Appunti Chimica generale ed inorganica

ABBASSAMENTO TENSIONE DI VAPORE DEL SOLVENTE

Modello statistico:

- equilibrio preesistente: V V

≤

evaporazione condensazione

- aggiungendo il soluto si diluiscono le molecole di solvente sulla superficie solo nella fase

V < V

liquida→ (molecole che condensano > quelle che evaporano)

evaporazione condensazione

- si formerà un nuovo equilibrio nel quale le molecole di vapore saranno diminuite rispetto a

prima e quindi la tensione di vapore sarà <

INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO= un soluto fa innalzare il punto di ebollizione della

soluzione rispetto al solvente.

- equilibrio preesistente: tensione di vapore = pressione esterna (temperatura di

ebollizione= a cui la tensione di vapore del liquido eguaglia la pressione esterna)

- l’aggiunta del soluto perturba l’equilibrio preesistente: tensione di vapore diminuisce

P < P

vapore esterna

- si raggiungerà il punto di ebollizione alzando maggiormente la temperatura, in modo da

far sì che la tensione di vapore uguagli la pressione esterna (nuovo equilibrio).

Keb= costante ebullioscopica

ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO= un soluto fa abbassare il punto di congelamento della

soluzione, rispetto a quello del solvente puro.

- equilibrio preesistente: compresenza di acqua e ghiaccio (equilibrio dinamico solvente

solido solvente liquido). Su una superficie di contatto tra stato solido e liquido il numero

⇔

di molecole che si solidificano è uguale al numero di molecole che si sciolgono

- se aggiungo il soluto esso perturba l’equilibrio, poiché diluisce le molecole di solvente allo

stato liquido sulla superficie di contatto tra stato solido e stato liquido, quindi il numero di

molecole di solvente che solidificano sarà minore del numero di molecole che si fondono

- aumenta la dissoluzione del ghiaccio

Kcr= costante crioscopica

OSMOSITA’

Questo fenomeno avviene quando esiste una membrana

semi-permeabile che divide il solvente puro (acqua) da una

parte e una soluzione dall’altra.

Pressione osmotica= pressione necessaria da applicare per

impedire l’innalzamento di uno dei due volumi e per calcolarla

si usa la molarità.

Partendo da una situazione di equilibrio quindi la velocità di passaggio dai due lati è la stessa.

Aggiungendo il soluto da un lato, esso perturba l’equilibrio: il soluto diluisce il solvente →

si affacciano meno molecole di acqua alla membrana dal lato destro che da quello sinistro.

Il numero di molecole al secondo e per unità di volume che passa attraverso la membrana

(velocità) diventa minore da destra a sinistra.

Quindi aumenta il passaggio di acqua da sinistra a destra fino a un nuovo equilibrio, in cui il

livello di destra è maggiore di quello di sinistra. L’aumento del livello si ferma quando la pressione

idrostatica esercitata sul lato più alto, dal maggior volume di soluzione (come un pistone) spinge

le molecole attraverso la membrana alla stessa velocità delle molecole che provengono dall’altro

lato. Quindi questa pressione controbilancia lo squilibrio che si era formato.

Osmosi inversa= per invertire un processo spontaneo è necessario fornire lavoro. In questo caso

è lavoro elettrico, che con un compressore crea una pressione maggiore a quella osmotica. in

modo da estrarre il solvente da una soluzione.

Tutte queste proprietà dipendono da:

- numero di particelle

- natura chimica un po’ centra, perché più il soluto può interagire con il solvente

maggiore sarà la depressione del numero di particelle che interagivano all’equilibrio

- comportamento elettrolita

- coefficiente di Van't Hoff (i)= rapporto tra le moli di particelle in soluzione e le moli di

sostanza disciolta. È un fattore correttivo che tiene conto della natura elettrolita di un

soluto (o composto ionico o specie in grado di dissociare in ioni)

Soluzioni ideali (solitamente non si utilizzano):

- soluzione estremamente diluita

- H di formazione della soluzione è circa 0→ termicamente neutro

∆

- con i=v (grado di dissociazione)

In una soluzione non ideale:

Se la concentrazione è ordinaria la soluzione non si comporta più idealmente, perché non posso

pensare le particelle in cui il soluto si dissocia come particelle completamente indipendenti.

Nell’esempio dell’NaCl gli ioni non si comportano da particelle indipendenti perché cominciano a

riassociarsi formando coppie ioniche. Perché le sfere di acqua neutra non spengono la carica.

Tanto più concentrato è il soluto nel solvente, tanto più diventa il comportamento di un non

elettrolita (i tende ad avvicinarsi a 1)

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CINETICA CHIMICA: è la branca della chimica che studia la velocità dei processi.

La cinetica chimica è la scienza che si occupa di determinare la velocità di una reazione,

parametro fondamentale per stabilire le condizioni per cui un determinato processo spontaneo

possa avvenire in un tempo adeguato per poter essere sfruttato dai chimici.

Le leggi della termodinamica permettono di stabilire se una reazione chimica sia spontanea non

spontanea o se abbia raggiunto una condizione di equilibrio. La termodinamica considera solo la

variazione di energia e serve per calcolare la quantità di prodotto che si potrà ottenere.

Coordinata di reazione= eventi che costituiscono il meccanismo della reazione, è rappresentato

da tutti quegli stadi intermedi in cui si rompono e si formano i legami tra gli atomi che permettono

ai reagenti di trasformarsi in prodotti: tali eventi determinano la velocità della reazione.

Velocità di reazione= variazione della concentrazione nel tempo.

Una reazione chimica può essere concepita come un processo che prevede che le molecole dei

reagenti debbano urtarsi per dare origine ai prodotti: più gli urti sono frequenti maggiore sarà la

velocità di reazione.

Fattori che ne determinano l’entità:

1) Concentrazione: più concentrate sono le speci reagenti (> v) > saranno gli urti

2) Stato fisico: affinché l’urto possa avvenire le molecole devono mescolarsi (se

sono nella medesima fase gli urti saranno di più). Il miscelamento avviene sulla superficie

interfasica (che può essere aumentata agitando→ diventa più probabile l’urto). Se ho una

reazione eterogenea (reagenti in due fasi diverse) devo mescolare

3) Temperatura: variabile che misura l'energia cinetica media delle molecole. Più le molecole

sono veloci più saranno frequenti gli urti

Solo perché avvenga non è detto che un urto determini la formazione di un prodotto: affinché una

molecola di prodotto C si formi da due molecole di reagenti A e B deve necessariamente

avvenire un urto che sia “efficente”= l’energia dell’urto deve essere sufficiente alta.

• V = -Δconcentrazione di A /Δt: se vogliamo esprimere la velocità come variazione del

reazione

reagente nel tempo deve essere negativa, perché la concentrazione dei reagenti nel tempo

diminuisce (Δconcentrazione di A = [finale] - [iniziale] <0). Ma così otteremmo una velocità

negativa che in chimica non ha nessun significato (perché non è un vettore)

• V = Δconcentrazione di B /Δt: se valutiamo invece la velocità di formazione dei prodotti

reazione

la loro concentrazione aumenta nel tempo, quindi la variazione di concentrazione è positiva

(Δconcentrazione di B = [finale] - [iniziale] >0)

LEGGE CINETICA: definita equazione cinetica, è la relazione tra la velocità di una reazione e la

concentrazione dei reagenti. Esprime come [R], [P] e T influenzeranno la velocità della reazione

→ V =k [A]m [B]n ...

reazione

- Costante di velocità (k) è il parametro della legge cinetica in cui si vede la dipendenza della

velocità dalla temperatura

- Ordini di reazione (m, n,...) indicano quanto la variazione di concentrazione di quell’ordine

influenza la velocità stessa. La concentrazione con ordine > influenza maggiormente la velocità

● m=1 → dipendenza lineare tra velocità e concentrazione

● m=2 → dipendenza quadratica tra velocità e concentrazione

● m=0 → non influenza la velocità (es: sublimazione CO è un processo di ordine 0 nel

2

solido, la velocità non dipende dalla concentrazione, perché la superficie tra le due fasi è

sempre la stessa).

Non è detto che l’ordine di reazione sia uguale al coefficiente stechiometrico.

Ordine di reazione = coefficiente stechiometrico solo se la cinetica che stiamo guardando

prevede un solo tipo di urto (=atto elementare di reazione).

La somma degli esponenti delle concentrazioni dei reagenti è definita “ordine totale di

reazione”, che è determinato sperimentalmente misurando come varia la velocità variando la

composizione iniziale dei reagenti. Per farlo si utilizza la LEGGE CINETICA INTEGRATA della V,

che permette di calcolare la quantità di reagente presente dopo un tempo t.

Quindi risponde principalmente a 2 domande:

- Quanto tempo impiegano n moli/L di un reagente A per essere consumate?

- Quanto vale la concentrazione di un reagente [A] dopo un tot di minuti dall’inizio della reazione?

LEGGE CINETICA DEL PRIMO ORDINE: A→B

v= -Δ[A] / Δt • v=K[A] oppure può essere vista come una retta del tipo ln[A]t = -kt + ln[A]0:

● Se ottengo una dipendenza lineare (retta) tra i valori delle concentrazioni e gli istanti di

tempo in cui le ho misurate → l’ordine è 0

Le reazioni di ordine 0 sono quelle in cui la velocità non dipende

dalla concentrazione di reagenti

● Se la concentrazione del reagente A rispetto alla sua

concentrazione iniziale diminuisce nel tempo con un andamento

esponenziale la concentrazione del reagente ha rispetto alla sua

concentrazione iniziale diminuisce nel tempo con un andamento

esponenziale → l’ordine è 1

Nelle reazioni di primo ordine la velocità è proporzionale alla

concentrazione di un solo reagente elevata a 1 (es. decadimento di

un nucleo radioattivo)

● Se calcolando l’inverso delle concentrazioni ottengo una dipendenza lineare tra gli inversi

delle concentrazioni e gli istanti di tempo → l’ordine è 2

Le reazioni di secondo ordine sono molto rare in quanto la probabilità che una reazione

avvenga tramite l’urto contemporaneo di tre diverse molecole con il giusto orientamento

con la giusta energia molto bassa

Molecolarità di una reazione

Spesso una reazione avviene in più stadi, detti semireazioni, con la formazione di prodotti

intermedi che non compaiono nell’equazione di reazione globale. La velocità della reazione

globale non potrà mai essere maggiore dello stadio più lento, che possiede la maggiore barriera

di energia di attivazione e che determinerà la velocità della reazione globale stessa. La

molecolarità di una reazione &egra