Chimica generale ed inorganica

P=

Si calcola con la formula:

o A

1 atm = 760 mm Hg

1 bar = 100000 Pa = 100 KPa

1 atm = 760 mm Hg = 101325 KPa = 1,01325 bar

Legge dei gas

1. Legge di Boyle: il volume di una determinata quantità di gas ad

una data temperatura è inversamente proporzionale alla pressione

esercitata dai gas. Ad una determinata temperatura, il prodotto tra il

volume e la pressione di un gas è costante.

2. Legge di Charles: il volume di una

determinata quantità di gas a pressione

costante è direttamente proporzionale alla

temperatura.

Il volume di un gas diviso per la temperatura del gas è costante per

un dato campione di gas a pressione specifica. La pendenza della

retta dipende dalla massa di gas presente, quindi il suo valore

dipende dalla quantità di gas presente. A questa temperatura

qualunque quantità di gas ad una qualunque pressione ha volume

nullo. Zero assoluto: Temperatura a cui

 il volume dei gas

sarebbe nullo (se

non condensasse

prima di

raggiungerlo)

93 Minima temperatura teoricamente possibile

 Temperatura più bassa dell’universo (spazio

 interstellare): 3K

3. Legge di Gay-Lussac: il volume costante e

la pressione di una determinata quantità di

gas è direttamente proporzionale alla

temperatura.

4. Legge di Avogadro: a pressioni e temperature costanti, il volume

occupato da un gas è direttamente proporzionale al numero di moli.

Equazione di stato dei gas ideali

=n

PV ∙ R ∙ T L ∙ atm

R=costante universale dei gas=0,082057 K ∙ mol

Gas ideale

E’ un modello di stato gassoso.

o E’ costituito da particelle rigide e indeformabili in continuo

o movimento casuale.

Il volume totale particelle (chiamato covolume) è trascurabile

o rispetto a quello del contenitore.

Le collisioni tra le particelle e queste cariche e le pareti del

o contenitore sono totalmente elastiche.

Tra le particelle e tra queste e le pareti del contenitore non vi è

o alcun tipo di alterazione attrattiva o repulsiva.

Il gas ideale a pressione vicina a quella atmosferica e a quella ambientale

si comportano in maniera sufficientemente ideale.

Gas reale

Le particelle si muovono nel vuoto a grande velocità in tutte le

o direzioni.

94 Il moto delle particelle è interrotto dagli urti di esse con le pareti del

o contenitore.

Non raggiungono il volume zero, ma al di sopra di queste

o temperature liquefano o solidificano.

Il gas reale a pressione vicino a quella atmosferica e a temperature

prossime a quella ambientale si comportano in maniera sufficientemente

ideale.

Legge di Dalton alle pressioni spaziali

La pressione esercitata da una miscela di gas è la somma delle pressioni dei

differenti gas che la compongono (pressioni parziali).

P = P1 + P2 + P3 + …

(dove P1, P2 e P3, sono a pressioni parziali dei differenti gas della

miscela.

Nella miscela, ciascun gas si comporta indipendentemente dagli altri.

=n1

P1 V ∙ R ∙ T

=n

P2 V 2∙ R∙ T

=n

P3 V 3 ∙ R ∙T

LE FORZE INTERMOLECOLARI, LIQUIDI E SOLIDI

Legge o equazione di stato dei gas

=n

PV ∙ R ∙ T L ∙ atm

R=costante universale dei gas=0,082057 K ∙ mol

Gas ideale

E’ costituito da particelle rigide e indeformabili in continuo

o movimento casuale.

Il volume totale particelle è trascurabile rispetto a quello del

o contenitore.

Le collisioni tra le particelle e queste cariche e le pareti del

o contenitore sono totalmente elastiche.

Tra le particelle e tra queste e le pareti del contenitore non vi è

o alcun tipo di alterazione attrattiva o repulsiva.

Gas reale

Il gas reale a pressione vicino a quella atmosferica e a temperature

prossime a quella ambientale si comportano in maniera sufficientemente

95

ideale. Tra le molecole nei gas reali si instaurano forze intermolecolari, e se

queste sono abbastanza intense, il gas condensa a liquido e forma un solido.

Le forze attrattive intermolecolari sono trascurabili.

Forze intermolecolari

Le forze intermolecolari prendono il nome di forze di Van der Waals.

 Si instaurano tra le molecole, atomi o ioni in sostanze pure o

 miscele.

Hanno un’energia di legame inferiore rispetto a quella dei legami

 chimici intramolecolari (covalenti e ionici).

Determinano lo stato fisico delle sostanze pure ed i loro passaggi di

 stato.

Sono indispensabili per descrivere sostanze pure e miscele allo stato

 liquido e solido.

Per questo motivo una certa quantità di sostanza pura allo stato

 liquido e solido occupa un volume inferiore rispetto allo stato

gassoso (maggior densità).

Per questo motivo per passare allo stato solido a quello liquido a

 quello aeriforme occorre fornire energia al sistema: bisogna rompere

le interazioni intramolecolari facendo aumentare l’energia cinetica

delle particelle.

Interazione ione-dipolo

Molte molecole sono polari come conseguenza della polarità dei legami

singoli e di una geometria non simmetrica. Si instaura tramite attrazione

elettrostatica tra le estremità parzialmente positive e negative di molecole

polari e ioni.

Anioni: molecola polare

o Cationi: molecolare apolare

o

96 Si instaurano quando un sale viene disciolto in un liquido polare.



La forza dell’interazione aumenta:

Al diminuire della distanza tra ione e molecola polare

 All’aumentare della carica dello ione

 All’aumentare del momento dipolo della molecola



L’attrazione ione-dipolo può essere valutata sulla base dell’equazione che

descrive l’attrazione tra cariche opposte, la legge di Coloumb, ed afferma

che la forza di attrazione tra due oggetti carichi dipende dal rapporto tra il

prodotto delle loro cariche e il quadrato delle loro distanze. Quando una

molecola polare incontra uno ione, le forze attrattive dipendono da tre

fattori:

Distanza tra lo ione e il dipolo: più vicini si trovano lo ione il dipolo,

 più forte sarà l’attrazione

Carica dello ione: più alta è la carica e maggiore è l’attrazione

 Grandezza del dipolo: maggiore è la grandezza del dipolo, più forte è

 l’attrazione

L’entalpia di solvatazione, è l’energia associata all’idratazione degli ioni;

mentre l’entalpia di idratazione è l’energia associata agli ioni in acqua, e

dipende dalla carica dello ione.

Interazione dipolo-dipolo

Si instaurano tra le molecole polari tramite attrazione elettrostatica tra le

estremità parzialmente positive e parzialmente negative delle molecole.

Tengono insieme dei composti polari allo stato solido e liquido

 L’evaporazione di un liquido e la condensazione di un gas vengono

 influenzate da questo tipo di attrazioni, vi è una variazione di

energia per entrambi i processi. L’evaporazione è un processo

endotermico perché il suo valore di entalpia di evaporazione è

sempre positivo, invece per la condensazione ha sempre un valore

negativo, quindi è un processo esotermico.

97 Sono più ordinate e direzionali nei solidi e nei liquidi, che sono

 perciò impaccate strettamente

Si instaurano quando un composto polare viene disciolto in un

 liquido polare (il simile scioglie il simile)

Si instaurano quando due liquidi polari vengono mescolati

 (miscibilità)

La forza dell’interazione aumenta:

Al diminuire della distanza tra le molecole

 All’aumentare dal momento di dipolo delle molecole



Legami a idrogeno

E’ un tipo particolare di interazione dipolo-dipolo forte che si instaura nel

caso di molecole che rappresentano legami polarizzati, quali N-H, O-H, F-H.

Ogni molecola di idrogeno può partecipare fino a 4 legami a idrogeno. Ogni

molecola d’acqua ha due legami polari O-H e due doppietti elettronici

sull’atomo di O, ciascuno dei due atomi di idrogeno è in grado di formare un

legame a idrogeno con gli altri atomi di ossigeno delle molecole vicine. I

doppietti elettronici dell’ossigeno partecipano alla formazione di legami a

idrogeno con gli atomi di idrogeno di altre due molecole di acqua. Il legame

a idrogeno è molto importante perché può influenzare le proprietà

molecolari.

Ghiaccio: legami a idrogeno stabili, ha una struttura a gabbia aperta

 con molti spazi vuoti, ha una densità minore del 10% rispetto

all’acqua liquida, e questo spiega il perché il ghiaccio galleggia; se

questo fonde a 0°C, la struttura regolare viene meno e avviene un

aumento della densità.

Acqua liquida: i legami a idrogeno si rompono e si riformano

 costantemente (ha maggiore densità), quando la temperatura sale

da 0 a 4°C, la densità diminuisce con l’aumentare della

temperatura.

Questo tipo di legame è presente anche dentro il DNA. I punti di ebollizione

aumentano con la massa molare, tale tendenza si osserva nei composti che

hanno elementi che appartengono al gruppo 4A.

Interazione ione-dipolo indotto

Interazioni elettrostatiche deboli che si instaurano tra uno ione ed

o una molecola apolare per distorsione della nuvola elettronica

(polarizzazione) indotta dallo ione.

98 Sono responsabili della leggera capacità di alcuni sali di disciogliersi

o in liquidi polari, o viceversa, e dei liquidi polari e apolari di

mescolarsi tra loro (miscibilità).

Maggiore è la massa molare, maggiore è la polarizzazione della

o molecola, e aumenta la solubilità.

Forze di dispersione di London

Interazioni elettrostatiche che si instaurano tra le molecole apolari

o per distorsione reciproca della nuvola elettronica (polarizzazione).

Tengono insieme le molecole dei composti polari allo stato liquido o

o solido.

Maggiori sono le dimensioni delle molecole apolari più queste sono

o polarizzabili e maggiore è la forza dell’interazione.

Si instaurano quando un composto apolare viene disciolto in un

o liquido apolare.

Si instaurano quando due liquidi apolari vengono mescolati

o (miscibilità).

Questo tipo di forze sono possibili sia per molecole polari, sia per

o molecole apolari.

Le forze di dispersione di London aumentano la massa molare in una

o serie di composti.

Proprietà dei liquidi

Evaporazione:

 Passaggio dallo stato liquido allo stato gassoso (vapore): il

 vapore può essere liquefatto per compressione.

Le molecole sfuggono apolare viene disciolto e passano

 nella fase gassosa e ciò avviene a tutte le temperature

minori del punto di ebollizione.

Alcune molecole sulla superficie del liquido hanno