Appunti Elementi di chimica - parte 3

Solubilità e proprietà colligative

Solubilità: la concentrazione del soluto nella soluzione satura rappresenta un equilibrio dinamico e dipende dal bilancio tra due fattori: la naturale tendenza al disordine (fattore entropico) e le forze intermolecolari (fattore energetico)

• Molarità
• Molalità
• Percentuale in massa
• Frazione molare

Proprietà colligative

Le proprietà fisiche delle soluzioni dipendono dalla concentrazione del soluto e non dalla tipologia di soluto. Sono considerate per soluzioni ideali, dove le forze intermolecolari del soluto sono uguali a quelle del solvente.

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 = X_solvente × P^°

P = tensione di vapore del solvente nella soluzione
X_solvente = frazione molare del solvente
P^° = tensione di vapore del solvente puro

Le molecole del soluto “bloccano” parte della superficie, riducendo così la velocità con cui le molecole del solvente possono fuggire. Se soluto e solvente sono sostanze simili: pT = pA + pB = xA pA^° + xB pB^°

Altri effetti sulle soluzioni

• Innalzamento ebullioscopico
• Abbassamento crioscopico
• 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 Hoff: (π = pressione osmotica)

Soluti: elettroliti e non elettroliti

• Elettroliti: si dissociano formando ioni. Possono essere forti (si dissociano completamente) o deboli (si dissociano parzialmente).
• Non elettroliti: non si dissociano e non formano ioni.

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 H₂O alla pressione standard (1 cal = 4,186 Joule).

Potere calorifico: quantità di energia liberata dalla combustione completa di una massa unitaria di combustibile (J/kg, J/m³).

Calorimetria

Misura del flusso di calore

• Capacità termica: quantità di calore richiesto per aumentare la temperatura di 1 °C (proprietà estensiva).
• Capacità 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 e reazioni

Entalpia: funzione di stato, proprietà estensiva (dipende da quantità di sostanza), dipende dallo stato di aggregazione di reagenti e prodotti. L'entalpia di una reazione inversa ha lo stesso valore ma segno opposto.

Entalpie di reazione:

• Se l’equazione è moltiplicata per un fattore (es X2), anche l’entalpia va moltiplicata.
• Se si inverte l’equazione, il valore di entalpia cambia di segno.

Previsione entalpie di reazione

• Rottura di un legame = assorbimento di energia
• Formazione di legame = produzione di energia
• 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 e l’entalpia di formazione nella fase stabile in condizioni standard è zero (es: C, grafite zero).

Legge di Hess: ΔH della reazione è uguale alla somma dei ΔH nei singoli steps.

Equilibri chimici

Non sempre le reazioni avvengono completamente. Inizialmente si ha una diminuzione dei reagenti e un aumento dei prodotti. Dopo un certo tempo, le moli dei componenti raggiungono dei valori costanti.

Velocità di reazione

Il cambiamento della concentrazione di una specie chimica nel tempo. Le derivate cambiano repentinamente perché i reagenti inizialmente devono collidere. Più reagenti = più collisioni = più velocità di reazione, poi i reagenti si consumano e la velocità diminuisce fino a raggiungere l’equilibrio (v1 = v1-).

All’equilibrio:

• Le concentrazioni di reagenti e prodotti rimangono invariate.
• La velocità della reazione in un senso e la velocità della reazione nel senso opposto sono uguali.

Legge di azione di 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.

• K_c > 10³: l’equilibrio favorisce nettamente i prodotti.
• K_c < 10^-3: l’equilibrio favorisce nettamente i reagenti.
• 10^-3 < K_c < 10³: l’equilibrio non favorisce fortemente né i prodotti, né i reagenti.

K_P: 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.

Q_c: 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 Q_c.

Principio di Le Chatelier

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.

• 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.
• Variazione pressione
  • Aumento di pressione = equilibrio si sposta verso diminuzione di moli.
  • Diminuzione di pressione = equilibrio si sposta verso aumento di moli.
• 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.

Reazioni di precipitazione (K_PS)

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.

Solubilità

Effetto della struttura sulla solubilità

“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.

Effetto della temperatura sulla solubilità

• Solidi ionici e molecolari sono più solubili all’aumentare della temperatura.
• Gas diventano meno solubili all’aumentare della temperatura.

Effetto della pressione sulla solubilità

La solubilità di un gas in un liquido è direttamente proporzionale alla pressione parziale esercitata dal gas sulla soluzione (Legge di Henry).

Conducibilità delle soluzioni

• Soluti ionici conducono corrente elettrica perché l'energia liberata da legami ione-dipolo rende gli ioni incapaci di ricostruire il solido, permettendo il passaggio della corrente.
• Soluti molecolari non conducono perché l'energia liberata dai legami H è compensata e le molecole restano intatte, impedendo il passaggio della corrente.

Acidi e basi

Teoria di Arrhenius

• Composti neutri che dissociandosi in acqua danno ioni idrogeno sono acidi.
• Composti neutri che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basici.

Teoria di Brønsted-Lowry

• Acido: sostanza capace di donare uno ione idrogeno (protone).
• Base: sostanza 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 (K_a) misura l’attitudine di un acido a cedere protoni e la costante di basicità (K_b) 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 (K_a × K_b = K_w).

Anfotere

Una sostanza che può comportarsi sia da acido che da base (esempio: acqua).

Teoria di Lewis

• Acido: specie che può formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni.
• Base: specie che può formare un legame covalente donando una coppia di elettroni.

Strutture e acidità/basicità

• 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.
• Ossiacidi: l’acidità degli ossiacidi aumenta all’aumentare del numero di atomi di ossigeno legati all’atomo centrale.
• Sali: provenienti da acidi e basi forti, ad esempio NaCl (pH=7).