Chimica generale, inorganica e stechiometria

PERFETTI.

Secondo la teoria cinetica molecolare, la pressione del gas è il risultato di tutte

le collisioni (collisione con le pareti, collisioni tra le molecole).

E’ la forza che le particelle esercitano sulle pareti per unità di superficie.

La pressione dipende quindi dalla forza con cui urtano e dalla frequenza con

à

i quale lo fanno.

La temperatura è direttamente proporzionale all’energia cinetica che dipende

proprio dai movimenti casuali delle molecole.

consegue che il movimento molecolare viene anche detto movimento

àne

termico.

50 diffusione

Una dimostrazione del moto delle molecole gassose è fornita dalla dei GAS.

I due gas hanno intergaito una volta stappata da bottiglia. Diffusione :

mescolamento dei

gas per fare un

miscela.

Effusione una gas si

à

sposta da un

comportimento di un

contenitore ad un altro

(vuoto) passando attraverso una piccola apertura che inizialmente

viene tappato ma poi stappato e il gas ha liberta di muoversi.

L’effusione avviene tanto più velocemente quanto più le moleole

colpiscono le pareti del recipiente, il che avviene tanto più

facilemente quanto più e molecole si muovono velocemente

(dipendenza dalla temoeratura e dal peso molecolare).

La diffusione dei gas e il cammino libero medio.

Le velocità molecolari sono molto alte, tuttavia le molecole gassose si diffondono nell’ambiente

piuttosto lentamente e ciò è dovuto agli urti e al loro cambiamento di direzione.

Il cammino libero medio è la distanza netta percorsa

(da inizio a fine).

La molecola non può fare il suo percorso netto, a

causa degli urti segue un altro percorso più

complicato perché viene deviata.

Le leggi dei gas e la teoria cinetica molecolare si

basano sull’assunto che non vi siano forze

intermolecolari e che il volume delle molecole sia

trascurabile rispetto a quello del contenitoreà ovvero valgono per i GAS IDEALI.

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Tuttavia l’equazione dei gas idelai non descrive realemente il comportamento dei GAS REALI.

I gas non si comportano da gas ideali quando siamo ad alta pressione e basse temperature.

Dei cinque requisiti richiesti per avere un comportamento ideale, almneo due non sono rispettati in

un gas reale.

Per studiare in modo accurato i Gas Reali bisogna modificare l’equazione dei gas ideali tenendo in

considerazione le forze intermolecolari e i volumi delle molecole.

Vengono introdotti due coefficienti correttivi a e b, diversi per ogni gas.

aà è legato all’attrazione tra le molecole,

proporzinale al quadrato della loro

concentrazione.

Fa si che la pressone calcolata sia minore di quella

per un gas ideale.

bà è legato al volume delle molecole

LO spazio libero a disposizione è minore del volume di tutto il recipiente.

Equilibrio chimico

Reazioni reversibilià avvengono in entrambe le direzioni sono simboleggite dalla doppia freccia.

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Abbiamo un equilibrio chimico quando le due reazioni opposte avvengono contemporanemante e

con la stessa velocità.

Kcà costante di equilibrio

Permette di prevedere in quale direazione evolv il sistema di reazione per raggiungere lo stato di

equilibrio.

Kc grandeà formazione dei prodotti favorita

Kc piccolaà formazione dei reagenti favorita.

53

Equilibrio lezione 28

Costante di equilibrio (K )

c

Dalla linea tratteggiata in poi le concentrazioni molali rimangono costanti nel tempoà il sistema ha

raggiunto l’equilibrio che è dinamico.

Doppia freccia perché il prodotto ridà i reagenti e così in avantiàreazione di equilibrio.

Numeratore il prodotto, numeratore i reagentià ora stiamo rappresentando le concentrazione

molali.

Concentrazione molale da prendere è quella all’equilibrio (dalla linea tratteggiata in poi).

K di equilibrio se non ho cambiato la temperatura è uguale.

Precisazioni:

-Le concentrazioni di solidi puri o liquidi puri o solventi non compaiono nell’espressione della keq

Per solidi o liquidi puri viene espressa la densità che non varia molto con temperatura e pressione

à

quindi praticamente è costante.

Anche nel caso di un solvente in una soluzione diluita (solvente molto presente rispetto al soluto,

à

lo si considera costante) il cambiamento di concentrazione dovuto alla reazione è trascurabile quindi

viene considerato come un liquido puro.

Essi contribuiscono alla K con un fattore costante, convenzionalmente posto uguale a 1.

eq

La Keq è adimensionale, non ha unità di misura anche se è ricavata sperimentalmente.

la trattazione originaria era stata fatta tramite una via termodinamica che porta proprio ad un

à

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valore adimensionale.

Infatti al posto della concentrazione molare o pressione parziale viene usata l’attività e fugacità che

sono adimensionali.

Costante di equilibrio k p

Quando considero una miscela di gas che reagiscono tra loro posso applicare le leggi dei gas ma solo

dopo avere calcolato il numero di moli di ciascun gas alla fine del processo.

Le moli sia dei reagenti o prodotti non gassosi non sono da considerare.

Se tutti i reagenti e prodotti sono in fase gassosa, allora la k di equilibrio prende il pedice “p” in

quanto scelgo di esprimere la costante di equilibrio tramite le loro pressioni parziali.

Relazione tra Kp e Kc: dimostrazione

55

Principio di Le Chatelier (principio dell’equilibrio mobile)

se le condizioni di un sistema in equilibrio vengono

alterate il sistema evolve in modo tale da

minimizzare l’alterazione.

Se si aggiunge una certa quantità di reagente A o B (a T costante) avverrà la reazione che porta alla

sua scomparsa (ne ha troppo, sx a dx)

Se si sottrae una certa quantità di prodotto C o D (a T costante) avverrà la reazione che porta alla

sua formazioneà equilibrio da sx a dx (il sistema si rende conto che non ha raggiunto la quantità

desiderata di prodotto e quindi va avanti a produrre

Quoziente di reazione

Quoziente di reazioneà può essere calcolato in qualsiasi

momento e non necessariamente quando c’è equilibrio.

Il valore di Q è utile per stabilire il grado di avanzamento

della reazione.

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Esempio pratico del principio di Le chatelier

à Prima della linea tratteggiata l’equilibrio è

definitoà poi viene aggiunto un reagente

(N2O4) che perturba l’equilibrio quindi la

reazione vuole consumare sempre più N2O4

(reagente) e quindi stiamo spingendo la

reazione da sx verso dx, consumo il reagente

e produco il prodotto e si arriva così di nuovo

all’equilibrio.

Non abbiamo alterato ne stechiometria ne temperatura.

Dopo avere raggiunto l’equilibrio viene aggiunto

del prodottoà la reazione tende a volerlo

consumare per potere raggiungere ancora

l’equilibrio, cerca di consumare prodotto e

ripristinare del reagente da dx a sx (?

Confermare)

(esercizi sul quaderno)

57

Acidi e Basi (lez 29)

Esistono 3 definizioni di acido e di base à

Arrhenius (1887)

1) -Un acido, se in soluzione acquosa si dissocia fornendo 1 o più H+ (monoprotico, diprotico,

poliprotico) definizione è limitata perché è legata alla presenza di una soluzione

àQuesta

acquosa

-Una base, se in soluzione acquosa si dissocia fornendo 1 o più OH-

L’H+ rilasciato dall’acido ha notevole carica positivaàha un protone senza un elettrone intorno (ha

un rapporto carica raggio molto elevato) e

ciò non gli permette di rimanere da solo

dissociato in acqua.

Le sostanze che dissociandosi in acqua

danno ioni idrogeno sono ACIDE

Le sostanze che dissociandosi in acqua

daranno ioni idrossido (la sua definizione si

limita agli idrossidi) sono BASICHE

Questa definzione è limitata per diversi motivi

-definizione che vale sono in acqua

-molte basi, come ammoniaca non possono rilasciare OH- per dissociazione.

Bronsted e Lowry (1923

2) )

Acidoà donatore di protoni

Baseà accettore di protoni

Non prevede necessariamente di essere in una soluzione acquosa e per le basi non è prevista la

donazione di OH-, si parla solo di accettazione di protoni.

Si parla ora di coppie acido-base e forza relativa delle coppie acido-base

Arrehenius vincola le proprietà acido-base alla presenza dell’acqua, mentre Bronsted-Lowry

svincola dall’acqua e dalla donazione di OH- dato che si presuppone solo il trasferimento di

protoni da una sostanza acida (donatore) ad una sostanza basica (accettore)

Bronsted e Lowry introducono due concetti fondamentali

58 • Coppia acido-base à

• Forza relativa di acido-base dopo avere

ceduto un protone una sostanza acida ne genera

un’altra ovvero la sua base coniugata che potrebbe

riprenderlo.

Tanto più è forte un acido tanto più è debole la sua base coniugata.

L a forza di un acido

viene considerata in

funzione della sua

tendenza a

perdere/donare

La forza di una base

può essere

considerata in

funzione della sua

tendenza a

prendere/accettare

protoni

Limitandoci all’acqua essa ha comportamento anfotero

comporta da acido in presenza di una base

àSi comporta da base in presenza di un acido.

àSi

Quando c’è solo acqua? Si parla di prodotto ionico dell’acqua o autoprotolisi.

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60

Andamento del pH

à un acido o una base forte è un composto

che in acqua si dissocia completamente nei

suoi ioni (elettrolita forte)

Un acido o una base debole è un

composto che in acqua non si dissocia

completamente ma solo parzialmente

(elettrolita debole)

Si parla quindi di Ka (costante acida) per

gli acidi deboli e Kb (costante basica) per

le basi.

Prendono anche il nome di costante di dissociazione o ionizzazioneà tanto più è maggiore

la costante tanto più è elevata la forza corrispondente.

Acidi e basi (2) lez 30

Acidi deboli in soluzione acquosa

Quanto più è forte un acido tanto più la sua base coniugata è debole.

Lo si ritiene l’uno rispetto all’altro.

Se Ka è maggiore di 1 allora è forte, se è minore di uno valutiamo quanto sia debole.

HA è un acido debole generico (per comportarsi come tale ha una base vicino)

L’H dell’acido debole viene rilasciato e preso

dalla base (in questo caso è H2O ma parliamo

di una base generica).

L’acqua è anfotera, in questo caso fa da base e<