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Legge di Henry: esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

La legge di Henry: esercizi risolti per la solubilità dei gas

La legge di Henry afferma che, a temperatura costante, la quantità di un gas disciolto in un liquido è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas in equilibrio con il liquido. Questa legge può essere rappresentata matematicamente dall’espressione p = KᵢC, dove p è la pressione parziale del soluto nel gas sopra la soluzione, C è la concentrazione del soluto e Kᵢ è la costante di Henry dipendente dal soluto, dal solvente e dalla temperatura.

Dall’espressione della legge di Henry si deriva Kᵢ = p/C oppure 1/Kᵢ = C/p. Questa relazione è utile quando si verificano variazioni di condizioni a temperatura costante. Ad esempio se, inizialmente, la concentrazione del gas disciolto è C₁ e la pressione parziale è p₁ e, dopo una variazione di condizioni diventano rispettivamente C₂ e p₂, allora si avrà C₁/p₁ = C₂/p₂.

È importante considerare l’unità di misura di Kᵢ, che in alcuni casi può essere espressa attraverso l’equazione C = Kᵢp. In questo contesto, Kᵢ (reciproco della formulazione classica) assume dimensioni di M/atm o g/L atm, a seconda del modo in cui viene espressa la concentrazione.

Esercizi risolti:
1) Calcolo della quantità di anidride carbonica disciolta in 1 L di acqua gassata:
Applicando la legge di Henry, con una pressione di 2,4 atm e con Kᵢ di CO₂ in acqua pari a 29,76 atm/(mol/L) a 25 °C, si ottiene una concentrazione di 0,081 mol/L di CO₂ disciolta in acqua. Quindi, la massa di CO₂ disciolta in 1 L è pari a 3,6 g.

2) Calcolo della concentrazione di un gas disciolto in una soluzione:
Utilizzando l’equazione C₁/p₁ = C₂/p₂, se la pressione parziale del gas è 56 mm Hg quando la sua concentrazione è 0,44 g/100 mL a una pressione di 150 mm Hg, si calcola una concentrazione di 0,16 g di O₂/100 mL.

3) Calcolo della pressione parziale di un gas in relazione alla sua solubilità:
Applicando l’equazione C₁/p₁ = C₂/p₂, se la solubilità di CO₂ è 0,161 g/100 mL a 20°C alla pressione di 760 mm Hg, la pressione parziale di CO₂ affinché la sua solubilità sia di 0,886 g/100 mL risulta essere 4.182 mm Hg.

4) Calcolo della solubilità di elio in acqua:
Applicando l’equazione C = p/Kᵢ, la solubilità di elio in acqua alla temperatura di 30 °C, con una pressione parziale di 1,43 atm e Kᵢ pari a 2,70 ∙10³ atm/M, risulta essere di 5,30 ∙10⁻⁴ M.

5) Calcolo della costante di Henry e della solubilità dell’acetilene:
Considerando che 27,0 g di acetilene si sciolgono in 1,00 L di acetone alla pressione di 1,0 atm, la costante di Henry, espressa in g/L atm, risulta essere 27,0 g/L atm. Inoltre, a una pressione parziale di 12,5 atm, la solubilità dell’acetilene è di 338 g/L.

LLa egge di Raoult e la legge di Henry : il confronto

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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LLa egge di Raoult e la legge di Henry : il confronto

Questo articolo esamina il comportamento dei componenti volatili in soluzioni liquide attraverso l’analisi delle leggi di Raoult e Henry. In particolare, si discutono le formulazioni matematiche dei due enunciati, le condizioni di validità per soluzioni ideali e diluite, nonché le cause molecolari delle deviazioni osservate dall’idealità.

1. Legge di Raoult

La Legge di Raoult stabilisce che, in una soluzione costituita da due liquidi completamente miscibili (ad esempio, componenti A e B), la pressione parziale del vapore di ciascun componente nella fase gassosa sovrastante è, a temperatura costante, direttamente proporzionale alla sua frazione molare nella fase liquida e alla pressione di vapore che eserciterebbe nello stato puro alla medesima temperatura.Le equazioni che esprimono la Legge di Raoult sono P_a = P°_aX_a per il componente A e P_b = P°_bX_b per il componente B.

1.1 Formulazione Matematica

Indicando:

$P_a$ e $P_b$ : le pressioni parziali del vapore dei componenti A e B, rispettivamente;
$X_a$ e $X_b$ : le frazioni molari dei componenti A e B nella fase liquida;
$Pa∘P^\circ_a$ e $Pb∘P^\circ_b$ : le pressioni di vapore dei componenti puri alla data temperatura,

la legge di Raoult si esprime mediante le relazioni:

$Xb.P_a = P^\circ_a \, X_a \quad \text{e} \quad P_b = P^\circ_b \, X_b.$

1.2 Soluzioni Ideali e Deviazioni dalla Legge

La validità rigorosa della legge di Raoult è garantita esclusivamente per soluzioni liquide ideali, in cui le interazioni intermolecolari tra le specie differenti sono simili a quelle tra le molecole dello stesso componente. Ad esempio, miscele come benzene–toluene mostrano un comportamento che, in buona approssimazione, segue quanto previsto da Raoult.

La Legge di Raoult si applica esattamente solo alle soluzioni liquide ideali, in cui non esiste alcuna interazione tra le molecole dei componenti. Tuttavia, molte soluzioni reali, specialmente quelle formate da componenti con caratteristiche molecolari simili, seguono con buona approssimazione questa legge.

Le deviazioni positive o negative rispetto all’andamento ideale previsto dalla Legge di Raoult si verificano quando le forze di attrazione tra le molecole dei componenti in soluzione sono rispettivamente più deboli o più intense di quelle fra le molecole delle sostanze pure.

In molti casi reali, tuttavia, le forze attrattive fra le molecole differiscono, determinando deviazioni dall’andamento ideale:

Deviazioni positive: Si osservano quando l’interazione tra le molecole dei due componenti in soluzione è meno intensa rispetto a quella presente nelle sostanze pure. Tale situazione si traduce in una maggiore tendenza delle molecole a evaporare, con conseguente pressione di vapore superiore a quella prevista dalla legge di Raoult (es. miscela benzene–tetracloruro di carbonio).
Deviazioni negative: Si verificano quando le forze attrattive fra le molecole dei componenti in soluzione sono maggiori rispetto a quelle nei liquidi puri. In questo caso, l’evaporazione è meno favorita e la pressione di vapore risulta inferiore rispetto al valore calcolato secondo la legge di Raoult (es. miscela cloroformio–acetone).

A livello molecolare, le deviazioni positive indicano che l’energia richiesta per l’evaporazione dei componenti è minore a causa di interazioni intermolecolari deboli, mentre le deviazioni negative sono dovute a interazioni più forti che stabilizzano la fase liquida.

Legge di Henry e confronto con la Legge di Raoult

2. Legge di Henry

Formulata per la prima volta da William Henry nel 1803, la Legge di Henry descrive la solubilità dei gas in un liquido. Essa afferma che, a temperatura costante, la quantità di gas disciolto in un dato volume di liquido è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas in equilibrio con la soluzione.

La Legge di Henry stabilisce che la quantità di un determinato gas che si scioglie in un dato liquido è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas in equilibrio con il liquido.

Matematicamente, la legge è espressa dall’espressione P = K_H C, dove P è la pressione parziale del soluto nel gas sovrastante la soluzione, C è la concentrazione del soluto, e K_H è la costante di Henry. La principale differenza tra la Legge di Raoult e la Legge di Henry risiede nella costante di proporzionalità.

2.1 Espressione Matematica

La legge è espressa dall’equazione:

$P = K_H \, C,$

dove:

$P$ è la pressione parziale del soluto (gas) nella fase gassosa;
$C$ rappresenta la concentrazione del soluto in soluzione;
$K_H$ è la costante di Henry, espressa in termini di pressione per concentrazione, e dipende dal soluto, dal solvente e dalla temperatura.

È interessante notare che, confrontando le espressioni della legge di Raoult e della legge di Henry, si evidenzia come la pressione parziale del componente volatile sia proporzionale alla sua presenza in soluzione. La differenza sostanziale risiede nella costante di proporzionalità: la legge di Raoult può essere considerata un caso particolare della legge di Henry per cui $K_H$ coincide con la pressione di vapore del componente puro.

2.2 Soluzioni Diluite Ideali

In una soluzione ideale composta da due liquidi, si osserva che il solvente, essendo presente in larga quantità, segue rigorosamente la legge di Raoult. Al contrario, per il soluto, presente in concentrazioni relativamente basse, il comportamento osservato è meglio descritto dalla legge di Henry. In altre parole, mentre la tensione di vapore del solvente è proporzionale alla sua frazione molare con costante pari alla pressione di vapore del solvente puro, quella del soluto è proporzionale alla sua frazione molare con costante pari a $K_H$ .

In una soluzione ideale di due liquidi, entrambi i componenti obbediscono alla Legge di Raoult. Tuttavia, sperimentalmente si è osservato che a basse concentrazioni, il solvente obbedisce alla Legge di Raoult mentre il soluto segue la Legge di Henry. Le deviazioni dalla legge ideale si verificano quando solvente e soluto hanno una struttura molecolare molto simile, portando entrambi i componenti a obbedire alla Legge di Raoult.

Tali soluzioni, in cui il solvente obbedisce alla legge di Raoult e il soluto a quella di Henry, sono denominate soluzioni diluite ideali. La differenza di comportamento risiede nel fatto che le molecole di solvente, essendo in eccesso, si trovano in un ambiente che ricorda quello del solvente puro; mentre le molecole di soluto, completamente circondate da molecole di solvente, sperimentano un ambiente chimico significativamente diverso rispetto allo stato puro, modificandone così la tendenza all’evaporazione.

Le eccezioni a questo comportamento si manifestano quando soluto e solvente presentano strutture molecolari molto simili. In tali casi, nonostante il soluto sia in bassa concentrazione, il suo ambiente risulta analogo a quello del soluto puro e pertanto anche esso segue la legge di Raoult, minimizzando le deviazioni dall’idealità.

3. Conclusioni

In sintesi, la differenza principale tra la Legge di Raoult e la Legge di Henry risiede nella relazione tra la pressione parziale del componente volatile e la sua frazione molare in soluzione. Mentre la Legge di Raoult si applica specificamente alle soluzioni liquide ideali, la Legge di Henry copre un ambito più ampio, trovando applicazione anche in altri contesti.

Le leggi di Raoult e Henry forniscono un quadro fondamentale per la comprensione dell’evaporazione e della solubilità dei componenti volatili in soluzioni liquide. Mentre la legge di Raoult descrive adeguatamente il comportamento dei liquidi ideali, la legge di Henry si rivela indispensabile per interpretare il comportamento dei soluti a basse concentrazioni, portando alla definizione delle soluzioni diluite ideali.

Le deviazioni dall’idealità, sia positive che negative, possono essere spiegate in termini di interazioni intermolecolari, evidenziando l’importanza della natura chimica dei componenti nella determinazione delle proprietà colligative della soluzione.

Legge di Henry: applicazioni

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Applicazioni della legge di Henry e la solubilità dei gas in acqua

La legge di Henry stabilisce che, a temperatura costante, la solubilità di un gas in un liquido è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas. Questo significa che ogni gas presente nell’atmosfera è in equilibrio con quello disciolto nell’acqua, con particolare importanza alla concentrazione di ossigeno, fondamentale per la vita marina. La solubilità del gas dipende dalla pressione parziale del gas stesso e la quantità di gas disciolto in equilibrio con la quantità di gas indisciolto.

La costante di equilibrio per la solubilità del gas in acqua è data dalla formula K_H=P_gas/[gas]. I valori di K_H sono tabulati per molti gas e rappresentano l’equilibrio tra la fase gassosa e la fase acquosa. Ad esempio, i valori di K_H per O₂ e N₂ sono rispettivamente 769.23 e 1639.34 atm/M.

L’ossigeno disciolto nell’acqua può provenire dall’atmosfera o dalla fotosintesi delle piante acquatiche. La legge di Henry può essere utilizzata per calcolare la concentrazione molare dell’ossigeno disciolto in acqua. Ad esempio, considerando che l’aria contiene il 21% di ossigeno, la concentrazione di ossigeno disciolto in acqua risulta 0.21 atm/ 769.23 atm/M = 2.7 · 10^-4 M.

Concentrazione di ossigeno disciolto e fattori ambientali

La concentrazione di ossigeno disciolto in acqua è influenzata da diversi fattori ambientali come la temperatura, la pressione e la presenza di organismi fotosintetici. La solubilità di un gas diminuisce con l’aumentare della temperatura e aumenta con l’aumentare della pressione. Durante le ore diurne, la concentrazione di ossigeno disciolto aumenta a causa della fotosintesi. Al contrario, l’acqua utilizzata per raffreddare macchinari industriali e riversata ad una maggiore temperatura diminuisce la concentrazione di ossigeno disciolto.

Biochemical Oxygen Demand (BOD)

La presenza di sostanze inquinanti biodegradabili comporta la diminuzione della concentrazione di ossigeno disciolto a causa dell’attività aerobica dei batteri che degradano la sostanza organica. Il test di Biochemical Oxygen Demand (BOD) è ampiamente utilizzato per valutare il carico inquinante di un’acqua ed è correlato alla quantità di materiale organico. Un’acqua incontaminata avrà un BOD inferiore a 1 mg/L, mentre un fiume moderatamente inquinato avrà un BOD compreso tra 2 e 8 mg/L. Le acque di scarico non trattate avranno un BOD tra i 200 e i 600 mg/L.

In sintesi, la legge di Henry e la solubilità dei gas in acqua svolgono un ruolo fondamentale nel mantenimento della vita marina e nella valutazione della qualità dell’acqua in relazione alla presenza di sostanze inquinanti.

Attività e concentrazione degli elettroliti. Esercizi svolti

Redazione

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15 Novembre 2023

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Attività e concentrazione degli elettroliti. Esercizi svolti

Concentrazione e attività degli elettroliti – Esercizi svolti

Nel contesto dello studio delle soluzioni elettrolitiche, è necessario considerare due aspetti fondamentali:

1) Il numero di particelle presenti nelle soluzioni è sempre maggiore rispetto a quello previsto in condizioni di non dissociazione. Tutto ciò influenza il calcolo di alcune proprietà delle soluzioni, come le proprietà colligative, che sono legate al numero di particelle in soluzione, indipendentemente dalla loro natura.

2) Tra gli ioni presenti nella soluzione di un elettrolita, si verificano forze di attrazione elettrostatica che comportano un comportamento diverso della soluzione rispetto a quello previsto in assenza di tali forze.

Tali forze impediscono ad un numero più o meno grande di ioni di essere indipendenti l’uno dall’altro; di conseguenza, la massa attiva, definita come attività, del soluto è minore della concentrazione analitica iniziale.

Attività

L’attività, rappresentata dal simbolo “a”, indica la concentrazione effettiva di un soluto in soluzione, ovvero il numero effettivo di particelle che prendono parte attiva a un dato fenomeno. La relazione tra la concentrazione molare “c” di un soluto e la sua attività “a” è definita dalla formula “a = f ∙ c”, dove “f” è il coefficiente di attività del soluto. Tale coefficiente può variare tra 0 e 1: 0 +, Ca²⁺, Cl^–, SO₄^2-], tutti a concentrazione 0.2 M.

Applicando l’equazione μ = 1/2 ∑ C_i Z_i², ottieniamo un valore di 1.00 per la forza ionica di tale soluzione.

2. Calcolo della forza ionica di una soluzione 0.01 M di CaCl₂.

Applicando l’equazione, otteniamo un valore di 0.03 per la forza ionica di questa soluzione.

3. Calcolo a 25°C del coefficiente di attività medio dell’acido cloridrico in una soluzione 0.1 M, noto il diametro medio degli ioni dell’elettrolita (6 Å) e le costanti A e B (0.509 e 0.328).

Applicando l’equazione di Debye e Huckel, otteniamo un coefficiente di attività medio pari a 0.79 per la soluzione.

Riscritto da: https://chimica.today/attivita-e-concentrazione-degli-elettroliti-esercizi-svolti

Tampone fosfato: preparazione

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Preparazione del Tampone Fosfato: Importanza e Utilizzo

Il tampone fosfato è una soluzione fondamentale e versatile ampiamente impiegata nella ricerca biologica. Le soluzioni tampone si contraddistinguono per la capacità di mantenere invariato il valore del pH nonostante l’aggiunta di piccole quantità di acido o base. Questa caratteristica è di vitale importanza nei fluidi all’interno e intorno alle cellule negli organismi pluricellulari, dove il pH deve essere costante. In queste situazioni, vengono impiegati i sistemi tampone biologici, come ad esempio il sistema diidrogeno fosfato/monoidrogeno fosfato.

Equilibri e Preparazione

L’acido fosforico è un acido triprotico con diversi equilibri, ognuno caratterizzato da una costante di equilibrio (K_a) e un pK_a associato. Poiché il valore di pH richiesto normalmente oscilla tra 6 e 8, vengono impiegati NaH₂PO₄ e Na₂HPO₄, in quanto il valore di pK_a più vicino a tale range.

Procedura Pratica: Esercizio

Per ottenere un tampone fosfato a pH = 7.4, si utilizza l’equazione di Henderson-Hasselbalch:

7.4 = 7.2 + log [HPO₄^2-]/[ H₂PO₄^–]

Calcolando il rapporto [HPO₄^2-]/[ H₂PO₄^–], si ottiene 1.6, che corrisponde al rapporto tra NaH₂PO₄ e Na₂HPO₄. Utilizzando queste informazioni, è possibile preparare la soluzione tampone desiderata.

Informazioni e Risorse

Date le implicazioni cruciali di tali soluzioni tampone, esistono tabelle online che forniscono indicazioni dettagliate sul pH, il volume necessario e le quantità di sali per ottenere la soluzione desiderata, facilitando così la preparazione pratica.

Con questa conoscenza, risulta più agevole preparare questa soluzione tamponata particolarmente importante per la ricerca biologica.

*[Link dell’immagine](https://chimica.today/wp-content/uploads/2018/10/tabella.png)*

Zinco(II): reazioni

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Zinco (II) e le sue reazioni chimiche

L’Zinco (II) è noto per la sua reattività simile a quella del rame (II) ed è isomorfo ai sali di magnesio, grazie al simile raggio ionico dei due ioni. Nonostante faccia parte degli elementi del blocco d, non è tecnicamente un metallo di transizione. Poiché l’ione Zn^2+ ha una configurazione elettronica [Ar] 3d^10, con l’orbitale d completamente pieno, non forma composti colorati come gli altri metalli di transizione.

Proprietà dell’Zinco (II)

In soluzione acquosa, l’Zinco (II) forma il complesso esaaquo zinco Zn(H2O)6^2+ con un numero di coordinazione pari a +6. Durante le reazioni, l’ione in soluzione acquosa viene generalmente indicato come Zn^2+.

Composti dell’Zinco (II)

L’Zinco (II) reagisce in ambiente basico per dare un precipitato bianco gelatinoso di idrossido di zinco secondo la seguente reazione: Zn^2+(aq) + 2 OH-(aq) → Zn(OH)2(s). L’idrossido di zinco è anfotero e in presenza di eccesso di ione OH-, si forma il complesso tetraedrico con numero di coordinazione +4 tetraidrossozincato secondo la reazione: Zn(OH)2(s) + 2 OH-(aq) → [Zn(OH)4]2-(aq).

In presenza di ammoniaca, si ha la precipitazione di idrossido di zinco, ma in eccesso di ammoniaca si forma il complesso tetrammino zinco: Zn(OH)2(s) + 4 NH3(aq) → [Zn(NH3)4]^2+(aq) + 2 OH-(aq).

Le soluzioni contenenti lo ione zinco possono generare precipitati quando sono mescolate con soluzioni contenenti solfuro, ossalato e carbonato, dando origine ai precipitati ZnS, ZnC2O4, ZnCO3.

Nella presenza di ferrocianuro di potassio, si forma un precipitato secondo la reazione: 3 Zn^2+(aq) + 2 K4Fe(CN)6(aq) → K2Zn3[Fe(CN)6]2(s) + 6 K+(aq). Questa reazione può essere utilizzata per titolare una soluzione contenente lo ione zinco utilizzando difenilammina come indicatore.

L’ione zinco può essere determinato tramite titolazione complessometrica con EDTA in presenza di una soluzione tampone a pH 10, utilizzando il nero eriocromo T come indicatore.

ATP ed energia cellulare

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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ACELLULARE: Comprendere il ruolo dell’ATP e l’energia cellulare

L’adenosintrifosfato, conosciuto come ATP, svolge un ruolo cruciale come trasportatore di energia nelle cellule. Questa molecola costituisce il legame chimico fondamentale che collega i processi catabolici ed anabolici, trasferendo energia dalle reazioni che la rilasciano a quelle che la richiedono.

La struttura dell’ATP

L’ATP è composto da tre gruppi fosfato legati a una molecola di adenosina, composta di adenina e ribosio. L’idrolisi dell’ATP in ADP e fosfato, catalizzata dagli enzimi ATP-asi, conduce al rilascio di energia.

Energia associata all’ATP

La variazione dell’energia libera standard di Gibbs associata all’idrolisi dell’ATP in ADP e fosfato è di particolare importanza. Questa reazione rilascia un’energia di -7.3 kcal/mol. Similmente, l’idrolisi dell’ATP in AMP e pirofosfato rilascia energia pari a -7.7 kcal/mol. I legami ad alta energia nell’ATP sono instabili e rilasciano prontamente l’energia durante le reazioni cellulari.

Produzione di ATP nelle cellule

Le cellule producono ATP attraverso diversi processi metabolici, inclusi la fermentazione, la respirazione cellulare e la fotosintesi. L’ATP è ottenuto principalmente dall’ADP grazie all’azione dell’ATP-sintasi, che sfrutta il gradiente protonico creato dalla catena di trasporto degli elettroni per catalizzare la reazione di formazione di ATP.

In conclusione, l’ATP svolge un ruolo essenziale nel trasferimento di energia nelle cellule, facilitando i processi vitali attraverso il suo ciclico riciclaggio tra ATP e ADP. La sua struttura e la reazione di idrolisi forniscono un meccanismo attraverso il quale l’energia chimica può essere facilmente immagazzinata e rilasciata per sostenere le attività cellulari.

Esercizi svolti di termodinamica

Termodinamica

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Esercizi Termodinamica: Isobare, Isocore, Isotermo e Adiabatiche

La termodinamica è una branca della chimica che studia il comportamento energetico dei sistemi. I seguenti esercizi svolti illustrano diverse trasformazioni termodinamiche, come isobare, isocore, isotermo e adiabatiche.

Esercizio: Calcolo del Lavoro in un Processo Isobaro
In un processo isobaro, un gas ideale in un sistema pistone/cilindro viene riscaldato e si espande da 0.04 m3 a 0.10 m3 a una pressione costante di 200 kPa. Il lavoro svolto dal sistema può essere calcolato utilizzando la formula W = pΔV, da cui otteniamo W = 200 kPa(0.10 m3 – 0.04 m3) = 12 kJ.

Calcolo del Calore in un Processo Isocoro
Nel caso di un processo isocoro, in cui 0.9 kg di idrogeno vengono raffreddati da 400°C a 350°C, il calore rimosso dal sistema può essere calcolato utilizzando la formula Q = m∙Cv∙ΔT, dove Cv rappresenta il calore specifico a volume costante. Con i valori specifici dell’idrogeno, otteniamo Q = 0.9 kg ∙ 10.2 kJ/kg∙K ∙ (350 K – 400 K) = – 459 kJ.

Calcolo del Calore in un Processo Isotermo
In un processo isotermo, dove 4 moli di aria inizialmente a 1 atm e 295 K sono compresse fino a raggiungere una pressione finale di 8 atm, il calore può essere calcolato utilizzando la formula W = nRT ln(p1/p2). L’equazione fornisce W = 4 mol ∙ 8.314 J/mol ∙ K ∙ 295 K ln(1/8) = -20400 J, dimostrando che il calore è perso dal sistema.

Calcolo della Pressione in una Trasformazione Adiabatica
Infine, consideriamo un gas ideale monoatomico che si espande adiabaticamente da 1.50 m3 a 3.00 m3 alla pressione di 1.01 ∙ 105 Pa. Utilizzando l’equazione pVγ = costante, dove γ = cp/cv, e i valori specifici per un gas monoatomico, si ottiene p2 = 3.19 ∙ 104 Pa.

Questi esempi illustrano l’applicazione dei principi termodinamici nella risoluzione di problemi pratici.

Bromo

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Bromo: Storia, Ottenimento, Reazioni, Reazioni Organiche e Usi

Il bromo è un elemento appartenente al Gruppo 17 e al 4° Periodo avente configurazione elettronica [Ar] 3d10, 4s2, 4p5 che presenta numeri di ossidazione +7, +5, +4, +3, +1 e -1. È l’unico non metallo che si presenta liquido a temperatura ambiente e presenta caratteristiche simili a quelle degli alogeni che lo precedono e lo seguono nel gruppo.

Storia

Il bromo fu scoperto da due scienziati in modo indipendente. Nel 1825 Karl Jacob Löwig ottenne un liquido rossastro dall’odore sgradevole dal trattamento di un’acqua sorgiva, mentre nel 1826 Antoine Balard isolò una sostanza con le stesse proprietà. La scoperta è attribuita a Balard.

Ottenimento

Il bromo è ottenuto dall’acqua di mare dove è contenuto come bromuro trattando l’acqua con cloro. In laboratorio può essere ottenuto per ossidazione del bromuro con perossido di idrogeno in ambiente acido.

Reazioni

Il bromo ottenuto è poi allontanato dal vapore d’aria e fatto passare attraverso una soluzione di carbonato di sodio, dove avviene la reazione di disproporzione con ottenimento di bromato e bromuro.

Reazioni Organiche

Il bromo dà molte reazioni di particolare importanza nell’ambito delle sintesi organiche, tra cui l’addizione elettrofila al doppio legame e la bromurazione allilica.

Usi

Il bromo trova applicazioni nel trattamento delle acque, come pesticida, in farmaci e come ritardante di fiamma.

N-bromosuccinimmide

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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N-bromosuccinimmide: Descrizione, Sintesi e Applicazioni

La N-bromosuccinimmide (NBS), noto anche come 1-bromo-2,5-pirrolidindione, è un composto chimico appartenente alla famiglia delle immidi dell’acido succinico con formula molecolare C4H4BrNO2. A temperatura ambiente, si presenta come un solido cristallino bianco ed è solubile in acetone, tetraidrofurano, dimetilsolfossido e acetonitrile, ma poco solubile in acqua, acido acetico, etere, esano e tetracloruro di carbonio.

Sintesi di N-bromosuccinimmide

La N-bromosuccinimmide viene prodotta in laboratorio facendo reagire la succinimmide con il bromo in un ambiente basico.

Applicazioni e Reazioni

La N-bromosuccinimmide è ampiamente impiegata come fonte di bromo in sostituzioni radicaliche e nelle reazioni di addizione elettrofila. Tra le sue varie reazioni, spiccano la bromurazione allilica e la formazione delle bromoidrine.

La reazione di bromurazione allilica coinvolge la sostituzione di un atomo di idrogeno situato su un carbonio adiacente al doppio legame con il bromo. L’uso della N-bromosuccinimmide al posto del bromo è preferito in quanto il bromo tende a rompere il doppio legame originando bromuri vicinali.

Meccanismo delle Reazioni

Durante la reazione di bromurazione allilica, la N-bromosuccinimmide reagisce in presenza di piccole quantità di HBr e tetracloruro di carbonio, generando Br2 a bassa concentrazione e succinimmide. Il processo avviene in più stadi, con la scissione omolitica del bromo come fase di iniziazione seguita dalla propagazione e terminazione della reazione.

La N-bromosuccinimmide viene impiegata anche nella sintesi delle bromoidrine, caratterizzate dalla presenza di un atomo di bromo e un gruppo -OH legati ad atomi di carbonio adiacenti. La reazione tra un alchene e la N-bromosuccinimmide, in presenza di acqua o di un alcol, forma un ione bromonio a ponte e succinimmide, che reagisce con il solvente dando luogo alla formazione della bromidrina.

Queste applicazioni fanno della N-bromosuccinimmide un reagente chimico versatile e di grande importanza nella chimica organica.

Equilibrio con due soluzioni positive

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Risoluzione di equazioni di secondo grado per l’equilibrio chimico

Nel risolvere un esercizio sull’equilibrio chimico, spesso ci si trova ad affrontare equazioni di secondo grado. Ad esempio, nel calcolare la concentrazione dello ione H⁺ derivante dalla dissociazione dell’acido acetico in una soluzione 0.10 M, si considera l’equazione di equilibrio:

K_a = 1.8 ∙ 10^-5 = (x)(x)/0.10-x

È possibile semplificare questa equazione trascurando il termine sottrattivo, riducendola al semplice calcolo di 1.8 ∙ 10^-5 = x²/0.10, dove si ottiene la radice positiva x = 0.0013 M.

Semplificazioni matematiche

In altri casi, è possibile applicare semplificazioni di tipo matematico. Ad esempio, considerando la reazione H₂ + I₂ ⇌ 2 HI, con concentrazioni iniziali di H₂ e I₂ pari a 0.200 M, la risoluzione dell’equazione potrebbe condurre a un’equazione di primo grado anziché a una di secondo grado.

Esercizi e valutazione delle soluzioni

Nell’affrontare esercizi come il calcolo delle concentrazioni delle specie all’equilibrio, è importante considerare attentamente le soluzioni delle equazioni. Ad esempio, nell’esercizio per la reazione A + B ⇌ C + D, l’equazione porta a due soluzioni positive, ma solo una ha un significato fisico e va pertanto presa in considerazione.

Allo stesso modo, nel calcolare le concentrazioni delle specie all’equilibrio per la reazione COCl₂ ⇌ CO + Cl₂, si ottengono due soluzioni positive, ma solo una ha significato fisico.

Affrontare questi esercizi richiede un’attenta valutazione delle soluzioni delle equazioni, garantendo che solo quelle con significato fisico siano considerate nella risoluzione del problema.

In conclusione, la risoluzione di equazioni di secondo grado per l’equilibrio chimico richiede non solo competenze matematiche, ma anche un’attenta valutazione delle soluzioni per garantire la corretta determinazione delle concentrazioni delle specie in equilibrio.

Miscele eutettiche: applicazioni

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Applicazioni delle miscele eutettiche nelle industrie e nella chimica sostenibile

Le miscele eutettiche, caratterizzate dalla formazione di un sistema con temperatura di fusione inferiore rispetto ai singoli componenti, sono oggetto di studio per diverse applicazioni industriali e ambientali.

Questo fenomeno si verifica grazie alla riduzione della simmetria dei reticoli cristallini delle polveri quando mescolate, diminuendo le forze intermolecolari e, di conseguenza, abbassando il punto di fusione.

La formazione di una miscela eutettica dipende da diverse variabili, tra cui la miscibilità dei componenti allo stato liquido e la loro quasi totale immiscibilità allo stato solido. Inoltre, i componenti potrebbero presentare gruppi chimici in grado di formare legami intramolecolari.

Usi nell’industria farmaceutica

Nell’ambito farmaceutico, lo studio delle miscele eutettiche riveste un ruolo fondamentale, soprattutto per quanto riguarda la compatibilità tra il principio attivo e gli eccipienti nelle preparazioni farmaceutiche.

È fondamentale considerare la formazione di eutettici durante la produzione di farmaci, al fine di evitare la fusione della polvere compatta durante il processo di compattazione delle compresse.

Inoltre, in campo chimico, vengono studiati i solventi a eutettico profondo, noti anche come DES, costituiti da componenti in grado di formare una miscela eutettica tramite legami, come quelli a idrogeno.

Questi solventi giocano un ruolo cruciale nella Green Chemistry, rispondendo ai criteri della chimica sostenibile in termini di tossicità, disponibilità, riciclabilità e basso costo.

Un esempio diffuso di componente in solventi a eutettico profondo è il cloruro di colina, che viene unito a sostanze capaci di formare legami a idrogeno come l’urea, l’acido ossalico, l’acido citrico o il glicerolo.

Applicazioni nelle sintesi organiche

I solventi a eutettico profondo, come nel caso del cloruro di colina e dell’urea in rapporto molare 1:2, presentano un abbassamento significativo del punto di fusione dell’eutettico, a soli 12°C rispetto ai 302°C e 133°C dei componenti iniziali. Questo è dovuto all’interazione dello ione cloruro con l’urea.

Questi solventi sono ampiamente utilizzati nelle sintesi organiche, eliminando la necessità di operazioni di purificazione rispetto ai solventi organici tradizionali e risultando altamente riciclabili.

Le conoscenze della Chimica Fisica possono quindi contribuire all’ottimizzazione dei processi produttivi e alla riduzione dell’impatto ambientale dei processi industriali.