Chimica generale

GAS

Nello stato gassoso le molecole possono essere considerate indipendenti le une dalle altre e di conseguenza

la loro natura non ha una grande importanza sul comportamento globale della massa.

Pressione: forza per unità di area

Barometro: misura la pressione atmosferica

1 atm: pressione esercitata da una colonna di mercurio alta 760mm

Frazione molare(x1): frazione di tutte le molecole di una certa specie che si trovano in una miscela

Volume molare: volume occupato da una mole di gas a STP(temperatura e pressione standard):

1atm

●​ 22,4L

●​ 1 mol

●​ 298,15K=25°C

●​

273,15K=0°C​ R=0,082(L*atm/mol*K)​ PV=nRT

Per una data quantità di gas a temperatura costante, il volume varia in modo inversamente proporzionale alla

pressione. Il volume di una data quantità di gas a pressione costante è direttamente proporzionale alla

temperatura assoluta. A temperatura e pressione costanti, il volume di un gas è direttamente

proporzionale alla quantità di gas in moli o al numero di molecole di gas.

La pressione totale di una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli gas.

Equazione di Van der Waals La pressione che un gas esercita sulle pareti di un recipiente è dovuta agli urti delle

molecole contro le pareti, ad alte pressioni aumentano quindi la legge dei gas di

Boyle diventa troppo approssimativa. La frequenza degli incontri tra due

molecole è proporzionale alla concentrazione dei due partner.

EQUILIBRI DI FASE

Ogni cambiamento di stato è accompagnato da una variazione dell'energia del sistema. La rottura dei

legami porta ad un sistema meno ordinato.

Principio di minima energia: le trasformazioni avvengono perché diminuisce l'energia interna U del sistema

Entropia S: tendenza delle molecole al disordine, contrasta il principio di minima energia, aumenta con

l'aumentare della temperatura

Entalpia H: indica la capacità di un sistema di compiere un lavoro

Tensione di vapore: pressione parziale esercitata dal vapore quando è in equilibrio dinamico con il suo liquido a T

costante(all'aumentare della T aumenta la tensione di vapore).

Ebollizione: avviene quando la tensione di vapore raggiunge 1atm, in questo caso la pressione esterna non riesce più a

schiacciare le molecole dentro il liquido. Vaporizzazione che avviene in ogni punto del liquido.

Punto di ebollizione: temperatura alla quale la tensione di vapore corrisponde a 1 atm

Maggiore è la temperatura, maggiore è l'energia cinetica, maggiore è il numero di molecole in grado di

abbandonare la superficie del liquido nell'unità di tempo.

Punto di fusione: temperatura a cui la sostanza passa dallo stato solido a quello liquido

Se il liquido è più denso del solido allora il punto di fusione diminuisce al crescere della pressione

●​ Se il liquido è meno denso del solido allora il punto di fusione aumenta al crescere della pressione

●​

Equilibrio:

1.​ è dinamico

2.​ un sistema tende spontaneamente verso uno stato di equilibrio

3.​ la natura di uno stato di equilibrio non dipende da come è stato raggiunto

4.​ l'equilibrio è un compromesso tra il principio di minima energia e la tendenza a raggiungere la

massima entropia

Energia libera di Gibbs: G=H-TS

Processo spontaneo ΔG<0​

●​ ​ ​

Processo non spontaneo​ ΔG>0​

●​ Equilibrio​ ΔG=0

●​ ​ ​

Esotermica ΔH<0 Entropia in aumento ΔS>0 Spontaneo

Esotermica ΔH<0 Entropia in diminuzione ΔS<0 Forse

Endotermica ΔH>0 Entropia in aumento ΔS>0 Forse

Endotermica ΔH>0 Entropia in diminuzione ΔS<0 Non spontaneo

SOLUZIONI

Soluzione: miscela omogenea→la sua composizione e le sue proprietà sono uguali in ogni parte del campione

Soluzioni gassose

●​ 14

Soluzioni liquide

●​ Soluzioni solide: leghe

●​

Solvente: componente presente in quantità maggiore

Soluto: componente presente in quantità minore

Se le interazioni tra le molecole di solvente e di soluto sono simili a quelle tra le molecole del solvente allora non ci

saranno variazioni del volume e la soluzione si definisce ideale, altrimenti si può assistere ad

un'espansione/contrazione del volume.

Sospensioni: miscela eterogenea costituita da particelle grandi in grado di essere visibili ad occhio nudo

Dispersioni colloidali: particelle con dimensioni maggiori delle molecole e degli ioni, ma che non sedimentano e sono

quindi in grado di rimanere distribuite nel solvente

Concentrazione delle soluzioni:

Molarità: n°soluto(mol)/Vsoluzione(L)

●​ Percentuale in massa:

●​ msoluto(g)/msoluzione(g)*100

Percentuale in volume: Vsoluto(ml)/Vsoluzione(ml)*100

●​ Molalità: n°soluto(mol)/msolvente(Kg)

●​ Frazione molare(xa): n°A(mol)/n°soluzione(mol)

●​ Concentrazione in massa di soluto: msoluto(g)/Vsoluzione(L)

●​

Diluizione: CfVf=CiVi

Proprietà colligative: dipendono dalla concentrazione delle molecole di soluto, ma non dalla loro natura

Abbassamento della tensione di vapore: aggiungendo del soluto non volatile ad una soluzione di liquido

●​ volatile, la pressione di vapore diminuisce

Legge di Raoult: Pa(tensione di vapore parziale del solvente)=xaP°a(tensione di vapore del solvente puro)

○​ se il soluto non è volatile Pa è la pressione di vapore totale della soluzione

■​

Innalzamento ebullioscopico: ΔTb=Tbsoluzione-Tbsolvente=Kb(°C/m)*m

●​ Abbassamento crioscopico: ΔTf=Tfsolvente-Tfsoluzione=Kf*(°C/m)m

●​ Pressione osmotica: pressione necessaria per arrestare il flusso del solvente

●​ =dgΔh=CRT

Osmosi

flusso di molecole di solvente dal solvente puro alla soluzione tramite una membrana semipermeabile

●​

Legge di Henry: se un gas è poco solubile, la solubilità di un gas aumenta all'aumentare della pressione del gas stesso

sopra la soluzione​ Cgas(mol/L)=Kh*Pgas​ La solubilità diminuisce all'aumentare della temperatura

​

perché globalmente la dissoluzione di un gas è un processo esotermico

Coefficiente di Van't Hoff

a=x(numero di moli del composto che si dissociano)/no(numero iniziale di moli)

n°tot=no-x+U(numero di specie che si generano per dissociazione)x=no-ano+Uano=no(1+a(U-1))

ΔTeb=Keb*m*(1+a(U-1))

●​ ΔTcr=Kcr*m*(1+a(U-1))

●​

●​ =CRT(1+a(U-1))

Δ P=xsoluto*P°solvente(1+a(U-1))

●​

I PRINCIPI DELL'EQUILIBRIO CHIMICO

Le reazioni possono essere di:

Completamento: i reagenti scompaiono completamente

●​ Equilibrio

●​ reversibili

○​ terminano all'equilibrio dinamico(la velocità della reazione inversa e di quella della reazione diretta sono

○​ uguali)

in ogni caso le masse dei prodotti e dei reagenti mantengono valida la

○​ legge dell'azione di massa(la massa totale non varia)

Costante di equilibrio Kc: concentrazioni delle specie all'equilibrio

●​ K>10^3 l'equilibrio favorisce i prodotti

○​ ​ ​

10^-3<K<10^3​ l'equilibrio non favorisce né i prodotti né i reagenti

○​ K<10^-3 l’equilibrio favorisce i reagenti

○​ ​ ​

Quando si inverte un'equazione bisogna elevare Kc alla meno uno

○​ Quando si dividono/moltiplicano i coefficienti per un fattore comune, bisogna elevare

○​ Kc per quel numero se divido per 2 elevo alla 1/2 ma se moltiplico per 2 elevo

alla seconda

Quoziente di reazione Qc:concentrazioni delle specie in qualsiasi momento

●​ Q=0​ reagenti puri

○​ ​

Qc<Kc verso i prodotti

○​ ​

Qc=Kc equilibrio dinamico

○​ ​

Qc>Kc verso i reagenti

○​ ​

Qc=infinito prodotti puri

○​ ​

La costante di equilibrio dei gas Kp:

●​ Kp=Kc(RT)^Δn

○​ 15

Δn=g-a-b

○​ se delta n=0→Kc=Kp

○​

La costante di equilibrio delle frazioni molari Kx

●​ Quozienti di reazione Qp e Qx

●​ se ho un misto tra gas solidi/liquidi→Equilibri eterogenei

●​ vengono omesse le concentrazioni dei solidi e dei liquidi puri poiché a T costante non varia

○​

Equilibri di dissociazione: un determinato composto reagisce da solo dando luogo alla formazione di altre

●​ specie chimiche

Il principio di Le Chatelier: quando un sistema all'equilibrio viene perturbato mediante una variazione

delle condizioni di reazione, esso modifica la propria composizione all'equilibrio in modo da opporsi a

tale variazione, può essere alterato da:

1.​ Variazione di concentrazione

2.​ Variazione di pressione

3.​ Variazione di volume

4.​ Variazione di temperatura

5.​ Presenza di un catalizzatore

ACIDI E BASI

Acidi e basi secondo Arrhenius

Acido: sostanza che aumenta la concentrazione di H+ quando viene dissolta in acqua

●​ Base: sostanza che aumenta la concentrazione di OH- quando viene dissolta in acqua

●​ Applicabile solo se il solvente è l'acqua

●​ H+ viene anche chiamato protone, ma di fatto non esiste libero da solo in soluzione→non vi sono

●​ protoni liberi in soluzioni

Definizione acido-base di Bronsted-Lowry

Acido: sostanza in grado di donare protoni

●​ Base: sostanza in grado di accettare protoni

●​ Trasferimento protonico del carattere acido→contemporanea presenza di un donatore e di un

●​ accettore di protoni

Effetto livellante: essendo per esempio l'acqua(solvente livellante) in grado di accettare tanti protoni, non si

●​ può in base ad essa definire se un acido è più o meno forte di un altro

La forza dell'acido/base è inversamente proporzionale a quella della sua base/acido coniugata/o

●​ H2O è una sostanza anfotera(si comporta sia da acido che da base)(può reagire anche con se

●​ stessa)→autoprotolisi

Kw(costante di autoprotolisi dell'H2O)=[H3O+][OH-]​ KaKb=Kw

●​ ​

[H3O+]=[OH-]=Kw^½=10^7M​ soluzione neutra

○​ ​ ​ ​

[H3O+]>Kw^½=10^-7M​ [OH-]<Kw^½=10^-7M​​ soluzione acida

○​ [H3O+]<Kw^½=10^-7M​ [OH-]>Kw^½=10^-7M​​ soluzione basica

○​

Il valore di Kw aumenta all'aumentare della temperatura poiché cambia la [] del solvente puro

●​ Equilibri in soluzione acquosa:

●​ K viene segnata come Ka poiché essendo l'acqua il solvente puro la sua concentrazione viene inglobata

○​ Ka>1​ acido forte e completamente dissociato

○​ ​

Ka<1​ acido debole e non completamente dissociato

○​ ​

Carenze della teoria di Bronsted e Lowry: vi sono a