LE PROPRIETA’ DELLA
MATERIA
STATO SOLIDO
ad una data temperatura, atomi e molecole sono legati da forze
sufficienti perché il moto termico, sempre presente, salvo che allo
zero assoluto, non modifichi le mutue posizioni permanentemente;
perciò la forma ed il volume sono praticamente definiti;
STATO LIQUIDO
i legami interatomici e intermolecolari sono allentati, permettendo
così una certa mobilità di atomi e molecole, ma non
l'allontanamento definitivo; il volume resta perciò praticamente
definito, mentre non lo è più la forma
STATO GASSOSO
le particelle, avendo una energia termica molto superiore
all'energia di interazione interatomica e intermolecolare, tendono
ad allontanarsi l'una dall'altra e praticamente non si influenzano tra
loro; si ha perciò la massima espansione nello spazio disponibile.
Gli stati della materia: solido, liquido e gassoso
Stato solido
Stato liquido
Stato gassoso
Forma:
costante, rigida e fissa
variabile: la stessa del contenitore
variabile: la stessa del
contenitore
Volume:
costante
costante
variabile: la stessa del
contenitore
Movimento
delle
particelle:
vibrano attorno a delle
posizioni fisse
le particelle si muovono, ma
interagiscono tra di loro
ogni particella si muove
indipendentemente dalle
altre
A livello di proprietà macroscopiche, solidi e liquidi presentano alcune
somiglianze:
entrambi hanno
un volume definito,
sono poco o nulla comprimibili e
hanno densità elevata;
ciò può essere messo in relazione con il fatto che nei liquidi e nei solidi le
particelle sono molto vicine e trattenute da forze attrattive efficaci nel
limitare il loro movimento.
Non mancano, comunque, le differenze:
i liquidi si caratterizzano per la fluidità, che li porta ad assumere la forma
del contenitore, e per una disposizione delle particelle meno ordinata
e più variabile rispetto alla struttura di un solido cristallino.
Nei gas le particelle, più lontane e meno trattenute, possono occupare
tutto lo spazio a disposizione:
le specie gassose sono quindi caratterizzate da una
bassa densità e da un’elevata comprimibilità.
Nel diamante, ad esempio, ogni atomo di carbonio (ibridato sp3) è legato
attraverso legami covalenti con altri quattro secondo una geometria tetraedrica;
struttura analoga hanno il Si ed il carburo di silicio (SiC).
Anche nella silice (SiO2) l’atomo di Si è legato con 4 atomi di O posti ai vertici
di un tetraedro in cui Si occupa il centro; inoltre, atomi di Si appartenenti a
tetraedri adiacenti sono uniti da un atomo di O a ponte.
Tornando al carbonio, si può notare come il C possa cristallizzare in due
forme diverse (diamante e grafite), dando luogo al fenomeno dell’allotropia.
La grafite rappresenta la forma stabile a temperatura e pressione ordinaria,
ma in realtà anche il diamante è stabile, in quanto la velocità della
trasformazione diamante- grafite è molto bassa a T ambiente (si parla, in
questo caso, di stabilità cinetica).
Nella grafite gli atomi sono disposti ad esagono su piani paralleli; ogni
atomo di C ibridato sp2 impegna tre elettroni in tre legami covalenti con
atomi adiacenti, mentre il quarto elettrone risulta delocalizzato sull’intero
strato. Da un lato, quindi, i forti legami covalenti all’interno di uno strato
spiegano l’elevato punto di fusione, mentre le deboli interazioni tra gli strati,
che possono scorrere gli uni sugli altri, giustificano le sue proprietà di
conduttore e di lubrificante.
Vi è anche una terza forma allotropica del C, ottenuta in laboratorio, e
rappresentata da un gruppo di composti, detti fullereni; il composto più
studiato ha 60 atomi di C.
SOLIDI IONICI
Composti costituiti da atomi con forte differenza di elettronegatività
formano macrostrutture ioniche in cui gli elettroni vengono trasferiti alla
specie più elettronegativa e gli anioni ed i cationi così formati sono tenuti
insieme da legami ionici, di natura elettrostatica.
Le forti attrazioni tra ioni di carica opposta li rendono duri, ma se vengono
colpiti di taglio lungo un determinato piano è possibile sfaldare il cristallo
in due porzioni; sempre a causa delle forze di attrazione, i solidi ionici
hanno punti di fusione elevati, anche se inferiori a quelli dei solidi
covalenti.
Inoltre, essi sono solubili nei solventi polari, come l’acqua, in cui si
stabiliscono interazioni tra gli ioni del reticolo e le molecole del solvente;
non si sciolgono, invece, nei solventi apolari. Allo stato solido sono cattivi
conduttori, ma conducono allo stato fuso, perché la rottura del reticolo
permette il movimento degli ioni. Esempi di cristalli ionici sono
rappresentati da NaCl e CsCl.
La struttura di un cristallo ionico è condizionata dalle repulsione tra ioni a
uguale carica, per cui gli ioni a carica opposta sono generalmente molto
vicini. Il tipo di impaccamento dipende anche dalle dimensioni relative
degli anioni e dei cationi; Il numero di coordinazione è dato dal numero di
ioni di carica opposta che circondano uno ione.
SOLIDI MOLECOLARI
I solidi dei non metalli e di composti dei non metalli sono formati da molecole in cui
gli atomi sono legati tra loro tramite forti legami covalenti, mentre le singole
molecole sono tenute insieme da deboli forzedi Van der Waals.
A questi solidi appartengono, ad esempio, lo iodio, il saccarosio, il ghiaccio, la CO2
(ghiaccio secco), il gas neon a certi valori di temperatura e pressione.
Le molecole sono tenute insieme da forze intermolecolari deboli e possono facilmente
essere separate, per cui i cristalli sono solitamente teneri e caratterizzati da bassi punti di
ebollizione e fusione;
se nella formazione del cristallo intervengono legami a idrogeno, più forti, le
temperature di fusione sono più elevate.
- In presenza di forze adirezionali (Van der Waals, London) le particelle tendono a disporsi
più vicine possibile, attraverso impaccamenti compatti;
-in presenza di legame a idrogeno, parzialmente direzionale, esistono spazi più ampi, come
ad esempio nel ghiaccio (geometria tetraedrica, più aperta).
Non contenendo elettroni delocalizzati, né ioni, non conducono.
I composti apolari, come lo iodio, per l’assenza di interazioni di natura polare sono insolubili
nei solventi polari, come l’acqua; sono invece solubili in solventi apolari, come il
tetraclorometano.
Un ultimo tipo di solidi è rappresentato dai SOLIDI METALLICI, già descritti in riferimento al
legame metallico.
La grande maggioranza dei metalli presenta strutture cristalline compatte.
L’evaporazione
L’evaporazione è un fenomeno che riguarda solo la superficie del
liquido, le particelle con energia cinetica sufficiente possono vincere le
forze di attrazione che le legano alle altre particelle e diventare vapore.
Forze di coesione
Le particelle in superficie
devono vincere forze di
attrazione
di
minore
entità rispetto a quelle
presenti all’interno del
liquido
L’evaporazione è favorita dall’aumento della superficie del liquido, dalla
ventilazione, dall’incremento della temperatura. La velocità con cui il
liquido evapora è diversa da liquido a liquido. Se il recipiente è aperto il
liquido cala progressivamente di livello.
L’evaporazione di un liquido puro in un
sistema aperto
Se il liquido è in contatto con l’ambiente esterno il
processo di evaporazione avviene fino alla
completa evaporazione del liquido prendendo
l’energia che serve (calore) dall’ambiente
esterno: il calore fluisce dall’ambiente al sistema.
calore
calore
Pressione di Vapore
• Se il recipiente è aperto, •
l’equilibrio non viene mai
raggiunto, e il liquido
evapora
Se il recipiente è
chiuso, la
pressione del gas
aumenta sino ad
arrivare al valore
di equilibrio
L’evaporazione di un liquido puro in un
sistema chiuso
Se il liquido è posto in un recipiente
chiuso, vuoto all’inizio, il processo
di evaporazione avviene ancora
ma non porta alla completa
evaporazione del liquido: si
raggiunge uno stato di equilibrio
fra il liquido ed il gas
H2O(liq)
H2O(gas)
La pressione esercitata da H2O(gas)
in equilibrio con H2O(liq.) è la
tensione di vapore del liquido. E’
una proprietà caratteristica di
ciascun liquido.
L’evaporazione di un liquido puro in un
sistema chiuso
Se il sistema chiuso NON scambia calore con l’ambiente
esterno (sistema isolato), allora l’energia necessaria
per l’evaporazione è presa dall’energia cinetica del
liquido che diminuisce: un liquido evaporando si
raffredda.
Nella trasformazione H2O(liq)  H2O(gas) c’è aumento
di energia potenziale e, se il sistema è isolato, c’è una
diminuzione della sua energia cinetica.
La tensione di vapore
Equilibrio a 25°C
55 torr
Equilibrio a 40°C
24 torr
Situazione iniziale
In un recipiente chiuso, le particelle di vapore si concentrano sempre più nello
spazio sovrastante il liquido, opponendosi all’evaporazione e favorendo la
condensazione: la velocità di evaporazione gradualmente diminuisce, quella di
condensazione aumenta, finché diventano uguali; si è raggiunto uno stato di
equilibrio dinamico, cioè il numero di particelle che evaporano è uguale al numero
di particelle che condensano in un dato intervallo di tempo, e il vapore viene
definito saturo Si chiama tensione di vapore la pressione esercitata dal vapore
saturo sul proprio liquido.
Tensione di vapore (mm Hg)
La tensione di vapore indica la tendenza di un liquido a passare allo
stato di vapore (volatilità). Essa interessa tutti i liquidi e dipende, oltre
che dalla natura delle particelle e dall’intensità delle loro reciproche
interazioni, anche dalla temperatura e dalla pressione cui si trova il
liquido (l’evaporazione è favorita da un aumento della temperatura e
dalla diminuzione della pressione).
alcol etilico
benzene
acqua
1600
variazione della tensione di
vapore di alcuni liquidi in
funzione della temperatura
1400
1200
1000
800
760
600
400
200
0
50
60
70
80
90
100
Temperatura (°C)
L’ebollizione
L’acqua bolle a 100°C perché, a tale temperatura, la tensione di vapore
dell’acqua diventa pari a 1 atmosfera: in questa situazione la pressione
esterna non riesce più a schiacciare le bolle di vapore che si originano
dentro il liquido, che così comincia a bollire
Pressione atmosferica
Pressione
dell’atmosfera
verso l’interno
Pressione
esercitata
dalle
molecole
di
vapore che urtano
contro le pareti della
bolla
Ebollizione
Prende nome di ebollizione la vaporizzazione che avviene in ogni
punto del liquido, quando la tensione di vapore eguaglia la pressione
esterna.
Il punto di ebollizione normale di un liquido è la temperatura alla quale
la sua tensione di vapore è pari ad una atmosfera.
A una data pressione, l’ebollizione di ogni liquido avviene ad una
temperatura caratteristica e costante che prende il nome di punto di
ebollizione (o temperatura di ebollizione).
I liquidi più volatili dell’acqua come l’alcol etilico e l’etere etilico, hanno
un punto di ebollizione normale minore di quello dell’acqua, perché la
loro tensione di vapore raggiunge il valore di un’atmosfera a
temperature inferiori a 100°C.
Ebollizione a Bassa Pressione
Localita’
Rimini
Courmayeur
Mt. Everest
Altitudine (m)
0
1600
8000
P.to Ebollizione H2O (oC)
100.0
95.0
76.5
TENSIONE SUPERFICIALE
La tensione superficiale è una proprietà dello stato
condensato, legata alla forza di coesione tra le particelle
costituenti; essa è lo stato di tensione delle molecole
che si trovano sulla superficie di separazione liquidoaria.
Le molecole situate all’interno del liquido sono soggette a
forze di attrazione bilanciate in tutte le direzioni, mentre
quelle disposte sulla superficie risentono solo di forze
attrattive da parte di molecole situate lateralmente o
inferiormente. L’azione di tali forze contrae la superficie,
facendo sì che essa si comporti come una “membrana”.
Proprietà e trasformazioni fisiche
Le proprietà fisiche di una sostanza possono essere
colte attraverso i sensi (colore, odore, consistenza
al tatto) o essere misurate in laboratorio come la
temperatura di fusione (la temperatura alla quale
una sostanza fonde) o la temperatura di ebollizione
(la temperatura alla quale la sostanza bolle). Le
proprietà fisiche possono essere osservate senza
alterare la sostanza, cioè senza cambiare la sua
composizione. I cambiamenti che alterano solo la
forma fisica della materia senza cambiare la sua
identità chimica sono chiamati trasformazioni fisiche
I passaggi di stato
brinamento
condensazione
solidificazione
aeriforme
liquido
evaporazione
solido
fusione
sublimazione
I passaggi di stato
Temperatura (°C)
La curva di fusione dell’acqua
riscaldamento di un solido)
ghiaccio
Tf (0°C a P=1 atm)
ghiaccio + acqua
(curva
acqua
ghiaccio + acqua
SOSTA TERMICA
tempo di riscaldamento (min)
di
Temperatura (°C)
La curva di ebollizione dell’acqua (curva di
riscaldamento di un liquido)
Te (100°C a P=1 atm)
acqua + vapore
SOSTA TERMICA
tempo di riscaldamento (min)
La curva di raffreddamento del vapor acqueo
Il grafico della condensazione ha
andamento inverso rispetto all’ebollizione
Temperatura (°C)
SOSTA TERMICA
T=100°C (P=1atm)
liquido + vapore
tempo di raffreddamento(min)
un
Curva di raffreddamento dell’acqua
Il grafico della solidificazione ha
andamento inverso rispetto alla fusione
un
Temperatura (°C)
SOSTA TERMICA
T=0°C
liquido + solido
tempo di raffreddamento (min)
Il diagramma di stato di H2O
Il diagramma di stato di una
sostanza individua i valori di
T e P per cui sono stabili le
tre fasi della sostanza. Le
curve che separano le tre
zone sono curve di equilibrio
fra due fasi, cioè l’insieme
dei valori di T e P per cui
due fasi sono in equilibrio fra
loro. In H2O esiste un solo
punto, corrispondente a 0,01
°C e a 4,58 mmHg (punto
triplo) per cui le tre fasi sono
in equilibrio fra loro, ovvero
hanno la stessa energia
libera.
Il diagramma di stato di CO2
Il diagramma di stato di CO2
ha il medesimo significato
di quello di H2O.
La posizione del punto triplo
a 5,11 atm e
– 56,4°C mostra che un
aumento di temperatura
a 1 atm trasforma CO2
solido in CO2 gassoso a –
78,5 °C.