Teoria di Chimica e chimica-fisica

H

soluzione è neutra ¿

→ pH=−log¿

Acido e Basi Forti

Gli acidi forti cedono protoni all’acqua in maniera completa, di conseguenza le

basi forti sono quelle che acquistano in maniera completa protoni dall’acqua.

Acidi e Basi Deboli

Un acido debole è un acido che si dissocia solo parzialmente in soluzione, una

base debole uguale.

Soluzione Tampone = miscela di un acido debole con la relativa base

coniugata (oppure una base debole con il relativo acido coniugato) che è in

grado di tamponare variazioni di pH in seguito a piccole aggiunte di un acido o

condizione!

di una base. Il rapporto tra le specie coniugate deve rispettare la

Per il calcolo del pH di una soluzione tampone va utilizzata l’equazione di

Henderson-Hasselbach.

Idrolisi = i sali sono elettroliti forti e, in quanto tali, sono completamente

dissociati in soluzioni acquose. Gli ioni costituenti, però, potrebbero dar luogo a

degli equilibri a seconda della loro natura. Se però anche uno solo dei due

costituenti è la specie coniugata di un acido o una base debole, tale ione

renderà il pH della soluzione diverso da 7 perché tenderà a riformare la specie

di partenza: questa reazione prende il nome di idrolisi.

Teoria Chimica - Fisica

Sistema Termodinamico = porzione di spazio materiale, separata dall’

ambiente esterno mediante una superficie di controllo. Può essere sede

di trasformazioni interne e scambi di materia e/o di energia con l'ambiente

esterno. Esso è un sistema costituito da un numero di molecole sufficiente a

giustificare l’uso della statistica e per il quale vale, quindi, l’ipotesi ergodica.

Cioè che, dopo un tempo sufficientemente lungo, il tempo speso da una

particella in un volume nello spazio delle fasi di micro stati della stessa energia

è proporzionale al volume stesso; equivalentemente alle condizioni

termodinamiche, il suo stato può essere uno qualunque di quelli che soddisfano

le condizioni macroscopiche del sistema. Un sistema termodinamico può

essere:

Isolato , se non avvengono scambi né di materia né di energia

 Chiuso

, se avvengono scambi di materia ma non di energia

 Aperto

, se avvengono scambi sia di materia che di energia



Temperatura = grandezza fisica intensiva, fornisce una misura di quanto un

corpo sia caldo/freddo. È la misura dell’energia cinetica media di atomi e

molecole che costituiscono un corpo o una sostanza.

Entropia = misura del grado di equilibrio raggiunto da un sistema in un dato

momento. Ad ogni trasformazione del sistema che provoca un trasferimento di

E l’entropia ↑, perché l’equilibrio ↑.

Entalpia = indica la capacità di un sistema di compiere un lavoro e dunque

quello che interessa è la differenza dei valori di entalpia, prima o dopo avere

compiuto un lavoro (trasformazione termodinamica). La variazione di entalpia

si indica con ΔH.

Funzione di stato = funzione che dipende solo dallo stato iniziale e finale di

un processo.

Esempio: l’energia potenziale gravitazionale è una funzione di stato perché non

dipende dal percorso fatto. Il lavoro, invece, NON è una funzione di stato

perché dipende dal percorso effettuato.

Principio di equipartizione dell’energia = ogni grado di libertà di una

molecola contribuisce all’energia totale della stessa con un’energia pari a

1/2kT.

Principi della Termodinamica

1) se il corpo A è in equilibrio termico con un corpo C e anche un altro corpo

B è in equilibrio termico con C, allora A e B sono in equilibrio termico tra

loro.

2) in un processo ciclico le quantità di calore e lavoro scambiate tra sistema

e ambiente sono =.

3) l’entropia dell’universo tende ad aumentare, oppure nei sistemi isolati i

processi spontanei si svolgono con un aumento di entropia.

4) (Chiamato anche principio di Nernst), enuncia che in una trasformazione

reversibile la variazione di entropia tende a zero al tendere a zero della

temperatura assoluta. In altre parole l'entropia tende a zero quanto più ci

si avvicina allo zero assoluto.

Calore Specifico di una sostanza = la quantità di calore necessaria per

innalzare, o diminuire, di un Kelvin la temperatura di una unità di sostanza

(+1K).

Calore Specifico a pressione costanti (Cp) = misura della quantità di

calore necessaria per aumentare la temperatura di una unità di massa di una

sostanza di un °C o K mantenendo però la p = costante. Si definisce come Q

(calore assorbito o rilasciato dal sistema) diviso T (temperatura del sistema)

con pedici p (che indica che la pressione è mantenuta costante). L’unità di

misura è Joule diviso kg per K.

Calore Specifico a volume costante (Cv) = misura della quantità di calore

necessaria per aumentare la temperatura di una unità di massa di una

sostanza di un °C o K mantenendo però v = costante Si definisce come Q

(calore assorbito o rilasciato dal sistema) diviso T (temperatura del sistema)

con pedici v (che indica che il volume è mantenuta costante). L’unità di misura

è Joule diviso kg per K.

Stato Gassoso = è lo stato fisico più semplice in quanto le interazioni tra le

molecole sono deboli. Il tipo e la forza di queste interazioni dipendono dalla

complessità delle molecole del gas e dalla frequenza degli urti tra le molecole.

Se gli urti tra le molecole costituiscono avvenimenti sporadici, il che è possibile

per gas rarefatti è lecito trascurare il contributo delle interazioni molecolari

all’energia totale. Ciò equivale a trattare il sistema gassoso come

un’assemblea di corpi indipendenti tra loro.

Definizione e Legge dei Gas Perfetti

Un gas si definisce ideale, o anche perfetto, se soddisfa determinate

caratteristiche:

le molecole costituenti sono puntiformi e, in quanto tali, hanno volume nullo

 (in altre parole, il volume occupato dal gas è trascurabile rispetto al volume

del recipiente che lo contiene);

tutte le particelle sono indistinguibili l’una dall’altra;

 non ci sono interazioni di alcuna natura tra le particelle del gas;

 il moto delle particelle è interrotto solo da urti elastici con le pareti del

 recipiente o con altre particelle (quindi ad ogni urto non si ha alcuna

dispersione di quantità di moto e di energia);

l’energia cinetica media delle particelle aumenta all’aumentare della

 temperatura assoluta del gas, mentre l’energia potenziale si conserva.

Condizioni per un gas ideale: ↑T // ↓P

Condizioni per un gas reale (non-ideale): ↑P // ↓T

Legge di van der Waals = legge fisica che descrive il comportamento dei gas

reali. Il volume di un gas reale è pari al volume del recipiente diminuito del

volume delle molecole (a) e del covolume (b); dove a e b sono costanti

determinate per ogni gas.

Legge di Hess = (nota anche come legge dell’additività dei calori di reazione),

molto semplicemente applica una proprietà comune a tutte le funzioni di stato.

Essa stabilisce che in una reazione chimica la produzione di energia termica

(calore) a p = cost non dipende dagli stati intermedi attraverso i quali si evolve

il sistema ma unicamente dal suo stato iniziale e finale. Essendo infatti

l’entalpia una funzione di stato, ogni variazione ΔH coinvolta in una specifica

reazione A B è indipendente dal numero di passaggi intermedi effettuati per

arrivare dal reagente A al prodotto B.

Legge di Kirchhof = si consideri una generica reazione, p = cost: aA + bB cC

+ dD per la quale si conosce il valore della variazione di entalpia di reazione ad

una certa temperatura ΔrH(T1).

La legge di Kirchhoff esprime che �∆�� �� � = ∆��, ovvero che la derivata del

ΔrH rispetto alla temperatura è uguale alla variazione del calore specifico ΔCp

del sistema dovuta alla reazione stessa.

Integrando tra T2 generico e T1 si ottiene: ∆�� �2 = ∆�� �1 + � �1 �2 ∆����.

In altre parole, l’equazione di Kirchhoff consente di calcolare il ΔrH ad una

generica temperatura se se ne conosce il valore alla T1 e se si conosce il ΔCp

del processo.

Energia = la capacità che un corpo o un sistema di corpi ha di compiere un

lavoro

Energia Interna = l'energia posseduta da un sistema a livello microscopico,

cioè l'energia posseduta dalle entità molecolari di cui è composto il sistema.

L’energia interna di una molecola parte di un sistema termodinamico è

descritta come la somma dei contributi energetici dei vari movimenti:

traslazione; rotazione; vibrazione.

Gradi di Libertà molecola = componenti energetiche indipendenti associate

al moto dei suoi atomi.

Efetto Idrofobico = è la forza fondamentale, dovuta all’idrofobia, che guida

l’organizzazione strutturale di tutte le macromolecole biologiche in soluzione

acquosa, e le induce a prendere una forma che comporta sempre la presenza di

un core idrofobico (parte interna di una macromolecola).

Energia Libera di Gibbs = L'energia libera di Gibbs è una funzione di stato

utilizzata per rappresentare l'energia libera nelle trasformazioni, e determinare

cosi la spontaneità di una reazione.

La funzione energia libera di Gibbs ci permette di calcolare il lavoro massimo

ottenibile da un processo spontaneo. A T e P costante il massimo lavoro

ottenibile da un processo spontaneo è = alla variazione di energia libera che si

ha durante il processo.

In termodinamica, l'energia libera di un sistema è la quantità di lavoro

macroscopico che il sistema può compiere sull'ambiente. Essa è funzione della

T, P e [] della specie chimica considerata. H entalpia | T temperatura



+T∗S

G=H

(K) | S entropia

Quando una reazione è Spontanea?

Se si considera una reazione di trasformazione in cui il reagente A diventa il

prodotto B in un sistema che compie lavoro, si può sapere se la reazione è

spontanea o meno calcolando la variazione di energia libera nel processo:

DG = Ga-Gb oppure DG = DH – TDS ovvero la differenza tra lo stato

energetico finale e iniziale di una reazione (o di un processo)

DG = 0 la trasformazione è reversibile, 2 stati A e B sono in equilibrio e

 non c’è nessuna tendenza da parte del sistema a passare da uno stato

all’altro

DG > 0 (Gb > Ga) endoergonica, non spontanea

 DG < 0 (Gb < Ga) esoergonica, spontanea è irreversibile



Se p e T sono costanti in una reazione A < ---- > B

Lavoro = l’energia sca