Appunti Elementi di chimica - parte 3

SOLUBILITA’ = concentrazione del SOLUTO nella soluzione SATURA (equilibrio dinamico)

= dipende dal bilancio tra due fattori

→ naturale tendenza al disordine (fattore entropico)

→ forze intermolecolari (fattore energetico)

= Molarità, molalità, percentuale in massa, frazione molare

● PROPRIETA’ COLLIGATIVE: proprietà fisiche delle soluzioni che dipendono dalla concentrazione

del soluto e NON dalla tipologia di soluto. Considerate per soluzioni

ideali (forze intermolec del soluto uguali a quelle del solvente)

1) ABBASSAMENTO TENSIONE DI VAPORE:

Legge di Raoult: la tensione di vapore del solvente in presenza di un soluto non volatile è

proporzionale alla frazione molare del solvente stesso. P = Xsolvente x P°

P = tensione di vapore del solvente nella soluzione

Xsolvente = frazione molare del solvente

P° = tensione di vapore del solvente puro

Le molecole del soluto “bloccano” parte della superficie, riducendo così la velocità con la quale le

molecole del solvente possono fuggire.

Se soluto e solvente sono sostanze SIMILI: pT =pA +pB = xApA ° + xBpB °

2) INNALZAMENTO

EBULLIOSCOPICO:

3) ABBASSAMENTO

CRIOSCOPICO:

4) PRESSIONE OSMOTICA

→ Osmosi: flusso di solvente dentro una soluzione attraverso una membrana semipermeabile.

→ Pressione osmotica: pressione occorrente per porre fine al flusso netto del solvente attraverso

una membrana semipermeabile. La pressione osmotica è proporzionale alla concentrazione

molare del soluto nella soluzione.

Legge di Van’t Hoffe: ( pigreco = pressione osmotica)

→

● SOLUTI 1) ELETTROLITI: si dissociano formando IONI (FORTI, si dissociano completamente,

DEBOLI, si dissociano parzialmente)

→ 2) NON ELETTROLITI: non si dissociano, non formano ioni

CAPITOLO 7: termochimica

● ENERGIA CHIMICA = energia associata alla formazione e trasformazione dei composti

= capacità di compiere lavoro, trasferimento di energia dovuto all’azione di

forze MACROSCOPICHE (osservabili)

oppure

capacità di fornire calore, trasferimento di energia dovuto all’azione di

forze a livello MOLECOLARE

= caloria: quantità di energia necessaria per alzare di 1 C la T di 1 g di H20

alla pressione standard (1 cal = 4,186 Joule)

= potere calorifero: quantità di energia liberata dalla combustione

completa di una massa unitaria di combustibile ( J/Kg ,

J/m3 )

● CALORIMETRIA: misura del flusso di calore

→ CAPACITA’ TERMICA = quantità di calore richiesto per aumentare la temperatura di 1 °C

(proprietà estensiva)

→ CAPACITA’ TERMICA MOLARE = capacità termica di una mole di una sostanza pura

(proprietà intensiva)

→ CALORE SPECIFICO = capacità termica di 1 grammo di sostanza (proprietà intensiva)

● FUNZIONE DI STATO = proprietà del sistema che dipende esclusivamente dallo stato

termodinamico in cui questo si trova. (V, T, P, Energia, Altezza).

La variazione di una qualsiasi funzione di stato è indipendente dal cammino

percorso.

● TERMOCHIMICA = studia calore emesso/assorbito nel corso delle reazioni.

→

= sistema ASSORBE calore reazione ENDOtermica

→

sistema PRODUCE calore reazione ESOtermica

= il calore scambiato è uguale alla variazione della funzione di stato ENTALPIA

● ENTALPIA = funzione di stato, proprietà estensiva (dipende da quantità di sostanza)

= dipende dallo stato di aggr. di reagenti e prodotti (entalpia reazione inversa ha

stesso valore MA segno opposto)

NB: l’energia interna è funzione di stato!

CALORE E LAVORO NO !

● ENTALPIE DI REAZIONE

1) se l’equazione è moltiplicata per un fattore (es X2) anche l’entalpia va moltiplicata

2) se si inverte l’equazione, il valore di entalpia cambia di segno

● PREVISIONE ENTALPIE DI REAZIONE

→

1) rottura di un legame assorbimento di energia

→

2) formazione di legame produzione di energia

3) legame sigma più forte del pi-greco

● ENTALPIA STANDARD DI FORMAZIONE = entalpia standard di reazione relativa alla formazione di

una sostanza a partire dai suoi elementi considerati

nella fase STABILE

= si esprime in KJ/mole

= entalpia di formazione nella fase stabile in condizioni

standard è ZERO (es: C, grafite ZERO)

● LEGGE DI HESS = deltaH della reazione è uguale alla somma dei deltaH nei singoli steps

CAPITOLO 8: equilibri

LEZIONE 12: Equilibrio chimico

● NON sempre le reazioni avvengono completamente

→ 1) inizialmente si ha una diminuzione dei reagenti e un aumento dei prodotti

→ 2) dopo un certo tempo le moli dei componenti raggiungono dei valori costanti

● VELOCITA’ DI REAZIONE = il cambiamento della concentrazione di una specie chimica nel tempo

→ derivate cambiano repentinamente perché i reagenti inizialmente devono collidere,

più reagenti = più collisioni = più velocità di reazione, poi reagenti si consumano

e la velocità diminuisce fino a raggiungere l’EQUILIBRIO (v1 = v1-)

Perciò all’equilibrio: 1) le concentrazioni di reagenti e prodotti rimangono invariate

2) la velocità della reazione in un senso e la velocità della

reazione nel senso opposto sono uguali

●

LEGGE DI AZIONE D MASSA = Al numeratore vi è il prodotto delle concentrazioni dei “prodotti”

elevate a potenza pari al coefficiente stechiometrico

= Al denominatore vi è il prodotto delle concentrazioni dei “reagenti” elevate a

potenza pari al coefficiente stechiometrico

➔ La costante di equilibrio indica il verso in cui procederà la reazione

• Kc > 10^3 = l’equilibrio favorisce nettamente i prodotti

•Kc < 10^-3 = l’equilibrio favorisce nettamente i reagenti

•10^-3 < Kc < 10^3 = l’equilibrio non favorisce fortemente né i prodotti, né i reagenti

● KP = per gli equilibri in fase gassosa è spesso utile scrivere la costante di equilibrio in termini

delle pressioni parziali dei gas invece che delle concentrazioni

● Qc = se una reazione non è all’equilibrio, si può determinare in che verso debba procedere per

raggiungere l’equilibrio, attraverso il calcolo del quoziente di reazione Qc

.

● PRINCIPIO DI DE CHATELLIER = quando un sistema all’equilibrio chimico viene perturbato

mediante una variazione delle condizioni di reazione esso

modifica la propria composizione all’equilibrio in modo da

opporsi a tale variazione

1) VARIAZIONE CONCENTRAZIONE

* aggiungo PRODOTTO = equilibrio si sposta verso reagenti

* aggiungo REAGENTI = equilibrio si sposta verso prodotti

* tolgo PRODOTTO = equilibrio si sposta verso prodotto

* tolgo REAGENTI = equilibrio si sposta verso reagenti

2) VARIAZIONE PRESSIONE

* AUMENTO di pressione = equilibrio si sposta verso DIMINUZIONE DI MOLI

* DIMINUZIONE di pressione = equilibrio si sposta verso AUMENTO DI MOLI

3) VARIAZIONE TEMPERATURA

* se T viene AUMENTATA = esotermica si sposta a SINISTRA

= endotermica si sposta a DESTRA

* se T viene DIMINUITA = esotermica si sposta a DESTRA

= endotermica si sposta a SINISTRA

( Se l’equilibrio interessa liquidi o solidi puri, la loro concentrazione si può inglobare nella costante )

● AUTOPROLISI ACQUA = in acqua è sempre presente l’equilibrio di dissociazione/associazione

delle molecole di acqua

● REAZ DI PRECIPITAZIONE ( KPS ) = i solidi si sciolgono in

acqua quando gli ioni o le molecole che li compongono sono individualmente attratti dalle

molecole di acqua e si allontanano dal solido ● SOLUBILITA’

1) EFFETTO DELLA STRUTTURA SULLA SOLUBILITA’: “il simile scioglie il simile”

* SOLVENTE POLARE = L’acqua può partecipare a legami determinati :

- da interazioni dipolo-dipolo indotto (es. gas atmosferici)

- da interazioni dipolo-dipolo

- da interazioni ione-dipolo (composti ionici)

- da legami a H (è un fattore primario per sciogliere composti organici)

* SOLVENTE APOLARE = solvente e soluto sono legati da forze di dispersione deboli e di

entità confrontabile: si instaurano forze di attrazione tra le

molecole di entrambi

2) EFFETTO DELLA TEMPERATURA SULLA SOLUBILITA’

* SOLIDI ionici e molecolari sono PIU’ solubili all’AUMENTARE della temperatura

* GAS diventano MENO solubili all’aumentare della temperatura

3) EFFETTO DELLA PRESSIONE SULLA SOLUBILITA’

la solubilità di un gas in un liquido è direttamente proporzionale alla pressione parziale

esercitata dal gas sulla soluzione ( Legge di Henry )

● Soluzioni conducono corrente elettrica ?

→ SOLUTI IONICI CONDUCONO (energia liberata da legami ione-dipolo, ioni non riescono

→

a ricostruire il solido corrente passa)

→ SOLUTI MOLECOLARI NON CONDUCONO (energia liberata dai legami H compensata,

molecole intatte, non passa corrente)

LEZIONE 13: Acidi e basi

ARRHENIUS

1) → composti neutri che dissociandosi in acqua danno ioni idrogeno sono acidi

→ composti neutri che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basici

BRONSTED-LOWRY

2) → acido = sostanza che è capace di donare uno ione idrogeno (protone)

→ base = sostanza che è capace di accettare uno ione idrogeno

CONIUGATI

● = questa definizione non è vincolata alla presenza del solvente perciò la presenza di

acidi implica la presenza di basi e viceversa

ACQUA

● pH = - log [H3O+]

●

pOH = - log [OH-]

NEUTRALIZZAZIONE

● = reazione acido-base che produce una soluzione di un sale e acqua

COSTANTI ACIDI E BASI

● = la costante di acidità Ka misura l’attitudine di un acido a cedere

protoni

= la costante di basicità Kb misura l’attitudine di una base ad

accettare protoni

→ quanto più un acido è forte tanto più la sua base coniugata è debole, e viceversa

(Ka x Kb = Kw)

→ ANFOTERI: una sostanza che può comportarsi SIA da acido che da base (ACQUA)

LEWIS

3) → acido = specie che può formare un legame covalente accettando una coppia di e-

→ base = specie che può formare un legame covalente donando una coppia di e-

STRUTTURE e ACIDITA’/BASICITA’

1) IDRURI NON METALLICI = un composto risulta un acido forte quanto più la differenza di

elettronegatività tra X e H è elevata

= un acido è forte se il legame X-H diventa più debole e ciò si verifica

quando le dimensioni atomiche aumentano

2) OSSIACIDI = l’acidità degli ossiacidi aumenta all’aumentare del numero di atomi di ossigeno

legati all’atomo centrale

3) SALI = a) provenienti da acidi e basi FORTI NaCl (pH=7)