Appunti di chimica Ingegneria Meccanica Sgarbossa pages 64 95

Molecole biatomiche

X₂

X = 1° o 2° periodo

più stabile

Ψ_OH = C₁Ψ_1SA + C₂Ψ_1SB

C₁ = C₂

C₁ = -C₂

∫_{V = ∞O} |Ψ_OH|² dV = 1

Orbitali antilegante σ_1s

Orbitali legante σ_1s

max |Ψ_OH|²

E_σ + E_σ* - 2E_1S → E_1S = ^{E_σ + E_σ*}/₂

Conf. H₂ = σ_1s²

Es: He2

E_o + E_g = E_s

Gli atomi tendono a stare separati

• Ordine di legame (O.L.)

n_eol._leg. - n_eo antileg.

O.L. = --------------------------

Z

= dif. numero di coppie d'e che hanno un effetto stabilizzante sulla struttura della molecola

Es.

O.L. He2 = 2 - 0

--------- = 1 un paio di e de e stabilizzano la

molecola

corregge al n° legami secondo la teoria V.B

Per gli elementi del 2° periodo

• EP

--------------- o

| -- x

| ----- e

| --------------- 2p

| 2S

-----------------|

[4O 1S] K

φ_OH

• dalla combinazione possono contribuire solo gli orb. di valenza
• poiché si combinano tra loro Y atomici più simili in E ed i
• corretta simmetrica

| 2S - 25 |

| 2Px - 2px |

| 2Py - 2py |

| 2Pz - 2pz |

8 Y_OH

Teorie delle bande

• Applicazione della teoria dell'O.M. a sistemi reticolari estesi con la formazione di orbitali molecolari reticolari (a di Block)

• Banda di valenza
• è la banda formata dai livelli dei Car.gona e d valenza dello stato fondamentale
• Banda di conduzione
• è la banda formata dai livelli vuoti dello stato fondamentale che possono permetterci il disaccoppiamento e il raggiungimento di E sufficiente che vche di e delle mobili all'interno del reticolo e capaci di produrre una corrente quando il reticolo viene sottoposto ad una d.d.p.

• Avremo formazione di legame metallico quando l'interazione tra atomi nel reticolo produce bande riempite da e di valenza principalmente di legame e la banda costituite da questi e sia contigua con quella di conduzione

2) Interazioni dipolari

• Dovute all'interazione tra:
  • Un dipolo e uno ione
  • Forze di Van der Waals
• Int. dipolo-dipolo
• Int. dipolo-dipolo indotto
• Int. dipolo istantaneo-dipolo istantaneo (f.d. Londra)

Fasi della materia e stati di aggregazione

• Gassoso: Forma propria No, Volume proprio No
• Liquido: Forma no/sì, Volume sì (fasi condensate)
• Solido: Forma sì, Volume sì

Gas → Ek ≫ EDeboli

Liquido → Ek ≅ EDeboli

Solido → Ek ≪ ED

• Variabili di stato:
  • Grandezze fisiche che consentono di descrivere lo stato di un sistema (porzione di materia) permesso da un numero elevato di particelle
  • Indicano quantità mole delle particelle (P, T) o proprietà additive delle particelle (V, n)

Le variabili di stato per un gas seguono le leggi:

1. Legge di Boyle-Mariotte (isoterma)
   • T = cost
   • n = cost → P·V = cost
2. Legge di Gay-Lussac (Charles) (isobara)
   • P = cost
   • n = cost → V/T = cost
3. Legge di Gay-Lussac
   • V = cost
   • n = cost → P/T = cost

• Diagramma di stato

• Diagramma cartesiano sulle variabili di stato
• Ogni punto definisce uno stato del sistema

La curva isoterma è caratterizzata da punti alla stessa T

• Per un gas ideale
• T = cost => PV = cost
• Per un gas reale

T = cost

(p + a / V_m²) (V_m - b) = cost

Stato liquido

Stato gassoso

Coeistenza di fase liquida e gas(Transizione di fase)

Q e L non sono funzioni di stato quindi la loro variazione durante una trasformazione termodinamica dipende anche dal percorso scelto. Per loro indicheremo:

• Variazione infinitesima → δX
• Variazione finita → X

Il 1^o principio può essere scritto per trasformazioni finite:

ΔE = E_f - E_i = Q + L

• Utilizzeremo la seguente convenzione

Q Calore

• è una forma di scambio di energia che provoca una variazione di T nel sistema

1 J

1 cal ≡ 4,18 J

• Possiamo definire per ogni sostanza:
• Capacità termica → C = ΔQ/dT
• Grandezza estensiva → un blocco di 2 kg di ferro avrà fornito più calore di un blocco di 1 kg a stesso ΔT

Grandezza corrispondente in intensiva sono:

Calore specifico → c = ΔQ/mdT

Calore molare → C_m = ΔQ/ndT

H_f^o: composto → ΔH_f^o = Valore di H molare standard di formazione

elemento = 0

→ Tornando alla reaz. generale

a A + b B → c C + d D

ΔH_reaz^o = Σ ΔH_f^o_C-D - Σ ΔH_f^o_A-B

→ trovo ΔH_f^o nelle tabelle con T=25°C

Es.

C₂H_2(g) + O_2(g) → C_A(g) + H₂O_(g)

2 C₂H_2(g) + 5 O_2(g) → 4 CO_2(g) + 2 H₂O_(g)   ΔH_reaz^o = -2640 KJ

ΔH_reaz^o = ?

ΔH_reaz^o = 4 ΔH_f^o_CO2 + 2 ΔH_f^o_H2O - 2 ΔH_f^o_C2H2

Posto

1 = -2640 KJ

→ A seconda della capacità di una reazione di assorbire o fornire calore distinguiamo:

• ΔH_reaz > 0 → reaz. endotermiche
• ΔH_reaz < 0 → reaz. esotermiche

Per poter individuare una relazione di spontaneità di processi e sistemi non isolati è necessario considerarli in relazione al proprio ambiente.

Nell'ipotesi che l'universo sia un sistema isolato:

dS_{Universo REV} ≥ 0

dS_Sistema + dS_Ambiente ≥ 0

dS_Sistema + ^Q_AMBREV/_T ≥ 0

dS_Sistema - ^Q_SIST/_T ≥ 0

Se il calore è scambiato a P = cost

δQ_Sist = dH_Sist

Se l'unica forma di lavoro è lavoro meccanico

T dS_Sistema - dH_Sist ≥ 0

dH_Sistema - T dS_Sistema ≤ 0

Se T = cost

d(H - TS) ≤ 0

Energia libera di Gibbs

G = H - TS

dG ≤ 0