Riassunto esame Chimica inorganica, Prof. D'andrea Luca Domenico, libro consigliato Chimica: Un approccio molecolare, Nivaldo J. Tro

LEGGE DI BOYLE

La comprimibilità dei gas: rapporto tra la pressione e volume dei gas

La pressione è dovuta alle collisioni delle particelle gassose con le pareti del contenitore. Se il volume di un campione di gas diminuisce, lo stesso numero di particelle è contenuto in un volume più piccolo, con il risultato di aumentare il numero di collisioni con le pareti e di conseguenza accrescere la pressione.

Utilizziamo il gas ideale. La pressione e il volume sono inversamente proporzionali. Boyle fa l'esperimento con la colonnina di mercurio. All'aumentare della pressione il volume diminuisce (in grafico un'iperbole). Legge di Boyle = V1 / P ∝

LEGGE DI CHARLES

Effetto della temperatura sul volume dei gas

Pressione costante - quantità di gas costante. All'aumentare di T il V aumenta. Andiamo ad aumentare l'energia cinetica - l'energia cinetica delle particelle di gas dipende dalla temperatura. All'aumentare di T,

Aumentano la velocità e la frequenza di collisione delle particelle. Affinché la pressione rimanga costante, è necessario che il gas si espanda.

Legge di Charles: V T ∝ Variazione del volume del gas con la temperatura a pressione costante – misurata in gradi kelvin V = costante x T V1 /T1 = costante = V2 /T2 T (K) = t (0°C) + 273.1

LEGGE DI GUY LUSSAC: Relazione fra temperatura e pressione di un gas. La legge di Gay-Lussac stabilisce che la pressione di una data massa fissa di gas, a volume costante, è direttamente proporzionale alla sua temperatura Kelvin.

LEGGE DI AVOGADRO: Come varia il volume di un campione di un gas (a temperatura e pressione costanti) al variare della quantità di gas. Temperatura costante → Pressione costante. Legge di Avogadro: V n (numero di moli) ∝ V1 / n1 = V2 / n2. Principio di Avogadro: Volumi uguali di gas diversi che si trovano nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di

particelle.Se i volumi sono uguali anche il numero di particelle è uguale.

EQUAZIONE DEI GAS IDEALI

Legge di Boyle: V ∝ 1/P

Legge di Charles: V ∝ T

Insieme danno: V ∝ nT / P

Legge di Avogadro: V ↓ ∝ n

PV = nRT

R è la costante dei gas

Un gas ideale ha queste caratteristiche:

• le particelle dei gas non interagiscono
• le particelle non hanno volume proprio
• i gas obbediscono alle leggi dei gas.

Alle condizioni di T = 273.15 K e P = 1 atm (condizioni standard o normali, STP).

Gli esperimenti mostrano che 1 mole di un gas ideale occupa 22.414 L (Volume molare, VM).

PV = nRT

R = PV/ nT = (1 atm) / (22.414L) x (1 mol) / (273.15 K)

R = 0.082057 L x atm / (mol x K).

VOLUME MOLARE ALLE CONDIZIONI STANDARD (IUPAC)

Il volume occupato da una mole di una sostanza è detto volume molare; viene spesso calcolato alle condizioni standard di temperatura (T = 0°C o 273 K) e pressione (1 atm) → STP.

numero moli = massa (g) / massa molare

numero moli = volume (l) / volume

molare. DENSITÀ DI UN GAS
Densità = massa molare / volume molare
Moli = massa / massa molare
m= n x MV = nRT / P
d=m/v
M = dRT / P
TECHIOMETRIA DEI GAS
Quantità di reagente (grammi o volume), moli di reagente, moli di prodotto, quantità di prodotto (grammi o volume).
MISCELE GASSOSE
Molti campioni di gas non sono puri, ma sono miscele di gas. Dato che le molecole in un gas ideale non interagiscono tra di loro, ognuno dei componenti di una miscela di gas ideali agisce indipendentemente dagli altri.
La pressione esercitata da ogni componente in una miscela gassosa viene detta pressione parziale (Pn) e può essere calcolata dalla legge dei gas ideali presupponendo che ogni componente gassoso agisca indipendentemente dagli altri.
Pn = Nn x RT / V
LEGGE DI DALTON
Legge delle pressioni parziali
In una miscela di gas che non reagiscono fra di loro, ogni tipo diverso di molecola si muove nel recipiente come se le altre specie non esistessero. La pressione esercitata da un

La pressione totale di una miscela di gas è la stessa che il gas eserciterebbe se fosse da solo nello stesso recipiente alle stesse condizioni. V e T sono costanti.

Considera il caso in cui due gas, A e B, sono in un recipiente di volume V.

P totale = Pa + Pb + Pc ...

LA TEORIA CINETICA MOLECOLARE DEI GAS

1. Un gas è composto da molecole che sono separate tra loro da distanze molto più grandi delle loro dimensioni. Le molecole possono essere considerate dei "punti"; cioè possiedono una massa ma hanno volume trascurabile - le dimensioni sono piccole e quindi trascurabili.
2. L'energia cinetica media delle molecole è proporzionale alla temperatura del gas in kelvin. Qualsiasi coppia di gas alla stessa temperatura avrà la stessa energia cinetica media.
3. Le molecole di gas sono in costante movimento in direzioni casuali, e collidono frequentemente l'una con l'altra. Le collisioni tra le molecole sono perfettamente elastiche.

TEORIA CINETICA

MOLECOLAREEC = ½ mū² le velocità sono tutte positive L'energia cinetica di una mole di gas è: EC= ½ NA mū² Na: numero di Avogadro; ū: media dei quadrati delle velocità delle particelle (velocità quadratica media). L'energia cinetica media di una mole di molecole gassose è direttamente proporzionale alla temperatura: EC= (3/2) RT (3/2)RT = ½ NA mū² NAm= massa molare (Kg/mol) = ML'elio si muove a una velocità maggiore a un gas più pesante. Grafico: La distribuzione delle velocità di tre gas differenti alla stessa temperatura. La distribuzione delle velocità dell'azoto gassoso a tre diverse temperature. I GAS REALI I gas reali non sono gas ideali; cioè i gas reali non obbediscono esattamente all'equazione dei gas ideali. Tuttavia, per i gas reali in condizioni ordinarie di temperatura e pressione, le deviazioni dal comportamento del gas ideale sono piccole, e la

La legge dei gas ideali fornisce informazioni accurate sul comportamento del gas. Tuttavia, nel caso di un gas reale, ci sono alcune differenze importanti:

• Le particelle di un gas reale hanno un volume definito.
• Non c'è conservazione della quantità di moto in seguito agli urti.
• Le particelle interagiscono tra di loro attraverso forze attrattive e repulsive.

A pressioni maggiori, gli atomi di argon occupano una porzione significativa del volume del gas, rendendo il volume reale maggiore di quello previsto secondo la legge dei gas ideali.

(V - nb) = nRT / P

V = nRT / P + nb

A temperature basse, le collisioni avvengono con minore energia cinetica e in minor numero, di conseguenza la pressione del gas reale è inferiore a quella di un gas ideale.

Quando la temperatura è alta, le particelle non risentono delle deboli forze intermolecolari.

P = nRT / V

P = nRT / V - a (n / v)^2

EQUAZIONE DI VAN DER WAALS

(P + a x (V - nb)) = nRT(n/v)^2

I valori di a sono una funzione delle forze di dispersione che si instaurano tra gli atomi o le molecole.

sono piccoli per molecole piccole e i gas nobili e più grandi per molecole polari. I valori di b dipendono dalle dimensioni degli atomi o delle molecole; sono grandi per molecole grandi. Deviazione dal comportamento ideale: 1 mole di gas ideale PV=nRT n= PV / RT = 1.0 A pressioni maggiori: prevale l'effetto del volume delle particelle; attrazioni intermolecolari trascurabili. A pressioni minori: prevale la diminuzione di pressione dovuta alle attrazioni intermolecolari rispetto al volume delle particelle. TERMOCHIMICA La termochimica è la disciplina che studia le relazioni esistenti tra chimica e energia. LA NATURA DELL'ENERGIA L'energia è la capacità di compiere un lavoro. Il lavoro è il risultato di una forza che agisce lungo uno spostamento. Il calore è il flusso di energia dovuto alla differenza di temperatura. Il lavoro e il calore sono i modi in cui gli oggetti scambiano energia. L'energia cinetica è l'energia associata al movimento di un oggetto. L'energia termica è l'energia associata alla temperatura. L'energia potenziale.

= energia associata alla posizione o alla composizione dell'oggetto.

Energia chimica = energia associata alla posizione relativa degli elettroni e dei nuclei negli atomi e nelle molecole; è un tipo di energia potenziale.

CONSERVAZIONE E TRASFERIMENTO DELL'ENERGIA

Sistema = è definito come la porzione specifica dell'universo che stiamo studiando.

Ambiente = ciò con cui il sistema può scambiare energia.

Come si misura l'energia: joule (J), caloria (cal), chilowattora (kWh).

Sistema aperto = scambia massa ed energia con l'ambiente esterno.

Sistema chiuso = scambia energia (calore) ma non massa con l'ambiente esterno.

Sistema isolato = non scambia massa e energia.

Le sostanze che partecipano alle trasformazioni (chimiche o fisiche) sono dei sistemi, l'ambiente è rappresentato dal solvente in cui le sostanze sono disciolte, il contenitore, l'aria, ect.

L'energia è una proprietà estensiva che dipende

dalle variabili quali pressione, temperatura, composizione e quantità di materia che caratterizzano il sistema. Termodinamica = lo studio dell'energia e delle sue trasformazioni. Prima legge della termodinamica, legge di conservazione dell'energia: l'energia può essere convertita da una forma all'altra ma non può essere creata o distrutta → l'energia totale dell'universo è costante. L'energia interna durante una reazione chimica varia il contenuto di energia interna delle sostanze. Energia interna del sistema = è la somma dell'energia cinetica e potenziale delle particelle del sistema. ΔE = E finale - E iniziale. L'energia interna è una funzione di stato, cioè il suo valore dipende dallo stato in cui si trova il sistema e non dal modo in cui lo stato è stato raggiunto. Le funzioni di stato sono proprietà che sono determinate dallo stato del sistema, indipendentemente dacome lo stato viene raggiunto. Energia, pressione, volume e temperatura. La variazione di energia interna in seguito a una reazione chimica è determinata dalla differenza tra l'energia interna dello stato finale e iniziale. ΔE = E finale - E iniziale = E prodotti - E reagenti ΔE < 0 flusso di energia dal sistema all'ambiente ΔE > 0 flusso di energia dall'ambiente al sistema. Un processo in cui il nostro sistema cede energia all'ambiente prende il nome di esotermico. 2H₂ + O₂ → 2H₂O + Energia H₂O → H₂O + Energia ΔE < 0 Reazioni esotermiche = processo in cui viene liberato calore e trasferisce calore dal sistema all'ambiente Processo endotermico = processo nel quale il calore deve essere fornito al sistema dall'ambiente. Energia + 2HgO → Hg