Appunti esame di chimica analitica 1

Potenziale ed energia libera

Potenziale = capacità di compiere un lavoro.

Ogni corpo tende a minimizzare la sua energia potenziale (U).

ΔU = Uf - Ui → bilancio energetico.

Sistema all'equilibrio → non cambia nel tempo.

Sistemi microscopici → sono tantissimi → entropia molto importante.

Analogo dell'energia potenziale per i sistemi microscopici è l'energia libera di Gibbs.

v_e, p = costante.

Stato iniziale → reagenti.

Stato finale → prodotti.

Altre energie libere (es. Helm) non pT costante.

Se sostituisco l'energia libera all'energia potenziale posso trattare un sistema microscopico come uno macroscopico.

Energia di un processo = Termodinamica di un processo.

Energia di Gibbs (G) tiene conto sia di entalpia che di entropia.

Se l'associo a sistemi macroscopici l'entropia può essere trascurata.

Coordinata di reazione

Coordinata di reazione (ξ) → va da 0 a 1.

Reazione non iniziata ↔ reazione finita.

Grafico di reazione.

L'aspetto cinetico può essere dominante e far sì che una reazione non avvenga.

Potenziale

Capacità di compiere un lavoro.

Ogni corpo tende a minimizzare la sua energia potenziale (U).

ΔU = Ug - Ui → bilancio energetico.

Sistema all'equilibrio → non cambia nel tempo.

Sistemi microscopici → sono tantissimi → entropia molto importante.

Analogo dell'energia potenziale per i sistemi microscopici è l'energia libera di Gibbs.

Stato iniziale → reagenti.

Stato finale → prodotti.

Se sostituisco l'energia libera all'energia potenziale posso trattare un sistema microscopico come uno macroscopico.

Energia di un processo = Termodinamica di un processo.

Energia di Gibbs (G) tiene conto sia di entalpia che di entropia.

Se l'associo a sistemi macroscopici l'entropia può essere trascurata.

Coordinata di reazione (ξ) → va da 0 a 1.

Reazione non iniziata.

Reazione finita.

Grafico di reazione.

L'aspetto cinetico può essere dominante e far sì che una reazione avvenga.

du = 0 -> non c'è variazione di u.

Condizioni di equilibrio

Condizioni di equilibrio.

Energia libera -> G.

Es. N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃.

Temperatura e pressione a condizioni ambientali.

Reaz. spostata a SX o Ḟ = Ḡ.

Mole → quantità di sostanza contenuta in un numero di Avogadro di molecole.

n = m / M_m.

Concentrazione → C = n (m) / V (L).

Molarità: varia con la temperatura.

Molalità → m = n / m (kg) -> del solvente.

aA + bB ↔ cC + dD.

G_i energia libera = G_i⁰ + RT ln C_A.

Termine entropico → perché la C dipende dal disordine del sistema.

Dipende molto dal solvente in cui A si trova.

G_reag = 2G_A + bG_B.

G_prod = cG_C + dG_D.

ΔG_reag = G_p - G_i = G_C + dG_B - (2G_A + bG_B).

Equilibrio e costante di equilibrio

20/02/202.

A + B ⇌ C + d.

Equilibrio: dopo un certo tempo la concentrazione delle specie è costante.

Applicabile sia ai sistemi macroscopici che a quelli microscopici.

Equilibrio dinamico.

Tutte le molecole di reagenti e prodotti si spostano da reagenti a prodotti, ma la loro concentrazione resta costante.

Temperatura → grandezza che ci consente di attribuire un certo livello energetico alle molecole.

Le molecole tendono a muoversi nel verso in cui l'energia si minimizza.

ΔG = G_p - G_r → energia libera.

ΔG = CGo + dGCo + ΔGo + RT ln C^d_C - ΔGA - RT ln A² - bGB - RT ln B^b == ΔG^o* + RT ln C^d · C^d_C / A²_A · B^b_B.

ΔGo = CG’C + dG’C + ΔG’A - bG’B.

& ΔG = 0 non c’è più possibilità di fare lavoro.

RT ln [C]^[D] / [A]^[B] = - ΔG°_R / RT.

[C]^[D] / [A]² [B]^b → è costante se T è costante → k_eq.

Termodinamica = ci dà un’idea del bilancio energetico delle reazioni.

Nei sistemi microscopici, la cinetica (parte entropica) può impedire alcune reazioni favorevoli termodinamicamente.

Quindi a parità il controllo termodinamico c'è anche il controllo cinetico.

→ Salta fuori nei sistemi eterogenei.

Equilibrio dell'acqua

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-.

K_w = [H₃O⁺][OH^-] = [H₃O⁺][OH^-] / [H₂O]².

È costante, perciò si può i.