Appunti Chimica

LEGAME METALLICO

Avviene tra due non metalli ed è il legame più debole, i metalli sono ottimi conduttori termici ed

elettrici, teneri, lavorabili e malleabili.

Hanno una bassa energia di ionizzazione, gli elettroni sono liberi di muoversi e danno luogo al

passaggio di corrente.

Gli elettroni sono delocalizzati sull’intero solido, posso assimilare quindi la struttura a un mare di

elettroni che si muove in maniera del tutto casuale intorno ai protoni che oscillano intorno alla loro

posizione reticolare.

In presenza di un campo elettrico si ha un passaggio di corrente perché tutti gli elettroni si muovono

nella stessa direzione (vengono attratti dalla polarità positiva)

Nei metalli la conducibilità elettrica diminuisce all’aumentare della temperatura, perché i cationi

oscillano con ampiezze progressivamente maggiori, i cationi hanno massa più grande degli elettroni

e quindi n ostacolano il loro moto. Nei semiconduttori invece se la temperatura aumenta anche la

conducibilità elettrica perché la temperatura fornisce l E necessaria agli elettroni per metterli in

movimento.

I modi di impaccamento di un solido metallico di strutture cristalline: e.c. e c.f.c. sono quelli a

maggior impaccamento, e poi c.c.c

PROPRIETÀ SOLIDI METALLICI ù

TEMPERATURA DI FUSIONE VARIABILE

TENERI = facilmente lavorabili in fili e lamine sottili

DUTTILI E MALLEBILI

ELEVATA CONDUCIBILITÀ ELETTRICA E TERMICA

INTERAZIONI INTERMOLECOLARI

Sono generalmente più deboli dei 3 legami. Esse sono le interazioni che tengono unite le varie

molecole. Sono queste interazioni che determinano la temperatura di fusione di una sostanza.

SPECIE INTERAGENTI TIPOLOGIA DI ENERGIA (Kj/mol) ESEMPIO

INTERAZIONE

Ione-molecola Ione-dipolo 40-600 Na+ …. H20

Molecola-molecola Legame a ponte di H 10-40 H20-H20, HF-HF, NH3-NH3

Molecola polare- Dipolo- dipole 5-25 ICl-ICl

molecola polare

Molecola apolare- Dipolo ist- Dipol ind 0,25-1 I2 – I2

molecola apolare

Il legame a ponte di H si ha quando l’H (che presenta una carica positiva) si lega con un altro

elemento di un’altra molecola molto elettronegativo, come O; F; Cl; N.

L’elemento più elettronegativo del legame covalente si chiama donatore di legame a H, mentre

l’altro elemento dell’altra molecola si chiama accettore del legame a H.

La forza del legame a ponte di H è legata alla distanza tra l’accettore e donatore e tra l’H e

l’accettore. Minori sono queste distanze, maggiore è la forza del legame a ponte di H, inoltre la forza

̂

del legame varia a seconda anche dell’angolo α, ovvero l’angolo donatore- -accettore, più α è

vicino a 180°, maggiore sarà la forza del legame a ponte di H.

In un campione di acqua liquida a causa dell’agitazione termica i legami a ponte di H si creano e si

distruggono continuamente, (da ricordare è che ogni molecola di H20 forma effettivamente 4 legami

a ponte di H, due da accettore e due da donatore). Quando siamo in fase solida quindi ogni molecola

di H20 forma 4 legami a H. Nel ghiaccio ogni molecola i H20 si trova al centro di un tetraedro i cui

vertici sono occupati da altrettante molecole di H20. La struttura dell’acqua è come se si espandesse

e a parità di massa se il volume aumenta, significa che diminuisce la densità, ed è per questo che il

ghiaccio galleggia sull’acqua. STATO SOLIDO

I solidi si dividono in solidi cristallini e solidi amorfi. I solidi cristallini sono disposti in maniera

regolare, hanno un alto valore del punto di fusione ben definito e generalmente sono

ANISOTROPI, cioè le sue caratteristiche fisiche dipendono dalla direzione lungo la quale vengono

considerate (esempio grafite). I solidi amorfi a causa della loro struttura disordinata non hanno un

punto di fusione ben definito e generalmente sono materiali ISOTROPI.

TIPO DI SOLIDO PARTICELLE LEGAMI CARATTERISTICHE ESEMPI

COSTITUENTI

IONICO CATIONI E IONICO, ELETTROSTATICO Duri, fragili, alto ALOGENURI DI

ANIONI (NON DIREZIONALE) punto di fusione, METALLI

isolanti ALCALINI

(conduttori in fase

liquida), solubili in

H20

COVALENTE/RETICOLARE ATOMI Duri, alto punto di DIAMANTE,

COVALENTE(DIREZIONALE) fusione SILICIO, QUARZO

MOLECOLARE MOLECOLE LEAGAMI A H, Teneri, basso CO2(SOLIDO),

INTERAZIONI DI VAN DER punto di fusione, GHIACCIO,

WAALS, FORZE DI isolanti, scarsa IODIO

LONDON durezza, alta ELEMENTARE.

tensione di

vapore, fragili.

METALLICO ATOMI LEGAME METALLICO, GAS Punto di fusione Ni, Ag, Cu

METALLICI O ARE DI ELETTRONI variabile, buoni

conduttori, teneri,

elevata densità,

lucenti, lavorabili.

Si hanno strutture

a massimo

impaccamento

e.c. o c.f.c.

PROPRIETÀ COLLIGATIVE

Esse dipendono SOLO dal numero di particelle in soluzione e non dalla loro natura.

1)TENSIONE DI VAPORE NELLE SOLUZIONI

2)ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO

3)INNALZAMENTO EBULLOSCOPICO

4)PRESSIONE OSMOTICA

Tensione di vapore nelle soluzioni:

Immaginiamo di riempire parzialmente con un liquido un recipiente chiuso nel quale sia stato fatto

precedentemente il vuoto e che sia mantenuto a T=cost.

Succede che un certo numero di particelle evaporano e stabiliscono una pressione gassosa al di

sopra del liquido, (ovviamente evaporano solo le particelle con l’Energia cinetica più elevata) che

aumenta proporzionalmente il numero di particelle evaporate. Queste particelle hanno una certa

probabilità di incontrare la superficie del liquido e di tornare a far parte di esso. Il numero delle

particelle in fase vapore è costante perché nel frattempo altre particelle saranno evaporate.

La pressione gassosa corrispondente all’equilibrio liquido-vapore alla temperatura T viene indicata

come pressione di vapore saturo o tensione di vapore (o pressione di vapore) del liquido

considerato.

La pressione di vapore si abbassa tanto più la soluzione è concentrata, tensione di vapore e

concentrazione del soluto sono sempre inversamente proporzionali.

La legge di Raoult mi dice che l’abbassamento relativo della tensione di vapore rispetto alla tensione

di vapore del solvente puro è uguale alla frazione molare del soluto.

La tensione di vapore della soluzione si abbassa tanto di più quanto più la soluzione è concentrata.

2)Abbassamento crioscopico= differenza tra la temperatura di congelamento della soluzione e

∆ = ∗

quella del solvente puro: (se ho una soluzione elettrolita devo tenere in

considerazione il coefficiente di Vant’Hoff)

3)Innalzamento ebullioscopico=differenza tra la temperatura fi fusione della soluzione e quella del

∆ = ∗

solvente puro: (se ho una soluzione elettrolita devo tenere in considerazione il

coefficiente di Vant’Hoff) ()

Cm=Concentrazione molale = ()

Kcr e Keb sono due costanti che dipendono da ogni sostanza.

Più la soluzione è concentrata più la curvatura della soluzione si abbassa rispetto a quella del

solvente puro, si abbassa infatti la T di solidificazione e si alza quella di fusione.

PRESSIONE OSMOTICA: Date due soluzioni acquose di un soluto non elettrolita, di diversa

concentrazione in contatto attraverso una membrana semipermeabile si ha un flusso di solvente

dalla soluzione meno concentrata/più diluita verso la soluzione più concentrata.

Il flusso di solvente (normalmente acqua) continua fino a quando la mia soluzione non raggiunge

una pressione idrostatica tale da impedirmi il passaggio di molecole da destra a sinistra. Così il flusso

rimane costante e siamo in condizioni di equilibrio.

Quindi nel braccio della soluzione (dove ho la parte più concentrata/a destra) si avrà una pressione

idrostatica maggiore, questa pressione è detta pressione osmotica.

Le due soluzioni sono in equilibrio se si applica, alla soluzione più concentrata una pressione uguale

alla pressione osmotica.

La pressione osmotica è la pressione che andrebbe esercitata sul braccio della soluzione per evitare

il mescolamento delle molecole.

= ∗ ∗ ∗ la pressione osmotica si misura in atm

()

CM= Concentrazione molare = 3

( )

Per i non elettroliti come il glucosio e saccarosio i=1

Si ha invece osmosi inversa quando applico una pressione dalla soluzione più concentrata a quella

più diluita così che le molecole si spostino verso destra (ovvero verso la soluzione più diluita) questo

è il processo di dissalazione dell’acqua.

Si ha invece osmosi ritardata da pressione quando ho un moto netto di solvente (acqua dolce) verso

la soluzione più concentrata (acqua salata), dall’altra parte si crea un dislivello di liquido che

potrebbe essere utilizzato per azionare una turbina e poi E. ù

Il flusso di solvente dura fino a quando non raggiungo la stessa concentrazione o finché non ho una

pressione sopra l’acqua salata che mi blocca il flusso di acqua dolce. Il problema è legato ai costi

delle membrane e degli impianti, ma rappresenta comunque un esempio di energia rinnovabile

(ENERGIA A GRADIENTE SALINO) ottenuto dalla differenza di concentrazione dei due liquidi.

TERMODINAMICA

GRANDEZZE DI STATO = SI definiscono grandezze di stato tutte quelle grandezze che dipendono solo

dallo stato del sistema e non dipendono da come ci siamo arrivati a quello stato (non dipendono dal

percorso). Sono grandezze di stato: pressione, temperatura e volume, entalpia, entropia,ù

NON SONO GRANDEZZE DI STATO: Lavoro, il calore

GRANDEZZE INTENSIVE = Si definiscono grandezze intensive tutte quelle grandezze che NON

dipendono dalla quantità di sostanza. Esempio: temperatura e pressione, U(Energia interna)(Kj/mol)

GRANDEZZE ESTENSIVE = Si definiscono grandezze estensive tutte quelle grandezze che

DIPENDONO dalla quantità di massa. Esempio: volume, U(Energia interna)Kj/mol)

Si definisce trasformazione reversibile una qualunque trasformazione ideale, ed è una

trasformazione la cui direzione può essere invertita in qualsiasi momento, riportando il sistema e

l’ambiente alla situazione iniziale. Una trasformazione reale deve essere condotta lentamente per

farla diventare ideale.

Si ha equilibrio chimico quando le funzioni che definiscono lo stato del sistema rimangono costanti

nel tempo. ∆ = −

1° PRINCIPIO TERMODINAMICA se per esempio ho un pistone che si comprime e si

∆ =

estrae in egual misura il mio volume del cilindro resta costante, e W=0