Appunti Chimica Parte 2, Esame chimica

Stato liquido e soluzioni

Stato liquido

Le particelle hanno minore Ec dei gas, ma maggiore dei solidi. Le particelle sono a piccola distanza e si ha forza di interazione fra molecole.

Le forze intermolecolari

Sono le interazioni tra molecole e sono responsabili della natura delle fasi di una sostanza. Sono causate da interazioni elettrostatiche tra due cariche:

E_p = q₁q₂ / 4πεr² => Energia pot. fra cariche

Intensità legami intermolecolari

Dal più forte al più debole:

• Ione-dipolo
• Legame H
• Dipolo-dipolo
• Ione-dipolo indotto
• Dipolo-dipolo indotto
• Dispersione (o di London)

Forze ione-dipolo

Interazione fra ione e molecola polare.

Le molecole si accerchiano intorno agli ioni.

Stato liquido e soluzioni

Stato liquido

Le particelle hanno minore Ec dei gas, ma maggiore dei solidi. Le particelle sono a piccola distanza e si ha forza di interazione fra molecole.

Le forze intermolecolari

Sono le interazioni tra molecole e sono responsabili della natura delle fasi di una sostanza. Sono causate da interazioni elettrostatiche tra due cariche:

E_p = Q₁Q₂ / 4πεr² ⇒ Energia pot. fra cariche

Intensità legami intermolecolari

Dal più forte al più debole:

• Ione-dipolo
• Legame H
• Dipolo-dipolo
• Ione-dipolo indotto
• Dipolo-dipolo indotto
• Dispersione (o di London)

Forze ione-dipolo

Interazione fra ione e molecola polare.

Le molecole si accerchiano intorno agli ioni.

Le molecole si aggregano attorno agli ioni.

E_p α = ζµ/r² ζ => dimens. molec. µ => momento dipolo

E.g.

Idratazione

Forze dipolo-dipolo

Le molecole polari si attraggono reciprocamente grazie alle cariche parziali dei loro dipoli.

• Fianco-fianco
• Testa-coda

E_p α -µ₁µ₂ ⋅ 1/r³ µ₁,₂ => momento dipolo 2 molecole

Allo stato gassoso: E_p α -µ₁µ₂ ⋅ 1/r⁶

Legame a H

Si forma quando H, legato con legame covalente ad un atomo fortemente elettroneg. (N, O, F), è attratto da una coppia solitaria di un atomo elettroneg. attratto da una coppia solitaria di un atomo elettroneg. di una molecola adiacente.

Forze di Van der Waals

Interazioni tra molecole apolari: le nubi elettroniche non sono uniformi perché la distrib. di e^- fluttua.

Per un istante, molti e^- possono trovarsi da una parte rispetto che un'altra, generando un dipolo istantaneo.

Tale dipolo istantaneo distorce la nube di una molecola adiacente, polarizzandola, si genera una interazione attrattiva (Forze di dispersione di London).

L'intensità dipende dalla polarizzabilità α

E_p ∝ - α₁α₂ ⋅ 1/r⁶

Similmente succede con il dipolo-dipolo indotto: una molecola polare distorce la nube di una apolare.

E_p ∝ - μ₁α₂ ⋅ 1/r⁶

Tensione di vapore

È la pressione esercitata dal vapore di una sostanza quando si trova in equilibrio con la fase liquida. Più è alta, più è volatile.

Dipende dalle forze intermolecolari.

Dipende dalla temperatura.

ln p₂/p₁ = -ΔH_vap/R (1/T₁ - 1/T₂) => Eq. di Clausius-Clapeyron

Conoscendo la tensione di vapore (p₁) di una sostanza a T₁ è possibile calcolare la tensione di vapore (p₂) ad una determinata T₂.

Osmosi

Fenomeno per cui quando due soluzioni a diversa concentrazione vengono messe a contatto tramite una membrana semipermeabile, questa viene attraversata dal solvente ma non dal soluto.

Π V = n_soluto RT => Π = [t] RT

• Pressione osmotica
• Concentrazione soluto in M

Grado di dissociazione

α = n_diss

Grado di dissociazione

α = n_dis/n

n_ind = n - α n

i = 1 + α (z - 1)

• α => grado di dissociazione
• n_dis => n° moli dissociate
• n => n° di moli di soluto
• n_ind => n° di moli indissociate
• i => coeff. di Van't Hoff
• z => n° di moli di ioni prodotti dal soluto

Termochimica

Termochimica Branca della termodinamica che studia l'energia scambiata nelle trasformazioni chimiche.