Che materia stai cercando?

Chimica Generale

Appunti di Chimica Inorganica per i corsi di studio in Ingegneria che sono basati su appunti personali del publisher presi alle lezioni dell’università degli Studi della Calabria - Unical, della facoltà di Ingegneria. Scarica il file in formato PDF !

Esame di Chimica generale docente Prof. P. Scienze chimiche

Anteprima

ESTRATTO DOCUMENTO

Appunti di Chimica

TIPI DI SOLUZIONE

SOLUZIONI GASSOSE:

• Gas (solvente) + Gas (soluto)

SOLUZIONI LIQUIDE:

• Gas (solvente) + Liquido (soluto)

Liquido (solvente) + Liquido (soluto)

Solido (solvente) + Liquido (soluto)

SOLUZIONI SOLIDE:

• Gas (solvente) + Solido (soluto)

Liquido (solvente) + Solido (soluto)

Solido (solvente) + Solido (soluto)

SOLUBILITÀ

Si definisce solubilità quella proprietà chicco-fisica che permette di misurare la massima quantità in

grammi di soluto che, ad una data temperatura, può essere disciolta in una data quantità di solvente

e si misura in g/mol.

SOLUZIONE SATURA O INSATURA

Una qualsiasi soluzione in cui la quantità di soluto è inferiore alla sua solubilità è detta soluzione

SATURA. Quando invece il soluto è in quantità maggiore rispetto a quella indicata dalla sua

solubilità, una parte non si scioglie e si deposita sul fondo, quindi la soluzione è detta INSATURA.

EFFETTI DELLA TEMPERATURA SULLA SOLUBILITÀ

La solubilità dei soluti nei liquidi è fortemente influenzata dalla temperatura e in genere aumenta

all’aumentare di quest’ultima. In alcuni rari casi, però, funziona all’inverso, ovvero, la solubilità

diminuisce all’aumentare della temperatura: ad esempio la solubilità dei gas nei liquidi.

EFFETTI DELLA PRESSIONE SULLA SOLUBILITÀ - LEGGE DI HENRY

Generalmente, la pressione non ha alcuna influenza sulla solubilità di solidi e liquidi poiché sono

incomprimibili, ma influenza fortemente quella dei gas. A tal proposito vale la LEGGE DI HENRY la

qual afferma che: la concentrazione di un gas disciolto in un liquido è proporzionale alla pressione

esercitata dal gas sulla soluzione ed è data da:

C = kP

dove C è la concentrazione molare del gas disciolto, P è la pressione del gas sulla soluzione e k è la

costante di Henry che cambia da gas a gas.

Appunti di Chimica

CONCENTRAZIONE

La concentrazione di una soluzione indica la quantità di soluto presente in una determinata quantità

di soluzione, o, in alcuni casi, di solvente. Diverse unità vengono utilizzate per esprimere la

concentrazione di una soluzione e vengono dette UNITÀ DI CONCENTRAZIONE.

UNITÀ DI CONCENTRAZIONE

Una soluzione è costituita da uno o più soluti disciolto in un solvente e per determinare la

concentrazione (definita come la quantità di soluto presente in una determinata quantità di

soluzione) si utilizzano diverse unità:

- PERCENTUALE IN MASSA

m soluto

% = × 100 %

massa del soluto m soluzione

- FRAZIONE MOLARE

n soluto

x =

soluto n soluzione

- MOLARITÀ

n soluto

M = V

soluzione

- MOLALITÀ

n soluto

m = m soluzione

PROPRIETÀ COLLIGATIVE

Le proprietà collegati sono quelle 4 proprietà generali delle soluzioni liquide diluite che dipendono

solo dal numero di molecole di soluto presenti nella soluzione e non dalla loro natura, e sono:

l’abbassamento della tensione di vapore, l’innalzamento del punto di ebollizione, l’abbassamento

del punto di congelamento e la pressione osmotica.

ABBASSAMENTO DELLA TENSIONE DI VAPORE

Se un soluto non è volatile (cioè, ha una temperatura di ebollizione molto alta e non evapora insieme

al solvente) la sua tensione di vapore è trascuratile rispetto a quella del solvente e ne consegue che

la tensione di vapore della soluzione sarà sempre inferiore a quella del solvente puro.

PRESSIONE OSMOTICA

Separando due soluzioni con lo stesso solvente, ma a concentrazioni di soluto diverse, attraverso

una membrana semipermeabile (permeabile solo al solvente e non al soluto) si verifica il fenomeno

dell’osmosi che consiste nello spostamento delle molecole di solvente dalla soluzione più diluita a

quella più concentrata, per raggiungere una situazione di equilibrio. In questo passaggio interviene

una pressione idrostatica che si oppone allo spostamento del solvente nella sostanza piò

concentrata, che viene chiamata pressione osmotica e, nel caso di soluzioni di non-elettroliti, è

uguale a: π V = nRT n

che sostituendo con la formula della molarità diventa:

soluto

M = V

soluzione

π = M R T

⋅ ⋅

Appunti di Chimica

INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO

L’aggiunta di un soluto non volatile ad un solvente puro in condizioni di pressione costante ad 1 atm,

dà luogo ad una soluzione il cui punto di ebollizione sarà sicuramente superiore a quello del solvente

puro, poiché per riportare la pressione ad 1 atm sarà necessario un aumento della temperatura. Nel

(m)

caso di soluzioni di non-elettroliti, è proporzionale alla molalità della soluzione, per una costante

K , tipica del solvente (detta costante ebullioscopica), e quindi è uguale a:

eb ΔT = K m

eb eb

dove: ΔT = T − T

eb eb,soluzione eb,solvente

ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO

L’aggiunta di un soluto non volatile ad un solvente puro in condizioni di pressione costante ad 1 atm,

dà luogo ad una soluzione il cui punto di congelamento sarà sicuramente inferiore a quello del

solvente puro, poiché per riportare la pressione ad 1 atm sarà necessario una diminuizione della

(m)

temperatura. Nel caso di soluzioni di non-elettroliti, è proporzionale alla molalità della soluzione,

K

per una costante tipica del solvente (detta costante crioscopica), ed è uguale a:

c, ΔT = K m

c c

dove: ΔT = T − T

c c,solvente c,soluzione

PROPRIETÀ COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI ELETTROLITICHE

Dato che un elettrolita in soluzione si dissocia in ioni, una mole di elettrolita, in soluzione, libera più

particelle di una mole di un non elettrolita e ha quindi maggior effetto sulle proprietà colligative.

Per calcolare questo effetto è necessario considerare il numero di particelle in cui l'elettrolita si

dissocia che si può esprimere introducendo nella formula un coefficiente detto coefficiente di van 't

(ΔT )

Hoff (i). Quindi, nel caso in cui il soluto sia un elettrolita, l'innalzamento ebullioscopico e

eb

(ΔT )

l'abbassamento crioscopico si calcolano tramite le formule seguenti:

c

ΔT = K · m · i

eb eb

ΔT = K · m · i

c c

Analogamente, per il calcolo della pressione osmotica per soluzioni di elettroliti, vale la relazione:

π = M · RT · i

TERMODINAMICA

La termodinamica è lo studio dell’energia, del suo trasferimento e delle sue trasformazioni da una

forma all’altra nei sistemi macroscopici; essa inoltre governa la redistribuzione dell’energia nelle

reazioni chimiche.

TERMOCHIMICA

La termochimica è una branca della termodinamica ed è lo studio della variazione di energia che

accompagna una reazione chimica

SISTEMA

Con il termine sistema si indica la porzione dell’universo oggetto dell’indagine scientifica. I sistemi

possono essere classificati in base a come possono scambiare energia e materia con l’ambiente:

- SISTEMA APERTO, che può scambiare materia ed energia, di solito sotto forma di calore, con

l’ambiente;

- SISTEMA CHIUSO, che permette il trasferimento di energia (lavoro o calore) ma non di materia;

- SISTEMA ISOLATO, che non permette il trasferimento né di massa né di energia.

Appunti di Chimica

TRANSIZIONI DI FASE

La conversione di una fase in un’altra, dovuta a variazioni delle condizioni, è chiamata transizioni di

fase, come ad esempio:

- EVAPORAZIONE, che è la trasformazione di un liquido in un gas il cui processo inverso è la

condensazione;

- SOLIDIFICAZIONE, che è la trasformazione di un liquido in un solido il cui processo inverso è la

fusione;

- SUBLIMAZIONE, che è la trasformazione di un solido in un gas il cui processo inverso è detto

brinamento;

FUNZIONI DI STATO

Le funzioni di stato sono delle grandezze, dette anche variabili di stato che descrivono

sufficientemente la condizione di un sistema all'inizio e alla fine di una trasformazione

termodinamica, cioè dallo stato iniziale e finale, e non dal particolare percorso seguito durante la

trasformazione. Anch’esse possono essere suddivise in diversi tipi:

- GRANDEZZE INTENSIVE, che non dipendono dall’estensione del sistema;

- GRANDEZZE ESTENSIVE, che dipendono dall’estensione del sistema;

DIAGRAMMI DI STATO

Un diagramma di stato è un grafico che riassume le condizioni nelle quali le diverse fasi sono

separate dai confini di fase, curve che rappresentano la condizioni nelle quali le due fasi possono

coesistere all’equilibrio.

ENERGIA

L’energia è la capacità di un corpo o di un sistema di compiere un lavoro o di scambiare calore.

Esistono due forme di energia fondamentali:

-ENERGIA CINETICA (E ), che è quella associata al movimento di un corpo ed è proporzionale alla

c

massa (m) del corpo e al quadrato della sua velocità (v):

1 2

m v

2

- ENERGIA POTENZIALE (E ), che è quella associata alla posizione (rispetto a un sistema di

p

riferimento) di un corpo sul quale agiscono forze dovute alla presenza di altri corpi. Se il corpo di

massa m si trova a un'altezza h rispetto al suolo, la sua energia potenziale è data da

E = m g h

⋅ ⋅

P

- ENERGIA MECCANICA, che è definita come la somma dell’energia cinetica e dell’energia

potenziale;

Altre forma di energia sono:

- ENERGIA TERMICA, derivante dal moto di agitazione delle particelle costituenti la materia e data

dalla somma delle loro energie cinetiche;

- ENERGIA LUMINOSA, derivante dall’emissione di radiazioni da parte dei corpi;

- ENERGIA CHIMICA, che dipende dalla struttura atomico-molecolare di un corpo e dai legami che

si formano o si rompono in una reazione;

- ENERGIA ELETTRICA, che è l’energia prodotta dalla distribuzione di cariche elettriche ed è

prodotta dai generatori; Appunti di Chimica

CALORE

Il calore può essere definito come il trasferimento di energia termica fra due corpi dovuto

unicamente alla loro differenza di temperatura, e si indica con il simbolo q.

Se un processo acquista calore dall’ambiente viene detto processo endotermico (q>0); se invece

rilascia calore all’ambiente viene detto processo esotermico (q<0).

LAVORO

Il lavoro, in senso termodinamico, è uno scambio di energia di natura meccanica causato da forze

agenti sul sistema. Il lavoro di una forza, infatti, è il prodotto dell’intensità della forza applicata per la

lunghezza dello spostamento che ne causa: L = F s

Nel sistema S.I. l'unità di misura del lavoro è il Joule, che corrisponde al Newton per metro (N*m),

dunque ad una forza applicata in una determinata distanza. Il lavoro si distingue in:

LAVORO POSITIVO (+), se è compiuto sul sistema (F ed s hanno lo stesso verso);

• LAVORO NEGATIVO (-), se è compiuto dal sistema (F ed s hanno verso opposto).

PRESSIONE

La pressione è una proprietà della materia definita come la forza esercitata su una superficie e si

esprime come: F

P = S

L’unità di misura della pressione nel SI è il Pascal (Pa), definito come la forza di un Newton applicata

su un metro quadrato. Un’altra unità di misura, basata sul Pascal, è il bar definito come:

5

1 bar = 10 Pa = 0,1 MPa

L’esempio più pratico di pressione è quello della pressione atmosferica, risultante dalla forza

sperimentata da qualsiasi area esposta all’atmosfera terrestre derivante dal peso dell’aria sopra di

essa. Essa è la base per due comuni unità di pressione:

PRESSIONE ATMOSFERICA STANDARD (atm)

• 1 atm = 1,01325 bar

TORRICELLI (torr)

• 1 torr = 1 / 760 atm Appunti di Chimica

TEMPERATURA

La temperatura è la grandezza fisica che fornisce la misura dello stato termico di un corpo e di

conseguenza fornisce la capacità di un corpo di scambiare calore con altri corpi o con l’ambiente.

La temperatura di qualsiasi corpo si misura con il termometro che viene accompagnato dalle sue

scale:

CLASSIFICAZIONE DEI PROCESSI

Qualsiasi processo può essere classificato a seconda delle sue proprietà ed in base all condizioni

secondo le quali si attua, infatti esistono diversi tipi di processo:

- ADIABATICO, che avviene ad energia termica costante;

- ISOENTALPICO, che avviene ad entalpia costante;

- ISOENTROPICO, che avviene ad entropia costante;

- ISOBARO, che avviene a pressione costante;

- ISOCORO, che avviene a volume costante;

- ISOTERMO, che avviene a temperatura costante;

- n

POLITROPICO, .

p V = cost

PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

Il primo principio della termodinamica rappresenta una formulazione del principio di conservazione

dell'energia e afferma che l'energia di un sistema termodinamico non si crea né si distrugge, ma si

trasforma, passando da una forma a un'altra. Quindi un sistema può variare il proprio contenuto di

q

energia solo attraverso scambi di energia interna e di lavoro con l’ambiente. Se si indica con il

L

calore che il sistema scambia con l'ambiente circostante e si indica con il lavoro allora il bilancio

energetico del sistema termodinamico, che rappresenta il primo principio della termodinamica, si

scrive: ΔU = q + L

SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

Il secondo principio della termodinamica ha due differenti enunciati che derivano dall’osservazione

di due diversi fatti sperimentali, tuttavia essi si rivelano tra loro completamente equivalenti.

- ENUNCIATO DI KELVIN-PLANCK: afferma che è impossibile realizzare una trasformazione il cui

unico risultato sia la conversione in lavoro del calore fornito da una sorgente a temperatura

uniforme;

- ENUNCIATO DI CLAUSIUS: afferma che è impossibile realizzare una trasformazione il cui unico

risultato sia il passaggio di calore da un corpo ad una data temperatura ad un altro a temperatura

maggiore. Appunti di Chimica

TERZO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

Il terzo principio della termodinamica, detto anche teorema di Nernst, afferma che l’entropia di una

sostanza pura nella forma termodinamicamente più stabile è allo zero assoluto della temperatura

(0 K), indipendentemente dalla pressione. Per la maggior parte delle sostanze, la forma più stabile a

0 K è quella cristallina, ad eccezione dell’elio che rimane liquido per pressioni inferiori 10 bar.

ENTALPIA

L’entalpia è una funzione di stato strettamente correlata al primo principio della termodinamica che

quantifica la variazione di energia interna di un sistema e del lavoro compiuto sull’ambiente,

ΔU = q + L < = > q − PΔV da cui q = ΔU + PΔV e quindi :

p p

H = U + PV

dove U è l’energia interna del sistema, P e V sono rispettivamente la pressione e il volume del

sistema. A pressione costante vi sarà solo lavoro di espansione e quindi:

q = ΔH

p

ENTROPIA

L’entropia è una funzione di stato estensiva che può essere interpretata come la misura del grado di

disordine di un sistema. Viene generalmente indicata con la lettera S e si misura in J/K. Nello

specifico l’entropia viene utilizzata in termochimica per determinare il numero di modi in cui lo stato

macroscopico di un sistema può essere rappresentato microscopicamente. Questa grandezza

venne introdotta da Rudolf Clausius, il quale postulò che la variazione di entropia di un sistema che

copie un processo reversibile è uguale al calore assorbito in maniera reversibile diviso per la

temperatura del sistema: d q rev

BA

ΔS = ∫ T

Se il processo avviene a temperatura costante, invece:

q rev

ΔS = T

ENERGIA LIBERA DI GIBBS

L’energia libera di Gibbs è una funzione di stato estremamente utile per determinare la spontaneità

di un processo e la natura di un equilibrio fisico o chimico. Infatti, se la trasformazione è

ΔG < 0

spontanea, se il sistema è all’equilibrio e se la trasformazione non è spontanea. Il

ΔG = 0 ΔG > 0

suo valore è dato da: G = H − TS

dove T è la temperatura, H ed S sono rispettivamente entalpia ed entropia del sistema.

La variazione di energia libera, invece, per un processo a temperatura costante, è uguale a:

ΔG = ΔH − TΔS

EQUILIBRIO DI FASE LIQUIDO-VAPORE

L’equilibrio fisico liquido-vapore è la condizione in cui due fasi, una liquida e una vapore, stanno in

equilibrio termodinamico tra di loro. L’equilibrio che si viene a creare è di tipo dinamico, ovvero, la

velocità di evaporazione del liquido eguaglia la velocità di condensazione del vapore. Questo tipo di

equilibrio sussiste in un determinato intervallo di temperatura, pressione e volume e può essere

descritto graficamente dalla cosiddetta curva di equilibrio.

La concentrazione del vapore in equilibrio con il suo liquido è data in termini di tensione di vapore di

una soluzione e può essere determinata attraverso la legge di Raoult.

Appunti di Chimica

LEGGA DI RAOULT

La legge di Raoult descrive la variazione della tensione di vapore di un solvente all’aggiunta di un

soluto in soluzione. Essa stabilisce che la pressione parziale di un componente i nella fase vapore

all’equilibrio è data dal prodotto della frazione molare del componente nella soluzione per la

tensione di vapore di i nel suo sto liquido puro: 0i

p = x P

i

i

EQUILIBRIO CHIMICO

L'equilibrio chimico è processo dinamico dipendente dalla temperatura in cui le concentrazioni delle

specie chimiche che partecipano a una reazione chimica non variano complessivamente nel tempo.

COSTANTE DI EQUILIBRIO E LEGGE DI AZIONE DI MASSA

Per la generica reazione chimica la costante di equilibrio è data dal rapporto tra

a A + bB c C + dD

il prodotto delle concentrazioni dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni dei reagenti, con

ciascuna concentrazione che presenta come esponente il relativo coefficiente stechiometrico.

Quindi, in termini matematici, la costante di equilibrio (K) è espressa secondo la legge di azione di

massa come: c d

[C] [D]

K =

eq a b

[A] [B]

La costante d’equilibrio può essere espressa anche in termini di attività, pressione o frazione molare:

cC dD

cC dD cC dD

p p x x

a a K =

K = K =

a x

p

aA bB aA bB

aA bB x x

a a p p

PRINCIPIO DI LE CHÂTELIER

Il principio di Le châtelier consente di valutare gli effetti dovuti a variazioni di concentrazione,

temperatura, pressione e/o volume sull’equilibrio chimico ed afferma che se si impone una

variazione su un sistema in equilibrio, la posizione dell’equilibrio si sposta nella direzione che riesce

a minimizzare gli effetti di tale variazione.

EQUILIBRIO OMOGENEO

Un equilibrio viene detto omogeneo se i reagenti e i prodotti si trovano nella stessa fase, ad esempio

una miscela di gas o di soluzioni con un unico solvente.

EQUILIBRIO ETEROGENEO

Un equilibrio viene detto eterogeneo se coinvolge liquidi o solidi puri, oltre componenti gassose o in

soluzione. Appunti di Chimica

PRODOTTO DI SOLUBILITÀ

Si consideri l'equilibrio eterogeneo che si instaura tra un sale solido poco solubile e la sua

soluzione acquosa satura. Il sale, di formula A B , sia costituito dagli ioni A e B ed il sale

a+ b-

m n

solido (corpo di fondo) sia a contatto, ed in equilibrio, con la sua soluzione satura. Si viene ad

instaurare l'equilibrio eterogeneo: A B mA + nB

a+ b-

m n (s)

e si può scrivere la relativa costante: a+ b−

m n

K = [A ] [B ]

ps

dove non compaiono, come spiegato prima, le concentrazioni delle fasi condensate (solide).

Questa costante di equilibrio viene chiamata prodotto di solubilità (ed è, in genere, indicata col

simbolo K ) ed il suo valore, come quello delle altre costanti, dipende dalla temperatura.

ps

ELETTROLITI

Si definisce elettrolita un composto che in soluzione si dissocia in ioni, definito con questo termine

grazie alla capacità di condurre la corrente elettrica. Per quanto riguarda la natura chimica sono

elettroliti gli acidi, le basi e i sali che si suddividono in:

- ELETTROLITI FORTI, si dissociano totalmente completamente (sali solubili, acidi forte, basi forti);

- ELETTROLITI DEBOLI, si dissociano parzialmente (sali poco solubili, acidi deboli, basi deboli).

ACIDI E BASI

1. TEORIA DI ARRHENIUS: +

Un acido è una sostanza in grado di liberare ioni idrogeno H in una soluzione acquosa;

• -

Una base è una sostanza in grado di liberare ioni OH in una soluzione acquosa;

Poiché lo ione H+ è un atomo di idrogeno che ha perso un elettrone, possiamo dire che l’acido è in

grado di liberare un protone. Ciò è possibile perché l’elettrone "smarrito" è in realtà rimasto

sull’atomo, che legava quell’idrogeno. Questa molecola sarà la base coniugata dell’acido, e

ovviamente avrà una carica negativa. In maniera simile una base libera in soluzione anioni OH-,

diventando l’acido coniugato. →

HCl (acido cloridrico/acido muriatico) H+ (ione idrogeno) + Cl- (base coniugata)

Ca(OH)2 (idrossido di calcio) Ca+ (acido coniugato) + 2OH- (ione idrossido)

2. TEORIA DI BRØNSTED E LOWRY:

Un acido è una molecola in grado di donare protoni;

• Una base è una molecola in grado di accettare protoni;

Questa definizione riesce a spiegare il comportamento di molecole, come l’ammoniaca. Questa

sostanza ha caratteristiche basiche, nonostante non sia, evidentemente, in grado di liberare OH-.

L’ammoniaca è in grado di accettare un protone grazie al doppietto elettronico di non-legame

3

presente sull’atomo di azoto nella conformazione sp . Si ottiene così lo ione ammonio, suo acido

coniugato.

3. TEORIA DI LEWIS:

Un acido è una specie in grado di accettare una coppia di elettroni;

• Una base è una specie in grado di cedere una coppia di elettroni;

• Appunti di Chimica

IL pH

Il pH è una scala di misura dell'acidità o della basicità di una soluzione acquosa, definito come il

+

logaritmo negativo (in base 10) dell’attività dello ione idrogeno (H ).

1

pH = − log a = log

H+

10 10 a H+

In modo analogo si può considerare il pOH: 1

pOH = − log a = log

OH

10 10 a −

OH

L'uso del pH e del pOH consente di esprimere il prodotto ionico dell'acqua nel seguente modo:

pH + pOH = 14

La relazione indica che in una soluzione acquosa a 25,00 °C la somma del pH e del pOH deve

essere sempre uguale a 14.

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE ACIDA

La costante di dissociazione acida, (anche chiamata costante di ionizzazione acida, o costante di

protolisi acida), rappresentata dal simbolo K , è un valore che misura, a una data temperatura, il

a

grado di dissociazione di un acido in soluzione. Maggiore è il valore della costante, maggiore è la

tendenza dell'acido a dissociarsi, maggiore è la sua “forza”.

Data la reazione di dissociazione di un generico acido HA:

+ −

HA H + A

La costante di dissociazione acida corrispondente viene calcolata come:

+ −

[H ][A ]

K =

a [HA]

Il pH è legato alla costante di dissociazione secondo la relazione:

pH = − log C

(K )

a a

10

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE BASICA

la costante di dissociazione basica è una grandezza che rappresenta, ad una data temperatura, il

grado di dissociazione di una base. Maggiore è la costante, maggiore è la tendenza della base a

dissociarsi, maggiore è la sua "forza".

Data la reazione di dissociazione di una generica base BOH:

+ −

BOH B + OH

La costante di dissociazione basica corrispondente viene calcolata come:

+ −

[B ][OH ]

K =

b [BOH]

Il pH è legato alla costante di dissociazione secondo la relazione:

pH = 14 − pOH = 14 + log C

(K )

b b

10

SOLUZIONI TAMPONE

Si definisce una soluzione tampone una soluzione che si oppone alla variazione del pH per aggiunte

moderate di acidi o basi. Si tratta generalmente di soluzioni:

- ACIDO DEBOLE + SUO SALE DA BASE FORTE

- BASE DEBOLE + SUO SALE DA ACIDO FORTE

Appunti di Chimica

REAZIONE DI AUTOIONIZZAZIONE O AUTOPROTOLISI DELL’ACQUA

L'autoionizzazione dell'acqua è una reazione chimica in cui due molecole di acqua reagiscono per

+ -

produrre un catione idrossonio (H O ) e un anione idrossido (OH ):

3 +(aq) −

2H O H O + OH

2 3 (aq)

(l)

La reazione è anche nota come semi-ionizzazione o autodissociazione dell'acqua. È un esempio di

autoprotolisi e spiega la natura anfotera dell’acqua.

SOSTANZA ANFOTERA

In chimica un anfotero è una sostanza che può manifestare sia un comportamento acido che uno

basico. Alcuni esempi di sostanze anfotere sono gli amminoacidi e l'acqua. Molti metalli, come lo

zinco, lo stagno, l'alluminio e il berillio hanno ossidi anfoteri.

REAZIONE DI NEUTRALIZZAZIONE

Si definisce reazione di neutralizzazione la reazione chimica in cui un acido e una base reagiscono

portando alla formazione di sale e acqua. Un tipico caso di neutralizzazione è rappresentato dalla

reazione stechiometrica tra acido cloridrico e idrossido di sodio eseguita in solvente acquoso:

HCl + NaOH NaCl + H O

2

In questo caso il pH della soluzione neutralizzata è neutro poiché assume valore 7.

- NEUTRALIZZAZIONE DI UN ACIDO DEBOLE CON UNA BASE FORTE: neutralizzando in

ambiente acquoso un acido debole con una base forte si ottiene, al punto di equivalenza, una

soluzione contenente la base forte coniugata dell'acido iniziale sotto forma di sale disciolto.

Tipico l'esempio della neutralizzazione dell'acido acetico con NaOH:

CH COOH + NaOH CH COONa + H O

3 3 2

Il pH della soluzione neutralizzata risulterà quindi basico.

- NEUTRALIZZAZIONE DI UN ACIDO FORTE CON UNA BASE DEBOLE: Neutralizzando in

ambiente acquoso una base debole con un acido forte si ottiene, al punto di equivalenza, una

soluzione contenente l'acido forte coniugato della base iniziale sotto forma di sale disciolto.

Tipico l'esempio della neutralizzazione dell'idrossido d'ammonio con HCl:

NH OH + HCl NH Cl + H O

4 4 2

Il pH della soluzione neutralizzata risulterà quindi acido.

SALI

Si definiscono sali i composti che si originano dalla reazione degli acidi con le basi, con eliminazione

di acqua, proveniente dall'unione dell'idrogeno dell'acido con l'ossidrile della base. Oltre ai più noti

sali semplici, binari e ternari inorganici, ne esistono numerosi caratterizzate da molecole più

complesse.

CINETICA CHIMICA

La cinetica chimica è quella branca della chimica che studia la velocità di reazione e i fattori che la

influenzano. Il suo campo di studio si estende anche ai meccanismi implicati nella formazione dei

prodotti finali, ovvero meccanismi di reazione.

Appunti di Chimica

CINETICA DEL PRIMO ORDINE

Una reazione del primo ordine obbedisce alla legge cinetica

d[A] = − k [A]

dt

La legge cinetica integrata, cioè la funzione che specifica come [A] cambia nel tempo, è data da

−kt

= e

[A] [A]

0

CINETICA DEL SECONDO ORDINE

Una reazione del secondo ordine obbedisce alla legge cinetica

d[A] 2

= − k [A]

dt

La legge cinetica integrata, cioè la funzione che specifica come [A] cambia nel tempo, è data da

1 1

= + kt

[A] [A]

0

VELOCITÀ DI REAZIONE

In cinetica chimica, la velocità di reazione si definisce come la variazione di concentrazione dei

reagenti o dei prodotti in un dato intervallo di tempo ed è uguale a:

d[A] d[B] d[C] d[D]

1 1 1 1

v = − = − = =

a c

dt b dt dt d dt

per una generica reazione: a A + bB c C + dD

MECCANISMI DI REAZIONE

Si definisce meccanismo di reazione l’insieme dei processi elementari che avvengono durante una

reazione. La velocità di reazione è controllata dallo stadio più lento. Esempio:

Passaggio elementare →

NO + NO N O

2 2

Passaggio elementare →

N O + O 2NO

2 2 2 2

Reazione complessiva →

2NO + N O + O N O + 2NO

2 2

2 2 2 2

Reazione finale →

2NO + O 2NO

2 2

LE PILE

Una pila è un dispositivo che converte energia chimica in energia elettrica, utilizzata tipicamente

come generatore di corrente o generatore di tensione per l'alimentazione di circuiti elettrici e

dispositivi elettrici. Il principio chimico-fisico di funzionamento di una pila è una reazione di

ossidoriduzione che avviene al suo interno, in cui una determinata sostanza subisce un processo di

ossidazione, perdendo elettroni, mentre un'altra sostanza subisce un processo di riduzione,

acquistandoli. Una pila è costituito da due semicelle separate da un ponte salino e collegate da un

conduttore metallico esterno.

SEMICELLA

Una semicella è costituita da una lamina di metallo, cioè un elettrodo immerso in un suo sale che a

seconda della presenza di anodo e catodo si hanno due semireazioni differenti. Nel caso dell’anodo

(elettrodo negativo) nella sua semicella avviene la reazione di ossidazione, mentre nel caso del

catodo (elettrodo positivo) nella sua semicerla avviene la reazione di riduzione.

PONTE SALINO

Il ponte salino è un dispositivo che permette di mantenere l'elettroneutralità in una cella

elettrochimica, collegando le due semicelle in cui avvengono rispettivamente l'ossidazione e la

riduzione. ÀÈ costituito da un tubo a forma di U chiuso da due setti porosi che ha lo scopo di

mettere in contatto le due soluzioni senza mischiarle.


PAGINE

27

PESO

1.78 MB

PUBBLICATO

8 mesi fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in ingegneria civile
SSD:
Università: Calabria - Unical
A.A.: 2018-2019

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher ingegneremedio di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica generale e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Calabria - Unical o del prof Scienze chimiche Prof.

Acquista con carta o conto PayPal

Scarica il file tutte le volte che vuoi

Paga con un conto PayPal per usufruire della garanzia Soddisfatto o rimborsato

Recensioni
Ti è piaciuto questo appunto? Valutalo!

Altri appunti di Chimica generale

Chimica generale
Appunto