Post on 18-Feb-2019
Introdurre ad alcuni concetti utili per descrivere i processi di ripartizione dei prodotti chimici organici nellambiente
Deposizione bagnata (pioggia, neve)
Gas
Particelle/aerosolDeposizione sulle superfici terresti
Deposizione di particelle secche
Scambio di gasaria/acqua/neve
Deposizione diretta su acqua o neve
fusione e caduta della neve
Fase dissolta
Legata a particelleParticelle sedimentazione
Seppellimento del sedimento
Fitoplancton-invertebrati-Pesci prede
Catene alimentari acquatiche
Mammiferi mariniPesci predatori
uccelli acquaticiuccelli marini
Catene alimentari terrestri
Licheni -
caribouPiante
bovini (latte, cane)
Stratosfera -
Riduzione dello strato di ozono
Troposfera -aumento della radiazione UV solareCFC, CO2 , CH4 Effetto serra
Tempi di emivita atmosferici relativamente lunghiCO2, CFC, CH4, POPs, mercury, Cl4,Cl 5 PCDD/FsSPM 2.5
Tempi di emivita atmosferici cortiSOx, NOx, CO, VOCs, HCFCs, PCDD/Fs ad alto PM, SPM 10, metalli pesanti
COVs, NOxOzono
Reazione con i radicali OH
SO2, NOxPiogge acide
H2O
Fonti antropicheFonti naturali
UominiUomini
123
Ecosistema acquatico-terrestre atmosferico Legami dei cicli chimici
S.J. Eisenreich (Modified from D. Muir, 1997)
TERMODINAMICA
Definisce laffinit
di un composto per i comparti ambientali che gli sono accessibili.
Implica la quantit
di energia necessaria per spostare un prodotto chimici in un comparto differente
Pu predire la direzione di un trasferimento di fare
Ad esempio: un composto si absorbe
nellacqua di un fiume
o evapora nellaria?
Non da informazioni riguardo alla velocit
del processo
La ripartizione, vista e ragionata come reazione
Cio
come un cambiamento dellarchitettura delle interazioni molecolari
Possiamo usare una notazione che descriva il processo molecolare, non solo il risultato:
1:i:1 + 2:2 1:1 + 2:i:2
Che mostra la specie i che passa da entro la fase 1, dove interagisce con molecole di 1, a entro la fase 2, interagendo con molecole di 2 che prima interagivano solo con se stesse.
Questo
un processo di absorbimento.
Un adsorbimento invece avviene quando la specie i si lega allinterfaccia tra 1 e 2 e si pu indicare come:
1:i:1 + 1:2 1:1 + 1:i:2
Meccanicisticamente, mentre nel primo caso si rompevano le interazioni tra 2 e 2, ora si rompono quelle tra 1 e 2.
Pensare in termini di meccanismo
molto comune nella descrizione delle reazioni chimiche e aiuta a procedere.
Per ragionare, pensiamo al tipo di entit
che interagiscono prima e dopo la reazione,
poi pensiamo al tipo di elementi strutturali (gruppi funzionali)
sono presenti negli elementi che interagiscono (nellesempio: i, 1 e 2).
E poi pensiamo al numero (quantit) di interazioni
o allarea di contatto
che viene cambiato durante la reazione.
Per comprendere il processo di ripartizione, dobbiamo valutare come le parti di i siano attratte alle strutture delle fasi 1 e 2: queste dovendosi formare e rompere determineranno laffinit
di i per le due fasi.
Le attrazioni derivano da distribuzioni di elettroni non uniformi nelle molecole e nelle fasi, dalle quali originano le forse in interazione debole
Una parentesi su: Il legame chimico e le interazioni intermolecolari, il ruolo dellacquale forze intermolecolari ed il legame chimico. Cenni introduttivi su interazioni elettrostatiche, legami ad idrogeno, interazioni di van
der
Waals. Importanza
dell'acqua.
Scopo dellunit didattica: far familiarizzare con i diversi tipi di legami chimici, ricordando i legami covalenti e puntando lattenzione soprattutto ai legami deboli ed al loro effetto. I legami deboli ricoprono importanza fondamentale per spiegare la struttura ed il comportamento delle molecole.
Autoverifica: sapresti descrivere cosa sono i legami idrogeno? Tra quali gruppi chimici possono instaurarsi? Che tipo di stabilit
hanno?
Come dipendono dalla presenza del solvente? Cosa sono i legami ionici? Le interazioni tra dipoli? Le interazioni di van
der
Waals?
Composition of the Earths Crust, Seawater, and the Human Body*
Earths Crust Seawate r Human Body
Element % Compoun d m M Element %
O 47 Cl 548 H 63Si 28 Na 470 O 25.5Al 7.9 Mg 2 54 C 9.5Fe 4.5 SO 42 28 N 1.4Ca 3.5 Ca 2 10 Ca 0.31Na 2.5 K 10 P 0.22K 2.5 HCO 3 2.3 Cl 0.08Mg 2.2 NO 3 0.01 K 0.06Ti 0.46 HPO 42 0.001 S 0.05H 30.0aN22.0C 10.0gM91.0
*Figures for the earths crust and the human body are presented as percentages of the totalnumber of atoms; seawater data are millimoles per liter. Figures for the earths crust do notinclude water, whereas figures for the human body do.T race elements found in the human body serving essential biological functions include Mn,Fe, Co, Cu, Zn, Mo, I, Ni, and Se.
La composizione del nostro ambiente si differenzia molto da quella degli organismi viventi.
Come avete studiato nei precedenti corsi di chimica, il LEGAME COVALENTE
un legame forte risultante dalla condivisione di elettroni tra atomi.
[animazione]
I legami deboliServono a mantenere insieme le strutture
Sono molto pi
deboli dei legami covalenti (la cui energia
dellordine delle 100 kcal/mole), possono variare da 1 kcal/mole a poche kcal /mole.
Da soli non sono generalmente in grado di tenere insieme gli atomi, come fanno i legami covalenti (che formano le molecole). Per paragone, lenergia cinetica media delle molecole a 25 C
circa 0.5 kcal/mole.
Tra questi elenchiamo:
-
Il legame idrogeno
-
Le interazioni ioniche
-
Le forze di van
der
Waals
-
Le interazioni idrofobiche
Queste forze creano interazioni che si formano e si rompono continuamente a temperatura ambiente, a meno che molte di queste si instaurino contemporaneamente ed in tal caso impartiscono una stabilit
significativa e sono
responsabili della struttura delle macromolecole biologiche.
Weak Chemical Forces and Their Relative Strengths and Distances
Strength DistancenoitpircseD)mn()lom/Jk(ecroF
Van der Waals interactions 0.44.0 0.2 Strength depends on the relative size of the atoms or moleculesand the distance between them. The size factor determines thearea of contact between two molecules: The greater the area,the stronger the interaction.
Hydrogen bonds 1230 0.3 Relative strength is proportional to the polarity of the H bonddonor and H bond acceptor. More polar atoms form strongerH bonds.
Ionic interactions 20 0.25 Strength also depends on the relative polarity of the interactingcharged species. Some ionic interactions are also H bonds:O NH 3 . . . OOC O
Hydrophobic interactions 40 Force is a complex phenomenon determined by the degree towhich the structure of water is disordered as discretehydrophobic molecules or molecular regions coalesce.
La forza delle interazioni deboli
Le forze
intermolecolari
sono
molto pi deboli
di
quelle
covalenti
o ioniche.
Es.: servono
16 kJ/mole per vaporizzare
HCl
mentre
servono
431
kJ/mol per dissociarlo
nei
suoi elementi: quando
una
sostanza
fonde
o bolle, sono
le interazioni intermolecolari
che
si
rompono
(non i
legami
covalenti): alte
temperature di fusione
ed
evaporazione
rispecchiano
alte
forze
di
interazione
attrattiva
...
Tyr 32
Phe 91Trp 92
Gln 121
Tyr 101
Le interazioni di van der WaalsSono interazioni elettriche dovute alle fluttuazioni delle nuvole elettroniche delle molecole. Sono attrazioni tra i nuclei delle molecole (degli atomi) e le nuvole elettroniche di altre molecole (degli atomi).
Si possono catalogare in:
Interazioni ione-dipolo
Interazioni dipolo-dipolo
Interazioni dipolo-dipolo indotto
Forze di dispersione di London
Le interazioni di van
der
Waals
sono presenti in tutte le molecole: sono efficaci solo a distanze molto brevi, per questo hanno un ruolo soprattutto quando svariati atomi di una molecole possono avvicinarsi molto ad altri di unaltra. Questo avviene quando le superfici delle molecole hanno un certo grado di complementariet
strutturale.
Forze
Dipolo-Dipolo Esistono
tra
molecole
polari
neutre.
Sono
pi
deboli
delle
forze
ione-dipolo.
A parit
di
massa
e dimensione, le forze
dipolo-
dipolo
aumentano
con la polarit
delle
molecole.
lenergia
di
questa
interazione
dipende
da
1/r3
(r la distanza
tra
i centri
che
interagiscono)
[animazione]
Forze
Dipolo-Dipolo
indotto
Il dipolo
di
una
molecola
polare
pu
indurre
una
polarizzazione
in una
molecola
non polare
(polarizzabile). Si instaura
una
forza
di
interazione
tra
il
dipolo
ed
il risultante
dipolo
indotto
Sono
pi
deboli
delle
forze
dipolo-dipolo. Lenergia
di
questa
interazione
dipende
da
1/r5
[animazione]
Forze
dipolo
indotto
-
dipolo
indotto o
forze
di
dispersione
di
LondonGli elettroni negli orbitali possono essere pensati come particelle in moto continuo.
Anche in molecole apolari, nel loro moto gli elettroni possono trovarsi distribuiti in modo non omogeneo e creare un dipolo istantaneo.
Questo dipolo pu indurre un dipolo allineato in una seconda molecola apolare polarizzabile sufficientemente vicina. Si genera quindi una forza di attrazione tra i dipoli momentanei. Si pu creare una correlazione dei moti
degli elettroni,
tale che i due dipoli nel tempo si riorientano
in modo coordinato.
La formazione di un dipolo istantaneo
[animazione]
Forze
di
dispersione
di
Londondipoli
istantanei
Pi
grandi
sono
le molecole
(maggiore
il
numero
degli
elettroni), e pi facilmente
sono
polarizzabili
(le cariche
del nucleo
sono
schermate) per
cui
pi
facile creare
dei
dipoli
istantanei: Le forze
di
dispersione
di London aumentano
con il
peso molecolare.
Forze
di
dispersione
di
London
Dipendono
dalla
forma delle
molecole: maggiore
la superficie
disponibile
per il
contatto, maggiore
le forze
di
dispersione.
Le forze
di
London tra
molecole
sferiche
apolari
sono
pi
basse
di
quelle tra
molecole
lineari
lunghe
Minore
area superficiale, forze
minori
Forze
Ione-dipolo
linterazione
tra
uno
ione
ed
un dipolo
(molecola
polare)
La possiamo
catalogare
come una
forza
di
tipo
ionicoEsempio: Na+
e Cl-
dissolti
in acqua.
Tra le interazioni di tipo ionico
[animazione]
Lacqua
il dipolo pi
comune
E il tipo di interazione ione-dipolo pi
comune
il processo di solvatazione
Ha una costante dielettrica molto alta
[animazione]
Forze
Ione-dipolo
indotto
Analogamente
a quanto
detto
in precedenza, anche
uno
ione
pu
indurre
momentaneamente
un dipolo
in una
molecola
apolare
polarizzabile.
[animazione]
Il legame idrogeno
un caso
speciale
di
interazione
dipolo-dipolo
(con un
certo
carattere
covalente).
Il punto
di
ebollizione
di
composti
con legami
come H-F, H-O, e H-N
inaspettatamente
alto. Questo
significa
che
le forze
di
legame
intermolecolare
sono
insolitamente
forti.
Perch
ci
sia
un legame
idrogeno
serve1)
un idrogeno
legato ad un elemento
piccolo e molto
elettronegativo
(importantissimo
per i composi
di
F, O, e N)
detto
donatore
di
legame
idrogeno
2) una
coppia
di
elettroni
non condivisi
su
un atomo
molto elettronegativo
vicino
(solitamente
F, O, o N di
unaltra
molecola)
detto
accettore
di
legame
idrogeno
Il legame idrogeno: geometria
OO H O
O H NN H ON+ H ON H N
Bonded atoms
0.27 nm0.26 nm0.29 nm0.30 nm0.29 nm0.31 nm
Approximatebond length*
Lengths given are distances from the atomcovalently linked to the H to the atomH-bonded to the hydrogen:
O H O0.27 nm
O H
*
Esempi
di
legami
idrogeno
[animazione]
[animazione]
Cosa succede ai legami idrogeno nellacqua?
Il tempo medio di vita di un legame idrogeno tra due molecole dacua
9.5 psec (picosecondi, 1 psec
=10-12
s). Quindi, ogni 10 psec, la molecola media
si muove e si riorienta
e interagisce con nuovi vicini.
[animazione]
Allo stato liquido le molecole di acqua sono in media legate a 3.4 altre molecole mediante legami idrogeno. Nel ghiaccio, ogni molecola legata a 4 altre molecole.
La stuttura del ghiaccio ha spazio vuoto, poich i legami idrogeno bloccano le molecole dacqua lontante le une dalle altre (la densit del ghiaccio pi bassa di quella dellacqua).
Quando il ghiaccio fonde, la sua struttura collassa e le molecole possono avvicinarsi di pi le une alle altre.
Acqua vs.
ghiaccio
Ghiaccio
acqua liquida
http://www.edinformatics.com/math_science/wat_10A.gif
Le interazioni ionicheSi tratta di interazioni elettrostatiche tra gruppi di carica opposta che sono localizzati su diverse molecole o su parti diverse della stessa (macro)molecola. Queste forze sono dellordine dei 20 kJ/mol in soluzione acquosa.
Tipicamente la carica elettrica
distribuita
radialmente, per cui queste interazioni non hanno la direzionalit
dei legami
idrogeno o lincastro delle interazioni di van
der
Waals. Ci nonostante, poich
le cariche sono
localizzate su punti definiti stericamente, le interazioni ioniche possono impartire specificit
strutturale. Sono
dipendenti dalla natura delle specie interagenti e dalla loro distanza.
[animazione]
Un esempio di legami idrogeno di molecole dacqua allinterno di una proteina. Spesso nelle macromolecole biologiche lacqua ha un ruolo importante nel mantenere la struttura tridimensionale, partecipando in legami che la stabilizzano
[una catena di molecole di acqua nel citocromo f]
Le interazioni deboli: un esempioForze
intermolecolari
nella
struttura
delle
proteine
forze
ioniche
forze
ioniche
legame
idrogenoforze
di
dispersione
forze
didispersione
Forze
didispersione
forzedipolo-dipolo
Leffetto idrofobicoLe interazioni tra le molecole non polari non sono particolarmente forti di per se (van
der
Waals), ma le molecole dacqua tendono ad escludere le molecole
polari poich
preferiscono interagire tra loro. I legami idrogeno tra le molecole dacqua possono essere molto pi
numerosi e vari se le molecole apolari
coalescono
in ununica struttura/fase.
Questa separazione di fase aumenta lentropia del sistema poich meno molecole dacqua sono ordinate intorno alle molecole apolari. Questa forza
porta le molecole
apolari a stare insieme, sia che siano molecole isolate, sia che siano gruppi apolari allinterno di macromolecole: si tender
a formare una
struttura di gruppi apolari che stanno insieme e schermati dalla soluzione acquosa.
[animazione]
Le molecole anfifilicheLe molecole anfifiliche
o anfipatiche
contengono sia gruppi fortemente polari che
gruppi fortemente apolari. I sali o i lipidi sono esempi di queste molecole.
Il loro comportamento in acqua rispecchia la loro doppia natura:
Le parti polari promuovono la solubilizzazione in acqua, mentre le parti apolari, a causa delleffetto idrofobico, tendono a stare insieme.
Questo comportamento ha importanti risultati strutturali per i sistemi biologici, essendo responsabile, ad esempio, della struttura delle membrane.
La formazione di una micella
gruppocarbossilico
catenaidrocarburica
CO O
[animazione]
RIASSUMENDO:
Le interazioni tra molecole non cariche derivano da attrazione tra zone pi
ricche di elettroni e zone pi
povere di elettroni nelle molecole.
Interazioni non specifiche (di van
der
Waals, esistenti tra tutte le molecole):
Energie di dispersione di London
dovute alla variazione nel tempo della distribuzione mediamente uniforme di elettroni. Dipende dalla polarizzabilit
delle molecole
(quindi dal prodotto delle polarizzabilit
delle due molecole che interagiscono);
Interazioni Dipolo-dipolo
indotto
dette anche Energie di Debye. Dipendono dalla presenza di un dipolo permanente, dovuto alla presenza di atomi di diversa elettronegativit
in una struttura. Questo altera la distribuzione di elettroni nel tempo di una molecola che avrebbe una distribuzione mediamente uniforme di elettroni. Dipende dal momento di dipolo e dalla polarizzabilit
della
molecole apolare.
Interazioni dipolo-dipolo
talvolta delle energie di Keesom. I dipoli permanenti di queste sostanze si orientano in modo che i dipoli si affaccino in modo testa-
coda. Linterazione dipende dallentit
dei dipoli e dalla loro orientazione.
Interazioni specifiche tra molecole risultano da strutture particolari che rendono possibili interazioni locali tra regioni povere di elettroni e regioni ricche di elettroni in altre molecole:
sono anche dette interazioni polari.
Esistono perch
interagiscono entit
complementari: un donatore di elettroni con un accettore, un donatore di H con un accettore.
I composti che possono avere solo interazioni di van
der
Waals
sono detti apolari, come quelli per cui queste sono prevalenti. Gli altri composti sono detti polari e possono contenere parti della molecola che mostrano una polarit
(elettrondonatore), quella
opposta (elettronaccettore) o anche entrambi.
Le forze di dispersione di London sono sempre presenti, per cui determinano la forza delle interazioni in mancanza di altre interazioni: se troviamo delle forze di interazione maggiori, significa che altre interazioni prevalgono.
Per considerare le interazioni di London (ad esempio dominanti per gli alcani) consideriamo labsorbimento
di una specie i dalla fase gas in una fase liquida 1:
i(g) + 1:1 1:i:1
Considerando che, idealmente, nella fase gas non ci siano interazioni tra molecole.
Lenergia di dispersione di London dipende dalle polarizzabilit
delle molecole, cio
la propensione delle molecole a modificare la loro distribuzione elettronica sulla scala temporale dei femtosecondi.
La polarizzabilit
delle molecole dipende dalla struttura chimica, ad esempio dalla dimensione (cresce nelle serie omologhe), dalla presenza di sistemi elettronici coniugati, dalla presenza di atomi grandi con molti elettroni non di legame.
Questo
paragonabile alla risposta delle molecole alla luce (campo elettromagnetico con frequenze prossime a 1015
Hz) quindi di pu valutare con lindice di rifrazione del materiale (nDi
).
Una serie di constatazioni complesse portano ad una formulazione
dellenergia di interazione del tipo:
disp
G
/ J mol-1 = -
costante (TSAi
) [(nDi2 - 1)/(nDi2 + 2)][(nD12 -
1)/(nD12 + 2)]
Dove TSAi
larea totale della superficie molecolare
di i (quella che interagisce con la fase liquida).
Se risulta un G maggiore, allora ci sono altre interazioni oltre a quelle di London.
Possiamo per brevit
identificare lequilibrio di ripartizione come:
i2 i1Cosicch
si possa definire una costante dellequilibrio di
ripartizione (coefficiente di ripartizione):
Ki12
=[i]2
/[i]1Che ora definiamo sulle concentrazioni invece che sulle attivit, per comodit, e nella considerazione che i sia un soluto diluito, che non altera le propriet
della fase in cui
disciolto.
Ki12
legata a 12
Gi
dallespressione termodinamica:
Dove la costante dipende dalle unit
di misura delle concentrazioni.
Per il caso semplice di i(g) + 1:1 1:i:1 visto in precedenza, il processo di trasferimento di fase potrebbe essere diviso nelle due fasi di rottura delle interazioni 1:1 (che comporta Gcavit
) per fare spazio
per i e il processo di instaurazione delle
interazioni i:1 (che comporta gi,liquido
).
)ln(ln; K costcost 121212 12 +
== RT
GKe ii/RTG
ii
Il caso pi
semplice di ripartizione tra un composto in aria (molecole non interagenti) ed una fase liquida
il processo di condensazione/evaporazione
i(g) i:i:i
Questo caso dipende dalla tensione di vapore saturo
del composto, pi*.
Se vogliamo esprimere questo equilibrio come una costante di ripartizione, allora
KiaL
=Ciasat/CiLDove a
indica aria. Per cui, KiaL
alto se c
una grande tendenza del liquido ad evaporare (a non restare in fase liquida)
Da pV=nRT, Ciasat=n/V=pi*/RT per definire la concentrazione della fase vapore
Mentre per quella liquida, la concentrazione molare dipende dalla densit
e dalla massa molare: CiL
=
iL
/Mi
, dove Mi
sia la massa molare. Segue che
KiaL
=pi*Mi / (iL
RT)
Ma come varia in funzione del composto?
Come funziona?
Questo
un diagramma sperimentale di lnKiaL
rispetto al parametro che determina le energie di dispersione di London, funzione della polarizzabilit
e dellarea di interazione, TSA, qui misurata in cm2mol-1.
Per i composti apolari (punti o) o monopolari funziona molto bene: c correlazione. Parte della dispersione pu essere dovuta alla stima
grossolana di TSA, parte al fatto che ci sono effetti dei dipoli: comunque prevalgono gli effetti dellenergia di dispersione
nel determinare KiaL
e quindi p*i
per composti apolari (o monopolari).
Tra questi composti apolari e polari (n-alcani, benzeni alchilati, metani e etani clorurati, chetoni alifatici, aldeidi, esteri di acidi carbossilici, alcoli, acidi carbossilici)
Come funziona?
I composti bipolari hanno KiaL
diverse per 4 ordini di grandezza, a parit
di energie di dispersione. Lacqua ancora di pi: in questo caso non sono trascurabili le interazioni come i legami idrogeno.
La temperatura cambia molto la tensione di vapore e di conseguenza KiaL
. Tutte le constatazioni devono essere fatte alla stessa temperatura.
Tra questi composti apolari e polari (n-alcani, benzeni alchilati, metani metani
e
etani clorurati, chetoni alifatici, aldeidi, esteri di acdi
carbossilici, alcoli, acidi carbossilici)
T=
25C
Ripartizione tra aria e solvente. Due esempi abbastanza opposti ed istruttivi.
Ripartizione tra aria e esadecano
(n-C16
H34
), un liquido le cui molecole possono solo avere interazioni di van
der
Waals
tra loro e con i soluti (indipendentemente dalla loro
polarit).
Si ritrova una ottima correlazione inversa che indica che Kiah
dipende solo da interazioni di dispersione di vdW
che si rompono tra le molecole del solvente per formare una
cavit
e si formano tra le molecole di solvente ed il soluto: maggiori sono queste interazioni, pi
facilmente il soluto preferir
la fase solvente.
Diagramma delle costanti di ripartizione tra aria e n-esadecano a 25C per numerosi composti apolari, monopolari, bipolari rispetto al parametro delle energie di dispersione di vdW.
K molto
basse:
Soluti in
fase liq
uida
Ripartizione tra aria e acqua di soluti organici
Il comportamento
molto diverso
per le Kiaw
(costanti di ripartizione tra aria e acqua). Ci sono grandi differenze tra le diverse classi di composti (ordini
di grandezza!)
Landamento rispetto al parametro di dispersione di vdW
opposto a quanto atteso: molecole pi
grandi si sciolgono di meno! Molecole via via pi
polari hanno Kiaw
pi basse.
Sono privilegiati nella solubilizzazione quei composti che possono instaurare interazioni polari forti con lacqua, perch
queste devono vincere lalta energia necessaria per
rompere le interazioni tra le molecole di acqua. I composti apolari hanno interazioni di vdW
attrattive con lacqua, ma sono molto pi
deboli delle interazioni tra le molecole di
acqua.
Diagramma delle costanti di ripartizione tra aria e acqua a 25C per numerosi composti apolari, monopolari, bipolari rispetto al parametro delle energie di dispersione di vdW.
K anche alt
e:
Soluti spes
so poco sci
olti in H2O,
come attes
o
Adsorbimento dalla fase gas
Si tratta di un caso in cui sono importanti interazioni tra una molecola organica ed una superficie. Anche qui troveremo delle sorprese.
Guardiamo cosa succede quando ripartiamo composti organici tra aria e due superfici chimicamente molto diverse, il teflon e il quarzo. Il teflon non pu formare legami che comportino donazione o accettazione di elettroni, mentre il quarzo espone gruppi -OH in superficie per cui pu formare legami dipolari come lacqua.
Per queste interazioni superficiali, non si devono formare cavit
per accogliere un soluto, come avviene per i liquidi.
Sul teflon si possono avere solo interazioni di vdW, e la serie ha il comportamento atteso. Sul quarzo ci possono essere interazioni di vdW
relativamente forti, tanto che composti apolari o debolmente monopolari si adsorbono meglio che non sul teflon, forse sorprendentemente.
Costante di ripartizione tra aria e superficie Kias
di vari composti organici.
Usare i coefficienti di ripartizione per stimare la distribuzione di composti organici in sistemi multifasici
Date due fasi 1 e 2, di volumi V1
e V2
, le concentrazioni molari di un soluto i allequilibrio sono nella relazione
Ki12
=Ci1
/Ci2la frazione f
di i che
presente nella fase 1
data da:
In cui r12
il rapporto tra i volumi delle fasi, r12
=V1
/V2
.
Analogamente, si dimostra che la frazione di i nella fase 2 :
In presenza di n fasi, si possono definire vari coefficienti di ripartizione Ki
(n(n-1)/2 diversi, di cui n-1 indipendenti) e si possono calcolare le frazioni di i in ogni fase:
12121
2
1
22211
111 11
1
1
1
rKVV
CCVCVC
VCf
ii
iii
ii
+=
+=
+
=
12122 1
1rK
fi
i +=
=
+== n
n nni
iin
inni
rK
fCCK
2 11
11
11 11
1 cui da;)(
Cosa ce ne facciamo di Ki12 ?
Slide Number 1Slide Number 2TERMODINAMICASlide Number 4Slide Number 5Slide Number 6Slide Number 7Slide Number 8Slide Number 9Slide Number 10Slide Number 11Slide Number 12Slide Number 13Slide Number 14Slide Number 15Slide Number 16Slide Number 17Slide Number 18Slide Number 19Slide Number 20Slide Number 21Slide Number 22Slide Number 23Slide Number 24Slide Number 25Slide Number 26Slide Number 27Slide Number 28Slide Number 29Slide Number 30Slide Number 31Slide Number 32Slide Number 33Slide Number 34Slide Number 35Slide Number 36Slide Number 37Slide Number 38Slide Number 39Slide Number 40Slide Number 41Slide Number 42