Chimica generale inorganica, Appunti di Chimica Inorganica

Scarica Chimica generale inorganica e più Appunti in PDF di Chimica Inorganica solo su Docsity! Configurazione elettronica di un atomo = come sono disposti gli elettroni. Orbitali vicino al nucleo sono quelli più stabili con un livello di energia bassa. Sullo stesso livello energetico per l’idrogeno gli orbitali hanno tutti la stessa energia diverso dagli atomi polielettronici. Ci sono dei fattori da tenere conto: - Attrazione del nucleo —> più sono vicino più l’elettrone è stabile - Forma dell’orbitale —> s è più in prossimità del nucleo perché tipo l’orbitale p ha un nodo in corrispondenza con il nucleo - Repulsione elettronica —> se ho più di un elettrone devo tener conto anche delle altre cariche negative Zeff = Z (carica del nucleo) - S (costante di schermo —> elettrone che sente carica del nucleo più bassa perché è schermata dagli altri elettroni). Per scrivere configurazione elettronica devo mettere all’interno degli orbitali gli elettroni, MA devo tenere in considerazione 3 regole: - Principio di esclusione di Pauli —> orbitali possono contenere al massimo due elettroni con spin opposto - Principio di Aufbau —> elettroni occupano sempre prima i livelli più bassi di energia - Regola di Hund —> in presenza di orbitali degeneri (con la stessa energia) gli elettroni occupano gli orbitali uno alla volta con spin paralleli. Quando tutti gli orbitali sono mezzi pieni il secondo elettrone entra con spin opposto Gli elettroni degli ultimi livelli sono quelli che ci interessano di più perché sono quelli che ci permettono di formare legami o danno la reattività tipica dell’elemento. In base a dove si trova l’elemento nella tavola periodica io posso scrivere velocemente la configurazione elettronica di esso. Orbitale di tipo s due gruppi perché posso metterci due elettroni Orbitale di tipo p sono 3 e posso mettere due elettroni per ogni orbitale, quindi 6 gruppi Stessa cosa per gli orbitali di tipo d e f Il periodo in cui si trova il mio elemento mi dice il guscio di riempimento (livello energetico) Il gruppo mi dice quanti elettroni e che tipo di orbitale ho Negli orbitali d ci sono delle anomalie Lewis ha ideato un modo per rappresentare gli elettroni di valenza degli atomi coinvolti nei legami chimici —> scrivo la lettera dell’elemento con intorno i puntini che vanno a rappresentare gli elettroni del guscio esterno. STRUTTURA ATOMICA La struttura atomica viene indicata oltre al simbolo dell’elemento con due numeri: - Numero di massa (somma tra protoni e neutroni) - Numero atomico (numero di protoni) Molto importante per distinguere gli isotopi = atomi che sono lo stesso elemento, ma che si distinguono per il numero di massa. TAVOLA PERIODICA La tavola periodica viene creata nel 1869 dal chimico russo Mendeleev. Egli aveva sistemato gli elementi per massa, mentre ora vengono distribuiti a seconda del numero di protoni (numero atomico) che è uguale al numero di elettroni, quindi caratteristiche comuni. Distribuzione in base a gruppi (colonne) e periodi (linee). Elementi nello stesso gruppo hanno le stesse caratteristiche perché hanno la stessa configurazione elettronica esterna anche se cambia il livello energetico. Tavola periodica viene divisa da una linea in due sezioni —> separa i metalli dai non metalli (ci sono più metalli) Più importanti = metalli alcalini (primo gruppo) e metalli alcalini-terrosi —> sono sempre presenti come cationi Idrogeno non è un metallo alcalini —> ha un comportamento diverso da essi. Alogeni = (settimo gruppo) sono tutte molecole biatomiche (anche idrogeno); per la gran parte sono gassosi (bromo è liquido, ma che evapora molto facilmente, e iodio è solido, ma sublima molto facilmente). Ottavo gruppo = gruppo dei gas nobili I blocchi hanno colori differenti perché mi rappresentano gli orbitali (s,p,d,f). Per ogni elemento vengono date tutte le caratteristiche sia fisiche che chimiche note. Proprietà periodiche: Proprietà che variano periodicamente all’interno di un gruppo o di un periodo —> posso prevedere in base alla posizione dell’elemento le sue proprietà 1) Raggio atomico = metà della distanza internucleare tra due atomi dello stesso elemento legati in modo covalente. Esso diminuisce lungo un periodo (sinistra < destra) e aumenta all’interno di un gruppo (in alto < in basso). Raggio ionico quando invece di avere atomi neutri ho anioni e cationi. Li+ ha raggio ionico più piccolo del Li perché se tolgo un elettrone dallo stato più esterno gli elettroni che rimangono sono più attratti dal nucleo. Catione sarà sempre più piccolo di atomo neutro. Cosa succede agli anioni? Ha cariche negative in più, quindi vale il ragionamento contrario e le cariche, essendo di più, sono meno attratte dal nucleo. Gli anioni quindi sono più grandi rispetto all’atomo neutro. 2) Energia di ionizzazione = energia minima che occorre fornire all’atomo per rimuovere un elettrone e, quindi, trasformare l’atomo neutro in catione. Energia di seconda ionizzazione (tolgo un secondo elettrone) è più alta dell’energia di prima ionizzazione perché dopo aver tolto il primo elettrone gli altri sono più attratti dal nucleo. Energia di ionizzazione è legata al raggio atomico, sarà più bassa in atomi più grossi e più alta in atomi più piccoli. È un’azione esotermica poiché utilizza energia. Aumenta dal basso verso l’alto in un gruppo (in basso < in alto) e aumenterà da sinistra verso destra in un periodo (sinistra > destra). 3) Affinità elettronica = energia che un atomo isolato nel suo stato fondamentale mi fornisce quando riceve un elettrone. Processo esotermico. Aumenta lungo un periodo (sinistra < destra) e diminuisce scendendo in un gruppo (in alto > in basso) perché anch’essa è legata al raggio atomico e alle dimensioni. Gas nobili hanno un’affinità elettronica minore di zero o pressoché uguale a zero perché loro hanno già completato il loro guscio elettronico esterno e non spendono energia per accettare un altro elettrone. 4) Elettronegatività = tendenza di attrarre a se gli elettroni di legame. Può essere calcolata come: EN = (I + Ae)/2 EN = elettronegatività - I = energia di ionizzazione - Ae = affinità elettronica Cresce dal basso verso l’alto (in alto < in basso) e cresce da sinistra verso destra (sinistra > destra) quindi risente di dimensione atomica Metalli hanno elettronegatività bassa, a differenza dei non metalli che la hanno alta questo perché i metalli tendono a disfarsi di un elettrone. Metallo, quindi, in un legame tenderà a trasformarsi in un catione. Metalli e non metalli hanno comportamenti profondamente differenti: - Metalli tendono a trasformarsi in cationi, sono duttili, malleabili, buoni conduttori proprio perché hanno facilità di perdere elettroni —> primo gruppo ha carattere metallico maggiore; quindi andamento del carattere metallico che aumenta dall’alto verso il basso (in alto < in basso) e diminuisce lungo un periodo (sinistra > destra) I LEGAMI E GLI ORBITALI MOLECOLARI Quattro principali tipi di interazioni (di legami): 1. Ioniche 2. Covalenti 3. Metalliche 4. Di Van der Waals Unità di massa atomica: definisce la quantità di materia contenuta in un atomo di un elemento; è definita come 1 u.m.a = 1/12 della massa di un atomo 12C = 1.66054 x 10-24g Ogni atomo ha una propria massa (massa assoluta) che è estremamente piccola e di conseguenza non pratica da usare, è quindi più conveniente correlarla ad un unità di riferimento dello stesso ordine di grandezza. La massa scelta come unità è la dodicesima parte del nuclide 126C. Massa atomica/peso atomico: è la massa di un atomo espressa in unità di massa atomica. La massa atomica o peso atomico PA è il numero che esprime quante volte la dodicesima parte della massa atomica 12C è contenuta nella massa dell’elemento in questione (considerando la miscela isotopica naturale - perché esistono numerosi isotopi). La massa atomico non è un numero intero perché è una media pesata rispetto all’abbondanza isotopica. Massa molecolare/peso molecolare: è dato dalla somma delle masse atomiche degli elementi che costituiscono la molecola Le reazioni chimiche coinvolgono un numero enorme di molecole o di atomi. Si è definito un nuovo termine paragonabile alla quantità di atomi o di molecole usate nella realtà —> la mole è definita come quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti sono gli atomi contenuti in 12,000 g del nuclide 126C. Il numero di entità (atomi, molecole, ioni, elettroni) presenti in una mole è lo stesso per tutte le sostanze, questo numero è noto come il numero di Avogadro (NA) ed equivale a 6.02214179 x 1023. La mole (mol) è la quantità di sostanza che contiene 6.02214179 x 1023 di particelle e quindi la sua massa è la massa di queste entità. La mole è un unità di misura. Una mole di qualsiasi sostanza è la quantità di questa che, espressa in grammi, è uguale al corrispondente peso molecolare N° moli = massa in grammi/PM La massa di una mole di qualsiasi sostanza (massa molare) elemento o composto corrisponde rispettivamente al suo peso atomico o molecolare espresso in grammi. La formula empirica (o minima) di un composto mostra i rapporti numerici tra gli atomi dei vari elementi in esso presenti. ≠ La formula molecolare fornisce il numero effettivo degli atomi di ogni elemento presenti nella molecola. ≠ La formula di struttura rappresenta il modo in cui gli atomi sono legati tra loro per formare una molecola. Composti diversi possono avere la stessa formula empirica! LE REAZIONI CHIMICHE Una reazione chimica è un processo in cui uno o più sostanze (reagenti) sono chimicamente convertiti in una o più nuove sostanze (prodotti) Reagenti —> Prodotti I coefficienti stechiometrici sono i numeri scritti davanti ad atomi, ioni e molecole per bilanciare una reazione, cioè fare in modo che il numero di ogni elemento nei reagenti sia lo stesso nei prodotti. I coefficienti stechiometrici stabiliscono il rapporto in moli esistente tra le specie chimiche che intervengono nella reazione. In una reazione chimica esistono tre tipi di informazioni: - La natura dei reagenti (qualitativa) - Il rapporto atomico di combinazione (microscopio) - Il metodo quantitativo ed operativo (microscopio) Ma non dice sul meccanismo o sulla spontaneità! In una reazione chimica bilanciata si ha conservazione della massa (in generale non si conservano le moli totali) e il bilancio è sia della massa che della carica. Ci sono sei tipi di reazioni: 1. Combustione = formazione di CO2 ed H20 dalla reazione di una specie chimica con O2. Sono reazioni esotermiche. 2. Combinazione (sintesi) = addizione di due o più reagenti semplici a formare un prodotto complesso. Queste reazioni possono essere schematizzate come A + B —> AB 3. Decomposizione = quando un reagente complesso viene scisso in prodotti semplici. AB —> A + B 4. Singolo scambio = quando un elemento si scambia con un altro per formare un prodotto. A + BC —> AC + B 5. Doppio scambio = quando due elementi che compongono i reagenti si scambiano tra loro per formare due nuovi prodotti. AB + CD —> AD + CB 6. Acido - Base = quando due reagenti formano sale ed acqua. È un caso particolare di doppio scambio, hanno luogo quando un acido ed una base interagiscono tra loro. Lo ione H+ dell’acido reagisce con lo ione OH- della base, causando la formazione di acqua. Il resto da origine al sale. I numeri di ossidazione sono numeri in caratteri romani dotati di segno e tengono conto di uno squilibrio di cariche nelle specie poliatomiche. Si ottengono, formalmente, attribuendo tutti gli elettroni di valenza all’elemento più elettronegativo di ciascun legame. Essi rappresentano lo squilibrio di carica rispetto ad ogni atomo nello stato elementare. Ci sono alcune regole: - Il nox degli elementi (H2, O2, O3, Fe, P4, S8) è uguale a 0 - I metalli alcalini hanno +1 - I metalli alcalino - terrosi hanno +2 - L’idrogeno ha +1 (eccezione negli idruri -1) - Ossigeno -2 (eccezione nei perossidi -1) - Alogeni non combinati ad O o tra loro -1 - Il nox di uno ione monoatomico è uguale alla carica - In un composto neutro, ∑nox è uguale a 0 - In un composto carico (ione poliatomico), ∑nox è uguale alla carica Le reazioni di ossidoriduzione (redox) sono reazioni che comportano una variazione del numero di ossidazione di almeno un elemento dei reagenti. È una semireazione, cioè una reazione di una coppia di elementi che subiscono reazione redox e elettroni come reagenti o prodotti. Metodo delle semireazioni: 1. Si individuano due o più coppie redox (una o più che si ossida, una o più che si riduce) 2. Si separano i due processi —> OX ossidazione e RED riduzione 3. Si bilanciano separatamente i due processi, facendo finta che esistano elettroni come reagenti o prodotti 4. Si sommano i due processi stando attenti a far scomparire gli elettroni dal processo finale. Spesso nel bilanciamento delle semireazioni è necessario utilizzare, oltre ad elettroni, specie come H+, OH- o H2O. Per bilanciare posso usare: H+ ed H2O (bilanciamento in ambiente acido) OH- ed H2O (bilanciamento in ambiente basico) In presenza di ossidi o idrossidi il bilanciamento è preferibile in ambiente basico, la presenza invece di cationi suggerisce invece l’ambiente acido. Le reazioni di disproporzionamento sono reazioni redox in cui lo stesso composto in parte si ossida ed in parte si riduce. Le reazioni opposte sono dette di coproporzionamento. L’agente limitante (o reagente limitante) è il reagente che viene consumato completamente. La massima quantità di prodotto ottenibile dipende dalla quantità di questo reagente: una volta consumato non si può formare altro prodotto. Il reagente in eccesso è il reagente presente in quantità maggiore di quella necessaria per reagire con la quantità di agente limitante presente. NOMENCLATURA Ci sono due tipi di nomenclatura: Jupac Tradizionale Serve per individuare univocamente i composti chimici. La distinzione principale è tra i composti inorganici e quelli organici (contengono il carbonio). Un acido (binari/idracidi o ternari/ossoacidi) unito ad una base (idrossido o base organica) forma un sale (ternari o binario). Binario (metallo + non metallo). Terminazione con -uro Sale Ternario (metallo + non-metallo + ossigeno). Terminazioni: -ato/-ito GEOMETRIA MOLECOLARE Secondo Lewis gli atomi formano legami: - Perdendo - Acquistando - Mettendo in comune Un numero sufficiente di elettroni, in modo da realizzare intorno a sé un ottetto di elettroni. Gli elettroni del guscio di valenza di ogni atomo sono rappresentati da altrettanti punti posti intorno al simbolo chimico dell’atomo stesso. Secondo la struttura di Lewis un legame covalente (singolo) è un doppietto di elettroni condiviso. L’ordine di legame = numero di doppietti condivisi Regola dell’ottetto = le strutture più stabili sono quelle in cui tutti gli atomi raggiungono la configurazione del gas nobile successivo. Regole: 1. Determinare il numero totale di elettroni di valenza disponibili 2. Fare una ipotesi di connettività 3. Distribuire gli elettroni in modo da mettere almeno un doppietto di elettroni tra ogni coppia di atomi legati 4. Utilizzare gli elettroni che avanzano per formare legami multipli e/o coppie solitarie fino a raggiungere l’ottetto su ogni centro 5. Determinare la carica formale (CF) su ogni centro 6. Scegliere la struttura di Lewis con le CF più piccole Le formule di Lewis mostrano solo la connettività, non la geometria, è consentono la definizione dei legami multipli! La carica formale di un atomo è la differenza tra il numero degli elettroni di valenza in un atomo isolato e il numero di elettroni assegnati a quell’atomo nella struttura di Lewis —-> Carica formale dell’atomo = numero totale degli elettroni di valenza dell’atomo libero - numero totale degli elettroni non legati - 1/2(numero totale degli elettroni di legame) La somma delle cariche formali degli atomi in una molecola o in uno ione deve essere uguale alla carica della molecola o dello ione. OSSIGENO Metallo + ossigeno —> ossidi basici o ossidi MmOn Terminazioni: - Ico - Oso Non-metallo + ossigeno —> ossidi acidi o anidridi XmOn Terminazioni: - Ico - Oso - Per- - Ipo- In H2O In H2O Diventano idrossidi Mm(OH)n Diventano acidi ternari/ossoacidi HmXOn IDROGENO Metallo + idrogeno —> idruri MHn Non-metallo + idrogeno —> idracidi/acidi binari HnX Terminazione: idrico - Tendono ad occupare tutto il volume di cui dispongono - Sono definiti da P, T, V e n Pressione (P): le molecole di gas si muovono continuamente in diverse direzioni con varie velocità e le collisioni con le pareti del contenitore causano la pressione. Unita SI = Pa (N/m2) Temperatura (T): mantenendo la pressione di un gas costante, ad ogni aumento di temperatura di un grado celsius corrisponde un aumento del volume pari a 1/273 del volume occupato dal gas alla temperatura di 0° C —> se la temperatura del gas fosse portata a -273° C il suo volume sarebbe ridotto a zero. Zero assoluto = totale assenza di energia termica Scala Kelvin: scala di temperatura il cui zero corrisponde a -273.15° C. La conversione tra le due scale Celsius e Kelvin si ottiene con la seguente relazione T(K) = T(°C) +273 Legge isobara Charles (1787) Se si aumenta la temperatura di un gas in condizioni isobare il suo volume aumenta di 1/273.15 per ogni grado centigrado del valore V0 posseduto a 0°. V = V0 + 1/273,25x V0 x t = V0 x (273,15 + t/273,25) V/T = costante —> V=K’T Fissati T0 e V0 la temperatura (K) e il volume pari a 273,15 K —> V/T = V0/T0 = K’ Volume (V): lo spazio in cui le molecole di gas sono libere di muoversi. Se abbiamo una miscela di gas, le varie specie gassose coesistono nello stesso volume. Il volume cambia con temperatura e pressione. Unità SI = metro cubo (m3) I gas ideali sono particelle non interagenti puntiformi di massa definita: - Le molecole non manifestano alcuna interazione - Il volume proprio delle molecole è virtualmente nullo - Gli urti tra le molecole e tra queste e le pareti del contenitore sono perfettamente elastici - Tra un urto e l’altro le molecole seguono un moto rettilineo e uniforme in qualsiasi direzione dello spazio, ossia in modo del tutto casuale Un gas ideale è caratterizzato da quattro variabili: pressione (P), volume (V), numero di moli di gas (n) e temperatura assoluta (T). Il legame tra queste variabili è noto come legge dei gas ideali: PV = nRT R = costante dei gas (con P in atm, V in litri, T in Kelvin) —> R = 0.082 NB! La pressione è direttamente proporzionale al numero di molecole ed alla temperatura ed è inversamente proporzionale al volume. Legge di Boyle: descrive la proporzionalità inversa tra P e V mantenendo costante T e la quantità di gas —> P1V1 = P2V2 Legge di Charles: descrive la proporzionalità diretta tra V e T (in Kelvin) di una certa quantità di gas, quando la pressione è mantenuta costante —> V1/T1 = V2/T2 Legge di Gay -Lussac: volume e quantità di moli tenute costanti. P è proporzionale a T —> T1/P1 = T2/P2 Principio di Avogadro (1811): volumi uguali di gas diversi, nelle medesime condizioni di T e P, contengono lo stesso numero di molecole —> V1/n1 = V2/n2 Le condizioni normali o standard di un gas si hanno quando la temperatura di una mole è a 0° C (273,15 K) e alla pressione di 1 atm. Se queste condizioni sono soddisfatte allora il volume = 22,4141 L Si definisce invece stato standard la condizione di gas ideale a pressione di 1 bar e temperatura convenzionale di 298,15 K. In queste condizioni una mole di gas occupa 24,79 L. Legge delle pressioni parziali (p) di Dalton: (V e T sono costanti) la pressione che un gas di una miscela gassosa eserciterebbe se alla stessa temperatura occupasse da solo l’intero volume a disposizione della miscela. La pressione totale (P) di una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti. Ptot (P) = p1 + p2 + p3… Frazione molare: Xi = ni/n1 + n2 + n3… = ni/ntot I gas reali, in condizioni di pressione e temperatura vicine a quelle ambientali, si comportano con buona approssimazione come i gas ideali, mentre alle alte pressioni e alle basse temperature manifestano deviazioni più o meno marcate rispetto alle leggi dei gas ideali. I gas reali rispettano l’equazione di stato solo a densità sufficientemente bassa. Se definiamo z = fattore di comprimibilità —> z = PV/nRT Quando z ≠ 1 non è più valida la legge dei gas ideali ed occorre un’equazione di stato più accurata. - Il volume libero entro cui si muovono le molecole di un gas reale non è più pari al volume V del recipiente, ma questo va diminuito del volume proprio delle molecole, b (covolume) - Le forze di attrazione tra le molecole creano una pressione interna che diminuisce la pressione esercitata dal gas sulle pareti, cioè quella misurata sperimentalmente Per tener conto di tali fattori, per i gas reali si usa l’equazione di stato modificata da Van der Waals, che ha la seguente espressione: (P + an2/V2) x (V -nb) =nRT n = numero di moli a/b = costanti determinate sperimentalmente Per avere questa equazione bisogna apportare due modifiche alla legge dei gas ideali che ignora le interazioni tra le molecole. Bisogna infatti descrivere gli effetti delle forze che agiscono tra le molecole e che sono repulsive a brevi distanze e attrattive a grandi distanze. I LIQUIDI Una fase è una parte omogenea di un sistema in contatto con altre parti del sistema, ma da esse separata da un confine ben definito. Esistono due fasi: la fase solida, cioè il ghiaccio, e la fase liquida, cioè l’acqua. La polarizzabilità è la facilità con cui può essere distorta la distribuzione elettronica in un atomo o in una molecola per esempio per effetto di un campo elettrico o di un altro dipolo. Essa dipende dalla forza con cui gli elettroni esterni sono vincolari al nucleo e dal loro numero. La polarizzabilità aumenta con: - L’aumentare del numero di elettroni - Una nuvola elettronica più diffusa (atomi più grandi) - Il diminuire dell’energia di ionizzazione Momento di dipolo nelle molecole polari => μ = Q x r Q = carica r = distanza tra le cariche Proprietà dei liquidi: 1. La tensione superficiale è una caratteristica di molti liquidi. Le forze attrattive tra molecole nel liquido, per il fatto che ognuna di esse è completamente circondata da altre, si bilanciano permettendo che ogni molecola si sposti liberamente. Invece, le molecole in superficie sono attratte solo dalle molecole che stanno sotto e vengono, quindi, attirate verso l’interno facendo si che la superficie si tenda come un film elastico. La tensione superficiale è la quantità di energia richiesta per stirare o aumentare la superficie di un liquido di una unità di area. 2. L’adesione è un’attrazione tra molecole diverse (menisco convesso - in giù) 3. La coesione è l’attrazione intermolecolare tra molecole simili (menisco concavo - in su) 4. La viscosità è una misura della resistenza del fluido al suo scorrere. All’interno del fluido gli strati adiacenti oppongono resistenza allo scorrimento reciproco. La viscosità diminuisce all’aumentare della temperature. Forze intermolecolari intense = alta viscosità La densità cambia durante i passaggi di fase e solitamente aumenta quando le sostanze liquide diventano solide. Il ghiaccio, invece, è meno denso dell’acqua. LE SOLUZIONI Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze. Essa è composta da Soluto = sostanza che è disciolta, presente in minor quantità Solvente = componente di una soluzione che è presente in maggior quantità ed è la sostanza in cui è disciolto il soluto L’acqua è considerata il solvente universale poiché grazie alla sua polarità è in grado di sciogliere la maggior parte delle sostanze. Le sostanze polari sono in grado di sciogliere altre sostanze polari. Esistono diversi tipi di soluzioni: - Soluzione satura —> contiene la massima quantità di soluto che si scioglierà in un dato solvente ad una specifica temperatura - Soluzione insatura —> contiene meno soluto rispetto alla capacità che il solvente ha di scioglierlo ad una specifica temperatura - Soluzione sovrasatura —> contiene più soluto di quanto ne sia presente in una soluzione satura ad una specifica temperatura Il processo di solubilizzazione è dato da tre tipi di interazioni: solvente-solvente; soluto-soluto e solvente-soluto. Solubilità dei solidi in funzione della temperatura La solubilità è la massima quantità di soluto che si scioglie in una data quantità di solvente ad una specifica temperatura. La solubilità aumenta all’aumentare della temperatura. La solubilità diminuisce all’aumentare della temperatura. Temperatura La solubilità di un gas in un liquido è funzione di Pressione Diminuisce all’aumentare della temperatura È proporzionale alla pressione esercitata dal gas sulla soluzione => esiste la legge di Henry C =kP Con C = concentrazione in moli/L P = pressione in atm K = costante di Henry in mol/(L x atm) Aumentando la pressione aumenta il numero di molecole che urtano la superficie del liquido e vengono intrappolate. Però, ci sono delle eccezioni a questa legge. Le eccezioni sono i gas che reagiscono con l’acqua perché mostrano una solubilità maggiore di quella prevista. La concentrazione di una soluzione = relazione quantitativa tra soluto e solvente. Descrive quanto soluto è disciolto in una certa quantità di solvente o soluzione. Essa viene espressa: - Come massa/massa => massa di soluto in una data quantità di soluzione - Percentuale => percentuale in massa o in volume del soluto nella soluzione. Percentuale in massa (m/m): massa di soluto in una data massa di soluzione m/m % = massa soluto/massa soluzione x 100 Percentuale in volume: se soluto e solvente sono liquidi v/v % = volume soluto/volume soluzione x 100 - In parti per milione (ppm) e parti per bilione (ppb) => si parla di parti per milioni e parti per bilioni quando si trattano sostanze presenti in tracce Le parti per bilione, però, sono considerate realmente come parti per miliardo (109).