Riassunto esame Chimica, Prof. Paoli Paola, libro consigliato Lezioni di chimica , Paola Paoli Paolo Dapporto Patrizia Rossi

ISOCORA+ISOBARA ISOBARA+ISOCORA

Per diretta conseguenza del primo principio della termodinamica se in un sistema chiuso si scambia solo l'energia e il calore no, ci deve essere una trasformazione di energia dall'ambiente al sistema e viceversa. Invece in un sistema isolato l'energia è costante (questo perché non si può scambiare né energia né calore). Quindi l'energia totale si conserva ma il calore e il lavoro SEPARATAMENTE NO, perché per il primo principio della termodinamica l'energia non si crea, non si trasforma ma si modifica. U = Q-W Q:calore W:lavoro . U: KJ/mol. L'ENERGIA INTERNA È UNA FUNZIONE DI Δ ΔSTATO. Abbiamo la possibilità di conoscere solo la variazione di energia calcolati lavoro e calore, questo perché in un sistema conoscere il valore di energia in ogni punto è impossibile. Qualora questa trasformazione avvenga a volume costante.

(conseguentemente ΔV=0 senza nessuna espansione e quindi con W=0) possiamo semplificare l'espressione a: U = Q ovvero la quantità di energia interna è uguale allo scambio di calore. Se la trasformazione avviene a pressione costante si ricava: Q = ΔU + P*ΔV (P*ΔV è il lavoro meccanico). Da questa si definisce una nuova funzione di stato: L'entalpia H = U + P*V, se la trasformazione avviene a pressione costante vale: ΔH = ΔU + P*ΔV. In definitiva si ottiene che ΔH = Q. P*ΔH = la variazione di entalpia è uguale alla quantità di calore scambiato ad una pressione costante durante una trasformazione. L'entalpia è una funzione di stato. ΔH < 0 assorbe energia dal sistema endotermica (ΔH = Q). P*ΔH > 0 rilascia calore all'ambiente esotermica. In una generica reazione aA + bB → cC + dD l'entalpia è definita come: H è in funzione: temperatura, quantità disostanzae pressione l'entalpia è in funzione della quantità di sostanza perché è una grandezza estensiva. Viene definita entalpia molare standard il contenuto entalpico di una sostanza alle condizioni standard (+/- 298,25 K, 1 atmosfera di pressione e 1 mole di sostanza) e si misura in J/mol. L'entalpia molare standard dipendendo da U, quindi non è possibile conoscerla in ogni punto come valore assoluto (H=U+P*V). Per ovviare a questo è possibile considerare in una sostanza la differenza del contenuto entalpico tra i prodotti e i reagenti per 1 mole di sostanza; questa viene definita entalpia molare di formazione. Se i reagenti e i prodotti sono in condizioni standard parliamo allora di ΔHf entalpia molare standard di formazione. Come regola assoluta il contenuto entalpico dei reagenti in condizioni standard è 0. L'entalpia molare standard è la quantità di calore.

scambiato che accompagna la formazione di 1 mole di prodotti dai costituenti. L'entalpia di reazione è la differenza tra l'entalpia dei prodotti e dei reagenti.

Legge di Hess: l'entalpia di formazione non dipende dal procedimento fatto per arrivare ai prodotti ma conta solo lo stato finale e quello iniziale dei reagenti e dei prodotti (questo perché H è una funzione di stato). L'entalpia molare dei reagenti è uguale alla differenza, con le moli da contare nei calcoli, tra l'entalpia molare di formazione in condizioni standard dei reagenti e dei prodotti (per la legge di Hess).

Capitolo 6aA+bB → cC+dD la reazione generica che viene fatta avvenire in un recipiente chiuso arriverà ad un punto di equilibrio dopo un dato tempo (la reazione avviene trasformando i reagenti in prodotti). La situazione di equilibrio che si formerà sarà un equilibrio dinamico e non statico perché avremo una quantità di reagenti che

sitrasformerà in prodotti e contrariamente una quantità di prodotti che tornerà. Questo punto viene sempre raggiunto anche con una quantità già presente del prodotto. È definita costante di equilibrio il punto di equilibrio di una reazione chimica: dipende dalla temperatura e dalla reazione considerata. Segue la Legge di reazione di Massa: Per i gas posso usare anche le pressioni parziali e la costante prende il nome di Kp. Per le soluzioni le parentesi indicano la concentrazione molare elevata al proprio coefficiente stechiometrico. Se avessimo un valore della costante di equilibrio K rispetto a Kp potremmo capire da quale parte è spostata la reazione. Se abbiamo un valore K alto la reazione è spostata verso destra, se è basso verso sinistra. Come è possibile vedere abbiamo una relazione tra la costante di equilibrio espressa in pressioni parziali con quella espressa con le concentrazioni. K = Kc (RT) da questa.relazione è possibile notare che in caso che i conti algebrici tra i coefficienti venga zero si avrebbe un'uguaglianza tra le due costanti. Qualora avessi un equilibrio eterogeneo tra solidi o liquidi con gas oppure quando delle specie chimiche sono in equilibrio con dei gas è necessario eliminare dalla costante di equilibrio questi dati, perché il loro apporto è 1; solo quando ho COMPOSTI ETEROGENEI. Si definisce adesso il quoziente di equilibrio come il valore del rapporto=Q. Per determinare dove è spostato l'equilibrio è necessario confrontare la costante di equilibrio con il quoziente di equilibrio.

• Se Q=K la reazione è all'equilibrio
• Se Q>K la reazione procede verso sinistra
• Se Q

Principio di Le Chatelier: se si modificano le condizioni di un sistema che si trova all'equilibrio il sistema si sposta in modo tale da opporsi a questa variazione.

può modificare questo equilibrio con: temperatura, Pressione e concentrazioni.

Temperatura: un aumento di temperature favorisce una reazione endotermica e quindi i prodotti; al contrario si favorisce l'esotermica con una temperatura bassa. Es: N +3H questa reazione, se procede da sinistra verso destra, è esotermica → 2NH2 2 3 questo vuol dire che se aumento la temperatura del sistema dall'ambiente per il principio di Le Chatelier la reazione tenderà ad assorbire questo calore con una reazione che procede da destra verso sinistra; quindi, si oppone. Avessi voluto aumentare i prodotti, essendo esotermica avrei dovuto abbassare la temperatura così da sfruttare il principio di opposizione a mio favore.

Pressione: Es: 2SO +O molecole di gas. Se comprimo i reagenti ci sarà una → 2SO2 2 2 formazione molto più veloce dei prodotti, questo perché per opporsi a questa pressione il sistema tenderà a diminuire lo spazio occupato formando 2

molecole diSO tende cioè a diminuire il numero di moli. Se la reazione non rappresenta2formazioni di molecole dei reagenti rispetto ai prodotti la pressione non ha effetto. Sipuò, in questo caso, ragionare con le frazioni molari K e notare dove si spostapl’equilibrio in base al rapporto che deve essere sempre costante.

Concentrazione (o delle pressioni parziali): quando si aumenta la concentrazionedi una delle specie chimiche all’equilibrio il sistema si sposta dalla parte oppostarispetto a quella in cui si trova la specie introdotta. Al contrario se è possibilerimuovere diminuendo la concentrazione, l’equilibrio si sposta verso quella direzione.

Entropia indica la spontaneità di una reazione, che è una funzione di stato. Inoltre, èdefinibile come il grado di disordine di un sistema. Per spiegare questa funzionepartiamo da un corpo a e un corpo b. Mettiamo caso che il corpo a scambia energiacon il corpo b in maniera reversibile

(quindi con una trasformazione ideale composta da moltissimi stadi di equilibrio) dQ ci si può avvicinare a questi processi solo quando si conducono molto lentamente. La temperatura a cui si ha lo scambio dipende solo dal punto a e dal punto b. In un sistema isolato si nota che se prendiamo questa volta un caso reale, cioè con la trasformazione irreversibile del calore si nota che è più grande dell'entropia di prima. Se infine consideriamo un sistema isolato è possibile vedere che la quantità di calore scambiato è uguale a 0 (essendo isolato). Quindi rimane solo ΔS ≥ 0. L'entropia in un sistema reversibile è 0 perché non si scambia calore, mentre in uno irreversibile è maggiore perché questa cresce. Secondo principio della termodinamica: l'entropia del nostro universo è in continuo aumento. In un sistema non isolato l'entropia potrebbe anche diminuire ma aumenterebbe.

Nell'ambiente esterno.

Terzo principio della termodinamica: l'entropia di una sostanza allo zero assoluto (K=0) e allo stato di cristallo perfetto (P=1) è uguale a 0.

Entropia molare standard: valore entropico di una sostanza calcolata in base alla differenza di temperatura durante il suo riscaldamento in condizioni standard rispetto ad una mole.

S=K*lnP K=costante di Boltzmann, K=1,38x10-23 J/K nei sistemi reversibili l'entropia rimane costante (perché si ha un equilibrio chimico), ma nei sistemi irreversibili l'entropia diminuisce. L'equilibrio di una reazione chimica è quindi rappresentato dal minimo valore di energia libera del sistema. Il fattore ΔS prende il nome di fattore entropico, ΔH prende il nome di fattore entalpico. Tutte le trasformazioni spontanee sono quelle tali che: ΔG<0. Presa una generica reazione si può definire come per l'entalpia l'energia libera di reazione standard dove n è

il coefficiente stechiometrico degli elementi:
Capitolo 7
La definizione di acido-base di Arrhenius era limitativa per la chimica dal momento che vincolava l'esistenza dell'acqua presa come solvente. Una definizione più libera, più moderna e più ampia l'hanno data Bronsted e Lowry: Un acido è una sostanza che cede ioni idrogeno, una base è una sostanza che acquista ioni idrogeno. In particolare, in una reazione acido-base si ha il trasferimento di uno ione H ad una base che lo riceverà.
L'acqua, ad esempio, ha doppiette di non legame e per questo si può permettere di adattarsi, a seconda della casistica, ad essere acido o base; questa proprietà si chiama anfotere o anfiprotiche. Nelle concentrazioni per la costante di equilibrio l'acqua non compare dato che la sua quantità, essendo il solvente, è la maggiore e per questo la sua concentrazione si.