Appunti di chimica sul corso di fondamenti di chimica, Appunti di Chimica

Scarica Appunti di chimica sul corso di fondamenti di chimica e più Appunti in PDF di Chimica solo su Docsity! Classificazione della materia John Dalton(1766-1844) formulò la teoria atomica sulla base delle seguenti osservazioni sperimentali (leggi): •Legge di conservazione della massa (Lavoisier) In un sistema chiuso, durante una qualsiasi trasformazione la massa (la materia!) si conserva •Legge delle proporzioni definite (Proust) In una trasformazioni chimica le porzioni di materia coinvolte si combinano tra loro in un rapporto definito e costante. Dalton fu il primo a proporre una teoria atomica, basata sui seguenti postulati: -La materia è costituita da particelle elementari, indivisibili, chiamate atomi -Gli atomi della stessa specie chimica sono tutti uguali tra di loro -Gli atomi sono indivisibili e indistruttibili .In una trasformazione chimica essi si combinano tra di loro secondo un rapporto ben definito e costante espresso da numeri interi Sistemi di due o più sostanze che si ottengono tramite un processo fisico (mescolamento o solubilizzazione) Macro: le sostanze componenti conservano la propria identità chimica Micro: la natura delle entità costitutive non cambia ed è possibile identificare almeno due tipologie distinte di entità costitutive molto prossimi tra di loro Possono essere separate nelle sostanze costituenti tramite metodi fisici Porzione di materia costituita da un’unica tipologia di entità costitutive Sostanze ottenute tramite una trasformazione chimica di due o più elementi chimici I composti hanno composizione definita e gli elementi costituenti si combinano sempre secondo un rapporto definito e costante (legge delle proporzioni definite) Sostanze pure costituito da un solo tipo di atomi •Atomo: La più piccola particella di un elemento che ne determini le proprietà chimiche. •Elemento: sostanza costituita da un’unica specie di atomi. TEORIA ATOMICA fase:ogni portione dimateria omogener MATERIA SI- OMOGENEA:1 fase ↓ proprietachimico-fisiche uniformi? XNo -> ETEROGENEA:20+ fasi Miscele eterogenee · sedimentazione ↳ Metodo diseparazione delle miscele eterogenee, struttano :.filtrazione · decantazione Sistemi omogenei SOLUZIONE:Separabile com metodi fisici SOSTANZA:non separabile com metodi fisici 4 COMPOSTO:Separabile com metodi chimici ELEMENTO:MoM separabile com metodi chimici METODI DI SEPARAZIONECIEVEMSLLE OMOGENEE, Struttano la distillazione ↳ Struta la differenza divolatiliti delle sostanze SOLUZIONI SOSTANZE · COMPOSTI · ELEMENTI IL MODELLO ATOMICO DI BOHR I postulati: Nell’atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite circolari. Ognuna di queste orbite ha un raggio ed un valore di energia ben determinato Finché un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non assorbe energia Un elettrone può operare una transizione da un livello di energia ad un altro solo assorbendo o emettendo un fotone.l’energia del fotone è uguale alla differenza di energia tra i due stati Introduzione del concetto di quantizzazione dell’energia Prevede uno spettro di emissione a righe, caratteristico per ogni elemento. Il modello di Bohr giustifica la stabilità dell’atomo IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG. Maggiore è l’accuratezza nel determinare la posizione di una particella ,minore è l’accuratezza con la quale si può accertarne la quantità di moto (e quindi la velocità) e viceversa Per l’elettrone: Assumendo di volerne determinare la posizione con un’indeterminazione di 0.05 Å, viene commesso un errore sulla determinazione della velocità che è dell’ordine di 10 cm s-1(1/10 velocità della luce) Viceversa,assumendo di voler determinare la velocità dell’elettrone con un’indeterminazione di 0.05*velettrone ,viene commesso un errore sulla determinazione della posizione dell’elettrone MAGGIORE DELLA DIMENSIONE DELL’ATOMO STESSO!!! Per descrivere il moto dell’elettrone attorno al nucleo non è possibile parlare di traiettoria. Gli elettroni in un atomo possono assumere esclusivamente particolari valori di energia che dipendono dalla struttura dell’atomo stesso. La posizione di un elettrone nell’atomo è un concetto esclusivamente probabilistico Il problema di come caratterizzare il moto degli elettroni di un atomo viene risolto risolvendo un equazione differenziale a derivate parziali (equazione di Schrödinger) la cui soluzione è una funzione chiamata funzione d’onda. la densità elettronica diminuisce all’aumentare della distanza dal nucleo Scalinata Quantica Efotone"tierenza di energia traidue stati coinvolti - Pregn Difetti:l'unico spectro in accords can quello specimentale irelative all'atomo di idrogeno SUPERAMENTO DEL MODELLOCI BOHR 9 ↳ 14) ↳ caratterizzata da 3 numeri quantici m. quantico principale m:caratterizza l'energia m. quantico secondario 1:assume i valori nell intervalo [0,m-1] caratterizza la forma della regione in wi si trova l'elettrome in quantico del momento magnetico me:assume i valori in [-1,e] discrimina la presenza diassi magnetici * in quantico di spin ms: + 120-112 direzione orientata dello spin GUORBITAL I4l" caratterizza la regione di spazio im ci la probabilita ditrovare l'elettrome emaggiore del 90% (orbitale) ogni tipo diorbitale ecaratterizzato da un numero e um timbolo 1 =0 - s t=2 - d f =1 - p 1=3 - F ORBITALEIS ORBITALECs 1=0 Forma sterica · ha un massimo · relativo: ogni tanta si arvicina al nucleo F. di distribuzione 1. di probabilita I. a isoprobabilita puntuale radiale *distanza probabile das nucleo ↳ STUDIO PROBABILIST.20 -> dove itprobabile trovare 'elettrome L'elettrone ruota su se stesso generando un campo magnetico Esistono 2 versi di rotazione: orario e antiorario, a cui corrispondono due orientazioni del campo magnetico opposte. Ogni campo magnetico è caratterizzato de une grandezza vettoriale, chiamata momento magnetico, il cui segno dipende dall'orientazione del campo Un elettrone ruotando su se stesso può generare solo due opposti valori di momento magnetico Passando da un elemento a quello successivo, l’aggiunta di un protone al nucleo e di un elettrone periferico aumenta il campo elettrico preesistente e quindi aumenta l’interazione tra elettrone e il nucleo. L’energia dell’orbitale è tanto più piccola quanto maggiore è l’interazione tra elettrone e il nucleo. L’energia di un qualsiasi orbitale diminuisce al crescere del numero atomico Z Poiché gli elettroni in un atomo polielettronico non si sistemano intorno al nucleo alla medesima distanza, non risentono tutti della medesima attrazione da parte del nucleo. Gli elettroni più distanti risentono di un’interazione più debole per due motivi: 1 sono mediamente più distanti dal nucleo 2 gli elettroni più interni schermano parzialmente la carica nucleare In un atomo non possono coesistere due elettroni caratterizzati dagli stessi valori dei numeri quantici Un orbitale (definito da una terna di valori di n, l e m) potrà descrivere solo due elettroni, purché questi abbiano valori diversi del numero quantico di spin (elettroni con spin accopiati o appaiati o antiparalleli) La configurazione elettronica fondamentale di un atomo può essere costruita utilizzando per primo l’orbitale a più bassa energia e continuando con quell’immediatamente superiori, nel rispetto del principio di esclusione di Pauli, finché sono sistemati tutti gli elettroni dell’atomo Per un atomo polielettronico l’energia di un orbitale è definita non solo dal numero quantico principale, ma anche da quello secondario. A parità di numero quantico principale, l’energia dell’orbitale aumenta al crescere del numero quantico secondario ORBITALE2p forma a doppio lobo 1 =1 * NUMERO QUANTICO DI SPIN MS: +120-112 Ilivellienergetici dell'atoro diidrogeno La distanza tra i livelli+fontani das nucleo diminisce perche-glielettromipiacontaini dal nucleo risentoho meno energia e quindi per i fivelli cacessivi al primo hanno bisogna di Meno energian per passare da un livello a un altro ATOM POLIELETRONIC Approxio rigoroco:risoluzione Equazione di Schroedingers DIFFICILE Approco semplificato:Ja riferimento all'atomo di idrogeno can he opportune modificue LIVELLI ENERGETICI carica effectiva -> Zeff=z - m. elettroni+ intermi PRINUPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI I ordline di penetrazione MS > mp > md> mF ORBITAL DEGENERI:isoenergetici ↳ orbitali diun atomo aventi stesso numero quantico i - - numero quantico secondariof La configurazione elettronica fondamentale di un elemento si può costruire in base alle seguenti regole: 1. Principio di esclusione di Pauli: uno stesso orbitale può ospitare al massimo due elettroni, uno con spin in su (ms=+½) e uno con spin in giù (ms=–½) 2. Gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali a energia più bassa; penetrazioneed effetti di schermosuggeriscono la possibile scala energetica degli orbitali 3. Regola di Hund:gli elettroni tendono ad occupare orbitali degeneri singolarmente, con i loro spin paralleli Ogni qualvolta due o più elettroni occupano orbitali degeneri, essi tendono a disporsi in modo da occupare il massimo numero di orbitali e con lo stesso valore di spin (elettroni spaiati con spin paralleli) Configurazione elettronica B · A I 151 · Li 4d 15251 · B ↑did 4 152s 2p · He id 152 · Be Id id 152s · 2 Id 4644 152522pY2pY · N ↑ d 4644415232442py242 * l'orbitale 2s sirienpie prima ~ del 24 per la presenza del minimo relative REGOLA DI HUND lo della massiva motteplicital Quindi L’Energia di Ionizzazione aumenta lungo un periodo Lungo un periodo il numero di elettroni di valenza aumenta, mentre si mantiene costante il numero quantico principale. Lungo un periodo la carica nucleare effettiva aumenta. L’attrazione del nucleo sugli elettroni di valenza aumenta e diminuisce l’energia dell’orbitale L’Energia di ionizzazione diminuisce lungo un gruppo Lungo un gruppo il numero di elettroni di valenza si mantiene costante (la carica nucleare effettiva vista dagli elettroni di valenza si mantiene costante), mentre aumenta il loro livello energetico (aumenta il numero quantico principale) L’energia di attrazione tra l’elettrone e il nucleo diminuisce L’Energia di Ionizzazione varia lungo la tavola Periodica secondo una legge regolare Proprietà Periodiche: Affinità Elettronica Energia connessa con il processo di formazione di uno ione negativo a partire da un atomo gassoso La maggior parte degli elementi chimici nel formare uno ione negativo cede energia L’energia di affinità elettronica aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo Classificazione degli elementi Metalli: Elementi con Bassa Energia di Ionizzazione e Bassa Affinità Elettronica Non Metalli: Elementi con Alta Energia di Ionizzazione e Alta Affinità Elettronica Semi - Metalli: Elementi con Alta Affinità Elettronica. In natura gli elettroni si conservano Il processo di ionizzazione comporta sempre la formazione di due ioni di segno contrario. Tutti gli atomi tendono a comportarsi come i sistemi meccanici Tendono a ridurre la propria Energia Potenziale I metalli formano solo ioni positivi. I non metalli formano facilmente Ioni Negativi, ma molto difficilmente ioni positivi. I semi-metalli formano difficilmente ioni ⑧ ⑧ & 0 Xigs + ZionXig +e 1a ionizzazione xigs + Zion -> Xi+e-2a ionizzazione xi) +Fion -> Xig+e- 3a ionizzazione Xigs + 2 Xigi+Ea.e Ea.e <O PROCESSO ESOTERMICO Legame chimico Modelli di distribuzione elettronica nelle specie poliatomiche In natura gli atomi non si trovano isolati, ma combinati con altri per formare specie poliatomiche Questo perché gli atomi si comportano come sistemi meccanici, tendono a minimizzare la propria energia potenziale e le specie poliatomiche hanno energia potenziale inferiore a quella degli atomi isolati. Condizione necessaria perché due o più atomi interagiscono e che essi si avvicinino ad una distanza prossima la dimensione atomica. La dimensione di un atomo viene valutata in base alla distanza tra i nuclei di due atomi adiacenti. Gli elettroni di valenza di ogni atomo risentono della presenza di entrambi nuclei. Perché diminuisce il contenuto energetico? Si forma una specie poliatomica , gli elettroni di valenza degli atomi coinvolti risentono di un’interazione con più di un nucleo e si crea una nuova distribuzione elettronica per gli elettroni di valenza degli atomi coinvolti ;quindi l’energia potenziale che compete alla nuova distribuzione è minore rispetto a quella di un atomo isolato. Legame covalente → forza di attrazione dovuta alla condivisione di elettroni. Quando si forma una molecola, l’elettrone di ciascun atomo comincia a risentire dell’attrazione di entrambi i nuclei. Al diminuire della distanza aumenta la probabilità di trovare entrambi gli elettroni di legame nello spazio compreso fra i due nuclei (densità elettronica). Il legame covalente avviene tramite interazione tra atomi di elementi che hanno gli stessi valori di energia di ionizzazione ed affinità elettronica. Esiste un caso particolare in cui gli atomi sono dello stesso tipo. Gli atomi esercitano sulla distribuzione elettronica di legame la stessa attrazione. La distribuzione elettronica sarà equamente distribuita tra i due nuclei (legame covalente) L’energia aumenta a causa della repulsione tra i due nuclei La molecola ha la maggiore stabilità quando la sua energia è minima La lunghezza di legame (o distanza di legame) è la distanza che intercorre tra i nuclei di due atomi uniti da un legame covalente. L’energia liberata durante la formazione del legame (o necessaria per romperlo) è detta energia di legame. L’energia potenziale della molecola raggiunge un valore minimo quando le forze di attrazione e di repulsione si equivalgono. EVIDENZA SPERIMENTALE ↳ exezione:gas mobili ORIGINE DELLA DISTRIBULONE LETRONICA DI LEGAME MODEUO DI LEGAMECOVALENTE - Formazione del legame covalente im Hz mucleitroppo vicini ⑭ molecoa stabile ③ ENERUIA DI LEGAME ① atomi isolati * * [ la parte della nuova distributioneletronica generate daglielettromidi valenza localizzata trai due nucleidetermine an interazione attractiva -> EGAMECHIMICO Il m. di eletroni tra;due nucleidetermina l'ordine dilegame · Le-ordine 1 - IEGAMESEMPLICE · Ge-ordine 2 - LEGAMEDOPPIO · Ge-ordine 3 - EGAME TRIPLO Quest' interazione provoca un abbasiamento di energia potentiale -> ENERGIA DI EGAME La distribuzione elettronica di legame è generata dagli elettroni di valenza. Essa è descritta in termini di orbitali non più atomici, ma molecolari Il modello più semplice per caratterizzare gli orbitali molecolari, prevede che essi si originino dalla sovrapposizione di orbitali atomici. Per gli orbitali molecolari vale il Principio di esclusione di Pauli (ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin antiparallelo) Quindi Il numero di legami che un atomo può formare è pari al numero di orbitali semipieni nel livello energetico più esterno Energia di legame e distanza dilegame dipendono dai · natura chimica degliatomi · ordine di legame MODEUO DI LEGAMEIONICO ↳ interazione the atomi di elementi distanti sulla tavola periodica (METAUS NONMETALO Idue elementi hanno valori molto diversi dienergia di coniztazione ed affinitialelectronica -> latomo del non metallo attract la distributionelettronica con maggiore intensitarispetto a quella del nuclo del metallo. Si ha un trasferimento completo della distribution electronica sull atomo del non-metallo ION -> si atraggono con Forte Colombiance zariche ioni ↓ interazione tra ieni:legame ↳ F =s GLEGGEDICOULOMBionico ↓ distanta traini ECETRONEGATIVITA:tendenza diun atomo and attraue la distribution dettronica dilegane ↳ X=energia idnizzazione - affinitaelettronica k ↳ . aumenta lungo um periodo · diminisce lando un gruppe MODEUO DI EGAMECOVALENTEPOLARE ↳ l'atomo dell' elemento +dettronegativo esercita un'altrazione maggiore milla distribuand dietaSt J- H - Cl ↳ LEGAME COVAENEPOLARE La differenta di eletronegativitaAX tra gli atomi determina il tipo di tegame · STESSA EETRONEGATIVITA X=0 -> EGAMECOVALENT - DISTRIBULONESIMMETRICA · DIVERSA EETRONEGATIVITAAXF0(<1.5) -> LOVAENE POLARE - DISTRBUGONEASIMMETRICA · ECTRONEGATUITA MOTO DIVERSA AX?2 -> EGAMEIONILO -> DISTRBUGONECOMPLETAMENTETRASFERTA SULL ATOMO ↓ELETRONEGATIO SPECEPOUATOMICHE - Formule chimiche definite ⑧ ⑧ 8 ESEMPI - eccezioni zN 15:252p3 NH3 ammoniala 4Be 1s2s2 1- Rd14d(444 In 14 d in realteForma BeHz nesson -- legame 60 152524" H,0 SB 1s"2s22p1 &d14d14644) +146/ BH3 qF 15252pi HF o init CH4 ↑214d(96/46/4 Miscele gassose Si definisce pressione parziale di un gas in una miscela gassosa la pressione che questo eserciterebbe se occupasse da solo tutto il volume in cui si trova la miscela alla stessa temperatura. Se si ha una miscela di più gas, ciascuno di essi eserciterà una pressione parziale Pi proporzionale al suo numero di moli ni. La legge di Dalton sulle pressioni parziali afferma che la pressione totale esercita dalla miscela gassosa è pari alla somma delle pressioni parziali. Si definisce volume parziale di un gas in una miscela gassosa il volume che il gas dovrebbe occupare per esercitare in esso una pressione uguale a quella che l’intera miscela eserciterebbe alla stessa temperatura nell’intero volume. Si consideri un gas a comportamento ideale costituito da una sostanza l rapporto delle densità di due gas diversi, aventi massa molare MA e MB e valutate nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, è uguale al rapporto tra le loro masse molari. LEGGE DI DAGON DELE PRESSION PAREAU pi =miRT P =Pr +Pz +.. +Pk Se no una miscela binaria costituita da Ae B P =PA +PB = ()RT B =n pressioni parziali:PA:AART, PB:BIR FRAGONEMOLAREXi=not"oroi exi =1 LEGGE CII AMAGAT DEI VOLUMI PARLAU Se no una miscela binaria costituita da Ae B Vi = Nit VA = ART, UB = RR >V =VA+VB = (m)RT = DENSITA PV= nRT m = m - PV=MRT densita gas ideale:d = M = mM = drelativa A-B - = DENSITA DI UNA MISCELAGASSOSA Fuix =XAMA +.. +Xn Mm dwix=hBM=R**MB:Ie Interazioni intermolecolari Forze elettrostatiche che si esercitano fra molecole polari (interazioni tipo dipolo-dipolo permanente), cioè che presentano cariche parziali, In una sostanza polare le molecole hanno momenti dipolari permanenti, per cui tendono ad allinearsi con l’estremità positiva di un dipolo diretta verso l’estremità negativa del dipolo vicino. Forze elettrostatiche fra dipoli istantanei, ossia tra specie che presentano cariche parziali non permanenti, dovuti alla distribuzione non uniforme nel tempo della densità elettronica attorno ai nuclei. Sono le uniche possibili nel caso di molecole non polari. Anche per le molecole non polari esiste la probabilità che in un certo istante gli elettroni si concentrino casualmente in una parte di un atomo o di una molecola. Di conseguenza è possibile lo spostamento di elettroni in un altro atomo o molecola vicini per produrre un altro dipolo per induzione. Queste forze crescono all’aumentare della massa molecolare (più elettroni) e dipendono anche dalla forma molecolare (maggiori in molecole più allungate e meno simmetriche). Forza di attrazione debole fra un atomo di idrogeno legato covalentemente ad un atomo molto elettronegativo X e un doppietto solitario su un secondo atomo elettronegativo Y adiacente: In genere possono dare legami a idrogeno idrogeni legati a fluoro, ossigeno, azoto. Formano in particolare legami idrogeno molto forti Temperature di ebollizione in alcune serie omologhe di idruri molecolari Il punto di fusione e il punto di ebollizione di una sostanza rappresentano rispettivamente le temperature alle quali il solido fonde e il liquido bolle alla pressione di 1 atmosfera I punti di fusione e di ebollizione degli idruri degli elementi dello stesso gruppo aumentano abbastanza regolarmente all’aumentare delle dimensioni molecolari, con l’eccezione degli idruri degli elementi più elettronegativi cioè HF, H2O ed NH3. Queste tre sostanze presentano punti di fusione e di ebollizione più elevati a causa dell’esistenza di un particolare tipo di interazione tra le molecole, il legame a idrogeno. Questo legame si forma quando un atomo di idrogeno è legato ad atomi di piccole dimensioni e molto elettronegativi come N, O e F . Se consideriamo per esempio la molecola H2O, i legami O–H sono fortemente polarizzati, per cui la parziale carica positiva presente su ogni atomo di idrogeno è in grado di interagire con la parziale carica negativa dell’atomo di ossigeno di un’altra molecola. Poiché l’atomo di idrogeno è molto piccolo, la sua parziale densità di carica (carica/volume) è molto alta e pertanto si realizza una forte interazione. Il legame a idrogeno è molto più debole di un normale legame covalente e per differenziarlo si indica graficamente con dei trattini (-----). La distanza tra gli atomi di H e O uniti da un legame a idrogeno è molto più grande della distanza tra gli stessi atomi uniti da un legame covalente. Nel ghiaccio l’atomo di ossigeno di ciascuna molecola è circondato tetraedricamente da due coppie di atomi di idrogeno. La struttura cristallina del ghiaccio con le molecole d’acqua ordinate secondo una configurazione tridimensionale che presenta cavità esagonali vuote. · Interazionidipolo-dipolo onnot ad 8+J- ES. H-Cl · Forze diVan der Waals, London o didispersione 0.1-OJ and · legame a idrogeno 10-40 k5lud - X-H - - - :Y - HF, H20 legame a idrogeno:directionale legame a idrogeno nellacque 0 0 - - H H H H . ...-· 0 H / -H. , 0: : 1H H H I gas Proprietà di un Gas Può essere compresso facilmente Esercita una pressione sul recipiente Occupa tutto il volume disponibile Non ha forma propria nè volume proprio Due gas diffondono facilmente uno nell’altro Tutti i gas hanno basse densità I campioni di materia solidi o liquidi statici esercitano una pressione sulla superficie su cui insistono in virtù del peso che li caratterizza. Infatti quando si progetta un recipiente contenente un liquido statico il problema che ci si pone è quello di dimensionare opportunamente lo spessore del fondo del recipiente, ma non quello delle pareti laterali. La pressione esercitata da solidi e liquidi è una grandezza unidirezionale La pressione esercitata dei gas non è unidirezionale. Infatti quando si progetta un recipiente contenente un gas, lo spessore delle pareti e lo stesso. Gli strumenti misuratori di pressione possono essere collocati in qualunque posizione.quando un recipiente contenente un gas si rompe per eccesso di pressione l’effetto riguarda tutte le pareti del recipiente. La pressione atmosferica viene bilanciata dalla pressione idrostatica esercitata da una colonna di mercurio di altezza 760mm Grandezza fisica misurabile sfruttando una proprietà sensibile alle sue variazioni. Esempio: Il volume di un campione di materia aumenta all’aumentare della temperatura La dilatazione del mercurio contenuto in un capillare di vetro a sezione costante determina un sensibile incremento dell’altezza della colonnina di mercurio che insistendo su di una scala opportunamente calibrata consente la determinazione della temperatura Un gas si dice ideale quando le sue principali proprietà sono descritte soddisfacentemente dalle leggi già illustrate. Secondo queste ultime, tutti i gas si comportano allo stesso modo, indipendentemente dalla loro natura chimica. Al contrario, un gas viene detto reale quando le sue proprietà non possono essere descritte con sufficiente approssimazione da queste leggi. caratteristiche che un gas deve avere per poter essere considerato “ideale”: - il volume delle particelle è trascurabile rispetto al volume del recipiente che le contiene, le particelle cioè sono considerate puntiformi; - le particelle non interagiscono tra di loro ed i loro urti con le pareti del recipiente in cui esse sono uniformemente distribuite sono elastici. Ciò implica che la velocità delle particelle rimane invariata nel tempo, cioè l’energia cinetica totale viene conservata; - il movimento delle particelle è continuo e casuale. It comportamento depende da arean v =f (m, p,T) N.DI PART CEUE pressione A E P =E(1 =Paj - Pz =0 - - Yz h STRUMENTO DI MSURA:Barometro diTorricell; a 0o al livello del Mare Patm=Matm =1.013.10Pa =760mmHg (tonl Pr=Patm ne - IY Temperatura (dilatazione termical STRUMENTO DI MSURA:TERMOMETRO A MERCURO I scale termometriche · CELSIUS:·Durtaina re · KELVIN T(K) =T(OC1 +273.16 Legge deigas idealiPV=mRT CONDITIONSTANDARD(TPS) ↳ LEGGECI BOYE:Tcost- V =RIP T =0° ↳ LEGGEDI AVOGADRO:P,TcOSt- V =Rm I R =0.0821 P =latm ↳ LEGGE CII GUY-LUSSAC:Post -> V =RT Um= 22.4 2 La curva di distribuzione delle velocità molecolari può essere convertita facilmente in una curva di distribuzione dell’energia cinetica e molecolari. Fissato un generico valore di energia cinetica soglia dalla distribuzione di energia cinetica e molecolari, la frazione di molecole con Ec:E* sava: Isoglic - EAParticleratore.*** =e i graficamente tale frazione erappresentata No, dall' area sotiesa alla wrua di distributione E. totale di Are EP e +D particelle aumentando la massen it massico si sposta verso sinistic I solidi La distanza tra le particelle elementari in un solido è minore che in un gas. Le particelle elementari interagiscono secondo forze elettrostatiche che diminuiscono all’aumentare della distanza. A differenza dei gas le forze di attrazione prevalgono sull’agitazione termica. Libertà di movimento quasi completamente soppresso: sono consentite solo oscillazioni intorno alla posizione di equilibrio detti moti vibrazionali • non hanno una temperatura di fusione ben definita, ma rammolliscono in un certo intervallo di temperature. • Le superfici di fattura sono macroscopicamente irregolari, con spigoli curvi e angoli irregolari • Isotropi • Struttura disordinata: organizzazioni disordinata delle particelle • hanno una temperatura di fusione ben definita • Le superfici di frattura mostrano facce piane ben definite visibili a occhio nudo o al microscopio, orientate secondo angoli definiti. • Isotropi o anisotropi • Struttura ordinata: organizzazione ordinata delle particelle. Isotropia: se la risposta a una sollecitazione esterna dipende esclusivamente dall’intensità della sollecitazione Anisotropia: se la risposta a una sollecitazione esterna dipende anche dalla direzione della sollecitazione Applicazione di una sollecitazione meccanica ad un solido caratterizzato da una disposizione ordinata delle particelle (es: solido ionico) Presenza di un ordine microscopico nell’organizzazione delle particelle Applicazione di una sollecitazione meccanica ad un solido caratterizzato da una disposizione disordinata delle particelle Minima variazione dell’intorno chimico di una particella, indipendentemente dalla direzione della sollecitazione meccanica applicata La risposta del solido non dipende dalla direzione della forza applicata Organizzazione disordinata delle particelle PROPRIETA · incomprimibil; · forma e volume propri ·diffondonolemiamente negli altri solidi ·densitaelevata CLASSIFICALONEDEI SOUDI SOUDI AMORFI SOUDI CRISTAGNI luetrol (diamantel ANI SOTROPIA: · direzione parallela · insorgenta forte repulsive · disgregezione del Solido ·direzione diagonale · il solido si deforma senza disgregorsi ANISOTROPIA - ISOTROPIA: ISOTROPIA-> Reticolo cristallino: disposizione tridimensionale ordinata di punti che definisce le posizioni occupate dalle entità microscopiche Il volume fisico occupato dal reticolo cristallino è detto cristallo Tutti i solidi schematizzabili attraverso un reticolo cristallino sono detti cristallini Unità strutturale minima che traslata nelle tre dimensioni riproduce l’intero reticolo Energia necessaria per separare le particelle di un cristallo fino a distanza infinita Numero di particelle più prossime ed equidistanti da una particella di riferimento Le diverse proprietà dei solidi cristallini dipendono dalle interazioni tra le particelle costituenti il solido La fusione comporta una disgregazione del reticolo cristallino L’agitazione termica delle particelle consente di vincere parzialmente le interazioni La deformabilità di un solido presuppone lo slittamento di due o più piani reticolari. È necessario vincere le interazioni che vincolano le particelle in determinate posizioni reciproche. SOUDI CRISTAUIN1 Parametri: Energia reticdare Er cella elementare o numero di coordinazione SOUDI MONOCRISTAWNI la dimensione del cristallo ·presenza diangdi e face definite > ANISOTROPIA coincide con la dimensione Fisica · temp, di Fusione definita del Solido SOUDI POUCRISTAWN la dimensione del cristallo e ·presenza di angoli e face definite Solo Al MCROSCOPIO > ISOTROPIA inferiore alla dimensione Fisica · temp, di Fusione definita del Solido proprietamicroscopiche proprietamacroscopiche · Temperatura difusione Tr · Durezza Energia retildare Er kcal/ wol 6-10 80 200 ↳ 200 Le particelle si dispongono sulle cavità del II strato, in corrispondenza delle cavità del I strato (tipo x) Le particelle si dispongono sulla cavità del I strato Possono occupare solo la metà dei buchi del I strato (o ma non x) Ipotesi costitutive del modello di struttura compatta • Particelle sferiche • Particelle di uguali dimensioni • Numero di coordinazione non coincidente con il numero di legami formati dall’elemento m.c=12 sinonimo diStruttura compatter M M.2=12 3 MASSIMI UALOR %spazio occupato:74% OTENIBLU · IMPACCHENAMENTO CUBICO COMPARO (CUBICA AFACECENTRATE) 20 Strato(b) 10 strato (al - I 5strato (h M.2=12 3 MASSIMI UALOR %spazio occupato:Hi OTENIBIU ⑲ Al - SOUDI COVALENT -> non hanno struttura compatta - legamicovalenti esclusi dalle strutture compatte poichi m.c =m. di legali -SOUDI METALL - Struttura Compatta A - SOUDI MOLECOLAR - Forte di interazione deboi, vale la 3a ipotesi quando la undecola eassimilabile a una sterapuoavere structure compatta -SOUDI IONIU -> how hanno struttura compatta Gli ioni sono assimilabili a sfere di diametro diverso Il modello di impacchettamento compatto non è applicabile ai solidi ionici La configurazione di minima energia potenziale è quella in cui gli anioni sono tangenti al catione e tra di loro. Il numero di coordinazione dipende dal rapporto tra il raggio del catione (r+) e dell’anione (r-) · SOUDI IONIC za;potesi man soddisfare Applicando il the di Pitagora (2r-2 =2(r + r- )2 M.2 =6 2r -=[(r + r-) 2=1ir +r I=2=0.4 Termodinamica chimica Studia le variazioni di energia associate ad una trasformazione (fisica o chimica). Prevede se una trasformazione di un sistema da uno stato ad un altro è possibile, ma non descrive le proprietà del sistema durante la trasformazione o il tempo necessario per realizzarlo. Si limita a porre relazioni tra le proprietà macroscopiche della materia e il suo comportamento nelle trasformazioni fisiche e chimiche. Prescinde da qualsiasi modello di struttura microscopica della materia. Si fonda su tre principi di derivazione sperimentale Nello studio di un fenomeno, si cerca di isolare la regione dove avviene il fenomeno. • Sistema: parte dell’universo che siamo interessati a studiare - isolato: non scambia ne materia né energia con l’ambiente - chiuso: scambia solo energia con l’ambiente e non scambia materia - aperto: scambia sia materia che energia con l’ambiente • Ambiente: tutto il resto Sistema + ambiente = universo L’insieme delle proprietà che caratterizzano un sistema termodinamico, come la temperatura, la pressione e la composizione chimica, ne definisce lo stato. Queste proprietà vengono indicate come variabili di stato o funzioni di stato perché dipendono solo dallo stato del sistema e non dalla sua storia. Un sistema è in uno stato di equilibrio sì tutte le sue proprietà macroscopiche sono ben definite e non variano nel tempo. Lo stato termodinamico di un sistema viene determinato assegnando i valori alle funzioni di stato. Il cambiamento dello stato termodinamico di un sistema. In altre parole, un sistema è sottoposto ad una trasformazione sia alcune delle sue funzioni di stato variano L’energia è una proprietà di ogni corpo e può essere definita come la capacità di compiere un lavoro oppure di fornire calore. Il lavoro meccanico, W, è definito come il prodotto della forza F per lo spostamento s L’energia cinetica (Ecin) è l’energia associata al movimento di un corpo. L’energia potenziale è legata alla posizione ed è dovuta alle interazioni attrattive e repulsive tra le varie particelle. Un sistema può immagazzinare energia sotto forma di Energia Interna (U). I processi termodinamici comportano esclusivamente variazioni dell’energia interna di un sistema L’energia interna è una funzione di stato estensiva e pertanto, nonostante non sia possibile determinare il valore assoluto del contenuto di energia di un sistema in un determinato stato, è tuttavia possibile determinare le variazioni di energia interna ∆U conseguenti al passaggio del sistema stesso da uno stato ad un altro. L’energia interna è la somma dell’energia cinetica delle sue molecole e dell’energia potenziale dipendente dalle forze intramolecolari Il lavoro è una delle modalità attraverso cui l’energia può essere trasferita dal sistema all’ambiente o viceversa. Il lavoro è energia in transito: non può essere immagazzinato come tale ed esiste solamente durante il processo in cui viene eseguito. Il lavoro non è una funzione di stato. In chimica bisogna considerare il lavoro di espansione di un gas Se un gas si espande contro una forza esterna F per una distanza dx, il lavoro compiuto è -Fdx Il calore è energia trasferita per effetto di una differenza di temperatura, ed esiste solamente durante il processo in cui viene scambiato. Lavoro e calore sono equivalenti in termodinamica, infatti il colore non è una funzione di stato. Non si può parlare di lavoro o calore contenuto in un corpo ma solo di energia contenuta. STATO DI EQUIUBRCOE FUNGONE DI STATO TRASFORMAMLONE · ENERGIA ↓ ↳ Ec=Imr W =F. S ↳ Ep =mgh ↳ ESTENSIVA:dipende dana quantita di materia considerato · LAVORO du =-Fdx=-pAdy=-poNSe P cost W = - PAV · CACORE convenzioni ·LAVORO ·CALORE >o fatto full sistema 10 assorbito dal sistened ENDOTERM 20 falto dal sistema ↳O emesso dal siste und ESOTERMICO Equilibri dei passaggi di fase Quantità di calore necessaria per innalzare di 1°C la temperatura di una mole di sostanza. Lo stato di aggregazione di una sostanza dipende dai valori di temperatura e di pressione considerati. Gli stati di aggregazione sono determinati principalmente dal tipo di forze esistenti tra le particelle e, sottraendo o fornendo energia sotto forma di calore, si possono modificare queste forze facendo avvenire un cambiamento o passaggio di stato. Il passaggio di stato da solido a liquido prende il nome di fusione, quello da liquido a vapore di evaporazione, quello da solido a vapore di sublimazione. Nel caso di cambiamenti di stato che vengono fatti avvenire in recipienti chiusi in presenza della sola specie in esame, le informazioni sperimentali sono riportate nei cosiddetti diagrammi di stato che sono caratteristici di ciascuna sostanza. Entalpia di riferimento: H(0 K) = 0 La pendenza della curva in ogni punto corrisponde al calore specifico. Il calore specifico di un solido o di un liquido tende ad aumentare man mano che ci si avvicina alla temperatura del passaggio di fase. La temperatura rimane costante durante i passaggi di stato L’entalpia aumenta linearmente con la temperatura Il calore somministrato ad un sistema viene distribuito in 3 frazioni: Ad un aumento di T del sistema corrisponde aumento di Ec Le particelle compiono oscillazioni più ampie intorno alla posizione di equilibrio Il sistema si dilata per effetto dell’aumento di T La quantità di calore che si trasforma in Energia potenziale cresce approssimandosialla temperatura del passaggio di fase il calore necessario per trasformare un grammo di sostanza da solido a liquido prende il nome di calore latente di fusione (è definito latente poiché non provoca aumento di temperatura). Se ci si riferisce ad una mole di sostanza si parla di calore latente molare di fusione; CACORE SPECIRCO MOLARE C= - Sep:cost (p =4= diagramme entalpia temperatura condizioni: · sostanza pura · I wde pressione costante ENDOTERMICO & SX max Ep min Ec b Variazione diCp · Conservationenergia p=AH · entalpia AH=AU+PAV=AEc+AEp+PAV 3 ↓ ⑧ AEc >0 ⑧ AEp>O ⑧ PAULO ↳ aumento di Cp con la temperatura A variazione di entalpia - calore latente di fusione C'e un intervalo di tempo incri la temperatura si blocca L'energia liberata dal calore serve a vincere to forte di attrazione l'energia cinetica smantiene costante * terup, di Fusione Il volume di un liquido è molto prossimo al volume del solido corrispondente In corrispondenza della fusione tutto il calore somministrato si trasforma in Energia Potenziale. Il calore di valorizzazione è di un ordine di grandezza superiore al calore di fusione Ad alte T l’entalpia del sistema in fase gas varia linearmente al variare della temperatura Un gas ad alta T si comporta come ideale &p =DEc +DEp + PAV AEz =0 &P:AEp +PAV AV=O AHv=10 AHF AH =AEp + IPAU LIQUIDO:volume proprio -> rettura diunlimitato numero di nterazionitra particle per consentine it movimento forma non propria GAS:assenza diForma e volume proprio -> particelle molto distantie non interagenti AEIAEpl t AVIAVly FASE GAS · rispetta l'eq. di stato deigas ideali GV=RT-AV=AT · interazioniinterparticulari nulle PentecEnt Gardawentdi H al varie Equilibri dei passaggi di fase L’evaporazione rappresenta il passaggio dallo stato liquido a quello di vapore. L’evaporazione è una trasformazione fisica spontanea a qualsiasi temperatura. Velocità di evaporazione: variazione della quantità di liquido (moli) in un assegnato intervallo di tempo Un liquido è costituito da particelle in moto che, in funzione della temperatura, hanno una determinata energia cinetica media. In un dato istante esisteranno però particelle con energia cinetica maggiore e particelle con energia cinetica minore dell'energia cinetica media. Le particelle più energetiche che si trovano, in un dato istante, alla superficie del liquido, avranno sufficiente energia per sottrarsi all'azione attrattiva delle altre particelle e di passare allo stato di vapore: in altre parole si allontanano dalla massa di liquido di cui fanno parte. Si ha quindi una barriera energetica che dipende dall’intensità delle forze di interazione (natura chimica del liquido) e dal numero di molecole al contorno -> le molecole superficiali risentono di una barriera energetica minore. Condizione necessaria perchè una molecola possa evaporare è che debba raggiungere la superficie. In un assegnato liquido il numero di molecole in superficie è direttamente proporzionale all’area della superficie stessa quindi la velocità di evaporazione è direttamente proporzionale all’area della superficie esposta Per poter abbandonare la fase liquida una molecola superficiale deve possedere un contenuto di energia cinetica almeno pari alla barriera energetica • In un liquido, analogamente ad un gas, la distribuzione dell’energia cinetica è quella di Maxwell-Boltzmann Le molecole contenute nel volumetto di controllo possono muoversi nelle tre direzioni, ma per giungere in superficie è necessario percorrere l’asse Z per cui considero solo questo contributo, trascurando le particelle che si muovono su Y e X. Delle particelle che si muovono lungo l’asse Z ne considero la metà in quanto solo metà delle particelle si muovono verso l’alto (superficie) Se consideriamo un liquido puro contenuto in un recipiente aperto mantenuto ad una certa temperatura, dopo un certo tempo osserveremo che il recipiente resterà vuoto, cioè il liquido sarà evaporato. Se invece il liquido si trova in un recipiente chiuso, si osserverà che una parte di esso passerà in fase vapore e dopo un certo tempo si stabilirà una situazione di equilibrio dinamico per cui il numero di particelle che nell’unità di tempo passa dallo stato liquido allo stato vapore (evaporazione) risulterà uguale a quello che dallo stato vapore passa allo stato liquido (condensazione) Questo fatto si può esprimere dicendo che le velocità di evaporazione e di condensazione sono uguali. BRINAMENTO PASSAGGI DI STATO SOUDIFCAZONE CONDENSAZIONE h SOUDO LIQUIDO GAS 7 4 FUSIONE EUAPORAZIONE, · EUAPORAZIONE SUBLIMAZIONE Ve=1Anel - modulo altrimenti At aurei una veco FATORI CHEINFLUENZANO Ve · AREASUPERICEINTERFACCIALIQUIDO (dipendenza linearel L'EUAPORAZIONE UN FENOMENO DI SUPERFICE · TEMPERATURA (dipendenza espenenzialel -> PROCESSO ATTIUATO =e E* =AHr d valore soglia · NATURA CHIMICA DEL LIQUIDO DETERMINAZIONE ANALITCA D1 Ve area superficie esposta · recipiente aperto if N re=1Anel volumetto di controllo A. Az Al z At x =1 concentrazione molare di liquido * [ Az ↳ Me=21.V =C1.A.AzAz=v.Atassumendo At =1s d Az =I -Y * X Voglio sapere quante mdiraggiungono la superficie n =5.14.AzA=ICIAAZ L di queste solo quelle con ExEM riescone a passare assezverso l'alto Il fenomeno di ebollizione si ha quando la tensione di vapore eguaglia la pressione atmosferica. Le bolle si formano in questa circostanza Evaporazione:processo sempre spontaneo, interessa la superficie. Ebollizione: fenomeno di massa, riguarda tutto il liquido, esiste un unico valore di temperatura per la quale la sostanza pura va in ebollizione Diagramma di stato CO2 ricavato sperimentalmente ⁃ Stati di aggregazione ⁃ Pressione vapore (giallo) -> pressione manometro effettiva ⁃ Pressione solido e liquido -> a temperatura fissata, si considera la pressione al di sopra del liquido Punti monofasici : una sola fase di aggregazione (zone colorate) Punti bifasici: sulle curve, coesistenza di due fasi Coesistenza di due stati: condizione di equilibrio Sulla retta vapore-solido si parla di tensione di vapore del solido Sulla retta liquido-vapore si parla di tensione di vapore del liquido La retta solido-liquido individua le condizioni di fusione e solidificazione La retta della temperatura di fusione ha pendenza positiva per cui aumentando la pressione aumenta la temperatura di fusione. • Punto triplo: appartiene a tutte e 3 le curve ed è unico per ogni diagramma, coesistenza dei tre stati di aggregazione. Pressione del punto triplo superiore a quella atmosferica, in condizione ambiente l’anidride carbonica è ghiaccio secco • Tutte le sostanze che hanno il punto triplo superiore alla pressione atmosferica in condizione ambiente non manifestano la fase liquida • Punto critico: punto in cui non esiste più la fase liquida, al di sopra della temperatura del punto critico ho solo la fase aeriforme • Punto Triplo al di sotto della pressione atmosferica Quindi a pressione atmosferica salendo con la temperatura riesco a osservare le 3 fasi. • La retta della temperatura di fusione ha pendenza negativa -> comportamento anomalo, aumentando la pressione la temperatura diminuisce Le sostanze che hanno questa retta a pendenza negativa hanno comportamento anomalo. Ebollizione DIAGRAMMA DI STATO:identifica gli Stati diaggregatione la pressione eesercitata solo dalla fase gas PUNTI CARACTERISMU DIAGRAMMAHI0 Scelgo T1 < T3 E prendo due contenitore comunicanti inizialmente separati, supponiamo per assurdo che nel primo recipiente ci sia equilibrio solido-gas e nel secondo l’equilibrio liquido gas Se apro la valvola, i due contenitori comunicano e il sistema tende a reagire cercando di eguagliare le due pressioni. Quando il gas da 2 va a 1 si perturba l’equilibrio di entrambi i recipienti. Il liquido comincia ad evaporare, a sinistra la pressione tende ad aumentare e risulta maggiore della tensione di vapore del solido per cui il gas che arriva in più va a brinare aumentando la fase solida. Quando il liquido si consuma tutto i recipienti si trovano alla stessa pressione cioè la tensione di vapore del solido. Quindi questa parte di grafico non esiste L’unico equilibrio al di sotto del punto triplo è solido-gas, il liquido non c’è. DIMOSTRAZIONE DELL'UNIVOLITADEL PUNTO TRIPLO diagrauma Hc0 diagramma ricavato specimentalmente Pa TF L ⑧ S ->Pi ⑧ CI -po S ST studio a livello analitico - no delle incongruenze Pa D P,O Po EQ. DI CLAPEYRON -AAV d Pi =A & RT · 48 =A'e 9 T T3 DIMOSTRAZIONE (inferiore al punto triplol D A D P,O C ⑭ pi considerando il diagramma vedo Po poo= the per T1<Ts 45° PC .L 9 T Tr T3 ⑭= d ⑭ pi ②:Pt Pc<P, liquido evapora per portare la pressione alla tensione di vapore p : ①:44 414+ gas brina I pressione massiva l L d Pa P,O 43 Po -i ⑧ 9 T in T3 Analogamente a destra del punto triplo Se scelgo T2>T3 , prolungo ottenendo Il contenitore 1 ha Pressione maggiore di 2 per cui il flusso si ha in direzione opposta il gas passa verso il 2. Il solido non esiste Si elimina quindi anche questo tratto di grafico, arrivando al grafico sperimentale Giustifichiamo la pendenza negativa di H2O Acqua comportamento anomalo: all’aumentare di P la T diminuisce La densità del liquido è maggiore della densità del solido, allo stato solido (ghiaccio) l’acqua fa 4 ponti a idrogeno con altre molecole d’acqua e si dispongono secondo i vertici di un tetraedro Nell’ acqua se aumento la temperatura e quindi forniscono energia cinetica nel liquido non ho più il vincolo della geometria e le molecole scorrono l’una sull’altra. Nel movimento la forte attrazione che si instaura tra le molecole (forte carica parziale sull’idrogeno) le porta ad avvicinarsi e nell’acqua si avvicinano per cui in fase liquida la densità aumenta Ghiaccio in acqua galleggia. Punto critico: per T>temperatura critica non vedo più fase liquida ma solo gas, al di sopra del punto critico, comprimendo il gas non si ottiene la fase condensata Perchè ? La temperatura critica corrisponde al valore di t al di sopra del quale non abbiamo più rami di curva di energia potenziale nel diagramma di sinistra A temperature inferiori la temperatura critica prevalgono le forze attrattive e si forma il liquido, a temperature maggiori le particelle hanno energia cinetica così elevata che l’energia repulsiva prevale su quella attrattiva. A rigore se ci troviamo sotto il punto critico la fase aeriforme si dice vapore ed é condensabile, altrimenti se la temperatura è maggiore di quella critica si dice gas. D A P,O Ps Po Si ha ora Ps's P. I ①:Pd sublimazione p .. ·②:P4vapore condensa ·M=4 - 8Ts Ta 9 T is * I= pi l L Pa P,O B Po - ·O · ④ 9 T Tr T3 Pa TF EQUIUBRIO- energia libera di Gibbs AD =0 L ⑧ S ->Pi spinta entropica e eutalpica in direzioniopposte:si eguagliano ⑧ AG =AH-TFAS =0 CI TF = I =AV+Ar- dek di entalpia -43 AS 9 T S-L AV =VF- Vi =Ua-UsoL l'acqua ha AVco percheUsox Una (validoxe sostante a comportamento anomald CHIACLIO ,02 -I ⑳ H H H i -j.-- ⑧ / # , S - ⑧ H- o ⑧ S . 10L.3 " ⑧ . 0: I H I -H X IEp1 * Ea F.REPULSIVE A ribalto la partenegativa per confrontare ↑ Itratteggio - - I end is + E. AHRATIVE ↑ XAPORE As Elevate forze di attrazione coulombiana legano i solidi ionici. Nonostante ciò molti solidi ionici presentano un’elevata solubilità in acqua a causa della forte interazione tra le molecole di solvente e gli ioni componenti. La formazione di una soluzione, a partire dai componenti, è atermico Il volume della soluzione è uguale alla somma dei volumi delle singole sostanze che la costituiscono Solo soluzioni contenenti sostanze in cui le interazioni interparticellari sono simili rispettano queste ipotesi, o se le concentrazioni sono basse · JOUDO-LIQUIDO - Solido ionico in acqua: AH,>O energia reticolare MXs Mg +XI AH2=0 Also energia di idratazione Mi + Hig+H20 soMq+Xag +H,O AHsol=AHrettAHidr 3 Alisol dipende da AH sol ASsol>0 aumenta il grado didisordine Aret ettidr sono in funzione della carica DIAMANTE:legami covalenti puri:non solubilize in acqua e delle dimensioni dello ione SOLULIONI IDEAL AHso =0 LEGGEDI RAOULT Raoult Av Br POL =PA+PB e PA=PA". XA PB=PB HB ↑d ↳ FrazioneAB-lin:hauntmuchtendencener molare in fase liquida PA =Pior Arrazione molare in face repore PB =P3oL YB ne daltom uquagliando le due leggi: P90L. YA:PAXA POL YB =4Bs RB -> = es: Bvolatilita relativa Se la soluzione è costituita da un solvente volatile e un soluto di volatilità trascurabile (Effetto della presenza di un soluto sul diagramma di stato dell’acqua) Proprietacolligative -> dipendono sdo dan. diparticle diverse da solvente ABBASSAMENTO DELLATENSIONE DI UAPORE* PB =O PierPaco Xio PotticOs *16H1206 -> EQUIUBRIO↑ d DINAMCO glucosio:volatilitanulla ↓ Mo PFO PHicOs PjoL >PcO C6H1206 A CONSECIUENZE P A Tf ↳ po H20+ soluto non volatileL " 0° 100° ~POL H20+ sol -latm--at----- S : - - - V - I 6 punto triplo si abbassa aumenta il campo di esistent a della face liquido ↳ innaltamento ebulloscopico ATeb e abbossamento crioscopico Atc costarscopica e molalita AT=kc m - effective ATeb =ken ↳ costanteebullioscopica sottraemoo calore 20 si forma il il ghiaccio si forma gniaccio at erupt bassa - ~ arresto termico: inizia a precipitateaL z -> inizia quando tutto si econgelato a tutto lo zucchero e precipitato 1. alqua congela -> PROCESSO ESOTERMICO ATc =Tc-Tc =kc mditot KG solvente