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Riassunto stato liquido chimica...

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Stato liquido Da ripassare

Forze intermolecolari Cosa sono le forze intermolecolari? Le forze intermolecolari, dette anche forze di Van der Waals, sono le forze esistenti fra le molecole. Sono responsabili della natura delle fasi della materia e la loro transizione. Le interazioni intermolecolari (e inter-ioniche sono riconducibili all’interazione elettrostatica tra due cariche. L’energia potenziale tra due cariche è: Ep costante dielettrica e r la

=

Q1 ⋅ Q2 , dove Q1 e Q2 sono i valori delle 2 cariche,ε0 è la 4π ⋅ ε0 ⋅ r

distanza internucleare. Tale energia diminuisce all’aumentare della distanza. Legami chimici e forze intermolecolari presentano lo stesso andamento. Cambiano intensità e distanza. Nel caso delle forze intermolecolari, la profondità della buca è molto minore e la distanza maggiore rispetto ai legami chimici. I legami covalente, ionico, metallico sono forze intra-molecolari che influenzano le proprietà chimiche delle sostanze. Le forze intermolecolari sono invece forze attrattive tra molecole, atomi e/o ioni ed influenzano le proprietà fisiche delle sostanze (punto di ebollizione fusione, solubilità, stato di aggregazione, etc. etc.). Le forze di legame sono più forti di quelle intermolecolari (maggiori energie associate). Le forze intermolecolari si indicano con linee tratteggiate, per distinguerle dai legami. Le forze intermolecolari dipendono in modo inverso dalla distanza r tra le specie interagenti. Le forze intermolecolari si instaurano tra specie che hanno cariche elettriche permanenti (ioni, dipoli ) e/o specie polarizzabili (atomi, molecole con µ = 0 ). Cos'è la polarizzabilità? È la facilità con cui la nuvola elettronica di una particella può essere “distorta” da un campo elettrico esterno (sorgente macroscopica o microscopica). Varia periodicamente in modo inverso al raggio atomico (o ionico). I cationi sono meno polarizzabili dei rispettivi atomi. Gli anioni sono più polarizzabili dei rispettivi atomi. Per le molecole aumenta con la massa molecolare. Cosa sono le forze ione-dipolo? Si originano quando uno ione e una molecola polare (dipolo) si attraggono mutuamente. L’energia di interazione è compresa fra 40 e 600 kJ/mol. Ad esempio, quando un composto ionico si scioglie in acqua gli ioni si separano perché le loro mutue interazioni sono vinte dalle interazioni tra ioni e poli carichi di segno opposto sulle molecole di acqua. Sia gli anioni che i cationi vengono attratti dalle molecole di acqua in soluzione acquosa attraverso le forze ionedipolo. Le orientazioni delle molecole di acqua sono comunque invertite nei due casi. Cosa sono le forze dipolo-dipolo? Si originano quando le cariche parziali di molecole polari vicine tra loro agiscono da minuscoli campi elettrici, orientando le molecole in modo che il polo positivo di una attragga il polo negativo dell’altra. Maggiore è la polarità delle molecole, maggiore è l’interazione dipolo-dipolo che si instaura (5 − 25 kJ/mol ). Nel caso di composti aventi masse molari pressoché uguali, la temperatura di ebollizione aumenta all’aumentare del momento di dipolo. Il maggiore momento di dipolo crea forze dipolo-dipolo più forti, che per essere vinte, richiedono temperature più alte.

Cos'è il legame a idrogeno? Viene anche chiamato ponte a idrogeno. Si origina tra molecole che hanno un atomo di H legato ad un atomo piccolo, altamente elettronegativo e con coppie di elettroni solitarie. E’ più forte di un “normale” dipolo-dipolo ed è fortemente direzionale. E’ un importante tipo di forza intermolecolare che si instaura tra molecole in cui ci sono degli atomi di H legati ad altri elementi fortemente elettronegativi N, ( O, F ). I legamiH−F, H−O, H−N sono fortemente polari. Le piccole dimensioni di N, O e F sono essenziali per la formazione del legame idrogeno per due motivi: rendono questi atomi così elettronegativi che il loro H legato covalentemente è altamente positivo; permettono alla coppia solitaria sull’altro atomo di N, O e F di avvicinarsi all’atomo di H . Il legame a idrogeno ha un profondo impatto in molti sistemi, comportando ad esempio l’aumento della temperatura di ebollizione dei liquidi in cui è presente. Nonostante la forza di un singolo legame a idrogeno sia solo il 5% di quella di un legame covalente singolo, la combinazione di molti legami a idrogeno può essere forte. Ad esempio, un numero grandissimo di legami a idrogeno tiene unite le due catene molecolari del DNA, avvolte in una lunga doppia elica. Tuttavia, ciascun legame è così debole che si può rompere quando è necessario che le catene si separino nei processi di sintesi proteica e riproduzione cellulare. Cosa sono le forze carica-dipolo indotto? Possono essere di tipo ione-dipolo indotto (3 − 15 kJ/mol ) o dipolo-dipolo indotto (2 − 10 kJ/mol ). Nonostante gli elettroni siano localizzati in coppie di legame o coppie solitarie, essi sono in movimento continuo e vengono spesso visualizzati come "nuvole" di carica negativa. Un campo elettrico vicino è capace di distorcere queste nuvole, attraendo la densità elettronica verso una carica positiva o allontanandola da una carica negativa. Di fatto, il campo elettrico induce una distorsione della nuvola elettronica e, nel caso di una molecola apolare, ciò origina un momento di dipolo indotto temporaneo. La sorgente di campo elettrico può essere la carica di uno ione vicino o la carica parziale di una molecola polare vicina. La facilità con cui la nuvola elettronica di una particella può essere distorta è detta polarizzabilità. Cosa sono le forze di dispersione di London? Vengono anche chiamate forze dipolo istantaneo-dipolo indotto (0, 05 − 40 kJ/mol ), e sono le forze che spiegano perché molecole totalmente apolari (es: Cl2 ) possano esistere in fase condensata. Fritz London spiegò per via quanto-meccanica l’esistenza di forze di dispersione causate da oscillazioni momentanee della carica elettronica. Infatti, la carica elettronica in un atomo è distribuita uniformemente attorno al nucleo se si considera un intervallo di tempo; invece, in un dato istante la carica può non essere uniformemente distribuita, e ciò crea un dipolo istantaneo sull’atomo, capace di influenzare un atomo vicino generando un dipolo indotto su quest’ultimo. Il risultato è un moto sincronizzato degli elettroni su atomi vicini, che da origine a interazioni attrattive. In generale, le forze di dispersione aumentano al crescere del numero di elettroni, il quale è strettamente correlato con la massa molare. Ad esempio, le forze di dispersione sono maggiori inBr2 rispetto aCl2 . A parità di massa molare, le forze di dispersione dipendono dalla geometria molecolare e crescono all’aumentare del numero di punti di contatto tra molecole.

Stato liquido Cos'è lo stato liquido? È uno stato condensato della materia, ma con disposizione disordinata delle particelle. Formato da particelle in movimento continuo ma con energia cinetica minore dei gas (ma maggiore dei cristalli ). La distanza tra le particelle è piccola. La forza di legame tra le particelle è maggiore dei gas e minore dei cristalli. In genere hanno densità inferiore al solido corrispondente. Unica eccezione: l’acqua. I liquidi sono sostanze incomprimibili. Al riscaldamento il volume aumenta con la temperatura seguendo la relazione V = V0 ⋅ (1 + k ⋅ T ) dove k è il coefficiente di dilatazione termica. Le forze di attrito interno ad un liquido sono la causa della sua viscosità. Le particelle si muovono con difficoltà. Cos'è la tensione superficiale? In un campione di liquido, le forze intermolecolari esercitano su una molecola situata sulla superficie libera effetti diversi da quelli esercitati su una molecola situata all’interno del liquido. Le molecole interne sono attratte dalle

altre da ogni lato, mentre le molecole sulla superficie libera sono soggette a un’attrazione netta (risultante) orientata all’ingiù e si muovono verso l’interno per aumentare le attrazioni e diventare più stabili. Perciò, la superficie libera di un liquido tende ad avere la minima area possibile, quella di una calotta sferica. Per ottenere l’effetto opposto, cioè aumentare l’area della superficie, le molecole devono muoversi verso la superficie vincendo alcune attrazioni nell’interno. La tensione superficiale è l’energia richiesta per aumentare di un quantità unitaria l’area della superficie. In generale, più intense sono le forze interparticellari in un liquido, maggiore è la tensione superficiale. Ad esempio, H 2O ha elevata tensione superficiale perché le sue molecole formano legami ad idrogeno multipli. Al fine di diminuire la tensione superficiale si ricorre ai tensioattivi (es: saponi, detergenti,…), che si aggregano sulla superficie e rompono i legami a idrogeno; si usano molto per agevolare la bagnabilità delle superfici o la miscibilità tra liquido diversi. Cos'è la viscosità? Quando un liquido fluisce, le sue molecole scorrono l’una accanto all’altra. La viscosità del liquido è la sua resistenza allo scorrimento ed è dovuta alle attrazioni intermolecolari che si oppongono al movimento. La viscosità diminuisce all’aumentare della temperatura: quest’ultima infatti aumenta la velocità delle molecole e queste riescono a vincere più facilmente le forze intermolecolari (es: si pensi all’olio nella padella, che più si riscalda, più diventa fluido). La viscosità di un liquido è influenzata dalla geometria molecolare: molecole lunghe fanno più contatto tra loro rispetto a quelle sferiche, e quindi hanno viscosità maggiori. Cos'è la capillarità? La capillarità è la risultante tra la competizione tra le forze intermolecolari all’interno del liquido (forze di coesione) e le forze di attrazione (forse di adesione) tra il liquido delle pareti del contenitore.

Lacapillarit a ˋlarisultantetralacompetizionetralef eˋ orzeintermolecolariall’internodelliquido(forzedic L'acqua L’acqua presenta alcune delle proprietà più insolite riscontrabili, originate dalla natura degli atomi diH eO che ne costituiscono la molecola, dalle due coppie di legame e dalle due di non legame, dalla forte differenza di elettronegatività tra H e O , dalla geometria angolare e dall’elevata polarità molecolare. Ciò permette a ciascuna molecola d’acqua di formare quattro legami a idrogeno con le molecole circostanti.

Solubilità Il grande potere solvente dell’acqua è dovuto alla sua polarità e alla sua eccezionale capacità di formare legami a idrogeno. L’acqua scioglie i composti ionici mediante forze ione-dipolo, sostanze polari (non ioniche) mediante legami a idrogeno, ma anche gas apolari mediante forze dipolo-dipolo indotto.

Calore specifico L’acqua ha un calore specifico eccezionalmente alto, a causa dell’elevato numero di legami a idrogeno da vincere per permettere alle molecole di aumentare la loro velocità media al crescere della temperatura. Il fatto che il 70% della superficie terrestre sia coperta da acqua permette quindi escursioni termiche limitate da giorno e notte (di contro, sulla luna si passa da 100 a 150°C. L’acqua ha anche un’entalpia di vaporizzazione eccezionalmente alta, che consente ad organismi come l’uomo di poter vivere (il calore prodotto dal metabolismo non viene quindi usato solo per scaldare l’organismo, ma viene usato per rompere i legami a idrogeno e far evaporare il sudore).

Tensione superficiale e capillarità L’acqua ha anche elevata tensione superficiale ed elevata capillarità. Queste consentono sia la presenza di detriti vegetali (nutrienti per specie acquatiche) sulla superficie dei corsi d’acqua, sia la vita delle piante in condizioni aride (le radici assorbono l’acqua che sale per azione capillare tra le particelle di suolo).

Ghiaccio La formazione di quattro legami a idrogeno attorno a ciascuna molecola d’acqua conferisce al ghiaccio una struttura aperta esagonale, rispecchiata nella realtà dall’elegante simmetria dei fiocchi di neve. Il mutamento correlato alla formazione di un tessuto reticolare (da liquido a solido) sta nel lieve ampliamento dell’angolo di legame H−O−H. Nel liquido è di 104, 5° , mentre il passaggio alla fase solida lo stabilizza a 109, 5° (tetraedro). I grandi spazi all’interno del ghiaccio gli conferiscono una densità inferiore rispetto all’acqua liquida (e ciò consente ad esempio il congelamento della superficie di un lago senza farla precipitare sul fondale).

Nel passaggio solido/liquido, la struttura aperta esagonale del ghiaccio crolla e le molecole diventano libere di assumere un impaccamento molto più compatto allo stato liquido, riempiendo così gli spazi della struttura solida che sta crollando. L’acqua raggiunge la massima densità (1,00 g/m L ) a 3, 98°C, dopodiché questa diminuirà leggermente per effetto della dilatazione termica. Stati fisici

Fase Si definisce fase una porzione di un sistema termodinamico che presenta stato fisico e composizione chimica uniformi, mentre altre grandezze (ad esempio temperatura e pressione) possono essere non uniformi. Un sistema omogeneo è sempre monofasico (cioè costituito di una singola fase), mentre un sistema eterogeneo è in genere polifasico (cioè costituito da più fasi). Il concetto di fase non corrisponde al concetto di stato di aggregazione, dunque quando si parla di fase solida, fase liquida o fase gassosa si sta specificando lo stato di aggregazione che caratterizza una particolare fase del sistema, ma all’interno dello stesso sistema possono essere presenti ad esempio più fasi liquide o più fasi solide; ad esempio una miscela acqua/olio ha lo stesso stato di aggregazione (liquido), ma due fasi differenti. Qualora si considerino solidi e liquidi, si preferisce parlare di fasi condensate, in quanto le loro particelle sono estremamente vicine le une alle altre.

Stati fisici Considerando una sostanza, è opportuno distinguere al suo interno: Forze intramolecolari: sono le forze di legame che si esercitano all’interno di ciascuna molecola (o ione poliatomico), e che influenzano le proprietà chimiche della sostanza. Forze intermolecolari: si esercitano tra le molecole (o ioni poliatomici ) e influenzano le proprietà fisiche della sostanza. L’energia potenziale tra particelle (atomi, molecole o ioni) in un campione di materia è dovuta a forze attrattive e repulsive, che corrispondono alle forze intermolecolari. L’interazione tra queste forze e l’energia cinetica delle particelle da origine alle proprietà di ciascuno stato di aggregazione e alle transizioni di fase (o cambiamenti di stato). Il fatto che una sostanza sia nello stato gassoso, liquido o solido dipende dall’interazione tra l’energia potenziale delle attrazioni intermolecolari (che tende a unire le molecole) e l’energia cinetica delle molecole (che tende a disperderle). Si può pertanto distinguere: Gas: l’energia di attrazione è piccola rispetto all’energia cinetica, quindi le particelle sono mediamente lontane tra loro. A livello macroscopico, questo determina il moto casuale delle particelle, l’elevata compressibilità, la fluidità e la diffusione del campione gassoso. Liquidi: le attrazioni sono più forti perché le particelle sono in contatto, ma la loro energia cinetica è ancora tale da permettere loro di muoversi casualmente l’una rispetto all’altra. A livello macroscopico, un liquido assume la forma del recipiente, ha una superficie libera, e a causa del piccolissimo spazio tra le particelle ha una compressibilità molto limitata, accompagnata da fluidità e diffusione inferiori a quelle dei gas. Solidi: le attrazioni predominano sul movimento in misura tale che le particelle rimangono in posizioni fisse l’una rispetto all’altra, oscillando intorno alle proprie posizioni. A livello macroscopico, il solido ha una forma specifica, risulta incomprimibile e le sue particelle non fluiscono. Passaggi di stato Le transizioni di fase (o passaggi di stato) sono determinate dall’interazione tra energia cinetica e forze intermolecolari. All’aumentare della temperatura, cresce l’energia cinetica media, per cui le particelle si muoveranno più rapidamente, riuscendo così a vincere le forze attrattive. È possibile distinguere le seguenti transizioni di fase: Condensazione (o liquefazione): da gas a liquido; Evaporazione (o vaporizzazione): da liquido a gas; Solidificazione (o congelamento): da liquido a solido; Fusione: da solido a liquido; Sublimazione: passaggio diretto da solido a gas;

Brinamento: passaggio diretto da gas a solido. Queste transizioni di fase sono accompagnate da variazioni di entalpia. Condensazione e solidificazione sono trasformazioni esotermiche (si libera energia quando si instaurano interazioni interpaticellari), mentre fusione ed evaporazione sono trasformazioni endotermiche (occorre energia per rompere le interazioni).

Entalpia Nel caso di una sostanza pura, ogni transizione di fase è accompagnata da una specifica variazione di entalpia (misurata a 1 atm e alla temperatura della trasformazione); ∆Hf0us indica l’entalpia standard del processo di fusione. In generale, si nota che l’entalpia di fusione è minore di quella di evaporazione: è infatti richiesta meno energia per allontanare di poco le particelle di un solido per farlo diventare liquido che per farle allontanare di tanto per farlo diventare un gas.

Passaggi di fase Si può applicare quantitativamente la teoria cinetica alle transizioni di fase mediante una curva di riscaldamento e di raffreddamento, che rappresenta le trasformazioni che avvengono quando si fornisce o si sottrae calore a velocità costante a un particolare campione di materia. Immaginando di raffreddare da 130 a 40°C un campione di acqua gassosa mantenendo costante la pressione, si distinguono i seguenti stadi esotermici:  L’acqua gassosa si raffredda: da 130 a 100°C, l’energia cinetica media delle molecole gassose diminuisce e le attrazioni diventano sempre più importanti.  L’acqua gassosa condensa: a 100°C, le molecole più lente rimangono l’una vicina all’altra tanto a lungo quanto basta affinché le attrazioni intermolecolari formino gruppi di molecole, che si aggregano in microgocce e poi in un liquido macroscopico. Durante questo passaggio, la temperatura rimane costante (e quindi anche l’energia cinetica media). Pertanto, la continua sottrazione di calore sta facendo diminuire solo l’energia potenziale per via del fatto che le molecole si stanno avvicinando e attraendo più fortemente.  L’acqua liquida si raffredda: da 100°C a 0°C, la continua cessione di calore si manifesta come una diminuzione della temperatura, e quindi dell’energia cinetica media.  L’acqua liquida solidifica: a 0°C, le attrazioni intermolecolari vincono il moto delle molecole l’una rispetto all’altra. Le molecole perdono energia potenziale e si dispongono nella struttura cristallina del ghiaccio. Il moto molecolare prosegue, ma soltanto come vibrazione degli atomi attorno alle loro posizioni fisse. La temperatura rimane costante durante questa transizione di fase.  L’acqua solida si raffredda: da 0 a 40°C, essendo il moto molecolare già limitato alla vibrazione attorno alle posizioni fisse, l’ulteriore raffreddamento riduce semplicemente la velocità media di queste vibrazioni.

Calore totale Secondo la legge di Hess, la quantità di calore rilasciata nell’intero processo è la somma delle quantità di calore rilasciate nei singoli stadi. In qualsiasi processo esotermico/endotermico a pressione costante si evidenziano due punti fondamentali: In una fase: una variazione di calore è accompagnata da una variazione della temperatura, che è associata alla variazione dell’energia cinetica media e quindi alla velocità più probabile delle molecole. La quantità di calore ceduta/acquistata dipende dalla quantità della sostanza, dal calore specifico molare e dalla variazione della temperatura. In una transizione di fase: avviene una variazione di calore a temperatura costante, associata alla variazione dell’energia potenziale, mentre varia la distanza intermolecolare media. Entrambi gli stati fisici sono presenti durante una transizione di fase. La quantità di calore ceduta/acquistata dipende dalla quantità di sostanza e dell’entalpia della transizione di fase. Si consideri un pallone aperto contenente un liquido puro a temperatura costante. Le molecole sulla superficie del liquido e in possesso di suff...