Appunti parte 2 esame di Chimica

AL

dP

cost p

0 >

>

= =

= -

- .

Op P AV

Au

= +

= . P

SCAMBIATO A cost

CALORE

↳ =

Andando INIZIALE E

a STATO

Variabili

Separare Le dello FUNZIONE

NUOVA

STATO FINALE

Quelle LA

OTTENGO

DELLO

HLENTALPIA)

STATO

DI &p

Ah Pecost

Variaz di a

calore

+ scambiato

entAlpia

= =

.

AH AU PAV

+

=

A seconda del valore del Δ posso capire ad esempio se una reazione è endotermica o

esotermica Δ

La variazione di entalpia in una reazione chimica è una misura dell'energia scambiata

con l'ambiente durante la reazione. Può essere classificata come esotermica o endotermica

in base al segno della variazione di entalpia.

1. Reazione Esotermica: T AUMENTA

- In una reazione esotermica, l'energia viene rilasciata sotto forma di calore nell'ambiente

circostante.

- La variazione di entalpia (Δ ) è negativa.

2. Reazione Endotermica: T DIMINUISCE

- In una reazione endotermica, l'energia viene assorbita dall'ambiente circostante sotto

forma di calore.

- La variazione di entalpia (Δ ) è positiva.

Il segno della variazione di entalpia fornisce informazioni sulla direzione in cui si verifica lo

Δ Δ

scambio di energia. Se è negativo, la reazione è esotermica e rilascia energia. Se

è positivo, la reazione è endotermica e assorbe energia.

Per far avvenire la reazione le molecole devono urtarsi, devono farlo con la geometria

giusta e devono avere la possibilità di rompere i legami per formarne di nuovi. Ci vuole una

certa energia per far sì che i reagenti diano origine ai prodotti. L’energia di attivazione è

l’energia che si deve superare per arrivare a costruire un urto che sia favorevole alla

rottura del vecchio legame e alla formazione di un nuovo legame.

Questo significa che anche se la reazione esotermica, comunque all’inizio si deve fornire

energia. Stesse considerazioni valgono per le reazioni endotermiche.

Si deve fornire una energia sufficiente affinché si formi un composto che non è né

reagente, né prodotto, detto complesso attivato o composto intermedio, che si trova

a metà tra prodotti e reagenti anche come geometria e distanza di legame, dopodiché la

reazione endotermica trattiene un po' di energia, quindi si deve continuare a fornire

calore, a differenza delle reazioni esotermiche in cui scocca una scintilla.

Catalizzatori

I catalizzatori aiutano i reagenti a predisporsi con la geometria corretta. Certe volte

inoltre riescono ad abbassare l’energia di attivazione.

A parità di temperatura nello stato non catalizzato poche molecole reagiscono, allo

stato catalizzato molte più molecole invece raggiungono la nuova energia di attivazione

e reagiscono. Il catalizzatore non cambia l’entalpia dei reagenti e dei prodotti,

agisce solo sull’energia di attivazione.

Hees

Di

LEGGE

hi

↓ Ahof Inaho

In

= - reagenti

prodotti

l’entalpia standard di formazione, cioè il calore scambiato a pressione costante

AH per la reazione della formazione di 1 mole di quella sostanza

=

Solitamente le entalpie sono riferite a una mole, quindi dovremo tenerne conto se si

utilizzano più moli: è una grandezza estensiva. Se le moli vengono moltiplicate per due,

anche l’entalpia andrà raddoppiata. Se inoltre si moltiplica per -2, quindi andiamo a

scrivere la reazione inversa, allora cambierà anche il segno dell’entalpia.

ENTROPIA

Per molto tempo si è creduto che i processi spontanei fossero quelli che portavano ad

una entalpia più bassa, quindi processi esotermici. Per il Principio di Berthelot infatti si

credeva che le reazioni potessero procedere spontaneamente solo nella direzione in cui

si aveva uno sviluppo di calore, cioè Δ<0. Poi si iniziarono a osservare processi

spontanei e irreversibili in processi endotermici, quindi con Δ>0. Andando a cercare

una comunanza di caratteristiche si osservò che questi processi erano accomunati dal

fatto che portavano a uno stato di maggior disordine o maggiore libertà di moto, ad

esempio allo stato liquido piuttosto che allo stato vapore, oppure portano ad un

aumento di moli gassose ecc. Si introdusse una nuova funzione di stato. Un esempio

che abbiamo già visto è il caso dei due palloni, uno vuoto e uno pieno di gas puro.

Quando si apre la valvola che li separa, il gas si espande in maniera spontanea e

irreversibile, quindi abbiamo un aumento del grado di disordine. Altro caso è il

passaggio di fase o anche la formazione di una soluzione.

II^ principio della termodinamica:

Una trasformazione risulta spontanea e irreversibile se l’entropia totale,

cioè il disordine complessivo del sistema e dell’ambiente AUMENTA.

Può essere enunciato anche nella forma:

Una trasformazione è spontanea e irreversibile se provoca un aumento dell’entropia

dell’universo. ΔS = ΔS + ΔS > 0

Si L'EQUILIBRIO

Raggiunge

Aso

Con

PER DI

AVARIAZIONE

DETERMINARE ENTROPIA GUARDO :

Di

STATO AGGREGAZIONE S soliDi

S

LIQUIDi

> >

S

>

GAS

-

· coefficienti stechioneTrici

· : PRODOTTI AS

Se O

reagenti > D

Coef St

· . .

Se AS

Produtti o

Reagenti

coeff >

St

· D

.

.

Le socidi

infine ai

priorità Liquidi

ai e

i

poi

gas ,

Il III^ principio della termodinamica o Principio di Nernst indica lo zero del

valore assoluto dell’entropia: UNICA FUNZIONE DI STATO DI CUI SI CONOSCA

IL VALORE ASSOLUTO. “L’entropia di un cristallo perfetto allo zero assoluto è

esattamente uguale a 0”.

= ·

W=numero di microstati differenti che contribuiscono a uno stesso macrostato.

K= costante di Boltzmann

L’entropia è l’unica funzione di stato per cui abbiamo definito lo 0. Per tutte le altre

funzioni possiamo conoscere il delta. 7

380649x10235k

k 1 -

= ,

ENERGIA LIBERA DI GIBBS (funzione di stato)

hreazione

A

A Sambiente = T

I

Sostiduendo Principio Te

AL Moltiplicando

I Per i

1

E -

Si

MEMBRI OTTIENE :

# ASreazione

* Ahreazione

G T co

= .

-

libera

AG di Gibbs

en

= . è è

Una di Lib <o

Reazione variazione en

spontanea Quando la .

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

1. Non si ha uno scambio di elettroni —> reazione di non ossidoriduzione

2. Si ha uno scambio di elettroni —> reazione di ossidoriduzione (red-ox)

N.B. Una red-ox è una reazione di trasferimento (anche apparente) di elettroni da un

elemento a un altro —> variazione dei numeri di ossidazione delle sostanze in gioco.

• Ossidazione: processo per cui una specie chimica perde elettroni —> n.o aumenta

• Riduzione: processo per cui una specie chimica acquista elettroni —> n.o diminuisce

• Riducente: sostanza contenente l’elemento che aumenta il suo n.o

Perde elettroni

• Ossidante: sostanza contenente l’elemento che diminuisce il suo n.o

Acquista elettroni

—> Il n. di elettroni ceduti dal riducente = n. elettroni acquisiti dal ossidante

PILE:

Dispositivi in grado di sfruttare reazioni di ossido riduzione spontanee per trasformare

energia chimica di legame in energia elettrica

CELLA VOLTAICA:

Una cella voltaica consiste di due semi-celle in cui avvengono le due semi-reazioni

separate. Ogni semi-cella consiste di un elettrodo in una soluzione dei suoi sali.

Affinché avvenga la reazione di ossidoriduzione le due semi-celle devono presentare

due collegamenti:

- Collegamento elettrico necessario per il flusso di elettroni realizzato tramite un filo

metallico

- Collegamento ionico realizzato tramite il ponte salino necessario per mantenere la

neutralità delle cariche nelle semi-celle (garantisce il flusso degli ioni).

LA PILA DANIELL +

En/zni

Curcuz +

La reazione è spontanea quindi gli elettroni si muovono spontaneamente dallo Zn al Cu

attraverso il cavo metallico esterno. Il flusso di elettroni dallo zinco al rame genera una

differenza di potenziale elettrico, quindi passaggio di corrente.

Si definisce (per convenzione):

polo negativo la semi-cella alla quale si ha l’ossidazione

polo positivo la semi-cella alla quale si ha la riduzione

In una cella gli elettroni fluiscono dal polo negativo (essendo la sorgente degli elettroni)

al polo positivo.

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- ossidazione polo negativo

→

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s). riduzione polo positivo

→

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) reazione della cella

→

La somma delle due semireazioni rappresenta la reazione netta di ossidoriduzione che

avviene nella cella voltaica e viene detta reazione della cella.

In gli Alt

una elettroni

Cella passano Poco

dal -

PONTE SALINO

↳ serve Si

Neutralizzare

a Le CHE

CARICHE ELETTRICHE

DELL'ESPERIMENTO

GENERANO CORSO GARANTENDO

NEL

NEGATIVITA

L'ELETTRO B

Ba

Sale cutt

> Generico >

: diffondono soluzione

- - nella

A Zn@

> diffondono

- soluzione

nella

PUO' POROSO

B

N PONTE

Un SALINO SETTO

Un

sostituito

essere DIVIDE

. Che

da

. soluzioni

Le 2

Cosa ?

dei

succede alle elettrodi

2

masse

Cut

zn + -

2e

zn Cu

2e >

+

> +

- Cu ACQUISTA

Zu MASSA

PERDE MASSA

·

·

Se le due coppie red-ox (o semi-celle) non fossero separate la cella sarebbe in corto

circuito al suo interno. In questo caso non si osserva passaggio di corrente. Per poter

sfruttare una reazione red-ox spontanea per costruire una pila occorre che le due coppie

red-ox siano fisicamente separate in due semi-celle distinte.

SCHEMA DI UNA SEMI-CELLA

rappresentate

Vengono Una

Con Sequenza Inizia

Che con

· L'ELETTRODO Specie

seguito DALLE ALTRE CHIMICHE COINVOLTE

, fasi

Si Per

Utilizza Separare

Una barretta Verticale Le

· 2

Esempio : /Cult(de)

1 zn* [M] [n]

Cucs)

Zn(s) (e) E ,

,

DIAGRAMMA DI CELLA

Nel diagramma di cella si scrive a sinistra la semi-