Teoria di Chimica

SOLIDI

STRUTTURA

• Solidi cristallini= ordinati, punto di fusione ben definito

• Solidi amorfi= natomi NON disposti in modo regolare (ordine solo a corto raggio), punto di fusione

non ben definito.

PROPRIETA’ dei solidi

-->CONDUCIBILITA’ ELETTRICA= dipende dalla mobilità delle cariche.

Se una sostanza ionica viene fusa o messa in soluzione, le cariche negative hanno una mobilità maggiore e

quindi ci sarà una conduzione elettrica.

-->TEMPERATURA DI FUSIONE= dipende dall’energia di legame, quindi da quanto sono forti le interazioni

tra le particelle (interazioni forti= t fusione molto alte)

TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI

quando vado ad avvicinare due particelle si ha sempre la formazione dell’orbitale di legame (livello a +

bassa energia) e di anti-legame (energia superiore).

OM= orbitale molecolare, OA= orbitale atomico

→Legame covalente PURO: gli atomi hanno la stessa elettronegatività, quindi gli OM

ricevono lo stesso contributo da ciascun atomo

→Legame covalente POLARIZZATO: F è + elettronegativo di H,

quindi l’OM di legame è + simile all’OA di F, mentre l’OM di

anti-legame è più simile all’OA dell’H

→Legame quasi completamente IONICO: F è molto + elettronegativo di Li,

quindi l’OM di legame è quasi identico all’OA di F.

- Solidi IONICI: legami forti, grande differenza di elettronegatività.

Legame ionico= le cariche NON sono simmetriche

Le cariche positive e negative sono fortemente separate→ si ha un equilibrio tra le forze attrattive e quelle

repulsive.

- Solidi COVALENTI: legame forte, condivisione di elettroni, a seconda dell’elettronegatività può

essere cov. (non ha polarità) o cov.

APOLARE POLARE (polarità= tendenza di un atomo ad attrarre e-)

Legame covalente= nuvola elettronica equamente distribuita intorno ai 2 centri (elettroneg.

uguale o simile)

- Solidi MOLECOLARI: legami forti (covalenti) all’interno della molecola, ma legami deboli tra le

molecole (quindi hanno temperature di fusione basse).

- Solidi METALLICI: formati da siti positivi (cationi) circondati da elettroni che possono muoversi

all’interno del solido--> nuclei immersi in un “mare di elettroni”. Proprio per questo hanno

un’elevata conducibilità termica ed elettrica.

Legame metallico: gli e- sono delocalizzati in tutto il solido, la carica è distribuita uniformemente

in tutto lo spazio.

RETICOLO CRISTALLINO METALLICO: ciascuna struttura può presentare dei difetti (puntiformi, lineari o di

superficie), ma sono comunque costituite da delle celle elementari (unità strutturale minima) che si

ripetono lungo tutto il solido. Reticoli cristallini principali:

- CCC= cubico a corpo centrato

- CFC= cubico a facce centrate

- EC= esagonale compatta

In alcune strutture al variare della T e della P la struttura cristallina può cambiare.

Quando una sostanza, cristallizzando in condizioni diverse, dà origine a cristalli con strutture reticolari

diverse si parla di allotropia e queste forme vengono chiamate FORME ALLOTROPICHE.

TEORIA DELLE BANDE Gli orbitali molecolari sono molto vicini tra loro quindi

si possono definire come una continuità di livcvelli che

sono definiti come BANDE.

Gli orbitali sono talmente vicini che non ho una

differenza di energia tra gli orbitali pieni e gli orbitali

vuoti, quindi è molto facile riempirne uno vuoto

perché non necessito di maggiore energia.

• Isolanti= la differenza tra gli strati pieni e quelli vuoti è molto grande

• Semiconduttori= la differenza tra gli strati pieni e quelli vuoti non è così grande

• Conduttori= non si ha una differenza tra gli orbitali pieni e vuoti

CAP 9

DIAGRAMMI DI STATO

Il diagramma di stato è uno strumento che mi permette di vedere come un certo composto, elemento o

sistema varia in funzione di alcuni parametri come Pressione, Temperatura e Concentrazione.

➔ Sistemi ad 1 solo componente: ci sono delle curve che descrivono l’equilibrio tra le fasi di questo

composto in funzione di PRESSIONE e TEMPERATURA. (fasi= stati di aggregazione)

Dove queste zone di incontrano si ha una CURVA= passaggio da unaa fase

all’altra.

PUNTO TRIPLO= coesistenza di 3 fasi (punto unico).

➔ Sistemi a 2 componenti: oltre alla Pressione e alla TEMPERATURA, si ha la COMPOSIZIONE.

Ma per visualizzare meglio il diagramma, teniamo fisso uno dei 3 parametri, solitamente la

PRESSIONE.

Regola della VARIANZA: dice quante possibilità ho di muovere un parametro V= Ci + 2 -f

Ci= numero di componenti presenti nel sistema

f= numero delle fasi presenti nel sistema

2= numero delle variabili

Diagramma di stato a due componenti miscibili: L+α= zona in cui coesistono la forma solida e liquida.

Prendendo una certa composizione X e scaldando, arrivo in un punto in cui

oltre al solido c’è in po’ di liquido. Continuando a scaldare il liquido aumenta.

Fermandomi in un punto qualsiasi noto che le 2 fasi non hanno la stessa

composizione X:

--fase liquida= si sposta verso la compos. Di quello che ha la T + bassa (B)

--fase solida= si sposta verso la compos. Di quello che ha la T + alta (A).

Diagramma con Azeotropo: sistema in cui liquido e

vapore in equilibrio hanno la stessa composizione

Diagramma con 2 componenti completamente miscibili in

fase liquida e non miscibili in fase solida

IL FERRO

Il ferro allo stato solido esiste in 3 forme allotropiche diverse: Ferro α, Ferro γ, Ferro δ.

Se mescoliamo il ferro con il carbonio possiamo fare delle soluzioni solide (se aumenta la concentrazione

del C nel Fe si forma la Cementite).

3 fasi:

-Fase α: non molto adatta per ospitare atomi di C (ne ospita una quantità molto piccola).

-Fase γ: la struttura cristallina è più favorevole ad accogliere nei suoi interstizi gli atomi di C

-Fase δ: simile alla prima fase, infatti non è adatta ad ospitare C

ALTOFORNO= specie di camino che viene caricato dall’alto, mettendoci minerali di ferro, carbon coke e

calcare. Dall’altoforno esce una lega detta GHISA, la quale è il punto di partenza per fare l’ACCIAIO.

LEGHE METALLICHE

= costituite da 2 o + elementi metallici diversi e/o non metalli, in cui almeno uno è un metallo +

abbondante rispetto agli altri (solvente= %maggiore, soluto=%minore).

Se partiamo da un metallo puro, tutte le posizioni sono occupate da un tipo di elemento (A= solvente).

Si può sostituire l’atomo di A con l’atomo di B (se hanno raggio atom. simile) oppure si possono posizionare

gli atomi di B negli spazi vuoti (se il raggio atom. di B è molto più piccolo di quello di A).

Nel caso in cui il reticolo non tollerasse più la presenza del soluto, si può avere la COMPRESENZA di 2

reticoli cristallini diversi. Composti INTERMETALLICI= presenza di + fasi→ + reticoli cristallini.

DIAGRAMMI di stato delle leghe: ottenuti attraverso le curve di

raffreddamento (prima viene costruita una serie di curve di raffreddamento

e si considerano i punti di cambio di pendenza delle curve).

Trasformazione EUTETTICA: quando in una soluzione (A e B) si ha una trasformazione

in cui una fase liquida solidifica e dà luogo a 2 fasi solide (fase α e β).

E= punto eutettico, in cui si ha l’equilibrio tra liquido, fase α e fase β.

CAP 10

PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

- Reazione ESOTERMICA= reazione che rilascia calore (passaggio di calore dal sistema all’ambiente)

Reazione ENDOTERMICA= reazione che assorbe calore

- (passaggio di calore dall’ambiente al sistema)

--Sistema APERTO= il sistema scambia con l’ambiente sia materia sia energia

--Sistema CHIUSO= il sistema scambia con l’ambiente solo energia

--Sistema ISOLATO= il sistema non scambia né materia né energia

ENERGIA= capacità di compiere lavoro o di liberare calore.

CALORE= trasferimento di energia dalle regioni con temperatura superiore a quelle con temperatura

inferiore Calore assorbito Calore ceduto

AMBIENTE

(endot.) (esot.)

q > 0 q < 0

SISTEMA W < 0

W > 0

Lavoro fornito Lavoro prodotto

dall’ambiente al dal sistema verso

sistema l’ambiente

1° principio della termodinamica: l’energia si conserva, quindi l’energia dell’universo rimane costante.

ΔE= q – W Se V= cost : ΔE= q – (ΔP · V)

ΔE= q – (P · ΔV)

W= P · ΔV Se P= cost : ΔE= q – (P · ΔV)

)

ENTALPIA (H)

= indica dove viene lasciata l’energia, quindi indica la DIREZIONE dello scambio di energia: H= E + PV.

ΔH°: entalpia in condizioni standard.

- Reazione ESOtermica= reazione ESOENTALPICA (ΔH < 0)

- Reazione ENDOtermica= reazione ENDOENTALPICA (ΔH > 0)

-fusione(S-->L) -condensazione (G-->L)

-vaporizzazione (L-->G) reazioni endotermiche -congelamento (L-->S) reazioni esotermiche

-sublimazione (S-->G) -brinamento (G-->S)

Calore scambiato: Δq = C · ΔT (C = capacità termica)

T T

C = m · Cp (calore specifico)

T

CAP 11

ENTROPIA (S)

= indica se si massimizza o minimizza il grado di DISORDINE del sistema.

REVERSIBILITA’= un processo è “perfettamente reversibile” quando può essrtr scomposto in una serie

infinita di stati di equilibrio, in cui una certa quantità di reagente si trasforma in prodotto e ci sono

variazioni infinitesime dei valori delle funzioni di stato.

ENTROPIA= funzione di stato che cerca di valutare quanto i processi reali si discostino da quelli ideali

2° principio della termodinamica: Entropia complessiva dell’universo aumenta (ΔS > 0)

ΔS = ΔS + ΔS > 0

tot sist amb

S= K · ln(W) K= cost di Boltzmann, W= numero di modi in cui gli atomi possono disporsi

Quindi l’entropia dipende dal numero delle configurazioni necessarie per descrivere completamente un

sistema. Tale numero dipende dal DISORDINE nella disposizione spaziale degli atomi o delle molecole di una

sostanza.

- Fase GASSOSA: entropia= massima

- Fase LIQUIDA: entropia> della fase solida

- Fase SOLIDA: entropia= 0

L’entropia è direttamente PROPORZIONALE alla quantità di calore, perché più il sistema è caldo, più è

caotico (maggiore entropia del sistema): ΔS α q

ENERGIA LIBERA (G)

L’energia libera di Gibs indica la SPONTANEITA’ di una reazione: G= H - T·S

- ΔG<0 --> processo spontaneo

- ΔG>0 --> processo NON spontaneo

- ΔG=0 --> equilibrio chimico (lo stato finale e lo stato iniziale hanno la stessa en