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ESERCIZI SUGLI IONI

1) Indicare la tipologia (catione o anione) e rappresentare il simbolo chimico dello  ione ottenuto rimuovendo due elettroni all’elemento neutro Magnesio.

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2) Indicare la tipologia (catione o anione) e rappresentare il simbolo chimico dello ione ottenuto addizionando un elettrone all’elemento neutro Fluoro.

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3) Sapendo che l’elemento neutro Calcio ha 20 protoni e numero di massa uguale a 40, rappresentare il simbolo chimico e indicare il numero di protoni, neutroni ed elettroni dello ione ottenuto rimuovendo due elettroni.

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4) Sapendo che l’elemento neutro Ossigeno ha 8 protoni e numero di massa pari a 16, rappresentare il simbolo chimico e indicare il numero di protoni, neutroni ed elettroni dello ione ottenuto addizionando due elettroni.

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5) Prova a spiegare perché lo ione H+ viene anche chiamato dai chimici protone.

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6) Sapendo che l’elemento neutro Selenio ha 34 protoni e numero di massa pari a 80, indicare il numero di protoni, neutroni ed elettroni dello ione Se2-

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7) Sapendo che l’elemento neutro Scandio ha Z=21 e A=45, indicare il numero di protoni, neutroni ed elettroni dello ione Sc3+

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8) Aiutandoti con una Tavola Periodica individua quale elemento nella forma neutra ha lo stesso numero di elettroni dello ione ottenuto addizionando 3 elettroni all’elemento neutro Azoto.

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9) Aiutandoti con una Tavola Periodica individua quale elemento nella forma neutra ha lo stesso numero di elettroni dello ione ottenuto rimuovendo 1 elettroni all’elemento neutro Elio.

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10) Aiutandoti con una Tavola Periodica individua quale elemento nella forma neutra ha lo stesso numero di elettroni dello ione ottenuto addizionando n.2 elettroni all’elemento neutro Silicio (Si). 

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11) Quale dei seguenti ioni ha lo stesso numero di elettroni dello ione Zn2+

a) Cu2+

b) Ge4+

c) Ga2+

d) Br5+

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12) Quale dei seguenti ioni ha lo stesso numero di protoni dello ione Cl7+

a) Si3+

b) Cl–

c) S2-

d) P5+

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Le proprietà colligative

Con il termine proprietà colligative si fa riferimento a una serie di proprietà delle soluzioni che non dipendono dalla natura delle particelle ma solo dalla quantità.

Le proprietà colligative possono essere riassunte in:

  •    Abbassamento della tensione di vapore
  •   Innalzamento ebullioscopico
  •    Abbassamento crioscopico
  •   Pressione osmotica

Abbassamento della tensione di vapore

La legge di Raoult afferma che aggiungendo a un liquido puro un soluto non volatile, si ha come risultato un abbassamento della tensione di vapore proporzionale alla frazione molare di soluto:

ΔP = xsoluto · P°solvente

xsoluto esprime la frazione molare del soluto nella soluzione

P°solvente esprime la tensione di vapore del solvente puro.

Questo fenomeno è dovuto alle particelle di soluto che si distribuiscono in maniera omogenea nel volume di solvente. Una parte di esse va a occupare la porzione a contatto con la superficie libera rendendo più difficoltosa l’evaporazione delle molecole di solvente. L’effetto complessivo è un abbassamento della tensione di vapore della soluzione.

Il fenomeno inverso, la condensazione, non è in alcun modo intaccato dalla presenza del soluto. Pertanto, si raggiunge un nuovo equilibrio con valori di tensione di vapore inferiori rispetto a quelli del liquido puro.

In presenza di soluzioni contenenti elettroliti, occorre considerare anche il coefficiente di Van’t Hoff i:

ΔP = i · xsoluto · P°solvente

Innalzamento ebullioscopico

L’ebollizione è un fenomeno che riguarda l’intera massa di liquido e si ha quando la tensione del vapore saturo uguaglia la pressione esterna. In una pentola con acqua alla temperatura di 100°C, la tensione del vapore è uguale a 1 atm e il liquido inizia a bollire.

L’aggiunta di un certo quantitativo di soluto non volatile ha come effetto l’abbassamento della tensione di vapore a un valore inferiore alla pressione atmosferica. Il liquido a questo punto non è più in ebollizione e l’unico modo per farlo  bollire è alzare la sua temperatura al di sopra dei 100°C (Figura 1).

Figura 1 – Effetto del soluto sulla curva di equilibrio liquido-vapore.

Come illustrato in Figura 1, l’aggiunta di un soluto “a”, non volatile, a un solvente “b”, porta a un incremento della temperatura di ebollizione di ben 3°C rispetto a quella del liquido puro.

ΔTe = Te* – Te° = keb · ma

Te* = Temperatura di ebollizione della soluzione contenente il soluto “a”.

Te° = Temperatura di ebollizione del liquido puro.

keb = costante ebullioscopica molale che dipende dalle proprietà del solvente come la sua temperatura di ebollizione normale Te°, la sua entalpia di evaporazione ΔHvap, la sua massa molare Mb.

ma = la molalità o concentrazione molale del soluto nella soluzione. 

Keb= RTeb°2Mb1000ΔHvap

In presenza di soluzioni contenenti elettroliti, occorre considerare anche il coefficiente di Van’t Hoff i:

ΔTe = Te* – Te° = i · keb · ma

Abbassamento crioscopico

La spiegazione dell’abbassamento del punto di gelo non è molto diversa da quella vista per  l’innalzamento ebullioscopico. Al raggiungimento del punto di gelo, s’instaura un equilibrio solido-liquido in cui il numero di molecole che nell’unità di tempo passano dalla fase solida a quella liquida (fusione) uguaglia il numero di molecole che dalla fase liquida passano a quella solida (solidificazione). Il processo di solidificazione avviene quando una molecola di liquido collide contro una molecola di solido e viene catturata da quest’ultima (Figura 2).

Figura 2 – Rappresentazione del processo di solidificazione per un liquido puro.

Quando il solvente viene diluito dalla presenza di un soluto come un sale, il numero di molecole di solvente che nell’unità di tempo vengono catturate dal solido si riduce(Figura 3). Il processo inverso (fusione) non è ostacolato dalle molecole di soluto in soluzione.

Tutto ciò ha come effetto la progressiva fusione dell’intera massa di solido. Per poter ripristinare l’equilibrio solido-liquido è necessario abbassare la temperatura. Al nuovo punto di gelo vi sono meno molecole di solvente in fase liquida ma queste si muovono più lentamente tanto da riuscire a essere “intrappolate” più facilmente nel solido.

Figura 3 – Rappresentazione del processo di solidificazione per una soluzione contenente il soluto.

La variazione della temperatura di fusione di una soluzione costituita da un soluto “a” e un solvente “b” può essere rappresentata dalla seguente equazione:

ΔTf = Tf* – Tf° = -kfma

Tf* = Temperatura di fusione della soluzione contenente il soluto “a”.

Tf° = Temperatura di fusione del solvente puro.

Kf = costante crioscopica molale che dipende dalle proprietà del solvente come la sua temperatura di fusione normale Tf°, la sua entalpia di fusione ΔHf, la sua massa molare Mb.

ma = la molalità o concentrazione molale del soluto nella soluzione.

Kf= RTfus°2Mb1000ΔHfus

Pressione osmotica

Esistono membrane in grado di permettere il passaggio ad alcune sostanze e di impedirlo invece ad altre. Queste membrane si definiscono semipermeabili. Il processo selettivo, denominato dialisi, viene controllato attraverso le dimensioni dei pori della membrana.

Se due soluzioni a diversa concentrazione di soluto vengono separate per mezzo di una membrana permeabile al solvente ma non al soluto, si assiste al flusso spontaneo del solvente dalla soluzione più diluita a quella più concentrata al fine di equilibrare le due concentrazioni. Questo flusso netto prende il nome di osmosi.

In Figura 4 sono riportate due vasche riempite allo stesso livello, separate da una membrana semipermeabile in cui è consentito il passaggio alle molecole di solvente e non a quelle di soluto. Una vasca (quella a destra) è stata riempita solo con il solvente puro, mentre l’altra con la soluzione contenente il soluto.

 Figura 4 – Vasche separate da una membrana semipermeabile. Quella di sinistra contiene la soluzione, mentre quella a destra il solvente puro

Per riequilibrare la concentrazione di soluto, si ha un flusso netto di solvente dalla vasca di destra a quella di sinistra. Infatti, in quella di destra, sono solo le molecole di solvente a essere in contatto con la membrana, mentre in quella di sinistra, sono in contatto sia le molecole di solvente che di soluto, le quali urtano la membrana senza riuscire ad attraversarla. La velocità con cui le molecole di solvente passano da destra a sinistra sarà maggiore rispetto alla velocità di passaggio nella direzione opposta. Questo flusso netto di solvente è responsabile della formazione di un dislivello tra le due vasche (Figura 5).

Figura 5 – Vasche separate da una membrana semipermeabile. Condizione finale dopo il fenomeno dell’osmosi.

L’aumento della pressione idrostatica nella vasca di sinistra favorisce il passaggio delle molecole di acqua dalla vasca di sinistra a quella di destra e rende più difficoltoso il passaggio inverso. La concentrazione di solvente nella vasca di sinistra continua a essere inferiore rispetto a quella di destra; tuttavia, queste hanno una maggiore capacità ad attraversare la membrana in virtù di una maggiore pressione. Si arriva a una condizione di equilibrio in cui il flusso netto dell’acqua risulta nullo.

La velocità di flusso è la stessa che si avrebbe se nella vasca di sinistra non fosse stato presente il soluto. Per riportare tutto il sistema alle condizioni iniziali occorre esercitare una pressione chiamata pressione osmotica.

La pressione osmotica Π è proporzionale alla concentrazione molare del soluto (M) e alla temperatura (T).

Π 𝝰 MT

Sapendo che M = nsoluto/V:

ΠV 𝝰 nT

Per soluzioni acquose diluite il fattore di proporzionalità è la costante dei gas R.

ΠV = nRT

Quella riportata è l’equazione di van’t Hoff per la pressione osmotica.

Tavola Periodica e configurazione elettronica

È possibile determinare la configurazione elettronica di un elemento conoscendo la sua posizione nella tavola periodica?

La risposta è affermativa a patto di conoscere davvero la tavola periodica.

In questo articolo vedremo come la tavola periodica sia stata disegnata secondo specifiche regole e suddividendo tutti i suoi elementi in blocchi. Una volta appreso come sono disposti questi blocchi, determinare la configurazione elettronica diventerà un gioco da ragazzi.

La tavola periodica: gruppi e periodi

La tavola periodica è costituita da una serie di elementi raggruppati in colonne verticali chiamate gruppi. Dalla Figura 1 si può osservare come questa sia divisa in quattro regioni contenenti rispettivamente 2, 6, 10 e 14 colonne.

Figura 1 – Rappresentazione della Tavola Periodica con la suddivisione di questa in gruppi

I gruppi vengono numerati in ordine sequenziale utilizzando sia numeri arabi che numeri romani come mostrato in Figura 2.

Figura 2 – Rappresentazione della Tavola Periodica con la numerazione dei gruppi

Come mostrato in Figura 3 sotto, le quattro regioni della tavola periodica hanno nomi che possono essere ricondotti agli orbitali atomici.

a)      Il blocco azzurro costituito da 2 colonne viene chiamato anche blocco s;

b)     Il blocco rosso costituito da 6 colonne viene chiamato anche blocco p;

c)      Il blocco arancio costituito da 10 colonne viene chiamato anche blocco d;

d)     Il blocco verde costituito da 14 colonne viene chiamato anche blocco f;

 Figura 3 – Rappresentazione della Tavola Periodica con la suddivisione di questa in blocchi

Le righe orizzontali che dividono una tavola periodica si chiamano periodi. La prima riga, contenente gli elementi Idrogeno ed Elio, corrisponde al Periodo n.1, la seconda riga al Periodo n.2 e così via.

La tavola periodica può essere ridisegnata secondo il modello illustrato in Figura 4.

Figura 4 – Rappresentazione della Tavola Periodica con la suddivisione di questa in periodi

  • Il primo periodo ha un orbitale 1s;
  • Il secondo periodo ha un orbitale 2s e tre orbitali 2p;
  • Il terzo periodo ha un orbitale 3s, tre orbitali 3p;
  • Il quarto periodo ha un orbitale 4s, cinque orbitali 3d, tre orbitali 4p;
  • Il quinto periodo ha un orbitale 5s, cinque orbitali 4d, tre orbitali 5p;
  • Il sesto periodo ha un orbitale 6s, sette orbitali 4f, cinque orbitali 5d, tre orbitali 6p;
  • Il settimo periodo ha un orbitale 7s, sette orbitali 5f, cinque orbitali 6d, tre orbitali 7p.

La configurazione elettronica

PRIMO PERIODO

I primi due elementi della tavola periodica sono idrogeno ed elio appartenenti al primo periodo. Come illustrato sopra, nel primo periodo è presente solo l’orbitale 1s. Pertanto, gli elettroni di questi elementi sono collocati all’interno di questo unico orbitale.

Le configurazioni elettroniche dell’Idrogeno con un solo elettrone e dell’Elio con due elettroni possono essere scritte come:

H: 1s1

He: 1s2

SECONDO PERIODO

Il terzo elemento della tavola periodica è il litio avente tre elettroni. La sua posizione nella tavola Periodica è al di sotto dell’idrogeno, più precisamente nel Gruppo IA. (Figura 5).

Figura 5 – Rappresentazione della Tavola Periodica con la collocazione dell’elemento Litio

Il suo posizionamento nella prima colonna del blocco s indica che questo elemento possiede un solo elettrone di valenza collocato nell’orbitale 2s. Il numero romano che descrive il gruppo indica il numero di elettroni di valenza di quell’elemento. Tutti gli elementi del Gruppo IA hanno un solo elettrone di valenza.

Gli altri due elettroni del litio sono pertanto elettroni di core appartenenti al periodo precedente. Per scrivere la sua configurazione elettronica è sufficiente riempire dapprima l’orbitale del primo periodo (1s) con due elettroni, e poi aggiungere il terzo elettrone del secondo periodo. Pertanto la configurazione elettronica può essere scritta come:

Li: 1s22s1

Per scrivere la configurazione elettronica di valenza è sufficiente indicare all’interno di due parentesi l’ultimo elemento del primo periodo e infine riportare la configurazione del secondo periodo.

Li: [He]2s1

L’elemento carbonio rappresenta il sesto elemento della tavola periodica. La sua posizione è nel Gruppo IVA e nella seconda colonna del blocco p (Figura 6).

Figura 6 – Rappresentazione della tavola periodica con la collocazione dell’elemento carbonio

Come visto in precedenza, l’appartenenza al Gruppo IVA fa sì che il carbonio possieda quattro elettroni di valenza. Gli altri due elettroni sono elettroni di core.

Il suo collocamento nella seconda colonna del blocco p denota anche che questo elemento possiede due elettroni negli orbitali 2p. Per scrivere la sua configurazione elettronica occorre dapprima collocare i due elettroni di core nell’orbitale 1s del primo periodo e poi aggiungere i quattro elettroni di valenza riempendo il sottolivello 2s e infine aggiungendo i due elettroni rimanenti nel sottolivello 2p. La sua configurazione elettronica di valenza è scritta all’interno di due parentesi l’ultimo elemento del primo periodo e infine riportando la configurazione del secondo periodo.

C:  1s22s22p2 o [He]2s22p2

QUARTO PERIODO

L’elemento calcio è il ventesimo della tavola periodica. La sua posizione è nel quarto periodo e nel Gruppo IIA (Figura 7).

Figura 7 – Rappresentazione della Tavola Periodica con la collocazione dell’elemento Calcio

Il collocamento all’interno del Gruppo IIA indica che questo elemento possiede 2 elettroni di valenza mentre gli altri 18 sono elettroni di core. Il suo posizionamento nella seconda colonna del blocco s denota anche che questo elemento possiede due elettroni nell’orbitale 4s.

Per scrivere la sua configurazione di valenza è sufficiente prendere l’ultimo elemento del terzo periodo (Argon) e poi aggiungere i due elettroni di valenza.

Ca: [Ar]4s2

Per la configurazione elettronica completa, si attraversa la tavola periodica riempendo progressivamente gli orbitali del primo periodo (1s), secondo periodo (2s e 2p) e terzo periodo (3s e 3p), e infine aggiungere i due elettroni di valenza del quarto periodo.

Ca: 1s22s22p63s23p64s2

Come visto in questo articolo, nel quarto periodo il riempimento del sottolivello 4s avviene prima del 3d.  

Il titanio è il ventiduesimo elemento della tavola periodica. Esso appartiene al Gruppo 4 e pertanto possiede altrettanti elettroni di valenza. Gli altri 18 elettroni sono elettroni di core.

Per identificare il numero di elettroni di valenza degli elementi del quarto e quinto periodo è più opportuno utilizzare i numeri arabi. Come mostrato in Figura 8, il suo collocamento è nella seconda colonna del blocco d denotando come questi possieda due elettroni all’interno degli orbitali 3d.

Figura 8 – Rappresentazione della tavola periodica con la collocazione dell’elemento titanio

La sua configurazione di valenza può essere scritta indicando l’ultimo elemento del terzo periodo (Argon) e poi aggiungendo i 4 elettroni del quarto periodo. Per la sua configurazione completa occorre dapprima riempire l’orbitale del primo periodo (1s), gli orbitali del secondo periodo (2s e 2p), gli orbitali del terzo periodo (3s e 3p) e infine addizionare i quattro elettroni del quarto periodo.

Ti: 1s22s22p63s23p64s23d2 o [Ar]4s23d2

Seguendo queste regole appena descritte è possibile prevedere la configurazione elettronica di ogni elemento della tavola periodica. Esistono tuttavia numerose eccezioni, come quelle già viste in questo articolo, del cromo e del rame. Questi due elementi sono rispettivamente il ventiquattresimo e il ventinovesimo della tavola periodica. La loro posizione è nel quarto periodo e più precisamente nel quarto e nono gruppo del blocco d. Ci si aspetterebbe che la loro configurazione fosse:

La loro configurazione corretta è tuttavia:

Il semiriempimento del sottolivello 3d per il Cromo (Cr) e il riempimento completo per il Rame (Cu) conferiscono all’elemento una maggiore stabilità tanto da giustificare questo trasferimento di elettrone dall’orbitale 4s.

CONCETTI CHIAVE:

  • La tavola periodica è suddivisa in periodi, gruppi e blocchi;
  • Il nome dei blocchi richiama il nome degli orbitali (s, p, d, f);
  • I gruppi possono essere numerati secondo numeri arabi e romani.
  • Il numero romano può essere utilizzato per determinare gli elettroni di valenza degli elementi dei primi tre periodi, il numero arabo per gli elementi del quarto e quinto periodo.
  • Per scrivere la configurazione elettronica è fondamentale individuare con esattezza il periodo e il blocco di appartenenza dell’elemento.

Esercizio svolto:

Guardando solo la Tavola Periodica determinare la configurazione elettronica completa e di valenza dell’elemento Tellurio (Te).

Il tellurio è il 52° elemento della Tavola Periodica e appartiene al quinto periodo. Inoltre esso fa parte del quarto gruppo del blocco p.

Essendo un elemento del quinto periodo il suo numero di elettroni di valenza viene determinato dal numero arabo del gruppo di appartenenza che è il 16. Pertanto il Tellurio ha 16 elettroni di valenza e 36 elettroni di core.

Per determinare la sua configurazione elettronica di valenza occorre scrivere tra parentesi l’ultimo elemento del quarto periodo e poi aggiungere i 16 elettroni di valenza del quinto periodo che occupano in ordine di energia gli orbitali 5s, 4d e 5p.

Configurazione elettronica di valenza:

Te: [Kr]5s24d105p4

Per determinare la sua configurazione elettronica completa occorre riempire gli orbitali del primo (1s), secondo (2s e 2p), terzo (3s e 3p) e quarto periodo (4s, 3d e 4p) in ordine di energia crescente e aggiungere infine gli elettroni di valenza.

Configurazione elettronica completa:

Te: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p4

PETROLIO IN MARE

Perché quando ci sono sversamenti di petrolio in mare si vedono immagini catastrofiche come quella riportata sotto?

La risposta è legata alla scarsa solubilità in acqua del petrolio. Sebbene abbia una composizione variabile, il petrolio è costituito per la gran parte da idrocarburi con una densità compresa tra 0,8 e 0,95 g/cm3.

Le forze d’interazione tra le molecole di idrocarburo sono prevalentemente deboli forze di London. Come visto nel capitolo sulle soluzioni, queste deboli forze d’interazioni li rendono poco miscibili all’acqua, le cui molecole interagiscono invece attraverso legami a idrogeno.

Il principio che vale è il simile scioglie il simile. Il petrolio, costituito da molecole apolari non si scioglie nell’acqua, le cui molecole sono invece polari.

In queste due fasi ben separate, il petrolio, avente densità inferiore, galleggia al di sopra dell’acqua (principio di galleggiamento).

STAPPIAMO!!!!

Cosa succede quando apriamo una bottiglietta d’acqua frizzante come quella del video sotto?

La risposta va ricercata nella legge di Henry

L’acqua frizzante è acqua potabile a cui è stata addizionata anidride carbonica. La legge di Henry afferma che esiste un equilibrio tra la CO2 presente nel collo della bottiglia in fase aeriforme e quella disciolta nell’acqua (Figura 1).

Figura 1 – Bottiglietta d’acqua frizzante con rappresentazione dell’equilibrio dell’anidride carbonica tra la fase liquida e quella aeriforme

Quando la bottiglietta viene mantenuta chiusa, una certa quantità di CO2 lascia il liquido e si va a posizionare nello spazio di testa dove è presente dell’aria. Questo processo continuerà fintanto che non si raggiunge un equilibrio tra l’anidride carbonica nel collo della bottiglia e quella disciolta nell’acqua. La pressione al di sopra della superficie del liquido è superiore rispetto a quella atmosferica e questo favorisce la solubilizzazione dell’anidride carbonica. Ricordiamo che la legge di Henry ci mostra come la solubilizzazione di un gas sia favorita a pressioni maggiori.

Non appena apriamo il tappo si assiste a un repentino abbassamento della pressione che ha come conseguenza il fenomeno dell’effervescenza, ovvero il rapido sviluppo nel liquido di piccole bollicine gassose che risalgono verso l’alto.

Se richiudiamo il tappo assisteremo al ripetersi dell’intero processo con l’anidride carbonica rimasta disciolta nell’acqua che riandrà a occupare lo spazio di testo fino al raggiungimento di un nuovo equilibrio. Questa volta, in virtù di una minore quantità di anidride carbonica rimasta, la pressione sul collo della bottiglia sarà minore e alla successiva stappatura l’effervescenza sarà meno evidente.

I cicli successivi d’effervescenza diventeranno via via meno intensi, sfavoriti anche dall’abbassamento del livello del liquido (nel caso bevessimo l’acqua) che aumenterà lo spazio di testa, riducendo la pressione esercitata dal gas al di sopra della superficie libera. 

L’EBOLLIZIONE

Perché l’acqua bolle proprio a 100°C?

La risposta va ricercata nel significato del termine ebollizione. Un liquido bolle quando la sua tensione di vapore uguaglia la pressione esterna. Il fenomeno dell’ebollizione non va confuso con quello dell’evaporazione. Infatti, l’ebollizione riguarda tutta la massa di liquido mentre l’evaporazione coinvolge solo lo strato superficiale.

Immaginiamo di mettere una pentola con dell’acqua sul fornello. Nelle prime fasi di riscaldamento del liquido, si iniziano a formare sul fondo e sulle pareti della pentola delle bollicine di gas. Queste non sono costituite da vapore acqueo ma da gas disciolti come azoto, ossigeno e anidride carbonica. In virtù della legge di Henry, questi gas, al crescere della temperatura, diventano meno solubili nel liquido. Man mano che la temperatura sale si inizia ad assistere, sulla zona superficiale, a marcati fenomeni di evaporazione, mentre sul fondo (nella zona più calda) alla formazione di vere e proprie bolle di vapore, aventi minore densità rispetto al liquido, che proveranno a risalire verso l’alto. La loro pressione interna non è ancora sufficientemente elevata da permettere loro il raggiungimento della superficie e pertanto imploderanno per effetto della pressione del liquido circostante. All’interno della pentola si verrà creare un gradiente di temperatura:

–        La parte superficiale sarà quella a più bassa temperatura per la continua evaporazione che assorbirà calore dal liquido sottostante.

–        Il fondo sarà quello a più caldo a diretto contatto con la fiamma del fornello.

Al raggiungimento del punto di ebollizione le bolle prenderanno forma su tutta la massa di liquido e avranno una pressione sufficiente a raggiungere la superficie del liquido e allontanarsi per rilasciare il vapore nell’aria. 100°C (373,15K) è la temperatura in cui il valore di tensione o pressione di vapore dell’acqua raggiunge 1 atm.

L’acqua bolle sempre a 100°C?

Si può facilmente intuire come all’aumentare dell’altitudine vi sia una costante diminuzione della pressione atmosferica e pertanto anche un abbassamento della temperatura di ebollizione. In linea approssimativa, si può considerare come un abbassamento di 1°C ogni 300 m di altitudine dal livello del mare. Al contrario l’utilizzo della pentola a pressione porterà con sé un drastico aumento di questa temperatura. Un altro piccolo espediente per innalzare la temperatura di ebollizione è quello di aggiungere un po’ di sale. Tuttavia, sappiate che per alzare di 1°C la temperatura di 1 litro d’acqua occorrono ben 58 g di sale. Una quantità notevolmente superiore rispetto a quella che si utilizza di solito per preparare la pasta.