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/_4πε0r => 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 assorrono intorno agli ioni

le molecole si aggregano intorno agli ioni

E_p ∝ z μz => dimens. molec.μ => momento dipolo

E.g

Idratazione H₂O

Forze dipolo-dipolo

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

fianco-fianco

testa-coda

E_p ∝ − μ₁μ₂ · ¹/_r³μ_1,2 = momento dipolo 2 molecole

Allo stato gassoso: E_p ∝ − 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.

Termochimica

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

Trasferimento di energia

Può avvenire attraverso scambio di calore o lavoro.

Energia interna

È il complesso delle risorse totali di un sistema (Ep+Ec delle particelle del sistema).

ΔU_sist ≠ 0 → ΔU_amb ≠ 0 se il sistema non è isolato

Calore e lavoro

Calore → Trasferimento di energia in virtù di una differenza di temperatura.

Lavoro → moto effettuato contro una forza opponente

L = F ⋅ s

SISTEMA _lavoro → AMBIENTE → L_sist ↓, U_sist ↓

SISTEMA ← AMBIENTE → L_sist ↑, U_sist ↑

ΔU = Q + L

Q > 0 → Q liberato dal sistema

Q < 0 → Q assorbito

L > 0 → L fatto sul sistema

L < 0 → dal

L = - P_est ΔV

ΔS_sist^o > 0 in direzione dell'equilibrio

ΔS_univ^o = ΔS_sist^o + ΔS_amb^o = 0

Energia libera di Gibbs

Ogni sistema chimico tende ad uno stato più stabile a minor energia (ΔH > 0) e verso una distribuzione dell'energia più dispersa (ΔS > 0). Quindi una grandezza che descrive la spontaneità di una reazione deve tener conto di ΔS e ΔH.

Per una reazione a T e p cost:

ΔG = ΔH - TΔS = Eq. di Gibbs-Helmholtz

ΔG < 0 ⇒ reaz. spontanea ΔG ⇒ energia libera di Gibbs

ΔG > 0 ⇒ reaz. non spontanea

Quindi:

ΔG_sis^o = ΔH_sist^o - TΔS_sist^o

• contributo entalpico
• contributo entropico

Per una reazione:

ΔG_r^o = [∑_i m ΔG_i^o]_prod - [∑_i n ΔG_i^o]_reag

ΔG è una funz. di stato ed è il massimo lavoro non espansivo

Legge cinetica di reazione

In una generica reazione:

a A + b B ⟶ prod.

v_reaz = k [A]^m [B]ⁿ

k = cost. di velocità

k = k (T, tipo di reag.)

m, n = ordini di reazione

m, n non coincidono coi coeff. stechiam.

Ordine di reazione

Ogni reazione ha un ordine parziale rispetto ad un reagente o un prodotto.

In una scara:

A ⟶ prodotti

Se v_reaz raddoppia quando [A] raddoppia allora:

v_reaz ∝ [A]¹ ← reazione di I° ordine in A

Se v_reaz quadr. quando [A] raddoppia allora:

v_reaz ∝ [A]² ← reaz. di II° ordine in A

Se v_reaz non cambia al variare di [A] allora:

v_reaz ∝ [A]⁰ ← reaz. di ordine ∅ in A

E.g.

2 NO_(g) + 2 H_2(g) ⟶ N_2(g) + 2 H₂O_(g)

r = k [NO]² [H₂]

Equilibrio chimico

L'equil. chimico permette di valutare quali saranno le concentraz. di reagenti e prodotti all'equilibrio chimico.

Equil. chimico => ΔG = 0 v_reaz,dir = v_reaz,inv

Ciò implica che [reag.] e [prod.] rimane costante nel tempo.

L'equil. chimico è un equil. dinamico perché le reaz. continuano ad avvenire, ma, dato che le velocità si eguagliano, si bilanciano tra loro.

All'equil., il rapporto delle concentrazioni è costante

Es.

N₂O_4(g) ⇌ 2NO_2(g), v_dir = v_inv all'equil. k_dir[N₂O₄] _eq = k_inv[NO₂]² _eq

k_dir ──── → [NO₂]² _eq k_inv ───────────── [N₂O₄]_eq

k_dir = K(T) => costante di equilibrio (in fnz. della T)

La K è il rapporto tra la concentrazione del prodotto

Per determinare l'influenza di T sull'equilibrio, si considera il calore come componente del sistema.

ΔH_r < 0 => il calore (q) è un prodotto della reaz.

A + B ⇔ C + D + q

quindi una diminuzione di temperatura sottrae calore e favorisce reazioni esotermiche.

ΔH_r > 0 => il q è un reagente della reazione

A + B + q ⇔ C + D

quindi un aumento di temperatura aggiunge calore e favorisce reazioni endotermiche.

La T è l'unica grandezza che fa variare K

{ΔH_r^o > 0 (endot.)ΔT > 0 => K ↑}

{ΔH_r^o > 0 (endot.)ΔT < 0 => K ↓}

{ΔH_r^o < 0 (esoterm.)ΔT > 0 => K ↓}

{ΔH_r^o < 0 (esoterm.)ΔT < 0 => K ↑}

Catalisi

Un catalizzatore causa un più rapido raggiungimento dell'equil., ma non ha nessun effetto sulla sua posizione.

Equilibrio e ΔG

{Q < KΔG < 0 => Reazione spont. vs destra.}

{Q > KΔG > 0 => Reazione spont. vs sinistra.}

- composti solubili contenenti l'ioni O^2- o OH^-

• solitamente M₂O o MOH con M = met. 1A
• solitamente MO o M(OH)₂ con M = met 2A

Basi deboli:

• ammoniaca NH₃;
• ammine (derivate da NH₃; R-NH₂, R₂-NH, R₃-N)
• Basi coniugate di un acido medio-forte

Forza acida negli ossoacidi

In tutti gli ossoacidi, H è legato a un O.

La forza acida degli ossoacidi dipende da:

• l'elettroneg. del NM centrale
• il n° di atomi di O attorno al NM

Se 2 ossoacidi hanno lo stesso n° di O attorno a NM, la forza acida aumenta all'aumentare dell'elettroneg. di NM.

Se 2 ossoacidi hanno differente n° di O attorno a NM, la forza acida aumenta con il n° di O.

Secondo Brønsted-Lowry

La Teoria di Arrhenius ha dei limiti in quanto non giustifica NH₃ come base.

Secondo Brønsted-Lowry, una reazione acido-base è un processo di trasferimento protonico (H⁺)

• ACIDO: sostanza in grado di donare uno o più protoni