Appunti Chimica generale e inorganica

DIAGRAMMA DI STATO

Il diagramma di stato (o diagramma di fase) mostra le transizioni di fase della materia. Ogni

sostanza è caratterizzata da un proprio diagramma di stato.

Si ha la temperatura sull’asse x e la pressione sull’asse y.

Poi, abbiamo delle curve che determinano delle regioni (i tre stati fisici) con confini che

indicano i passaggi di stato.

Esiste un punto dove coesistono le tre fasi: il punto triplo.

PUNTO CRITICO: Temperatura e pressione per la quale non può più esistere la fase liquida

(temperatura critica e pressione critica). Una sostanza può essere liquefatta per

compressione solo se si trova a temperatura inferiore rispetto a quella critica. Al di là del

punto critico, abbiamo prima la fase gassosa, poi la fase del fluido supercritico.

FLUIDO SUPERCRITICO

• Le proprietà della sostanza sono in parte analoghe a quelle di un liquido (ad esempio la

densità) e in parte simili a quelle di un gas (ad esempio la viscosità).

• Sono completamente miscibili

• Le sostanze nello stato supercritico trovano applicazione come solventi industriali per

estrazione (decaffeinizzazione, estrazione olii essenziali) rapida e senza tracce.

PROPRIETÀ DELLE SOLUZIONI

• Soluzioni liquide, solide, gassose.

• Soluzioni liquide di particolare importanza, in quanto ioni e molecole sono più immobili

in soluzione che nell'originario stato solido e possono reagire più velocemente

• Soluzioni acquose e non acquose.

• Sono miscele omogenee.

• Contatto tra molecola di soluto e di acqua, legami H.

• Contatto tra solido ionico e acqua, legami tra H dell'acqua e anioni, attrazione tra la carica

negativa sull'atomo di O dell'acqua e cationi.

• Agitazione e mescolamento accelerano il processo.

La temperatura aumenta la solubilità di alcuni soluti ma diminuisce quella dei gas.

Una data quantità di solvente può sciogliere solo una determinata quantità di solito:

• Soluzione satura: il solvente ha sciolto tutto il solito che poteva

• Soluzione satura con corpo di fondo: il solvente ha sciolto tutto il solito che poteva e ne

rimane una parte.

La solubilità di una sostanza dipende da:

• Natura del soluto

• Natura del solvente

• Pressione parziale (per i gas)

• Temperatura

LE PROPRIETÀ COLLIGATIVE

inerenti a soluzioni che sono strettamente legate alla quantità del soluto (quantità di moli) e

non alla sua natura.

Cambiano a seconda della quantità, che influisce su 4 proprietà fisiche.

Sono quattro:

- Abbassamento della pressione di vapore del solvente

- Innalzamento ebullioscopico

- Abbassamento crioscopico

- Pressione osmotica

ABBASSAMENTO DELLA PRESSIONE DI VAPORE DEL SOLVENTE

→ La pressione di vapore di una soluzione è data dalla tensione di vapore del solvente per

la frazione molare del solvente stesso.

P = X Solvente x P puro

Sarà minore del solvente puro.

P<P puro

Le soluzioni reali si comportano come quelle ideali, tanto più sono diluite.

INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO

(innalzamento del punto di ebollizione del solvente)

È direttamente correlata alla variazione della pressione di vapore.

→ Il punto di ebollizione del solvente puro è sempre più basso del punto di ebollizione

del solvente contenente un soluto (soluzione).

ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO

(Abbassamento del punto di congelamento)

→ Il punto di congelamento del solvente puro è sempre più alto del punto di

congelamento del solvente contenente un soluto (soluzione)

La variazione di temperatura sia nel caso dell’ebollizione che nel caso del congelamento si

può collegare:

MX = sali composti da due specie in rapporto 1:1 (NaCl) M2X o MX2 = in rapporto 2:1 o 1:2

PRESSIONE OSMOTICA

L’osmosi è la tendenza di un solvente di fluire dalla soluzione più diluita a quella più

concentrata tramite una membrana semipermeabile (lascia passare solvente e non

soluto).

→ La pressione osmotica è la pressione applicata dalle particelle del solvente, che passano

dalla soluzione a concentrazione minora a quella a concentrazione maggiore.

La differenza di livello che si va a misurare, è quella della pressione osmotica. Si può

ottenere attraverso una formula:

π= C R T i

dove:

C= concentrazione molare soluzione

R=costante universale dei gas

T=temperatura assoluta

i=indice di Van’t Hoff

Soluzioni isotoniche = due soluzioni con la medesima pressione osmotica (no concentrazione!

Possono essere isotoniche ma con soluti diversi)

Soluzioni ipertoniche / ipotoniche = soluzioni ad una pressione osmotica maggiore / minore

rispetto ad un’altra.

OSMOSI INVERSA

si applica una forza per far andare il solvente al di là della membrana semipermeabile.

→ Applicazione di una pressione dalla parte della soluzione, in maniera da ottenere un

flusso di solvente dalla soluzione concentrata verso quella diluita (o dalla soluzione diluita

verso il solvente puro)

CINETICA CHIMICA

La cinetica chimica studia la velocità delle reazioni chimiche, le leggi della velocità e i

meccanismi delle reazioni.

I fattori che influenzano la velocità di una reazione sono:

- Concentrazione

- Stato fisico

- Temperatura

- Presenza o meno di catalizzatori

Concentrazione: la velocità aumenta all’aumentare della concentrazione dei reagenti

Stato fisico: le molecole per urtarsi devono mescolarsi -> la cinetica sarà più veloce in un

fluido (gas o liquido) piuttosto che in un solido.

Temperatura: la velocità aumenta all’aumentare della temperatura.

Catalizzatori: la presenza di catalizzatori aumentano la velocità, senza modificarne però la

resa.

Calcolo velocità di reazione

Anziché guardare lo spazio di percorso nell’unità di tempo, si guarda la variazione di

concentrazione nell’unità di tempo.

Avendo un reattivo A che diventa un prodotto B, la velocità sarà: V = ΔA / Δt = ΔB / Δt

Per reazioni più complesse bisogna tener conto dei coefficienti stechiometrici, che si

aggiungeranno davanti.

V = a ΔA / Δt = b ΔB / Δt

CHIMICA INORGANICA

La tavola periodica è composta da gruppi.

Gruppo 18

È il gruppo dei gas nobili: Elio, Neon, Argon, Cripton, Xenon e Radon

La configurazione elettronica di questi elementi prevede gusci esterni completi (He solo s2 ,

gli altri s2 p6)

-reattività nulla

-Si trovano di solito come gas monoatomici

-Il più abbondante di tutti nell’atmosfera è l’argon.

-L’elio è talmente tanto leggero che non risente della forza gravitazionale, quindi è

difficile trovarlo in natura.

Gli altri gas nobili (escluso He) vengono preparati per distillazione frazionata dell’aria

liquida (es distillando l’acqua, si hanno frazioni di gas nobili, che si riescono a separare).

L’elio viene trovato in alcune sacche sottoterra, dove rimane intrappolato. Solitamente viene

trovato nei giacimenti di petrolio.

ELIO

-unico gas nobile con configurazione 1s2

- Leggero

-non infiammabile

- Punto di ebollizione basso (solo esperimenti di fisica avanzata e di tecnologia)

- Un tempo era utilizzato come gas di galleggiamento degli aerostati

- Viene utilizzato per i Sub

-studi di criogenia

NEON

- Utilizzato per le luci a neon (all’interno dei tubi. Arco elettrico dà energia necessaria per

eccitare gli elettroni del neon che decadono ed emettono luce)

ARGON

- Utilizzato per le lampade a fluorescenza e per atmosfere inerti (non è reattivo e protegge i

prodotti delle reazioni)

KRIPTON E XENON

- Utilizzato nelle lampade speciali (auto, fotografia)

RADON

- Radioattivo, nessun tipo di utilizzo. Si trova tutto intorno a noi.

Reagiscono pochissimo: i composti con i gas nobili sono pochi e sono composti

solamente per gli ultimi esponenti del gruppo dei gas nobili (essendo in basso hanno molti

elettroni, quindi è più facile strapparne uno per fare dei composti)

GRUPPO ZERO

Il gruppo 0 ha un singolo esponente, l’idrogeno (H).

(Nella tavola periodica lo vediamo nel gruppo 1, ma in realtà è a se)

Ha due isotopi: deuterio e trizio. Il nome dell’idrogeno più abbondante è il prozio.

La sua configurazione elettronica è 1s1: può avere solo due numeri di ossidazione ossia 1 e

–1 (solo negli idruri).

L’idrogeno in natura lo troviamo come molecola biatomica (H2), è gassoso, soffre come

per l’elio della poca attrazione dalla terra (non si trova in alte concentrazioni nell’atmosfera)

ma è comunque l’elemento 0 dell’universo (elemento più abbondante, più semplice,

seguito dall’elio).

È presente nell’acqua e nel nostro corpo.

L’idrogeno biatomico è

-gas inodore

-incolore

-insapore.

-interazioni tra atomi: forze di London

-bassa densità

-esplosivo.

-si condensa allo stato liquido solo sotto i 20K

-quasi insolubile nei solventi polari

Viene prodotto estraendolo da giacimenti di petrolio o viene prodotto con reazioni di

reforming del metano. Viene fatto reagire con l’acqua, con produzione di monossido di

carbonio e idrogeno) e di elettrolisi.

È importante per:

-la produzione di ammoniaca e composti azotati (alla base dell’agricoltura)

-acidi e metanolo (oggi usato come carburante)

-produzione di HCl

-trizio per usi bellici

-combustibile per missili

-estrarre metalli o per lavorarci

È alla base degli shuttle e dei razzi (ripieni di idrogeno e ossigeno).

Un uso molto importante è anche nell’industria alimentare: grassi idrogenati (grassi

saturi che vengono creati da grassi mono o polinsaturi con ossigenazione con l’idrogeno).

Fa composti con tutti gli elementi: abbiamo gli idruri (unici composti dove ha un numero di

ossidazione –1), composti binari.

VELOCITÀ MEDIA DI REAZIONE

VELOCITÀ DI REAZIONE INIZIALE

•Velocità della reazione al tempo t=0, quando non sono ancora

presenti i prodotti, cioè quando [A] = max e [B] = 0

• Tangente alla curva della concentrazione al tempo t=0.

LEGGE CINETICA DI REAZIONE

• La legge cinetica di reazione ( o legge di velocità o equazione della

velocità di reazione) esprime la velocità di reazione in funzione delle

concentrazioni dei reagenti, dei prodotti* e della temperatura

ORDINE DI REAZIONE

ORDINI DI REAZIONE COMPLESSIVI

DETERMINAZIONE DEGLI ORDINI DI REAZIONE

Determinazione de