Proprietà delle miscele, leggi chimiche e metodi di separazione per gas e soluzioni

Miscela e sostanze pure

Miscela è una sostanza formata dall'unione di due o più sostanze che non reagiscono tra loro. Le miscele possono essere separate mediante processi fisici e la loro composizione e le loro proprietà sono variabili.

Tipi di miscele

• Omogenea: non è possibile distinguere i componenti che la compongono a occhio nudo; la composizione è uniforme.
• Eterogenea: è possibile osservare le diverse componenti che la compongono; la composizione non è uniforme.

Sostanze pure: elementi e composti

Sostanza pura: non può essere separata in sostanze più semplici mediante processi fisici; la sua composizione e le sue proprietà fisiche sono costanti. Gli elementi non possono essere scomposti in sostanze più semplici mediante processi chimici ordinari; i composti sono sostanze pure che possono scindersi nei loro componenti più semplici tramite reazioni chimiche.

Proprietà della materia

• Proprietà fisiche: presenti senza modificare la composizione (es. durezza, solubilità, punto di fusione).
• Proprietà chimiche: relative alla capacità di una sostanza di subire trasformazioni che cambiano la composizione (es. combustione).
• Proprietà estensive: dipendono dalla quantità di materia (es. volume, massa).
• Proprietà intensive: non dipendono dalla quantità di materia (es. densità, punto di fusione).

Reazioni chimiche e leggi fondamentali

In una reazione chimica due o più sostanze, chiamate reattivi, vengono trasformate in prodotti finali diversi da quelli iniziali. Alcune leggi fondamentali descrivono il comportamento delle masse e delle combinazioni tra elementi e composti:

Legge di Lavoisier (conservazione della massa)

In qualsiasi reazione la massa totale dei reattivi è uguale alla massa totale dei prodotti.

Legge di Proust (proporzioni definite)

Il rapporto tra le masse con cui due o più elementi si combinano per formare un composto è sempre costante e indipendente dalla procedura di formazione di esso.

Legge delle proporzioni multiple (Dalton)

Quando due elementi si combinano per formare più di un composto, le masse di uno dei due elementi che si combinano con una massa fissa dell'altro sono in rapporti di numeri interi semplici.

Teoria atomica di Dalton

John Dalton propose che gli elementi consistono di atomi: particelle materiali indivisibili e indistruttibili. Secondo la teoria:

• Gli atomi di un elemento sono uguali per massa e altre proprietà.
• Gli atomi di elementi diversi hanno masse e proprietà diverse.
• I composti sono formati dall'unione di atomi di elementi in rapporti numerici semplici.
• Le molecole di uno stesso composto sono identiche per massa e proprietà.

Leggi sui gas, unità e concetti

Legge di Gay-Lussac (volumi)

I volumi delle sostanze gassose coinvolte in una reazione chimica, misurati alla stessa pressione e temperatura, stanno tra loro in rapporti di numeri interi semplici.

Principio di Avogadro

Volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di particelle (molecole).

Unità e quantità

• Unità di massa atomica (amu): definita come un dodicesimo della massa dell'isotopo 12 del carbonio.
• Mole (mol): quantità di sostanza che contiene tante entità elementari quante sono gli atomi in 12 g di carbonio-12.

Principali leggi dei gas

• Legge di Boyle: a temperatura costante, il prodotto della pressione per il volume di un gas è costante (P·V = costante).
• Legge di Charles (o Charles–Gay-Lussac): a pressione costante, il volume occupato da una certa quantità di gas è proporzionale alla sua temperatura assoluta.
• Legge dei gas ideali: PV = nRT, dove P è la pressione, V il volume, n il numero di moli, R la costante dei gas e T la temperatura assoluta.
• Pressione parziale: la pressione che avrebbe un gas se occupasse da solo il volume totale della miscela alla stessa temperatura; la pressione totale è la somma delle pressioni parziali.

Teoria cinetica molecolare dei gas

• I gas sono composti da particelle molto piccole e relativamente distanti tra loro, per cui il volume occupato dalle stesse è trascurabile rispetto al volume del contenitore.
• Le molecole di gas non esercitano forze di attrazione o repulsione permanenti tra loro, se non durante le collisioni.
• Le molecole sono in costante movimento casuale lungo traiettorie rettilinee e subiscono urti elastici tra loro e con le pareti del contenitore.
• La pressione è il risultato delle collisioni delle molecole con le pareti del contenitore: dipende dal numero di collisioni e dalla velocità delle singole collisioni.
• L'energia cinetica media delle molecole in un gas è direttamente proporzionale alla temperatura e indipendente dalla natura del gas.

Metodi di separazione

I metodi più comuni per separare componenti di una miscela includono:

• Decantazione: separazione di due liquidi immiscibili o di un solido da un liquido, basata sulla differenza di densità.
• Filtrazione: separazione solido-liquido in cui il solido è in sospensione; si basa sulla differenza di dimensione delle particelle.
• Cristallizzazione: separazione di un solido da una soluzione liquida mediante formazione di cristalli; si basa sulla differenza di solubilità e volatilità relativa.
• Distillazione: separazione di un liquido da un altro liquido basata sulla differenza dei punti di ebollizione.
• Estrazione con solventi: separazione di un componente di una miscela mediante diverse solubilità in due solventi immiscibili.
• Cromatografia: separazione di componenti che si muovono a velocità diverse attraverso lo stesso mezzo; si basa sulla diversa affinità dei componenti per la fase stazionaria e la fase mobile.

Pressione di vapore e legge di Raoult

Pressione di vapore: è la pressione esercitata dal vapore di un liquido quando si è raggiunto l'equilibrio tra la fase liquida e la fase vapore a una certa temperatura.

Legge di Raoult: la pressione di vapore della soluzione (P) è data da P = X_solvente · P°_solvente, dove X_solvente è la frazione molare del solvente e P°_solvente è la pressione di vapore del solvente puro alla stessa temperatura. La presenza di un soluto non volatile riduce la pressione di vapore del solvente.

Proprietà colligative

Le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle di soluto presenti in soluzione, non dalla loro natura. Le principali sono:

• Abbassamento del punto di congelamento: ΔT_f = K_f · m, dove K_f è la costante crioscopica del solvente e m la molalità del soluto.
• innalzamento del punto di ebollizione: ΔT_b = K_b · m, dove K_b è la costante ebullioscopica del solvente e m la molalità del soluto.
• Pressione osmotica: è la pressione idrostatica necessaria per arrestare il flusso netto di solvente attraverso una membrana semipermeabile che separa due soluzioni con diverse concentrazioni. In soluzioni ideali la pressione osmotica π può essere approssimata dalla relazione di Van 't Hoff π = M·R·T (M molarità, R costante universale dei gas, T temperatura assoluta).

Espressioni di concentrazione

• % in massa: massa soluto / massa soluzione × 100.
• % in volume: volume soluto / volume soluzione × 100.
• Molarità (M): moli di soluto / litri di soluzione (mol·L−1).
• Molalità (m): moli di soluto / kg di solvente (mol·kg−1).
• Frazione molare (X): moli del componente / moli totali; ad esempio X_s = moli soluto / moli totali. Vale X_soluto + X_solvente = 1 per un sistema binario.