Esame Fondamenti di Chimica - Ingegneria (teoria e formule per esercizi), Appunti di Chimica

Volume occupato da una mole di gas in determinate condizioni di T e P

Equazione di stato per gas ideali

Viene utilizzato un modello ideale di gas che ha pressione uguale a zero. Il modello ipotizza:

 Nessuna interazione tra gas e recipiente che lo contiene

 Gas costituito da un volume trascurabile rispetto a quello del recipiente

Equazione di stato: equazione che esprime la relazione tra le seguenti variabili termodinamiche:

f (P, V, T) = 0

Nei gas ideali: -1 -1

Con R: Costante universale dei gas. R = 0.08206 atm 1 mol K

Per n moli di gas diventa:

P: atm

V: 1

n: mol

T: K T(K) = T(°C) + 273,15

-1 -1

R: 0.08206 atm 1 mol K

Legge di Boyle

Afferma che il prodotto tra Pressione e Volume è costante con Temperatura e numero di moli costanti

Legge di Charles

Dice che a Pressione e Moli costanti il rapporto tra Volume e Temperatura è costante

Legge di Gay-Lussac

Dice che a Volume e Moli costanti il rapporto tra Pressione e Temperatura è costante

Legge di Avogadro

Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di Temperatura e Pressione contengono lo stesso numero

di molecole.

Definendo come condizioni normali:

T = 0 °C = 273,15K

P = 1 atm

Il volume occupato da una mole di gas è:

Miscele di Gas

L’equazione dei gas perfetti vale anche per le miscele perché:

1) I gas si miscelano in modo omogeneo

2) Ogni gas presente in una miscela si comporta come se fosse solo

Il punto 2) venne scoperto da Dalton che nella Legge di Dalton spiegò il comportamento delle miscele:

La pressione parziale di un gas (pi) componente una miscela è la pressione che il gas eserciterebbe se

occupasse da solo l’intero volume.

Dato che PV = nRT allora la legge di Dalton diventa:

xi = frazione molare del componente i-esimo

Gas Reali

Le molecole possiedono un volume proprio, esistono interazioni tra molecole

I gas reali si avvicinano al comportamento ideale a bassa pressione e alta temperatura.

Per descrivere il comportamento dei gas reali bisogna correre l’equazione dei gas ideali, ottenendo così

l’equazione di Wan der Waals:

1) Le molecole di gas hanno volume proprio

2) Nel gas esistono forze intermolecolari

L’equazione diventa così con V che diventa piccolo per grandi Volumi e b che è trascurabile per grandi

Volumi.

Termodinamica

La termodinamica è la scienza che studia proprietà macroscopiche della materia e prevede quali processi

chimici e fisici siano possibili La termodinamica non prende in considerazione la variabile tempo. La

termochimica è un settore della termodinamica che si occupa dei trasferimenti di energia che avvengono

nelle reazioni chimiche.

Sistema termodinamico: porzione dell’universo di cui vogliamo studiare le proprietà dal punto di vista

termodinamico. Il comportamento del sistema viene studiato attraverso proprietà macroscopiche che sono il

risultato dell’effetto delle singole proprietà microscopiche. Queste proprietà macroscopiche si chiamano

variabili (o grandezze) di stato.

 Temperatura(T): come manifestazione macroscopica dell’energia cinetica media delle molecole di un

gas.

 Pressione(P): come manifestazione macroscopica degli urti tra le molecole di un gas e le pareti del

recipiente.

Un sistema termodinamico può essere:

 Aperto: scambia con l’ambiente sia energia che materia.

 Chiuso: scambia con l’ambiente solo energia e non materia

 Isolato: non scambia con l’ambiente né energia né materia

Equilibrio termodinamico: stato di un sistema quando tutte le variabili che lo descrivono non cambiano nel

tempo.

Trasformazione di stato: stato di un sistema quando le variabili cambiano nel tempo.

Le trasformazioni di stato si distinguono in:

 Trasformazioni reversibili: quella trasformazione che procede secondo il susseguirsi di infiniti stati

di equilibrio. Le trasformazioni reversibili sono ideali e possono essere approssimate nella realtà solo

da processi infinitamente lenti.

 Trasformazioni irreversibili: le trasformazioni reali, che avvengono in tempi finiti.

1° Principio della termodinamica (“Principio di conservazione dell’energia”)

L'energia posseduta da un sistema viene definita Energia interna E. L'energia interna di un sistema chimico è

uguale alla somma dell'energia potenziale e dell'energia cinetica di tutte le molecole che formano il sistema.

(Energia potenziale: forze tra gli atomi che vibrano, forze tra protoni ed elettroni)

(Energia cinetica: moti di traslazione, moti di rotazione, moti di vibrazione)

L’energia interna (E) è una funzione di stato, mentre il lavoro e il calore non lo sono. Il valore di E non

dipende dal percorso seguito durante la trasformazione, ma solo dallo sato inziale e da quello finale.

I trasferimenti di energia tra un sistema e l’ambiente possono avvenire sotto forma di calore o lavoro. Il

calore rappresenta l’energia trasferita in seguito ad una differenza di temperatura, il lavoro può essere di tipo

magnetico, meccanico ed elettrico.

(NB: Se il sistema cede calore all’ambiente, allora il segno è negativo, così come è negativo il segno del

lavoro che il sistema compie sull’ambiente. Sono pertanto positivi i segni del lavoro che l’ambiente compie

sul sistema e del calore che viene ceduto al sistema.)

Nel 1°principio della termodinamica sono contenute 3 idee:

1) Il principio di conservazione dell’energia

2) Equivalenza calore-lavoro (1 cal = 4,185 J)

3) L’esistenza di una funzione di stato energia interna.

Lavoro compiuto da un gas in espansione:

 Per una trasformazione a volume costante:

 Per una trasformazione a pressione costante:

Entalpia: H = E + PV H: funzione di stato

Termochimica

Studia il calore associato alle reazioni chimiche

Sono funzioni di stato: dipendono soltanto dagli stati iniziale e finale del sistema.

Il calore di reazione è definito come l’effetto termico che accompagna una data reazione chimica. La

maggior parte delle reazioni chimiche sono condotte a T e P costanti, per cui il calore ad esse associato è

rappresentato dalla variazione di entalpia (ΔH).

 Reazioni endotermiche: calore di reazione positivo

 Reazioni esotermiche: calore di reazione negativo

Durante ogni trasformazione chimica alcuni legami si rompono e sene formano di nuovi. Per rompere un

legame chimico è necessario fornire energia, mentre quando si forma un legame si libera energia. Soltanto

quando i legami che si formano sono più forti di quelli che si rompono la reazione produce energia.

Il valore di ΔH dipende da diversi fattori:

 Stato di aggregazione in cui si trovano reagenti e prodotti:

 Quantità dei reagenti e dei prodotti:

 Temperatura e pressione alle quali avviene la trasformazione

L’equazione termochimica riporta il calore di reazione, la temperatura e la pressione a cui la reazione

avviene e lo stato fisico in cui ogni prodotto e reagente si trova.

Occorre perciò specificare:

 L’unità di misura con cui è espresso il calore;

 Il numero di moli di tutte le sostanze;

 Lo stato di aggregazione di ogni sostanza;

 La temperatura e la pressione a cui la reazione è condotta.

Viene stabilito uno stato detto stato standard:

 Gas: gas ideale alla pressione di 1atm.

 Liquidi: liquido puro alla pressione di 1atm.

 Solidi: solido puro alla pressione di 1atm.

(NB. a temperatura non compare nella definizione di stato standard; in genere, i dati sono tabulati alla

temperatura di 25°C.)

Entalpia standard di REAZIONE (ΔH°)

Variazione di entalpia standard di una reazione: effetto termico che accompagna la reazione quando sia i

prodotti sia i reagenti si trovano nel loro stato standard.

 Le reazioni esotermiche (che sviluppano calore) hanno ΔH° <0

 Le reazioni endotermiche (che assorbono calore) hanno ΔH° >0

Entalpia Molare standard di FORMAZIONE (ΔH° )

f

La variazione di entalpia molare standard di formazione rappresenta la variazione di entalpia della reazione

di formazione condotta in condizioni standard. I ΔH° sono disponibili solo per poche reazioni perché solo

f

per poche sostanze è possibile condurre sperimentalmente una reazione di formazione.

Entalpia Molare standard di COMUBSTIONE (ΔH° )

Comb

Si definisce reazione di combustione la reazione tra una mole di un elemento o di un composto e ossigeno. In

genere si ha la formazione di CO2 e H2O. La variazione di entalpia molare standard di combustione

rappresenta la variazione di entalpia della reazione di combustione condotta in condizioni standard.

Convenzionalmente è stato assegnato valore zero all’ entalpia molare degli elementi nel loro stato standard a

qualsiasi temperatura. È possibile calcolare l’entalpia di qualsiasi reazione se si conoscono le entalpie di

formazione ΔH°f di tutti i reagenti e di tutti i prodotti.

Dal momento che H2 e Cl2 sono nel loro stato standard il calore coinvolto nella reazione sara:

Legge di Hess

In una reazione chimica l’effetto termico a pressione costante (DH)dipende solo dallo stato iniziale e da

quello finale. Entalpia = funzione di stato, quindi è la somma delle entalpie dei vari stadi in cui la reazione

può essere scomposta.

Equilibrio Chimico

Ogni reazione in uno stato chiuso raggiunge uno stato di equilibrio. L’equilibrio chimico è un processo

dinamico.

I meccanismi che portano all’equilibrio si classificano in:

 Meccanismo semplice: reazioni che si compiono in uno stadio;

Le velocità delle razioni diretta ed inversa sono uguali (Condizione cinetica di equilibrio)

K = costante di equilibrio

 Meccanismo complesso: reazioni che si compiono in più stadi. La costante di equilibrio risulta una

combinazione delle costanti cinetiche relative ai vari stadi.

Espressioni della costante di equilibrio per sistemi in fase gassosa

A Volume costante:

Δn: somma dei coefficienti stechiometrici, presi positivamente per i prodotti e negativamente per i

reagenti.

A Pressione costante:

Equilibri eterogenei

Un equilibrio è eterogeneo quando le specie che vi partecipano fanno parte di fasi diverse. Nelle espressioni

delle K e nel Δn si considerano solo le specie gassose. Ad esempio:

Spostamento dell’equilibrio

Fattori che influenzano l’equilibrio chimico:

 Variazione delle quantità dei componenti,

 Pressione,

 Presenza di gas inerti,

 Temperatura.

N.B. la costante di equilibrio (K) dipende solo dalla temperatura

Immaginiamo un aumento di pressione:

Invece, in un gas inerte dove n totale aumenta avremo:

Effetto della temperatura

L’aggiu