Teoria di Chimica

Seconda legge della termodinamica: Entropia ()

L’entropia misura il disordine di un sistema.

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• Spontaneità: Un processo spontaneo aumenta l’entropia totale dell’universo ().

• Processi reversibili: Scambiano calore in modo ordinato con l’ambiente.

Energia libera di Gibbs ()

Combina entalpia ed entropia per determinare la spontaneità di un processo.

• : Processo spontaneo.

• : Processo non spontaneo.

Cambiamenti di stato e calore

• Passaggi di stato endotermici (richiedono energia): Fusione, vaporizzazione.

• Passaggi di stato esotermici (rilasciano energia): Solidi cazione, condensazione.

L’energia termica immagazzinata nelle molecole cambia con lo stato sico, la temperatura

e la pressione, con picchi di variazione durante la fusione e la vaporizzazione.

1. Entropia e Energia Libera di Gibbs: Una reazione spontanea dipende dalla

variazione di entropia e energia libera di Gibbs. La spontaneità è in uenzata da

entropia del sistema e dell’ambiente, e dalla variazione di entalpia. Se la variazione di

energia libera di Gibbs è negativa, la reazione è spontanea.

2. Equilibrio Chimico: Un sistema è in equilibrio quando le velocità della reazione

diretta e inversa sono uguali. La costante di equilibrio (K) è usata per determinare la

posizione dell’equilibrio, e può essere espressa in funzione delle concentrazioni o

pressioni parziali. Il quoziente di reazione (Q) aiuta a prevedere quale direzione

prenderà la reazione.

3. Principio di Le Châtelier: Questo principio afferma che se si modi ca una variabile

(temperatura, pressione, concentrazione), l’equilibrio si sposterà per compensare il

cambiamento.

4. Reazioni Acido-Base: Secondo la teoria di Bronsted-Lowry, un acido è una specie

che cede H+, mentre una base è una specie che accetta H+. La forza di un acido o di

una base si ri ette nella sua dissociazione in acqua, espressa tramite costanti di

equilibrio come Ka e Kb. L’acqua è anfotera, cioè può comportarsi sia da acido che da

base.

5. Auto-ionizzazione dell’Acqua: L’acqua può dissociarsi in ioni H3O+ e OH-. Il

prodotto ionico dell’acqua (Kw) è costante e pari a 1.00x10-14 a 25°C.

6. pH e pOH: La concentrazione di H3O+ in una soluzione determina il suo pH, che è

la misura dell’acidità o basicità della soluzione. La scala di pH va da 0 (acida) a 14

(basica), con pH 7 per soluzioni neutre.

7. Equilibrio di Solubilità: Descrive l’equilibrio tra un sale solido e i suoi ioni in

soluzione. La costante di solubilità (Kps) può essere in uenzata dalla concentrazione

di ioni comuni, dal pH e dalla temperatura.

8. Reazioni di Ossidazione e Riduzione: In queste reazioni, un elemento perde

elettroni (ossidazione) mentre un altro li guadagna (riduzione). Gli agenti riducenti e

ossidanti sono rispettivamente quelli che donano e accettano elettroni.

Questo riassunto copre i concetti principali riguardanti le reazioni chimiche, l’equilibrio e le

dinamiche acido-base in chimica.

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