando a pressione costante si ha un’espansione del sistema→ sistema deve compiere lavoro contro la pressione atmosferica mentre se il volume rimane costante non si ha lavoro
Vf>Vi→ W>0 lavoro compiuto dal sistema
Vf<Vi→ W<0 lavoro compiuto sul sistema
il lavoro di espansione viene misurato in L atm con l’uguaglianza 1 Latm=101J
calcoliamo il lavoro di espansione compiuto nella combustione di 2 moli di ottano in stp supponendo gas ideali
L’entalpia
Quando un sistema subisce una trasformazione a volume costante il calore scambiato corrisponde alla variazione di energia interna del sistema E=qv
la variazione di entalpia è il calore scambiato dal sistema a pressione costante H=qP
questa definizione riguarda le variazioni di entalpia subite da un sistema durante una trasformazione
Si definisce generalmente l’entalpia di un sistema come: H=E+PV ovvero la somma della sua energia interna più il prodotto PV
in una trasformazione quindi energia interna e entalpia differiscono per il lavoro associato alla variazione di volume H=E+PV
se in una reazione di combustione E=-100KJ ma 10KJ devono essere spesi nel lavoro di espanzione la variazione di entalpia è pari a – 90KJ quindi solo 90 KJ vengono liberati come calore a pressione costante mentre ne verrebbero liberati 100 a volume costante
il calore liberato a pressione costante è maggiore di quello a volume costante in questo caso si ha una contrazione di volume
Si definisce esotermico un processo che sviluppa calore ed è caratterizzato da H<0 mentre è detto endotermico un processo che richiede calore ed è caratterizzato da H>0 se H=0 si ha una reazione adiabatica
questi valori non influiscono sulla spontaneità delle reazioni
entalpia dei cambiamenti di stato
L’entalpia di ogni sostanza cresce quando questa viene scaldata, inoltre è una proprietà estensiva.
Supponendo di scaldare una massa d’acqua, quando raggiunge i 100 °C inizierà a bollire, contiando a scaldare la sua entalpia continuerà a crescere ma l’energia fornita serve solo a spezzare le forze intermolecolari e a vaporizzare le molecole di acqua→entalpia di vaporizzazione ed è la differenza di entalpia per mole tra lo stato di vapore e lo stato liquido Hvap=Hgas-Hliq Hvap> 0
la vaporizzazione è un processo endotermico→ bisogna fornire energia
in maniera analoga si può definire anche l’entalpia di fusione che accompagna il passaggio dallo stato solido a quello liquido
anche questi valori sono positivi perchè è necessario vincere le forze di coesione che nel solido tengono vincolate le molecole
entalpia di congelamento è l’opposto di quella di fusione→negativa
la sublimazione è la vaporizzazione di un solido senza che questo passi per la fase liquida, essa è SEMPRE endotermica
La curva di riscaldamento di una sostanza mostra dei tratti piani (T costante) in corrispondenza dei cambiamenti di stato
Le entalpia di reazione
quando si brucia in aria 1 mole di metano si libera una quantità di calore pari a 890KJ questo significa che l’entalpia totale del sistema diminuisce di 890 KJ/mol di metano
Si definisce entalpia di reazione la variazione di calore a pressione costante che accompagna una reazione chimica
una volta nota l’entalpia di reazione per mole di reagenti si può calcolare il calore prodotto da quasiasi quantità di reagente coinvolto
calcolre il calore prodotto dalla combustione di 150g di metano (H= – 890 kJ)
Il calore scambiato in una reazione dipende dallo stato fisico dei reagenti e prodotti
Dal momento che le variazioni di entalpia dipendono dalla temperatura e dalla pressione alla quali si opera si usa riferirsi alle condizioni in cui reagenti e prodotti si trovano nel loro stato standard
stato standard di una sostanza è la sua forma più stabila alla pressione di 1 atm
variazione standard di entalpia di una reazione si misura quando reagenti e prodotti si trovano nel loro stato standard (H°)
Legge di Hess
Entalpia è una proprietà di stato del sistema la sua variazione in una trasformazione chimica è indipendete dal cammino che si compie per realizzare la trasformazione quindi non dipende dalla sequenza di reazioni che si succedono lungo il percorso. Questo ci permette di determinare le variazioni di entalpia di processi per i quali la misura diretta del calore di reazione risulta spermentalmente difficile
Legge di Hess→ l’entalpia di una reazione è la somma delle entalpie di qualsiasi sequenza di reazioni (alla stessa temperatura e pressione) in cui essa viene scomposta
Entalpia di formazione
Un modo molto utile per tabulare i dati termochimici consiste nel riportare le entalpie molari standard di formazione dei composti ovvero la variazione di entalpia che si ha quando 1 mole di sostanza si forma dai suoi elementi nei loro stati standard essa si definisce H°f
per definizione le entalpie di formazioni degli elementi valgono 0, gli elemeni definiscono quindi lo 0 nella scala dei valori termochimici
alcuni composti hanno H°f > 0 ovvero la loro formazione è endotermica altri hanno H°f<0 quindi la loro formazione è esotermica e sono più stabili degli elementi da cui derivano
Le entalpie standard di formazione si possono usare per calcolae le entalpie standard di qualsiasi reazione infatti basta sfruttare i dati disponibili e la legge di Hess per costruire un cammino di reazione opportuno
utilizzando le entalpie di formazione calcolare l’entalpia in condizioni standard della reazione
2NH3+3Cl2N2+6HCl
I legami chimici
Per la formazione dei legami chimici tra gli atomi sono importanti gli elettroni di valenza ovvero gli elettroni del guscio più esterno. Le forze di legame chimico che tengono uniti gli atomi nelle molecole e nei composti si possono classificare in tre tipi principali: legami ionici, legame covalente, legame metallico
simboli di lewis e regola dell’ottetto
Un modo semplice per evidenziare gli elettroni di valenza di un atomo è dato dall’impiego dei simboli di Lewis→ciascun elemento viene indicato dal suo simbolo più un puntino per ogni suo elettrone di valenza
si può dire che l’acquisto, la cessione o la condivisione di elettroni da parte degli atomi obbediscono alla tendenza a conseguire la configurazione elettronica del gas nobile più vicino nella tavola periodica→ REGOLA DELL’OTTETTO
ci sono diverse eccezzioni a questa regola per esempio gli atomi leggeri tendono ad assumere la configurazione dell’He che ha solo 2 elettroni
Il legame ionico
Ponendo il sodio metallico con il cloro gassoso si registra una reazione violenta dalla quale si ottiene il cloruro di sodio costituito da ioni Na+ e Cl- che si dispongono in un reticolo cristallino tridimensionale.
La formazione degli ioni indica che l’atomo di Na ha perso un elettrone mentre quello del Cl ha acquistato un elettrone →hanno raggiunto l’ottetto
I composti ionici si formano facilmente tra metalli a bassa energia di ionizzazione e non metalli con elevata affinità elettronica
un ruolo importante nella formazione dei composti ionici è svolto dall’energia reticolare→energia necessaria a scindere 1 mol di sostanza nei suoi ioni
quantità di energia molto elevata che rende conto della grande stabilità dei composti
i metalli del secondo gruppo non formano mai ioni con carica +1 a causa della facilità con cui possono perdere il secondo elettrone, questo vale anche per la gli elementi del gruppo 6
energia reticolare dei solidi come il MgO è elevattissima e questo ne spiega la facilità con cui si formano
i composti ionici si formano tra elementi dei primi gruppi del sistema periodico ed elementi degli ultimi gruppi
I metalli di transizione non riescono a raggiungere la configurazione di un gas nobile per cessione di elettroni, non ci sono inoltre delle regole semplici per prevedere la carica degli ioni di questi metalli e spesso formano ioni con carica diversa
CONFIGURAZIONE DEI METALLI DI TRANSIZIONE: (n-1)dxns2 con n= 4,5,6
perdono prima gli elettroni s2 ed eventualemente poi gli elettroni d
il legame covalente
La maggior parte dei composti ionici non sono ionici. Una trattazzione del legame che intercorre nei composti molecolari è stata resa possibile dopo che Lewis propose l’esistenza dei legami covalenti tra gli atomi delle molecole.
LEGAME COVALENTE→una coppia di elettroni condivisa da due atomi
la coppia di elettroni del legame può essere fornita da entrambi gli atomi, in questo modo ciascun atomo raggiunge la configurazione ad ottetto. In altri casi gli elettroni del legame sono tutti forniti da un singolo atomo
In linea generale possiamo dire che:
ovviamente queste sono regole generali e quando si ha 1x 2 il legame non sarà nè puramente ionico nè covalente
coppie di legame nelle strutture di Lewis vengono indicate con dei trattini
Il numero di coppie elettroniche di legame è l’ordine di legame e può essere singolo, doppio o triplo.
Per scrivere le strutture delle molecole poliatomiche si può seguire il sequente procedimento:
Calcolare il numero totale degli elettroni di valenza degli atomi
ogni atomo di idrogeno 1 elettrone, ogni elemento dei gruppi principali un numero di elettroni pari al numero del gruppo
per i cationi sottrarre 1 elettrone per ogni carica positiva mentre per gli anioni il contrario
per ottenere il numero di coppie elettroniche totali bisogna dividere gli elettroni totali per due
Disporre i simboli chimici degli atomi in modo da mettere in evidenza i collegamenti reciproci, generalmente l’atomo meno elettronegativo è l’atomo centrale
inizialmente è bene attaccare gli atomi di H agli ossigeni e se non sono presenti all’atomo centrale
Usare le coppie elettroniche per formare legami singoli tra atomi vicini e successivamente assegnare gli elettroni restanti in modo da soddisfare la regola dell’ottetto
se non sono presenti abbastanza elettroni cercare di disporre doppi o tripli legami
alogeni hanno sempre 4 coppie elettroniche e formano legami singoli
scrivere la struttura di lewis dell’acido acetico, nel gruppo -COOH i due ossigeni sono entrambi legati al carbonio e uno di essi è legato all’idrogeno finale
le strutture di lewis che contengono atomi di cui si sa essere in forma ionica si scrivono tenendo conto delle cariche ioniche
risonanza
La risonanza in chimica si verifica quando per una molecola o uno ione è possibile scrivere più di una struttura di Lewis valida, che differiscono solo nella disposizione degli elettroni di legame e non nella posizione degli atomi. Queste strutture sono dette forme risonanti e vengono indicate con una doppia freccia (↔) tra di esse. Tuttavia, la molecola reale non è una semplice alternanza tra queste forme, ma è una media ponderata di tutte le forme risonanti, detta ibrido di risonanza.
Le forme risonanti non esistono separatamente, ma rappresentano solo un modo di descrivere la vera struttura, che è un ibrido.
L’ibrido di risonanza ha energia minore rispetto a qualsiasi singola forma di Lewis, rendendo la molecola più stabile.
Solo gli elettroni di legame e i doppietti elettronici si spostano, mai gli atomi.
eccezioni alla regola dell’ottetto
RADICALI →possiedono numero dispari di elettroni per cui almeno uno dei loro atomi non può arrivare all’ottetto
sono una specie molto reattiva e si combinano per dar origine a specie molecolari con coppie elettroniche pari
biradicali→ specie molecolari che hanno 2 elettroni spaiati che di solito si trovano su atomi distinti
MOLECOLE CON OTTETTO ESPANSO→avviene quando l’atomo centrale presenta nello strato di valenza orbitali d vuoti (atomi di non metalli del 3° periodo o di periodi successivi) per espandere l’ottetto in genere quest atomo deve legarsi ad un numero elevato di atomi →PCl5 ad esempio
ACIDI E BASI DI LEWIS→ elementi a sinistra del blocca p formano composti con ottetti incompleti ovvero specie elettron-deficienti
questo tipo di molecole sono molto reattive verso molecole elettron-ricche contenti doppietti solitari e formano un complesso donatore-accettore
nel caso di BF3 e NH3 il primo si comporta da acido di lewis mentre l’ultimo si comporta da base
il legame che si instaura tra queste due molecole è un legame coordinativo o dativo in quanto un atomo(N) fornisce entrambi gli elettroni
acidi e basi derivano dal fatto che le reazioni di protonazione delle basi si possono far ricadere all’interno della categoria delle coppie accettore/donatore di Lewis
la forza dei legami
La stabilità di una molecola è riconducibila alla forza dei legami covalenti che essa contiene e questa a sua volta dipende dall’energia necessaria a romperli
L’energia di dissociazione di un legame è data dalla variazione di entalpia che si ha quando si scinde il legame in 1 mole della sostanza
nelle molecole poliatomiche l’energia di ogni legame dipende anche dagli altri legami presenti
i legami doppi sono più forti dei legami semplici così come i legami tripli sono più forti dei legami doppi
i legami più forti sono quelli più corti ma i legami tra atomi pesanti tendono ad essere più lunghi a causa del raggio atomico
polarità dei legami
Le coppie elettroniche di legame tra atomi differenti non sono condivise in ugual misura tra i due atomi perchè gli atomi più elettronegativi tenderanno ad attrarre verso di sè gli elettroni generando un dipolo elettrico ovvero una separazione tra una carica positiva ed una negativa uguali
le cariche parziali + e - corrispondono ad una condizione di risonanza tra le molecole e la molecola ionica
Un legame covalente polare è un legame tra atomi che portano cariche elettriche parziali, la polarità dipende dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi
il numero di ossidazione degli atomi nelle molecole viene assegnato considerando i legami tra atomi diversi come completamente ionici
raggio covalente
ciascun atomo contribuisce alla lunghezza di un legame in base al suo raggio covalente in quanto la lunghezza di un legame A-B corrisponde alla somma dei raggi covalenti A e B
diminuiscono lungo un periodo ( a causa dell’aumento della carica nucleare) e aumentano lungo un gruppo (gli elettroni del guscio esterno occupano orbitali via via più lontani dal nucleo)
ordine di legame
Si definisce ordine di legame il numero di coppie elettroniche condivise dai due atomi, nelle strutture di risonanza l’ordine di legame risulta frazionario
la forma delle molecole
Le molecole delle varie sostanza hanno forma diversa e mole delle loro proprietà fisiche e chimiche dipendono in buona parte dalla forma. La forma dipende dalla possibilità che gli atomi hanno di collegarsi secondo disposizioni geometriche differenti
parametro che determina la forma di una molecola poliatomica è l’anngolo formato da ogni coppia di legame adiacente
è fondamentale ricordarsi che le coppie elettroniche si respingono tra loro e quindi tendono ad assumere nello spazio le posizioni più lontane possibili le une dalle altre
le repulsioni tra coppie elettroniche di non legame sono più forti di quelle che coinvolgono elettroni di legame→ variazioni tra gli angoli di legame rispetto alle geometrie regolari
i legami multipli si considerano come una singola coppia elettronica
La forma influisce la posizione degli atomi non delle molecole
Gli orbitali ibridi
Gli orbitali atomici si possono combinare per formare orbitali ibridi. Questo processo è chiamato ibridazione e serve a spiegare la geometria molecolare osservata sperimentalmente. L'ibridazione è un fenomeno in cui gli orbitali atomici puri (s, p, d) di un atomo si combinano matematicamente per formare nuovi orbitali ibridi con caratteristiche intermedie.
Gli orbitali ibridi:
Hanno la stessa energia (degeneri)
Hanno una forma e un’orientazione specifica che massimizza la distanza tra gli elettroni (minimizzando la repulsione elettronica)
Spiegano la geometria molecolare prevista dalla teoria VSEPR
L’ibridazione avviene quando l’atomo centrale ha orbitali atomici s e p (o d) disponibili
Questi orbitali si combinano per formare un numero equivalente di orbitali ibridi
Gli orbitali ibridi formano legami sigma (σ) con altri atomi o contengono doppietti elettronici
In questo modo si minimizzza la repulsione ed è possibile spiegare la formazione di legami multipli.
I legami si sviluppano a partire dalla sovrapposizione degli orbitali su atomi adiacenti→ sovrapposizione corrisponde a fusione
legami si forma attraverso la sovrapposizione diretta di due orbitali atomici lungo l’asse che congiunge i due nuclei
s-s → due orbitali s si sovrappongono (es. H₂)
s-p → un orbitale s si sovrappone con un p (es. HCl)
p-p → due orbitali p si sovrappongono frontalmente (es. F₂)
sp/sp²/sp³ - p/s → un orbitale ibrido si sovrappone con un p o un s
le caratteristiche sono
è singolo e forte, perché la sovrapposizione è massima
Permette la rotazione attorno all’asse del legame
Presente in tutti i tipi di legami covalenti (singoli, doppi e tripli)
Energia maggiore rispetto ai legami π
legame si forma dalla sovrapposizione laterale di due orbitali p non ibridati. Poiché la sovrapposizione è laterale e non frontale, il legame π è più debole di un legame σ
Doppio legame → 1 legame σ + 1 legame π (es. C=C nell’etene)
Triplo legame → 1 legame σ + 2 legami π (es. C≡C nell’etino)
le caratteristiche di questo legame sono:
Più debole del legame σ, perché la sovrapposizione è minore
Non permette la libera rotazione, poiché ruotare romperebbe la sovrapposizione laterale
Si forma solo in doppi e tripli legami un acido contiene più protoni acidi si può avere una neutralizzazione parziale
Teoria del legame di valenza
Spiega la formazione dei legami covalenti tra atomi adiacenti nelle molecole e si basa sui seguenti postulati
Un legame covalente si forma quando due orbitali atomici con elettroni spaiati si sovrappongono
Gli elettroni nel legame devono avere spin opposto (principio di esclusione di Pauli)
Maggiore è la sovrapposizione tra gli orbitali, più forte è il legame
Ogni atomo mantiene i suoi orbitali atomici, ma li sovrappone parzialmente per formare il legame
L’ibridazione degli orbitali spiega la geometria molecolare
Gli atomi, quando si avvicinano, fanno sovrapporre i loro orbitali atomici in modo che gli elettroni possano essere condivisi. Questo porta alla formazione di un legame covalente.
Esempio →La molecola di idrogeno (H₂)
Ogni atomo di H ha un orbitale 1s con un elettrone spaiato
Quando i due atomi di H si avvicinano, i loro orbitali 1s si sovrappongono frontalmente
Si forma un legame sigma (σ)
in questo modo la molecola di H₂ è stabile perché gli elettroni condivisi abbassano l’energia totale del sistema.
Ha alcuni limiti:
Non spiega bene il paramagnetismo di alcune molecole (es. O₂)
Non descrive adeguatamente la delocalizzazione elettronica (es. risonanza nel benzene)
Non è sufficiente per spiegare tutti i fenomeni chimici → per questo viene affiancata dalla teoria degli orbitali molecolari (MO)
Teoria degli orbitali molecolari
Sebbene la teoria VB è utile per prevedere la struttura delle molecole ma non è in grado di spiegare molte delle loro proprietà come il paramagnetismo della molecola e in generale gli stati eccitati delle molecole. Una descrizione migliore delle distribuzione degli elettroni nelle molecole si può ottenere applicando la teoria degli orbitali molecolari.
elettroni sono delocalizzati su molti o anche tutti gli atomi della molecola
Per descrivere gli orbitali molecolari non è necessario ricorre all’ibridazione perchè essi si formano per combinazione degli orbitali atomici di simmetria ed energia opportuna.
È una teoria fondamentale sé si vuole comprendere l’origine degli stati elettronici delle molecole
gli orbitali molecolari si ottengono secondo un processo di combinazione lineare di orbitali atomici simile a quello già visto nella formazione degli ibridi
orbitali risultanti sono peroò delocalizzati su più atomi
I principi sui quali si base questa teoria sono i seguenti:
Gli orbitali atomici si combinano per formare orbitali molecolari che appartengono a tutta la molecola (non a singoli atomi).
Il numero di orbitali molecolari formati è uguale al numero di orbitali atomici combinati.
Gli orbitali molecolari si classificano in leganti e antileganti:
Orbitali leganti (σ, π) → stabilizzano la molecola (energia più bassa)
Orbitali antileganti (σ, π)** → destabilizzano la molecola (energia più alta)
vengono anche chiamati orbitali star
Gli elettroni si distribuiscono negli orbitali molecolari secondo il principio di Aufbau, il principio di esclusione di Pauli e la regola di Hund.
L’ordine di legame determina la stabilità della molecola ed è dato dalla formula:ordine di legame =n° e- orbitali leganti- n°e- orbitali antilegante2
Se l’ordine di legame è maggiore di zero, la molecola è stabile, altrimenti non si forma.
Quando due atomi si avvicinano, i loro orbitali atomici si combinano e formano due nuovi orbitali molecolari:
Un orbitale legante (bassa energia) → si forma per sovrapposizione costruttiva degli orbitali atomici.
Un orbitale antilegante (alta energia) → si forma per sovrapposizione distruttiva, creando una regione di nodi tra i nuclei.
Il diagramma MO spiega perchè l’elio è stabile allo stato atomico→l’energia totale di una molecola di He atomico non è inferiore a quella dei due atomi isolati (è leggermente superiore) e non favorisce la formazione della molecola. Quando si combinano atomi con più elettroni gli MO vengono formati solo usando orbitali atomici dei gusci esterni quelli dei gusci interni rimangono invece localizzati sugli atomi corrispondenti
MOLECOLA DI H2
per combinazione dagli orbitali 1s dei due atomi di idrogeno HA e HB si otterranno due MO→ uno costruito sommando le funzioni che corrispondo ai due orbitali atomici l’altro facendo la loro differenza
se l’orbitale molecolare legante contiene elettroni questi trascorrono la maggior parte del tempo nella regione tra i due nuclei e questo stabilizza la molecola di H2
se l’orbitale antilegante contiene elettroni questi trascorrono la maggior parte del tempo fuori dalla regione internucleare e questo tende a destabilizzare l’unione dei due atomi nella molecola di idrogeno
la formazione dei MO stabilizza la molecola di H2 infatti la somma delle energie elettroniche è minore quando i due elettroni occupano l’ordine piuttusto che i due orbitali 1 s di partenza
MOLECOLA DI H–F
Costruzione di MO tra atomi differenti. Il legame si crea dalla combinazione tra l’orbitale 1s di H con l’orbitale dell’atomo F più adatto a dare massima sovrapposizione→ l’orbitale 2p ha un’energia più adatta ovvero più vicina a quella dell’orbitale 1s di H, gli orbitali non coinvolti nel legame rimangono localizzati sull’atomo
le combinazioni MO-LCAO producono orbitali leganti occupati e orbitali di antilegame vuoti
Gli orbitali 2p dei due atomi diretti lungo l’asse di legame si combineranno tra loro producendo un MO legante di simmetria e un corrispondente MO antilegante *
Avviene una sovrapposizione dell’orbitale 1s di H con l’orbitale 2p di F questi due orbitali si combinano e formano due orbitali molecolari:
Un orbitale legante σ(2p-1s) → a energia più bassa, stabilizzante.
Un orbitale antilegante σ(2p-1s)* → a energia più alta, destabilizzante.
Gli orbitali non coinvolti nella formazione del legame
L’orbitale 2s del fluoro rimane invariato come orbitale non legante.
I due orbitali 2p riempiti del fluoro formano due orbitali molecolari non leganti (n), che mantengono la loro energia.
Gli 8 elettroni di valenza (1 di H + 7 di F) vengono distribuiti negli orbitali molecolari:
σ(2p-1s) → 2 elettroni (legante)
Due orbitali non leganti (n) → 4 elettroni
Orbitale 2s (non legante) → 2 elettroni
σ(2p-1s) → 0 elettroni (vuoto)*
L’orbitale antilegante σ(2p-1s) non viene riempito, quindi il legame rimane stabile.*
L’ordine di legame è di primo ordine quindi HF ha un legame singolo σ stabile tra H e F
In maniera analoga si possono costruire gli MO per le altre molecole biatomiche formate dagli elementi del secodno periodo, per gli elementi a sinistra dell’ossigeno si ha un’inversione nell’ordine delle energie degli orbitali leganti p p
Il legame di idrogeno
Si instaura tra le molecole adiacentiquando sono presenti atomi elettronegativi. La chiava della formazione di questi legami ntermolecolari è la forte polarità del legame H–X (X è fortemente elettronegativo) in modo che la carica parziale positiva sull’atomo H può attrarre la coppia elettronica di non legame dell’atomo X o di altri atomo elettronegativi parzialemente caricati negativamente.
Non è un legame singolarmente forte ma è sufficinete a determinare delle anomalie nei punti di fusione e di ebollizione delle sostanze.
Polarità delle molecole
In una molecola polare la densità elettronica si accumola verso un’estremità della molecola conferendo una carica parziale negativa, lasciando quindi all’altra estremità una piccola carica positiva. Polarizzazione di carica conferisce alle molecole un momento di dipolo.
per poter stabilire sé una molecola è polare occorre sommare vettorialmente i dipoli associati ai singoli legami, il risultato indica l’entità e la direzione del dipolo molecolare
Le forze intermolecolari
L’assenza o la debolezza delle forze intermolecolari spiega la tendenza chei i gas hanno di occupare tutto il volume a disposizione o a espandersi nel vuoto. Al contrario esistono forze intermolecolari consistenti nei liquidi e nei solidi. Le forze intermolecolari sono le forze attrattive tra molecole o fra ioni e molecole, implicano interazioni tra ioni e molecole polari, tra molecole polari e tra molecole in cui è possibile indurre un dipolo. Le energie di interazione ione-ione sono di 500-3000 KJ/mol mentre i legami covalenti hanno energia tra 100-1000 KJ/mol.
Le forze intermolecolari in particolare quelle che non implicano ioni sono note come forze di Van der Waals.
Interazioni tra ioni e molecole polari
Un ione è attratto dal polo di segno opposto di un dipolo→ interazione più debole che interazione ione-ione e diventa più debole con l’aumentare della distanza
interazioni importanti nella solvatazione degli ioni→idratato ovvere uno ione legato a molecole di acqua
dipende dalla carica e dalla dimensione dello ione
entalpia di idratazione→energia che si libera nella dissoluzione in acqua di uno ione allo stato gassoso
più elevata per gli ioni piccoli perchè la carica è distribuita su un volume più piccolo e per gli ioni che possiedono carica
molti sali sono idratati perchè il catione interagisce con l’acqua
interazione tra molecole con dipoli permanenti
Le molecole che contengono dipoli permanenti quando sono costituite da atomi di differente elettronegatività legati in modo non simmetrico quando si incontrano possono interagire e dar origine a interazioni attrattive o interazioni repulsive
se le molecole polari sono libere di muoversi tendereanno a dare interazioni di tipo attrattivo perchè questo comporta una stabilizzazione energetica
temperature di ebolizzione sono più elevate rispetto a molecole non polari
influenza anche solubilità→acqua si scioglie in entanolo perchè si stabiliscono forte interazioni tra le loro molecole ma non si scioglie negli idrocarburi perchè le forze di attrazzioni non riescono a romprere le interazioni tra le molecole di acqua
solido polare non si scioglie in un solvente non polare perchè le molecole di questo composto non riescono a sciogliere i dipoli
Il legame di idrogeno è un caso particolare di interazione dipolo-dipolo che riguarda molecole in cui uno o più atomi di idrogeno sono legati ad atomi piccoli ed elettronegativi
interazioni che coinvolgono dipoli indotti – forze di dispersione
Forze di dispersione sono le più comuni tra tutte le forze intermolecolari perchè sono presenti in tutte le molecole, vengono anche dette forze di London→ forze di natura elettrostatica che coinvolgono dipoli indotti
una molecola polare può indurre un dipolo in una molecola non polare vicina causando una distribuszione delle sue nuvole elettroniche
processo di induzione di un dipolo si chiama polarizzazione e l’entità della distorsione della nuvola elettronica dipende dalla loro polarizzabilità
atomi pesanti sono più polarizzabili perchè gli elettroni esterni sono più lontani dai nuclei e risentono meno delle forze attrattive dei nuclei atomici
la solubilità delle sostanze non polari in solventi polari aumenta con la massa
Un’altra forza intermolecolare è quella che si instaura tra molecole non polari, infatti si possono indurre dipoli indotti (in genere istantanei e non permanenti) e questo può a sua volta portare alla formazione di un dipolo in una molecola non polare vicina
dipoli istantanei si possono generare come risultato di un momentaneo sbilanciamento nella distribuzione elettronica
queste interazioni di tipo dipolo indotto/dipolo indotto spiegano come molecole non polari come Br2 e I2 siano rispettivamente liquidi e solidi a temperatura ambiente e si spiega anche la liquefazione dei gas e dei gas nobili
Ricordiamo che le forze attrattive intermolecolari che coinvolgono dipoli e in particolare dipoli indotti si esercitano solo a breve o brevissima distanza.
energie di interazione dipendono dall’entità della carica localizzata sullo ione o sul dipolo e mostrano una dipendenta dalla distanza
Raggi di Van der Waals
Sono definiti per tutti gli elementi come la minima distanza alla quale si possono avvicinare atomi non legati. Nei solidi costituiti da molecole polari le interazioni dipolo-dipolo contribuiranno alla stabilità del reticolo ma la minima distanza di approccio tra atomi non legati sarà sempre la somma dei loro raggi di van der Waals
La materia in questo stato presenta una situazione intermedia tra quella dei gas e quella dei solidi. Le molecole liquide infatti hanno sufficinete energia cinetrica traslazionale da potersi muoverse all’interno del recipiente che le contiene ma la loro enrgia di attrazzione intermolecolare è tale da impedire che le particelle possano sfuggire alle loro reciproche interazioni→liquidi assumono un volume proprio ma la forma del recipiente che le contiene
le molecole in alcune zone sono impilate perfettamente in altre regioni sono circondate solo da quattro o cinque molecole→irregolarità produce dei vuoti di forme e dimensioni non definite perchè le molecole hanno la possibilità di muoversi da un posto all’altro
energia potenziale intermolecolare di un liquido è maggiore di quella di un solido ma è minore di un gas
per questo motivo è necessario fornire per avere la fusione e questo processo avviene ad una temperatura ben precisa (non è possibile una conversione graduale)
evaporazione, condensazione e tensione di vapore
I liqudi possono passare allo stato di vapore sé lasciati in recipienti aperti poichè anche se le forze di attrazione tendeno a legare tra loro le molecole del liquido esiste sempre una piccola frazione molecolare che possiede energia cinetica sufficientemente alta da superare le forze di attrazione e passare allo stato di vapore.
In un recipiente chiuso l’evaporazione che avviene spontaneamente rallenta perchè viene più visibile anche il processo inverso dovuto al fatto che le molecole gassose nel loro moto caotico ritornano alla loro forma liquida.
si arriva ad un momento in cui velocità di evaporazione è uguale a quella di condensazione e la quantità di liquido nel recipiente rimane costante→equilibrio di fase
acqua allo stato liquido e quella allo stato gassoso formano un sistema all’equilibrio
TENSIONE DI VAPORE→pressione esercitata dalle molecole di vapore in equilibrio con il suo liquido
non dipende dalla quantità di liquido presente ma solo dalla natura del liquido e dalla temperatura
quando aumentanto la temperatura la tensione di vapore arriva ad eguagliare la pressione esterna si ha l’ebollizione del liquido dovuta al fatto che le molecole di vapore non si formano solo sulla superficie ma in tutta la massa del liquido
variazione della tensione di vapore con la temperatura dipende dall’entalpia molare di vaporizzazione o calore latente di vaporizzazione che viene descritto dall’equazione di Clausus-ClapeyronlogP1p2=Hvap23 R(1T2-1T1) dove P1 è la tensione di vapore alla temperatura T1 e P2 la medisima cosa
la temperatura di ebollizione di un liquido dipende dalla pressione esterna→temperatura normale di ebollizione la temperatura alla quale la tensione di vapore del liquido eguaglia la pressione di 1 atm
questa equazione consente di calcolare la variazione del punto di ebollizione con la pressione
per l’acqua si ah Hvap=40,7 KJ/mol a 100°C, calcolare il punto di ebollizione dell’acqua ad una pressione di 0,75 atm
Lo stato di equilibrio
Energia potenziale delle moelcole del liquido è minore di quella delle molecole del vapore e che un liquido lasciato a sé in un contenitore chiuse va verso uno stato di equilibrio in cui una concentrazione defintia di molecole è in fase di vapore→non è apparentemente in uno stato di minima energia
la tendenza verso lo stato di minima energia è solo una delle forze che guidano il comportamento dei sistemi molecolari
ulteriore forza è la tendenza di un sistema ad assumere uno stato di massimo caos molecolare o disordine
gas ideale si espande spontaneamente nel vuoto→ aumentando il numero di posizioni possibili per le molecole aumenta lo stato di disordine del gas
liquido-vapore→ da una aprte si ha una spinta verso uno stato di bassa energia che porta le molecole ad associarsi nel liquido e dall’altra si ha una spinta verso un maggiore stato di caos molecolare che porta le molecole ad assumere un comportamento indipendete passando nella fase vapore
equilibrio dove velocità di evaporazione e velocità di condensazione sono uguali diventa la condizione più favorevole tra la tendenza del sistema a raggiungere minima energia e massimo caos
Caos molecolare è fondamentale per l’analisi di ogni fenomeno fisico o chimio in cui sono coinvolti insiemi di molecole. Esiste una grandezza che misura quantitativamente il livello di caos molecolare→ENTALPIA
La solidificazione
Un liquido solidifica quando viene raffreddato alla temperatura di congelamento→ energia è talmente bassa che le molecole non sono più in grado di sfuggire alle forze che le tengono vincolate alle molecole vicine
molecole nel solido oscillano rispetto alla loro posizione di equilibrio ma non si spostano
temperatura normale di congelamento di un liquido è quella alla quale il liquido congela alla pressione di 1 atm
effetto della presisione è molto piccolo sulla temperatura di congelamento in genere aumenta la temperatura di solidificazione all’aumentare della pressione (acqua è un eccezzione)
Diagrammi di fase
Un diagramma di fase è un riassunto in forma grafica delle condizioni di temperatura e pressione alle quali esistono le fasi gassosa, liquida e solida di una sostanza.
Il diagramma di fase consente di stabilire a prima vista lo stato fisico di una sostanza a qualsiasi temperatura e pressione.
PUNTO TRIPLO→ è il punto nel quale le 3 curve degli equilibri di fase si uniscono
per l’acqua si trova a 4,6 torr e a 0,01°C
liquido, solido e vapore si trovano in equilibrio e la tensione di vapore del solido è uguale a quella del liquido
individua la pressione più bassa alla quale può esistere un liquido e per tutti gli altri liquidi ad eccezzione dell’acqua anche la temperatura più bassa alla quale esiste il liquido
non bisogna confondere punto triplo con punto di congelamento→ vicini ma sono diversi
punto di congelamento è la temperatura alla quale solido, liquido e vapore sono in equilibrio alla pressione di 1 atm di aria
viscosità
È la resistenza che i liquidi oppongno al flusso attraverso i tubi e i capillari ed è dovuta alle forze intermolecolari
liquidi non polari sono in genere meno viscosi di quelli polari
diminuisce all’aumentare della temperatura
Tensione superficiale
Proprietà caratteristica dei liquidi è di possdere una superficie nettamente definita→TENSIONE SUPERFICIALE mantiene compatta e liscia la superficie dei liquidi
dovuta alla tendenza delle molecole alla superficie a esserre attratte verso l’interno del liquido
quanto maggiore è la tensione di superficie tanto più è compatta e ferma la pellicola superficiale di liquido
i liquidi le cue molecole esercitano forti interazioni intermolecolari hanno elevate tensioni superficiali
La tensione superficiale detetermina
la forma delle gocce dei liquidi sospese nell’aria o su superfici bagnate
la tensione superficiale tende a trattenere vicine le molecole imprimendo alla goccia la forma più compatta ovvero quella sferica
azione capillare→fa innalzare i liquidi all’interno dei tubi sottili quando si stabiliscono interazioni favorevoli tra le molecole del liquido e e pareti interne del tubo
liquido tende a bagnare il più possibile le pareti del tubo e a salire al suo interno
tensione superficiale spinge verso l’alto il liquido per mantenere la coesine tra le molecole fino a quando il peso della colonna di liquido non bilanica queste spinte
forze attrattive intermolecolari agiscono minimizzando la superficie del liquido
diminuisce con l’aumentare della temperatura
Lo stato solido
I solidi sono corpi materiali con volume e forme propri. Si possono distinguere due categorie→ SOLIDI CRISTALLINI e SOLIDI AMORFI questo dipende dalla disposizione degli ioni o delle molecole che li compongono (ordinati →cristalini, disordinati→amorfi)
reticoli cristallini
La perfetta regolarità esterna suggerisce una disposizione regolare interna, tutti i reticoli cristallini sono costituiti da celle elementari→piu piccole unità che si ripetono fino a generare l’intero cristallo, contiene tutte le caratteristiche di simmetria della disposizione delle particelle
l’aspetto esterno di un cristallo è il riflesso della cella elementare
è possibile classificare tutti i cristalli in relazione ai loro elementi di simmetria in sette gruppu o sistemi cristallini
noi ci concentriamo su quelle cubiche che sono le più comuni e danno luogo a 3 importanti simmetrie di cella
Le cella elementari cubiche hanno tutte atomi o ioni identici negli 8 vertici del cubo quindi quando i cubi si impacchettano nel reticoo la particella che si trova al vertice è condivisa da 8 cubi→solo un ottavo di particella appartiene ad una data cella
la cella sc ha in ogni cella elementare solo 1 atomo o ione
cella bcc ha un atomo o ione in più al centro della cella elementare→ totale 2 atomi o ioni per cella elementare
cella fcc→ atomo o ione in ognuna delle 6 facce del cubo metà di queste appartengono alla cella elementare→ 4 atomi o ioni per cella
Per determinare la struttura tridimensionale dei cristalli si utilizza la tecnica dela diffrazione dei raggi X
Proprietà dei metalli
Nei solidi metallici i nodi del reticolo cristallino sono occupati da atomi identici, gli elettroni esterni di questi atomi sono relativamente liberi di muoversi lungo tutto il reticolo a questa caratteristica vengono attribuite le proprietà di conduzione dei metalli. Il legame elettrostatico tra cationi ed elettroni è scarsamente direzionale, spiega quindi la facilità con cui si può deformare o lavorare un solido metallico.
Si possono individuare 4 categorie di metalli
conduttori metallici → resistenza aumenta con la temperatura
a causa del moto di vibrazione dei nuclei che ostacola il moto libero degli elettroni
semiconduttori → conduttori elettronici la cui resistenza diminuisce con la temperatura
gli elettroni di valenza non sono mobili come nei conduttori ma possono mobilizzarsi in seguito all’aumento della temperatura
isolanti →non conducono elettricità
superconduttori →conduttori elettrici che funzionano con resistenza nulla
metalli speciali che a basse temperature (Kelvin) esibiscono proprietà straordinarie di conduzione
solidi ionici
I solidi costituiti da ioni di carica opposta e raggio diverso devono costruirsi in modo da rispettare la stechiometria del composto, si costruiscono partendo da un reticolo cubico semplice o a facce centrate dove si dispongono gli ioni di un tipo mentre quelli di carica opposta si posizionano nelle cavità rimaste nel reticolo.
L’esempio più lampante è la struttura di NaCl che è molto comune e si ritrova nei cristalli di molti sali con stechiometria MX (in molti ossidi e solfuri di metalli alcalininoterrosi e in ossidi di altri metalli)
solidi molecolari e reticolari
Molecole covalenti condensano per formare solidi a temperature alle quali le forze intermolecolari sono sufficientemente grandi da trattenre bloccate le molecole. Queste forze possono essere di dispersione, dipolo-dipolo o legami a idrogeno a seconda della natura chimica del composto
L’entità delle forze intermolecolari in gioco determinano le proprietà fisiche dei solidi molecolari
possono essere molto deboli come nelle parafine e nelle cere→ consentono un facile scorrimento delle lunghe molecole idrocarburiche le une sulle altre
altri sono molto duri come nel caso del saccarosio e di altri zuccheri→rete estesa di legami a idrogeno
il ghiaccio è un reticolo aperto di molecole di H2O tenute ferme da legami a idrogeno, il carattere aperto del ghiaccio spiega la sua minore densità rispetto all’acqua
Nei solidi reticolari gli atomi sono tutti collegati da legami covalenti che formano un reticolo esteso a tutto il cristallo questo conferisce grande dureza e rigidità alle sostanze→ diamante
diamante e grafite sono due solidi allotropici del carbonio
diamente ogni atomo di C è tetraedico ed è legato a 4 altri atomi con legami formati da ibridi sp3
grafite è costituita da fogli piani di atomi C ibridizzati sp2 e congiunti con altri 3 atomi (1 legame doppio e 2 semplici) a formare esagoni, inoltre gli strati lamellari sono tenuti insieme da legami deboli, per questo la grafite è tenera
Le soluzioni
Le soluzioni sono miscele omogenee di una o più sostanze dette soluti in un’altra sostanza dette solvente.
La solubilità di una sostanza in un solvente à la concentrazione della soluzione satura ovvero quando parte del soluto rimane indisciolto nella soluzione, rappresenta infatti il limite della capacità di un soluto a scioliersi una certa quantità di solvente.
soluzione satura è in una situazione di equilibrio dinamico in cui soluto disciolto e indisciolto continuano a scambiarsi
solubilità dipende dal solvente, dalla temperatura e nel caso dei gas anche dalla pressione
In genere si può dire che il simile scioglie il simile
i composti ionici tendono a sciogliersi nei solventi polari
sostanza non ioniche tendono a sciogliersi nei solventi non polari
La polarità delle molecole è data dalla presenza di dipoli elettrici molecolari cioè alla separazione di cariche parziali negative e positive→ presenza di dipoli molecolari spiega la tendenza delle sostanze polari ad associarsi
energia richiesta per separare gli ioni viene fornita dall’energia di idratazione degli ioni→viene anche chiamata entalpia di idratazione perchè normalmente si opera a pressione costante
sempre negativa perchè idratazione è un processo esotermico
dissoluzione di un sale può essere endotermica o esotermica a seconda dell’energia di separazione degli ioni→entalpia di reticolo che può essere maggiore o minore dell’entalpia di idratazione
la somma dell’entalpia di reticolo e quella di idratazione da l’entalpia di dissoluzione→misura il calore scambiato nella dissoluzione del composto ionico e può risultare globalmente debolmente endotermica o debolmente esotermica
la possibilità o meno di sciogliere un composto non dipende solo da un fattore energetico ma anche dall’aumento di entropia che accompagna la dispersione degli ioni nella soluzione
al contrario se l’entalpia di dissociazione è fortemente positiva il contributo entropico risulta insufficiente e quindi risultano insolubili
energia di idratazione degli ioni aumenta con la carica e diminuisce con il raggio ionico
Per le sostanze non polari la loro dissoluzione in solventi non polari è accompagnata da scambi di calore debolissimi perchè le interazioni sono molto deboli. Dissoluzione è dominata da fattori entropici
unità di concentrazione delle soluzioni
Nella realtà vengono usate molte unità per definire la concentrazione di una sostanza, tra le quali troviamo:
concentrazione molare mol/L
fattore di conversione tra volume di soluzione e numero di moli
C=moli di solutolitri di soluzione
viene scritta con il simbolo M
concentrazione in peso g/L
quantità in grammi sciolta per litro di soluzione
per passare da una concentrazione in peso ad una molare bisogna dividere per la massa molare
C=massa di solutolitri di soluzione
concentrazione molale mol/Kg
numero di moli di un soluto per chilogrammo di solvente non di soluzione
frazione molare mol/mol totali
rapporto tra il numero di moli di un determinato componente e il numero totale di moli di tutti i componenti della soluzione
X1=n1n1+n2+n3+... dove X è un valore compreso tra 0 e 1
percentuale g/100
in genere è la percentuale in peso di soluto per 100g di soluzione o 100 mL di soluzione
%(p/p)=grammi di soluto100g di soluzione %(p/V)=grammi di soluto100 mL di soluzione oppure %(V/V)=mL di soluto100 mL di soluzione
parti per milione mg/Kg o µg/g
concentrazioni di composti o ioni in tracce→limiti di concentrazione per i contaminanti nell’atmsofera, nel suolo o nelle acque
ppm=mg di componente1 Kg di messo o soluzione
Solubilità dei gas – legge di Henry
La solubilità dei gas nei liquidi dipende dalla pressione e dalla temperatura→aumenta con l’aumentare della pressione e diminuisce all’aumentare della temperatura
LEGGE DI HENRY→la solubilità di un gas in un liquido è proporzionale alla sua pressione parziale a temperatura costante
si scrive come→ S=HP
dove s è la solubilità P è la pressione parziale del gas e H è la costante di Henry che dipende dal gas, dal solvente e dalla temperatura
implica che raddipiando la pressione parziale di un gas a una data temperatura raddoppia la sua solubilità
Legge di Raoult – soluzioni ideali
Un soluto non volatile alterare le proprietà fisiche di una soluzione, in particolare
abbassamento della tensione di vapore
aumento del punto di ebollizione
diminuzione del punto di congelamento
generazione di una pressione osmotica
Una caratteristica comune di questi effetti è che essi dipendono dalla concentrazione del soluto in soluzione e non dalla sua composizione chimica, per questo motivo queste qualità vengono chiamate colligative→dipendenti da una collezione di particelle
Tutti questi effetti vengono riassunti nella legge di Raoult→ la tensione di vapore di una soluzione di un soluto non volatile è proporzionale alla frazione molare del solvente nella soluzione
P=solventeP°
P° è la tensione di vapore del solvente pure mentre P è quella della soluzione
calcolare la tensione di vapore a 100°C di una soluzione contente 5 g di saccarosio in 100 g di H2O
la tensione di vapore si abbassa perchè il soluto tende a ridurre la superficie disponibile alle molecole per lasciare la soluzione e passare nel vapore
questa legge vale solo a concentrazioni relativamente basse di soluto, quando le molecole sono molto separate poichè in queste condizioni le soluzioni si comportano come soluzioni ideali
diminuiendo la tensione di vapore aumenta il punto di ebollizione (in maniera minima)
inoltre abbassa il punto di congelamento poichè il soluto rallenta le molecole che vogliono passare da gassose a fase liquida, questo effetto si nota di più rispetto all’aumento del punto di ebollizione
viene usato per determinare peso molecolare dei soluti
Pressione osmotica
OSMOSI→passaggio di un liquido attraverso una membrana semiperbeabile verso una soluzione più concentrata
membrane semipermeabili possono essere di vario tipo (naturali o sintetiche) ma tutte hanno una struttura porosa che consete il passaggio di molecole piccole di solvente ma impediscono il passaggio di grandi ioni o di molecole di grandi dimensioni
soluzione separata dal solvente puro da una membrana semipermeabile si osserva un passaggio di solvente attraverso la membrana nella soluzione. Il flusso cessa quando il dislivello generato nella soluzione esercita una pressione idrostatica in modo che la velocità di passaggio delle molecole di solvente nei due sensi è uguale→ si raggiunge una situazione di equilibrio dinamico
PRESSIONE OSMOTICA→ è la pressione che occorre esercitare sulla soluzione per arrestare l’osmosi del solvente
uguaglia la pressione idrostatica che si genera nel menisco
spiegazione→ il soluto tende a rallentare il flusso del solvente attraverso la membrana perchè ne ostruisce i fori con le sue molecole
relazione che intercorre tra pressione osmotica e concentrazione è
=CmRT detta anche EQUAZIONE DI VAN’T HOFF
Cm→concentrazione molare (mol/L)
R= 0,082 (Latm/molK) e T è la temperatura assoluta
L’osmosi è la proprietà colligativa più importante perchè è molto sensibile alla variazione di concentrazione rispetto alle altre proprietà colligative infatti viene usata per determinare i pesi molecolari delle macromolecole.