Gli stati di aggregazione della materia

1. Gli stati di aggregazione della materia • Solido • Liquido • Gas

2. Stato solido • Solidi covalenti (es. C) • Solidi ionici (es. NaCl) • Solidi molecolari (es. I2, ghiaccio) • Metalli

3. Stato solido • Modello a sfere rigide • Le sfere si dispongono in modo da dare luogo a diversi impaccamenti • Strutture compatte: le sfere sono sistemate in modo da rendere minimi gli spazi vuoti • Le strutture compatte sono due: esagonale compatta e cubica compatta

4. C B B A C C B Strutture compatte • Nello strato successivo le sfere tenderanno a disporsi in corrispondenza degli spazi vuoti tra le sfere del primo strato. • Esistono 6 spazi vuoti, indicati con le lettere B e C. • In uno strato compatto ogni sfera (es. A) e’ a contatto con altre 6 Indipendentemente dal fatto che le sfere occupino spazi B o C, la sfera A sara’ in contatto con altre tre sfere del piano adiacente. In totale la sfera A e’ in contatto con 12 sfere, 6 del suo strato, 3 in quello superiore e tre in quello inferiore.

5. Strutture compatte STRUTTURA ESAGONALE COMPATTA: • Secondo strato in corrispondenza dei vuoti B • Terzo strato nella posizione del primo • Sequenza di tipo ABABAB per strati successivi • Numero di coordinazione 12 • STRUTTURA CUBICA COMPATTA • (o CUBICA A FACCE CENTRATE): • Secondo strato in corrispondenza dei vuoti B • Terzo strato in corrispondenza dei vuoti C • Sequenza di tipo ABCABC per strati successivi • Numero di coordinazione 12

6. Alcune sostanze presentano strutture diverse da quelle compatte • STRUTTURA CUBICA SEMPLICE: • Una particella ai vertici di ciascun vertice del cubo • Numero di coordinazione 6 STRUTTURA CUBICA A CORPO CENTRATO: • Struttura cubica con l’aggiunta di una sferetta al centro di ogni cubo • Numero di coordinazione 8 • STRUTTURA TETRAEDRICA: • Ogni particella e’ circondata da altre 4 disposte ai vertici di un tetraedro • Numero di coordinazione 4

7. Posizione dei siti interstiziali ottaedrici (sinistra) e quelli tetraedrici (destra) relativi ad una cella cubica a facce centrate Struttura cubica a facce centrate

8. Stato liquido • Un liquido è caratterizzato da una struttura dinamica, continuamente soggetta a modifiche. • I liquidi sono quindi caratterizzati da un ordine a corto raggio, che si contrappone all’ordine a lungo raggio dei cristalli.

9. Modello strutturale dei liquidi • Si può considerare un liquido come un sistema in cui zone di ordine si alternano a zone di disordine. • Le particelle circondate da altre particelle hanno un comportamento tipico dello stato solido (Ecin oscillatoria). • Le particelle confinanti con cavità hanno un comportamento tipico dei gas (Ecin traslazionale). • Per la presenza di cavità, la distanza media tra particelle in un liquido è maggiore che in un solido e quindi l’energia potenziale è maggiore (minore in valore assoluto).

10. PV=nRT equazione di stato del gas perfetto Lo stato gassoso (P + a n2/V2)(V-nb) = nRT equazione di van der Waals per i gas reali La pressione P in un gas reale è inferiore a quella di un gas ideale: P =nRT/(V-nb) - a n2/V2 Se aumentano le forze di attrazione tra le molecole di gas, diminuisce la pressione totale. a è una misura delle forze attrattive; è diverso da gas a gas Il gas perfetto Il volume realmente a disposizione delle particelle si ottiene sottraendo al volume del recipiente quello occupato dalle molecole b è una costante tipica di ogni gas

11. Lo stato vetroso • Situazione intemedia fra lo stato solido e quello liquido. Si può descrivere come un liquido caratterizzato da altissima viscosità.

12. Le soluzioni • Sistema omogeneo costituito da almeno due componenti • Il componente maggioritario è solitamente chiamato solvente • I componenti in quantità minore sono chiamati soluti

13. Le soluzioni • Nei nostri esempi i solventi saranno sempre liquidi, mentre i soluti potranno essere, allo stato puro, solidi, liquidi o gassosi.

14. La concentrazione Per caratterizzare una soluzione occorre specificare, oltre alla natura dei componenti, anche le loro quantità relative. La concentrazione può essere espressa in vari modi: • Molarità (CM o M) = moli di soluto/ 1 dm3 di soluzione • Molalità (Cm o m) = moli di soluto / 1 kg di solvente • Frazione molare x1= n1/(n1+n2) • Massa percentuale = le parti di soluto (in massa) presenti in 100 parti di soluzione • Percentuale in volume = parti di soluto (in volume) presenti in 100 parti di soluzione

15. Esempi di calcolo 1. Calcolare quanti grammi di NaOH sono necessari per preparare 1.00 dm3 di una soluzione 0.100 M di NaOH. 0.100 mol dm-3 x 1.00 dm3 = 0.100 mol di NaOH 0.100 mol x 40.0 g mol-1 = 4.00 g

16. Esempi di calcolo 2. La densita’ di una soluzione di H2SO4 al 96.4% e’ 1.835 g cm-3. Calcolare il volume della soluzione che contiene discolta 1.0 mol dell’acido. 1 dm3 di soluzione ha massa pari a : 1000 cm3 x 1.835g cm-3 = 1835 g H2SO4 costituisce solo il 96.4% di questa massa: 1835 g x 0.964 = 1769 g di H2SO4 1769 g / 98.08 g mol-1 = 18.0 mol di H2SO4 18.0 mol : 1 dm3 = 1.0 mol : x x = 5.55 x 10-2 dm3

17. Esempi di calcolo • Calcolare la massa di nitrato di potassio che deve essere aggiunta a 250 g di acqua per preparare una soluzione 0.200 m di KNO3. 0.200 m significa che ci sono 0.200 mol in 1 kg di solvente Quindi ci occorrono: 0.200 mol /1 kg x 0.250 kg = 0.050 mol di KNO3 0.050 mol x 101.1 g/mol = 5.06 g KNO3

18. Diluizione Aggiunta di solvente ad una soluzione in modo da portare la concentrazione di soluto da un valore iniziale Mi ad un valore finale Mf (< Mi). La concentrazione cambia a causa della variazione di volume (che passa da Vi a Vf, mentre le moli totali di soluto rimangono costanti: Mi Vi = Mf Vf Es. Se si vuole diluire 10 volte una soluzione (cioè Mf=Mi/10) il volume Vf sarà: Vf = Mi Vi /Mf cioè Vf = 10Vi

19. Il processo di solubilizzazione Attacco di un cristallo di NaCl da parte dell’acqua Ioni Na+ e Cl- idrati L’attrazione elettrostatica fra ioni idrati è ridotta (80).

20. La dipendenza della solubilità dal solvente Un solvente che dà luogo a legami a H solubilizza sostanze che danno luogo a legami ad H. Solventi con forti interazioni di London dissolvono molecole non polari. Un solvente polare solubilizza molecole polari I simili sciolgono i simili