Chimica fisica/Equilibri chimici in soluzione

Definizione di soluzione

Una soluzione è la miscela omogenea di un solvente e di un soluto. Il solvente è la sostanza che è presente in frazione prevalente; può essere una sostanza pura o una miscela. Ihe fisiche della soluzionel solvente determina le caratteristiche fisiche della soluzionehe e alcune di quelle chimiche. La frazione molare del soluto è sempre molto piccola (nelle miscele ideali) e determina molte caratteristiche chimiche della soluzione. Esistono anche soluzioni gassose e solide.

Esempi di solventi: acqua, alcol, miscele idroalcoliche; algenuri (trielina, percloro, cloroformio, cloruro di metile, etc.); acido acetico glaciale; acido solforico; ammoniaca; anidride carbonica; etc. Esempi di soluti comuni: NaCl, HCl, H₂SO₄, CH₃COOH, C₂H₅OH, ossigeno, anidride carbonica, etc.

Definizione di soluzione ideale

Una soluzione viene definita ideale quando il soluto non cambia in modo sostanziale le caratteristiche fisiche del solvente. Questo concetto è molto importante in quanto è alla base dei calcoli stechiometrici degli equilibri chimici. La soluzione viene considerata spesso come un sistema termodinamico chiuso in cui si raggiunge l'equilibrio termodinamico; in questo modo i calcoli sono abbastanza semplici, in quanto si possono ritenere uguali concentrazione analitica e attivbità chimica. È importante evitare di estendere arbitrariamente le condizioni di idealità.

• In acqua, per soluti non dissociati la concentrazione limite è circa 1 M.
• In acqua, per soluti dissociati la concentrazione limite è circa 0,01 M se tutti gli ioni sono monovalenti.
• In acqua, per soluti dissociati la concentrazione limite è circa 0,001 M se gli ioni sono bivalenti.
• In acqua, per soluti dissociati la concentrazione limite è circa 0,000 1 M se gli ioni sono trivalenti.

== Concentrazione analitica == È la concentrazione delle sostanze, espressa in moli/litro (in molarità); A volte si usa esprimere la concentrazione in g/L quando si usano direttamente i dati di pesata. In ogni caso, nei calcoli sugli equilibri si usa sempre la concentrazione espressa in molarità (mol/L) L'attività chimica è la forza motrice degli eqilibri in soluzione. Le regole per determinarla (derivate dall'equazione di Gibbs) sono: 1) per i gas ideali a = p/p° p° = 100 000 Pa 2) per ciascun soluto in soluzione ideale a = c/c° c° = 1 M 3) per liquidi e solidi a = x x è la frazione molare nelle miscele 4) per solventi (liquidi, solidi o gas puri) a = 1 x° = 1 = 100 % Le attività sono le grandezze da usare per calcolare/usare le costanti di equilibrio (appunto, le costanti termodinamiche). Per approssimazione, nelle soluzioni e miscele si introducono le concentrazioni e le pressioni parziali. ==Attività chimica delle sostanze== Dalle equazioni di Gibbs (1890), si arriva alla relazione ΔG = ΔG° + nRT ln a per la formazione del soluto in soluzione a partire dalla sostanza pura e che è uguale a: ΔG = ΔG° per le sostanze pure (a =1; x = 100 %) L'attività chimica è la forza motrice degli eqilibri in soluzione. Le regole per determinarla (derivate dall'equazione di Gibbs) sono: 1) per i gas ideali a = p/p° p° = 100 000 Pa 2) per ciascun soluto in soluzione ideale a = c/c° c° = 1 M 3) per liquidi e solidi a = x x è la frazione molare nelle miscele 4) per solventi (liquidi, solidi o gas puri) a = 1 x° = 1 = 100 % Le attività sono le grandezze da usare per calcolare/usare le costanti di equilibrio (appunto, le costanti termodinamiche). Per approssimazione, nelle soluzioni e miscele si introducono le concentrazioni e le pressioni parziali. ==Equilibrio chimico e costante di equilibrio== Dalle equazioni di Gibbs (1890), si arriva alla relazione ΔG = ΔG° + nRT ln a per ogni sostanza e ΔGR = ΔG°R + sommatoria (niRT ln ai) per l'intera reazione bilanciata Dove niiperché appaiono nella reazione. ΔG = ΔG° + RT ln an per ogni sostanza; per cui ΔG - ΔG° = sommatoria(RT ln an) ΔG - ΔG° = sommatoria(RT ln an)PRODOTTI - sommatoria(RT ln an)REAGENTI ΔG - ΔG° = RT ln K Per la reazione aA + bB = cC + dD diventa K= (aDd aCc)/(aDd bBa))