Appunti di Chimica 1

ΔH

A un’equazione chimica può essere associata la corrispondente variazione di entalpia, entalpia di

reazione, nel caso in cui la reazione avvenga in modo completo a una determinata temperatura e

pressione. �

= � ×

L’entalpia standard di formazione di una sostanza coincide con l’entalpia standard di reazione per mole

di unità di formula per la formazione della sostanza dagli elementi componenti considerati nella propria

forma più stabile. 10

L’entropia ΔS è la dispersione di energia nel sistema. Si misura in J/K. È massima all’equilibrio in un

sistema isolato. L’entropia è funzione di variabili di stato estensive. Una trasformazione termodinamica

da uno stato iniziale ad uno finale in un sistema isolato comporta una variazione di entropia maggiore o

uguale a zero. ∆ + ∆

∆ =

L’entropia aumenta all’aumentare della temperatura, a causa dell’aumentare del disordine termico. Si

ha un aumento netto di entropia nel passaggio da solido a liquido e da liquido a gassoso.

Infine esiste l’energia libera di Gibbs, indicata come G e lega l’entropia e l’entalpia del sistema.

ΔG = ΔH – TΔS

L’energia libera molare di Gibbs di una sostanza pura è uguale al potenziale chimico della sostanza pura.

Reazioni

Spontanee: avvengono senza influenza esterna, in un sistema isolato l’entropia aumenta

•

∆ =

Esotermiche: cedono calore, pertanto ΔH < 0

• Endotermiche: assorbono calore, pertanto ΔH > 0

•

Tipo di reazione Segno ΔH Segno ΔS Spontanea?

Esotermica, con aumento di - + Si, ΔG<0

entropia

Endotermica, con diminuzione di + - No, ΔG>0

entropia

Esotermica, con diminuzione di Soltanto se TΔS< ΔH (quindi con

- -

entropia temperature basse)

Endotermica, con aumento di Soltanto se TΔS> ΔH (quindi con

+ +

entropia temperature alte)

La pressione di un vapore in equilibrio con la sua fase condensata è detta tensione di vapore (o

pressione di vapore). Elevate forze intermolecolari nella fase condensata diminuiscono la tensione di

vapore. è uguale alla tensione di vapore

Per la legge di Rault, la tensione di vapore del liquido A nella miscela

∗

del liquido puro A per le frazioni molari di A , ovvero

∗

= ×

La formula è applicabile solo alle miscele di liquidi volatili.

Una miscela di liquidi in cui tutte le componenti seguono la legge di Rault è detta soluzione ideale. 11

Per la legge di Henry, la solubilità di un gas è direttamente proporzionale alla sua pressione parziale

]

[ =

= ×

Il potenziale chimico di un gas ideale è

⊝

= + ln �

� ⊝

⊝ ⊝ ⊝

,

= 1 ,

Dove è il potenziale chimico di un gas puro a T e invece a temperatura T e

pressione P. ( )

à =

( )

Dipende dalla temperatura e dalla pressione.

( )

à =

( )

Varia solo al variare del numero di moli e della massa presente, non è influenzata da variazioni esterne

come il cambiamento di pressione o temperatura.

In una soluzione il componente a concentrazione minore è detto soluto, quello a concentrazione

maggiore è detto solvente.

La solubilità di un soluto è la sua massima concentrazione in un solvente, a determinate condizioni di

temperatura e pressione, con cui forma un'unica fase detta soluzione satura.

La soluzione è satura quando e la concentrazione del soluto corrisponde alla solubilità.

Δ = 0

La presenza di un soluto in una soluzione porta a un innalzamento della temperatura di ebollizione e di

aumento di entropia. Diminuisce il potenziale chimico.

= ×

∆

Inoltre, si abbassa anche il punto di congelamento.

= ×

∆

12

La pressione osmotica è la pressione necessaria per arrestare il flusso di solvente da un liquido di

Π

solvente puro ad una soluzione. Perché ciò avvenga è necessario che i potenziali chimici dell’acqua siano

gli stessi sia nella soluzione che nel solvente puro.

Il potenziale chimico del solvente (energia libera molare) è più basso nella soluzione (effetto entropico),

per cui il solvente tende spontaneamente a defluire nella soluzione.

Pertanto sarà .

Π =

Costante di equilibrio standard o termodinamica 0 0 0

∆ ∆ ∆

− −

0

= = = ×

0

0

Con ∑

∆ =

0 0

0 0

Se la reazione è esotermica e Solo con un molto elevata si potrà avere

∆ > 0, ≪ 1. ∆ > 1.

0

0

Se la reazione è endotermica e è molto grande.

∆ > 0,

Una costante di equilibrio è una grandezza che caratterizza l'equilibrio di una reazione chimica definita

da un'espressione del tipo:

= �

Dove è il coefficiente stechiometrico di un reagente (negativo) o di un prodotto (positivo) della

reazione e rappresenta una quantità che può essere il valore di equilibrio di pressione, fugacità,

concentrazione di quantità, frazione di quantità, molalità, attività che definisce la costante di equilibrio

basata rispettivamente sulla pressione, sulla fugacità, sulla concentrazione, sulla frazione di quantità,

sulla molalità, sull'attività o costante di equilibrio standard (indicata con o K).

∆

= ()

Con Kp costante di equilibrio basata sulla pressione, Kc costante di equilibrio basata sulla

concentrazione. 13

Arrhenius Produce ioni OH-

Coniugate Specie che rimane quando un

acido cede un protone

Basi Bronsted-Lowry Accettatore di protoni

Lewis Accettori di coppie di elettroni

Arrhenius Produce H+

Coniugati Specie che rimane quando una

base accetta un protone

Acidi Bronsted-Lowry Donatore di protoni

Lewis Donatori di coppie di elettroni

Ossidi e idrossidi dei metalli alcalini e alcalini terrosi sono spesso indicati come basi di Bronsted, anche

2− −

se le reali basi sono gli ioni ossido e idronio .

Gli ossidi acidi sono gli ossidi che reagiscono con l’acqua formando un acido di Bronsted. Gli ossiacidi si

comportano da acidi di Lewis.

Gli ossidi basici sono gli ossidi che reagiscono con l’acqua formando ioni idrossido.

Generalmente i metalli danno origine a ossidi basici, i non metalli a ossidi acidi.

L’acqua è anfiprotica, cioè può accettare e donare protoni.

Assumendo una reazione generica aA+bB↔cC+dD, la sua costante di equilibrio sarà data da

[] × []

=

[] × [] diventa il quoziente di reazione

In una reazione non all’equilibrio, .

La costante di equilibrio è molto grande, significa che i prodotti saranno in quantità maggiore reagenti e

pertanto la reazione sarà quasi completa. sarà data da

In caso di reazione fra due gas, la costante degli equilibri K p

( ) ×( ) ∆ , dove K è la concentrazione molare.

= = × () C

( ) ×( )

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Una cella elettrochimica è un dispositivo nel quale una corrente elettrica è prodotta da una reazione

chimica spontanea oppure è usata per provocare una reazione non spontanea.

Una cella galvanica o voltaica è una cella elettrochimica che usa una reazione chimica spontanea per

generare una corrente elettrica.

Una batteria elettrica è un dispositivo costituito da un insieme di celle galvaniche collegate in serie.

La cella in cui avviene l’ossidazione prende il nome di anodo. Dove avviene la semi-reazione di riduzione

viene chiamata catodo. Gli elettroni ceduti nell’anodo sono trasferiti al catodo mediante un conduttore

elettrico. Nella soluzione avremo un passaggio dal catodo all’anodo di cariche positive. La cella di

Daniell, appena descritta, è un esempio di cella galvanica.

Per evitare la miscelazione delle due soluzioni relativamente all’anodo e al catodo, viene usato un ponte

salino che permette ai protoni il flusso dal catodo all’anodo ma non la miscelazione tra le due soluzioni.

Un diagramma a cella è così rappresentato

2+ 2+ in caso di miscuglio tra le due soluzioni (singola barra).

• ( )| ( )|()

( )|

2+ 2+ in caso di presenza di un ponte salino (doppia barra).

• ( )|| ( )|()

( )|

Se il componente ossidato e il componente ridotto sono nella stessa soluzione, queste vanno

• 3+ 2+

separate da una virgola, come nel caso (), ()|(). +

Il componente metallico di un elettrodo inerte va inserito all’estremità

• (