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Tensione di vapore: aspetti termodinamici, potenziale chimico

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

Tensione di vapore: aspetti termodinamici, potenziale chimico

Aspetti termodinamici della tensione di vapore e il potenziale chimico associato

La tensione di vapore di un liquido rappresenta la pressione esercitata dal vapore sulla superficie del liquido stesso all’interno di un recipiente chiuso, in condizioni di equilibrio dinamico a una determinata temperatura. Durante questo processo, il numero di molecole che si liberano dalla superficie del liquido è uguale al numero di molecole che dal vapore rientrano nel liquido, stabilendo così un equilibrio dinamico. Questa pressione, in equilibrio con il liquido, è definita tensione di vapore.

Dal punto di vista termodinamico, la tensione di vapore aumenta quando viene applicata una pressione esterna, e questo effetto può essere calcolato applicando i principi della termodinamica.

Per i solidi e i liquidi che non sono facilmente compressibili, la variazione di energia libera di Gibbs è rappresentata dalla formula ∆G ≈ V(p – p_o). Questo indica un aumento di G quando solidi o liquidi vengono compressi.

L’energia libera per molecola, espressa come G/n, è definita come il potenziale chimico, rappresentato da μ_p = μ_po + Ṽ(p – p_o), dove Ṽ indica il volume molare.

Considerando due sistemi alla stessa temperatura, il primo contenente solo acqua in equilibrio con il suo vapore e il secondo contenente anche un gas inerte come l’aria alla pressione P, si possono osservare diverse relazioni tra i potenziali chimici della fase liquida e gassosa. Nel secondo sistema, con l’aggiunta del gas inerte, si osserva un aumento della tensione di vapore del liquido quando viene applicata una pressione esterna.

In sintesi, la tensione di vapore è un fenomeno influenzato da diversi fattori termodinamici, come la pressione esterna e il potenziale chimico, che ne determinano le variazioni in diverse condizioni di equilibrio.

Fattori che influenzano il numero di coordinazione negli ioni e nelle molecole legati ad un atomo centrale

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Fattori che influenzano il numero di coordinazione negli ioni e nelle molecole legati ad un atomo centrale

Il numero di coordinazione, che rappresenta il numero di ioni o molecole legati a un atomo centrale, può assumere valori comuni come 2, 4 e 6. I composti di coordinazione, noti anche come complessi, sono formati dall’addizione di composti capaci di esistere autonomamente.

Un esempio è l’aggiunta di ammoniaca ad una soluzione acquosa di cloruro di nichel (II), che produce un nuovo composto la cui stechiometria può essere espressa dalla formula NiCl₂· 6 NH₃, in cui l’atomo di nichel (II) coordina sei molecole di ammoniaca, definendo così il numero di coordinazione. I gruppi coordinati sono chiamati leganti, e l’atomo del gruppo che è direttamente legato all’atomo metallico è detto atomo donatore

Fattori che influenzano il numero di coordinazione

Il numero di coordinazione è influenzato dalle dimensioni dello ione metallico e dei leganti, nonché da fattori elettronici come la carica che dipende dalla configurazione elettronica dello ione metallico. Questi effetti competitivi sono descritti dal potenziale ionico, definito come il rapporto tra carica e raggio. Metalli con grandi dimensioni e leganti di piccole dimensioni presentano un alto numero di coordinazione, mentre metalli di piccole dimensioni e leganti di grandi dimensioni presentano un basso numero di coordinazione. Alcuni esempi sono [Mo(CN)₈]⁴⁻ e Pt[{P(C₆H₅)₃}₃].

Geometria dei complessi in base al numero di coordinazione

I complessi con numero di coordinazione 2 hanno una geometria lineare e si presentano con cationi di metalli pesanti aventi configurazione elettronica d¹⁰, ad esempio [Au(CN)₂]⁻ e [Ag(NH₃)₂]⁺.

I complessi con numero di coordinazione 3 sono poco comuni e possono presentare più di una geometria molecolare, come trigonale planare, trigonale piramidale o a forma di T.

I complessi con numero di coordinazione 4 possono avere geometrie tetraedriche o quadrato planari. La geometria tetraedrica è tipica di complessi che comprendono cobalto e rame, come [CoCl₄]²⁻ e [CuCl₄]²⁻, mentre la geometria quadrato planare è esibita da complessi come il cisplatino cis-Pt(Cl)₂(NH₃)₂.

I complessi con numero di coordinazione 5 possono avere geometrie trigonale bipiramidali o quadrato-piramidali, come nel caso di [CuCl₅]³⁻ (trigonale bipiramidale) e [Ni(CN)₅]³⁻ (quadrato-piramidale).

Infine, i complessi con numero di coordinazione 6 possono avere geometrie come esagonale planare, a forma di prisma trigonale (in genere con leganti bidentati come gli ossalati) e ottaedrica, che è la più comune. I complessi con geometria ottaedrica sono spesso costituiti da ioni metallici della prima riga dei metalli di transizione.

Oltre il numero di coordinazione 6, i complessi possono presentare varie geometrie e sono tipici di metalli con grandi dimensioni come i lantanidi. Esempi sono costituiti dai complessi [NbF₇]²⁻ e [ReH₉]²⁻.

Equilibrio chimico: trattazione sistematica, equilibri, equazioni

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Equilibrio chimico: trattazione sistematica, equilibri, equazioni

Equilibrio chimico: trattazione sistematica, equilibri e equazioni

Quando si affronta un equilibrio chimico, è fondamentale considerare tutte le variabili coinvolte e evitare assunzioni e semplificazioni affrettate. Inizialmente, è necessario scrivere tutte le reazioni e le espressioni delle costanti di equilibrio, prendendo in considerazione tutte le specie coinvolte. Se il numero delle equazioni non coincide con il numero delle incognite, è indispensabile redigere il bilancio di massa e delle cariche, e tutto ciò che possa garantire un equilibrio tra il numero di incognite e di equazioni. Successivamente, si procederà alla risoluzione di un sistema di equazioni, valutando eventuali semplificazioni che non compromettano l’accuratezza dei risultati.

Un esempio di approccio sistematico in un problema legato all’equilibrio chimico è il calcolo del pH di una soluzione 1.0 M di HF, con un errore massimo del ± 5%.

# Reazioni di equilibrio

Sono da considerare due reazioni di equilibrio:
1) Dissociazione dell’acido:
HF(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + F-(aq)
L’espressione della costante di equilibrio è: Ka = [H3O+][F-]/[HF] = 6.8 ∙ 10^-4 (1)

2) Autoionizzazione dell’acqua:
2 H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)
L’espressione della costante relativa a questo equilibrio è: Kw = [H3O+][OH-] = 1.00 ∙ 10^-14 (2)

Le incognite sono 4: [H3O+], [F-], [HF] e [OH-], mentre le equazioni disponibili sono due. Pertanto, si rende necessario trovare altre due equazioni, ossia il bilancio di massa e il bilancio delle cariche.

# Assunzioni

Per semplificare i calcoli e rendere più agevole la procedura, possono essere fatte delle assunzioni:
– Prima assunzione: dato che HF è un acido, si può assumere che [H3O+] >> [OH-].
– Seconda assunzione: poiché HF è un acido debole, si può presumere che la maggior parte rimanga indissociata e quindi [HF] >> [F-].

Prima di accettare le risposte ottenute, è necessario verificare la validità delle assunzioni fatte. Una volta confermata la congruenza delle assunzioni, si può procedere al calcolo del pH.

Se si desidera calcolare il pH di una soluzione 1.0 M di HF con un errore massimo del ± 1%, non è possibile effettuare la seconda assunzione e la semplificazione del bilancio di massa non è permessa. In questo contesto, occorre considerare che la relazione C_HF = [HF] + [F-] non può essere semplificata. La procedura richiede quindi il calcolo attento e accurato per ottenere risultati validi e affidabili.

In tal caso, applicando le adeguate considerazioni e procedure, si potrà determinare con precisione il pH della soluzione, garantendo la massima attendibilità dei risultati ottenuti.

Metallo carbonili: caratterizzazione, sintesi

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Metallo carbonili: caratterizzazione, sintesi

Metallo carbonili: caratteristiche e sintesi

I complessi dei metallo carbonili sono costituiti dai metalli di transizione e dai leganti di monossido di carbonio. Questi complessi vengono impiegati come catalizzatori e precursori di altri composti organometallici nelle sintesi organiche.

Il monossido di carbonio è composto da un atomo di carbonio legato a un atomo di ossigeno tramite un triplo legame, che si forma da due legami covalenti e un legame dativo.

Il monossido di carbonio è un legante di tipo L, che possiede due elettroni e si lega ai metalli di transizione attraverso una retrodonazione π. Questo tipo di legame coinvolge un’interazione elettronica complessa tra il monossido di carbonio e il metallo.

Le proprietà elettroniche del metallo influenzano il peso della retrodonazione nei metallo carbonili.

La tecnica principale per la caratterizzazione dei metallo carbonili è la spettroscopia I.R. Le frequenze corrispondenti allo stretching Carbonio-Ossigeno variano a seconda del complesso metallico e sono influenzate dalla retrodonazione.

Le frequenze dei metallo carbonili sono proporzionali alla forza del legame C-O e inversamente proporzionali alla forza della retrodonazione π tra metallo e carbonio.

Le reazioni di sintesi dei metallo carbonili sono oggetto di ricerche continue per la loro importanza. Due delle principali reazioni di sintesi sono la reazione diretta tra metallo e CO e la riduzione dei sali metallici e degli ossidi in presenza di monossido di carbonio ad alta pressione e agenti riducenti.

In conclusione, i metallo carbonili rappresentano una classe di composti di interesse per le loro applicazioni in sintesi organiche e catalisi, nonché per le loro caratteristiche legate alle interazioni elettroniche complesse con il monossido di carbonio. La continua ricerca sulle loro sintesi e caratteristiche contribuisce a comprendere e sfruttare appieno le potenzialità di tali composti.

Metalli di transizione: proprietà, composti

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Metalli di transizione: proprietà, composti

Metalli di transizione: caratteristiche e composti

I metalli di transizione sono elementi posizionati tra quelli del blocco s e quelli del blocco p della tavola periodica. Tali elementi sono suddivisi in elementi del blocco s e del blocco p detti elementi principali, metalli di transizione, lantanidi e attinidi.

Spesso, sono erroneamente definiti come metalli del blocco d, ossia quei metalli che presentano elettroni nel livello d. Tuttavia, un metallo di transizione è definito come un elemento che può dare uno o più ioni che presentano un orbitale d incompleto.

In base a questa definizione, il scandio e lo zinco, pur appartenendo al blocco d, non sono considerati metalli di transizione. Al contrario, il rame può essere considerato un metallo di transizione in quanto il suo ione Cu2+ ha il livello d incompleto.

Il disaccordo sulla classificazione di questi elementi suggerisce che le differenze tra le categorie non siano chiare.

Proprietà dei metalli di transizione

I metalli di transizione sono malleabili e duttili, conducono il calore e l’elettricità e formano ioni positivi. La possibilità di presentare più numeri di ossidazione è una delle loro caratteristiche principali, come nel caso del ferro che ha numeri di ossidazione variabili.

Composti dei metalli di transizione

I sali dei metalli di transizione possono mostrare comportamenti diversi. Ad esempio, il cloruro di cromo (III) è un composto viola che si scioglie in una soluzione ammoniacale per dare un composto giallo avente formula CrCl3·6NH3, che può essere isolato a seguito dell’evaporazione dell’ammoniaca.

Inoltre, i metalli di transizione formano ioni complessi in cui un ione metallico coordina intorno a sé altre molecole o ioni negativi tramite un legame di coordinazione. Possono dare composti colorati e presentare attività catalitica, come nella sintesi dell’ammoniaca in cui viene usato il ferro o nell’idrogenazione catalitica degli alcheni in cui viene usato il nichel.

In conclusione, i metalli di transizione mostrano una vasta gamma di proprietà e comportamenti, che li rendono oggetto di interesse e studio in diversi ambiti scientifici.

Reazioni del primo ordine. Esercizi svolti e commentati

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Reazioni del primo ordine. Esercizi svolti e commentati

Reazioni del primo ordine: teoria e risoluzione di esercizi

Le reazioni del primo ordine sono caratterizzate dal logaritmo naturale della concentrazione, che funziona come una funzione lineare del tempo secondo l’equazione ln [A]= ln [A_o] – kt. Il parametro k, unità di misura s^–1, e il tempo di dimezzamento, indicato come t_1/2, sono fondamentali nella cinetica delle reazioni del primo ordine. Il tempo di dimezzamento rappresenta il tempo necessario per dimezzare la concentrazione iniziale.

Per risolvere esercizi relativi alla cinetica delle reazioni del primo ordine, è possibile sfruttare l’equazione del logaritmo naturale della concentrazione insieme al tempo di dimezzamento.

A titolo di esempio, possiamo considerare i seguenti esercizi:
1) Calcolare il tempo di dimezzamento di una reazione del primo ordine se il 68% di una sostanza reagisce in 66 secondi.
2) Determinare concentrazioni e tempi di reazioni considerando la decomposizione del cloroetano a temperature elevate.
3) Calcolare la costante k e il tempo necessario nel caso in cui la quantità di reagente rimasta sia il 32.5% rispetto alla quantità iniziale.

Risolvere questi esercizi coinvolge il calcolo della costante k e il tempo necessario per raggiungere concentrazioni specifiche. La loro risoluzione richiede l’uso delle equazioni del logaritmo naturale della concentrazione e del tempo di dimezzamento, insieme all’interpretazione dei dati forniti.

Infine, un esercizio può richiedere di calcolare la concentrazione iniziale, dati il tempo di dimezzamento e la concentrazione del reagente in un preciso momento.

Affrontare esercizi di questo tipo è fondamentale per comprendere e applicare i principi della cinetica delle reazioni del primo ordine in ambito chimico.

pH di acidi e basi monoprotici. Esercizi svolti e commentati

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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pH di acidi e basi monoprotici. Esercizi svolti e commentati

pH: Calcolo e applicazioni con esempi risolti

Il calcolo del pH di acidi e basi monoprotici è un’operazione semplice nel contesto dell’equilibrio chimico. In particolare, il calcolo del pH di acidi e basi monoprotici forti risulta ancora più agevole poiché la concentrazione di H+ per gli acidi, e di OH- per le basi, coincide con quella dell’acido o della base.

Il pH è determinato dalla relazione pH = – log [H+] ed è correlato al pOH definito come pOH = – log [OH-], poiché a 25°C la somma del pH e del pOH è pari a 14. Per determinare il pH di acidi e basi monoprotici, è sufficiente conoscere la concentrazione degli ioni H+ presenti in una soluzione. Ciò nonostante, le tipologie di esercizi che possono essere proposti sono molteplici.

Esercizi:

1)

Calcolare il pH di una soluzione 0.100 M di CH3COOH sapendo che K*a* vale 1.86 ∙ 10^-5

L’acido acetico, un acido debole, dà luogo all’equilibrio: CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+. Ciò implica che solo una parte di acido si dissocia. Sostituendo i valori nell’espressione della costante di equilibrio si ottiene il valore dell’acido acetico.

K*a* = 1.86 ∙ 10^-5 = [CH3COO-][ H+]/[CH3COOH] = (x)(x)/0.100-x

Risolvendo l’equazione, si ottiene x = [H+] = 1.36 ∙ 10^-3 M, da cui pH = – log [H+] = – log 1.36 ∙ 10^-3 = 2.87

2)

Calcolare il pH di una soluzione 0.100 M di NH3 sapendo che K*b* vale 1.75 ∙ 10^-5

L’ammoniaca, una base debole, dà luogo all’equilibrio: NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-. Ripetendo il procedimento come nell’esercizio precedente, si calcola che il pH è 11.1.

3)

Calcolare la concentrazione di NH3 necessaria affinché il pH della soluzione sia pari a 11.0 sapendo che K*b* vale 1.75 ∙ 10^-5

Dall’equilibrio NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH- si calcola la concentrazione di NH3 affinché il pH sia pari a 11.0.

4)

Calcolare il pH di una soluzione 0.100 M di CH3COONa sapendo che il valore di K*a* dell’acido acetico vale 1.86 ∙ 10^-5

Il processo di calcolo viene applicato al sale di sodio ottenendo il valore del pH della soluzione.

Questi esempi svolgono diverse applicazioni del calcolo del pH per acidi e basi monoprotici, dimostrando la varietà di situazioni in cui è possibile utilizzare questo concetto in chimica.Calcolo del pH in una soluzione di un acido debole

Nel calcolo del pH di una soluzione 0.010 M di un acido debole, dove la costante K_a vale 1.5 ∙ 10^-1, si considera che all’equilibrio si abbia [H⁺] = [A^–] = x e [HA] = 0.010-x.

Sostituendo questi valori nell’espressione della costante di equilibrio si ottiene l’equazione K_a = 1.5 ∙ 10^-1 = (x)(x)/ 0.010-x. Poiché il valore di K_a è abbastanza elevato, non si può trascurare la x sottrattiva al denominatore. Pertanto, si deve risolvere l’equazione di secondo grado: 1.5 ∙ 10^-1 = x²/ 0.010-x.

Riordinando, si ottiene x² + 1.5 x 10^-1 x – 1.5 x 10^-3 = 0. Utilizzando la formula risolutiva di un’equazione di secondo grado, si ottiene, scartando la radice negativa, che x = 0.0094 M, da cui pH = 2.0.

Solubilità di un acido organico monoprotico

Per calcolare la solubilità di un acido organico monoprotico con pK_a pari a 4.875 e pH di una soluzione satura pari a 3.700, partiamo calcolando la K_a e [H⁺]: K_a = 10^-4.875 = 1.334 ∙ 10^-5 e [H⁺] = 10^-3.700 = 1.995 ∙ 10^-4 M.

Assumendo HA come tale acido, si ha [H⁺] = [A^–] = 1.995 ∙ 10^-4 M. Sostituendo tali valori nell’espressione della costante di equilibrio si ottiene K_a = 1.334 ∙ 10^-5 = [H⁺] [A^–]/[HA] = (1.995 ∙ 10^-4 )( 1.995 ∙ 10^-4 )/ [HA]. Da cui [HA] = (1.995 ∙ 10^-4 )( 1.995 ∙ 10^-4 )/ 1.334 ∙ 10^-5 = 2.984 ∙ 10^-3 M.

Valore della costante di equilibrio a pH noto

Per valutare quanto vale la concentrazione dello ione acetato all’equilibrio di una soluzione satura, si consideri che essa sarà pari a 0.100-x e le concentrazioni di CH₃COO^– e di H⁺ saranno quindi pari a x. Sostituendo questi valori nell’espressione della K_b si ha: K_b = 5.38 ∙ 10^-10 = (x)(x)/ 0.100-x. Poiché il valore di K_b è piccolo, si può trascurare la x sottrattiva presente al denominatore. Pertanto si ha: 5.38 ∙ 10^-10 = (x)(x)/ 0.100. Moltiplicando ambo i membri per 0.100 si ottiene: 5.38 ∙ 10^-11= x². Estraendo la radice quadrata e scartando la radice negativa si ottiene x = [OH^–] = 7.33 ∙ 10^-6 M, da cui pOH = 5.13 e quindi pH = 14 – 5.1 3 = 8.87.

Diagrammi di fase binari: interpretazione

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Diagrammi di fase binari: interpretazione

I diagrammi di fase consentono di identificare le fasi presenti, la loro abbondanza e la composizione per una data temperatura e composizione. Sono ottenuti dall’analisi termica di sistemi binari e descrivono il rapporto tra temperatura e composizione o pressione e composizione della miscela.

Nei diagrammi di fase binari, possono essere presentati sistemi che seguono la Legge di Raoult, con azeotropo o eutettico. In particolare, verrà analizzato un diagramma di fase con eutettico, rappresentante una miscela di sostanze con un punto di fusione minore rispetto a quello delle singole sostanze che la compongono.

La composizione può essere espressa in frazione molare o percentuale di A o B, e le curve delimitano il campo di esistenza della fase liquida e solida, mentre una retta delimita il campo di esistenza dello stato solido.

Interpretazione del diagramma

Nel diagramma T-x, i punti Tm_A e Tm_B rappresentano rispettivamente la temperatura di fusione di A e di B. Il punto eutettico, indicato con E, delimita il campo di esistenza dello stato solido e in esso tutte e tre le fasi (liquida, cristalli di A e cristalli di B) sono in equilibrio.

La temperatura di fusione per tutte le composizioni tra A puro e B puro è minore rispetto alla temperatura di fusione delle singole sostanze. Durante la cristallizzazione di un liquido, la composizione finale del sistema è uguale a quella iniziale, e la formazione di cristalli di A o B influisce sulla composizione del liquido.

A temperature comprese tra T₁ e T_E sono presenti due fasi: liquida e cristalli di A, mentre alla temperatura T_E coesistono tre fasi: liquida, cristalli di A e cristalli di B. Al di sotto di T_E, la fase liquida scompare e il liquido cristallizza completamente in cristalli di A e B, mantenendo la proporzione originaria.

In sintesi, per la composizione X: T > T₁ → tutto liquido; T₁ E → liquido + cristalli di A; T_E → liquido + A + B; T E → A + B solidi.

Pressione osmotica. Esercizi di livello difficile svolti e commentati

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Pressione osmotica. Esercizi di livello difficile svolti e commentati

Pressione osmotica: calcoli e esercizi avanzati

La pressione osmotica di una soluzione può essere calcolata utilizzando l’equazione π = MRT, dove M rappresenta la molarità della soluzione, R è la costante universale dei gas e T è la temperatura in Kelvin. Inoltre, l’indice di van’t Hoff, che esprime il numero di ioni prodotti dalla dissociazione di un soluto, deve essere preso in considerazione.

Per esempi di soluzioni contenenti diversi tipi di elettroliti è necessario considerare l’indice di van’t Hoff. Ad esempio, per il cloruro di sodio che si dissocia in Na+ e Cl-, l’indice di van’t Hoff è 2, mentre per il citrato di sodio che si dissocia in 3 Na+ e C6H5O73- l’indice di van’t Hoff è 4. Per un non elettrolita come il glucosio, l’indice di van’t Hoff è 1.

Un esercizio di calcolo della pressione osmotica coinvolge il calcolo della pressione osmotica di una soluzione contenente diversi composti a una certa temperatura. Una volta calcolate le concentrazioni molari dei vari soluti, la pressione osmotica può essere determinata applicando l’equazione π = MRT.

Per calcolare il prodotto di solubilità di un sale, è necessario tenere conto dell’equilibrio di dissociazione del sale. Utilizzando le concentrazioni delle specie ioniche in soluzione e l’espressione del prodotto di solubilità, è possibile calcolare il Kps del sale.

Per determinare la costante di equilibrio di un’equazione di dissociazione, è necessario utilizzare l’indice di van’t Hoff e le concentrazioni delle specie in equilibrio. In base all’equilibrio di dissociazione e alla pressione osmotica, è possibile calcolare la costante K_a di un acido debole.

Il calcolo del grado di dissociazione di una soluzione acquosa può essere eseguito utilizzando l’indice di van’t Hoff e le concentrazioni delle specie in equilibrio. Questo può essere particolarmente utile nel caso di acidi deboli, dove la parziale dissociazione porta a una certa concentrazione di ioni in soluzione.

In conclusione, i calcoli della pressione osmotica, del prodotto di solubilità, della costante di equilibrio e del grado di dissociazione sono importanti applicazioni della teoria chimica che coinvolgono concetti come l’equilibrio di dissociazione, l’indice di van’t Hoff e le proprietà delle soluzioni.

Precipitazione selettiva. Esercizi svolti e commentati

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Precipitazione selettiva. Esercizi svolti e commentati

Precipitazione Selettiva: Esercizi Risolti e Commentati

La precipitazione selettiva avviene quando il sale meno solubile precipita prima del secondo, che è più solubile. È possibile separare una miscela di ioni metallici in soluzione utilizzando anioni, che formano sali poco solubili. Allo stesso modo, una miscela di anioni può essere separata con ioni metallici appropriati.

Esercizi

Esercizio 1: Precipitazione di Solfati di Calcio e Stronzio

Nel caso di rapporti di sali poco solubili a 1:1, la solubilità può essere dedotta dai prodotti di solubilità. Ad esempio, il solfato di stronzio precipita per primo in una soluzione di Ca2+ e Sr2+ a concentrazione 0.10 M, a cui viene aggiunto Na2SO4.

La concentrazione del solfato necessaria per far precipitare il solfato di stronzio è di 2.8 ∙ 10^-6 M. Successivamente, diminuendo la concentrazione di Ione Sr2+, il solfato di calcio inizia a precipitare quando la concentrazione del solfato raggiunge 2.4 ∙ 10^-4 M. La concentrazione dello ione Sr2+ in soluzione è di 1.2 ∙ 10^-3 M.

Esercizio 2: Precipitazione di Cloruri di Argento e Piombo

Nel caso di una miscela di Ag+ e Pb2+ a concentrazioni 0.015 M e 0.0050 M, l’AgCl precipita per primo. La concentrazione di Cl- necessaria per far precipitare l’AgCl è di 1.2 ∙ 10^-8 M. Successivamente, la concentrazione di Cl- necessaria per precipitare il PbCl2 è di 5.7 ∙ 10^-2 M. In un intervallo di concentrazione tra 1.2 ∙ 10^-8 M e 5.7 ∙ 10^-2 M, può avvenire una precipitazione selettiva di solo AgCl e non PbCl2.

Esercizio 3: Precipitazione di Alluminio e Calcio

In una soluzione contenente ione Al3+ a 0.0099 M e ione calcio a 0.021 M, il fosfato di calcio precipita per primo. La concentrazione dello ione fosfato necessaria per far precipitare il fosfato di calcio è di 1.5 ∙ 10^-12 M. La concentrazione di ione alluminio quando la concentrazione di fosfato è 1.5 ∙ 10^-12 M è di 6.7 ∙ 10^-10 M.

In ogni caso, si può osservare come i prodotti di solubilità e le concentrazioni influenzino il processo di precipitazione selettiva.

Questi esercizi illustrano la teoria della precipitazione selettiva e l’applicazione dei prodotti di solubilità nel calcolo delle concentrazioni necessarie per la precipitazione dei sali poco solubili.

Entropia nei processi reversibili. Esercizi

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Entropia nei processi reversibili. Esercizi

Processi reversibili: Esercizi sulla variazione di entropia

Nel corso della trasformazione di un passaggio di stato, l’entropia subisce variazioni che possono essere sia positive che negative. Ad esempio, durante la vaporizzazione di un liquido si passa da uno stato di maggiore ordine a uno di maggiore disordine, aumentando l’entropia. Invece, durante il passaggio da liquido a solido, si passa da uno stato di maggiore disordine a uno di maggiore ordine, diminuendo l’entropia.

La variazione di entropia in un processo reversibile avviene in condizioni di pressione e temperatura costante. Nella trasformazione di fase, come la vaporizzazione o la solidificazione, la variazione di entropia può essere calcolata utilizzando l’equazione ΔS = ΔH/T, dove ΔS rappresenta la variazione di entropia, ΔH è la variazione di entalpia e T è la temperatura. Nella riscaldamento o nel raffreddamento senza cambio di fase, la variazione di entropia può essere calcolata utilizzando l’equazione ΔS = nCp ln(T2/T1), dove n è il numero di moli e Cp è il calore specifico a pressione costante.

Esercizi sulla variazione di entropia

1) Calcolo dell’entropia standard per la vaporizzazione dell’acqua a 100 °C

ΔHvap = 44.0 kJ/mol
T = 373 K
ΔS°vap = 44000 J/mol/373 K = 118 J/mol K

2) Variazione di entropia durante il riscaldamento di un blocco di rame

Massa del rame = 7.0 Kg
Cp = 24.44 J/mol K
ΔS = 110.15 mol ∙ 22.44 J/mol K ln(1000 K/300 K) = 3241 J/K

3) Entropia durante la solidificazione del mercurio

ΔHfus = 2.29 kJ/mol
Massa di mercurio = 50.0 g
ΔS = – 2.44 J/K

4) Variazione di entropia durante la condensazione dell’etanolo

ΔHvap = 38.56 kJ/mol
Massa dell’etanolo = 68.3 g
ΔS = – 163 J/K

In ciascuno dei casi, le variazioni di entropia vengono calcolate utilizzando le relative equazioni e costanti specifiche dei materiali coinvolti. Questi esercizi consentono di approfondire il concetto di entropia e di comprenderne le variazioni in diverse situazioni termodinamiche.

Decomposizione del carbonato di calcio. Termodinamica

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Decomposizione del carbonato di calcio. Termodinamica

La decomposizione del carbonato di calcio, processo noto in ambito chimico, porta alla formazione di ossido di calcio e biossido di carbonio secondo la reazione endotermica: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) con un valore ΔH° = + 179 kJ/mol. Questa reazione deve essere condotta ad alta temperatura e si può fare affidamento alle leggi della termodinamica per determinare la temperatura più adatta. Il monossido di calcio, noto anche come calce viva, è uno dei principali prodotti dell’industria chimica. Questa sostanza è utilizzata in vari settori, come l’edilizia, l’industria chimica e in agricoltura come correttivo dei terreni acidi.

Dalla calce viva si ottiene, dopo la reazione di spegnimento, la calce idrata o calce spenta, impiegata come materiale da costruzione e nella preparazione di malte aeree e di alcune malte idrauliche. Inoltre, il monossido di calcio è utilizzato per la preparazione del cloruro di calcio, della soda, della potassa caustica e in vari processi, come il trattamento delle acque di rifiuto e dei fanghi, nonché nella potabilizzazione delle acque.

La variazione di entropia standard di una reazione è espressa dalla formula: ΔS°sis = Σ ΔS°prodotti – Σ ΔS°reagenti. Nel caso della decomposizione del carbonato di calcio, la variazione di entropia totale è positiva, ma affinché la reazione avvenga spontaneamente, è necessario che ΔS°tot > 0. Il calcolo indica che la reazione non è spontanea a temperatura ambiente e occorre sollevare la temperatura a oltre 839 °C affinché avvenga spontaneamente.

Tuttavia, è importante notare che a temperature minori di 550 °C, il carbonato di calcio si trova in equilibrio con il monossido di calcio e il biossido di carbonio. Solo a temperature più elevate di 550 °C, la pressione del biossido di carbonio diventa maggiore rispetto a quella contenuta nell’aria, permettendo la decomposizione del carbonato di calcio.

In breve, la decomposizione del carbonato di calcio è un processo importante nell’industria chimica, con una variazione di entalpia significativa e richiede temperature elevate affinché avvenga spontaneamente.