Appunti seconda prova in itinere chimica

Le forze intermolecolari

interazioni elettrostatiche.

Van Der Waals = le molecole hanno volume proprio e ci sono interazioni di tipo attrattivo e repulsivo, che avviene con sovrapposizione delle densità

elettroniche. Principio di Pauli : 2 elettroni non possono avere co

sesso Spin. Quindi, entro lo stesso orbita

si osservano 3 tipi di forze attrattive e sia

denominate, oggi, di queste forze di Van der Waals.

1. Forze di dispersione

Tra atom/molecole perché non ci sono momenti di dipolo permanenti ma è

possibile che si formino istantaneamente un dipole

(instanta) viene detto indotto altri atomi

maggiore saturazione = mole

Forza dei legami di London in una coppia di atomi

F = (m) v² / r²

2. Forze dipolo-dipolo

Presenza di dipoli permanenti (δ⁺e δ^-) si orientano in modo tale che δ^- si avvicina

Le forze di dispersione sono analoghe, la differenza

è che in caso di e l'ende

» Teb = 60°C

3. Legame idrogeno

H legato ad un atomo molto elettronegativo (N, O, F)

Le forze di dispersione

H - È DONATORE di legame

- A repulsione retroazione crece

Il legame H = è le più forte (~ 15/30 kJ/mole) ed è direfazionelo.

^H = E, H^.

N.B. HF ≠ H₂O = base H

GHIACCIO

stazionato nei solati è e'

Nel ghiaccio la estensione della

H₂O solidità e 10x

4. Internaz. Ioni-dipolo

• aI Iance = base
• e stato bavel savage:

Sale in H₂

HF HF prepara il H₂

Sale in HF e

^H = 0.5

Polo dono

HF ⁺ H₂O

PROPRIETÀ LEGATE ALLE INTERAZIONI

• Teb
• Viscosità: tendenza di un liquido a scorrere
• Tensione superficiale: sono le interazioni tra molecole di un liquido che portano alla minimizzazione della superficie; più piccola, è una goccia, più è sferica

Menisco concavo (H₂O)

Menisco convesso (Hg)

STATI DI AGGREGAZIONE

Solid ➔ Liquido: vaporizzazione

Liquido ➔ Gassoso: condensazione

Nei bolvitori, la pressione di vapore p.v po e tutte le molecole sono cinuvute

DIAGRAMMI DI STATO (O FASE) DI H₂O

Punto critico: oltre il quale la sostanza è considerata fluido supercritico.

Curve di pressione di vapore del liquido = equilibrio tra fase gassosa e liquida.

Curva di sublimazione

Curva di fusione

Punto triplo: tutte e tre le fasi sono in equilibrio.

P_c (0,0098; 0,006)

T_c (374; 217)

TENSIONE (PRESSIONE DI VAPORE)

ln P = - ΔH_vap / RT

Clausius-Clapeyron

Questo perché esiste un’equazione termodinamica

ΔP_v = ΔH_vap / T · ΔV

LE CHATELIER

Dato un sistema in equilibrio, esso reagisce a una perturbazione esterna “spostandosi” nella direzione che contrasta la perturbazione.

2 H₂O (s) ⇌ H₂O (e)

Pendenza positiva perché ➔ ΔH_fus > 0

P = 1,12 atm = p ➔ 2 H₂O (s) ⇌ 4 H₂O (g)

È rilevante quando si hanno delle soluzioni separate da una membrana semipermeabile che lascia passare il solvente ma non il soluto. Il solvente tenderà a passare dalla soluzione più diluita a quella più concentrata (arrivando ad un equilibrio dinamico). L’equilibrio si definisce con l’osmotica (π) π=[]•••L

I saponi sono tensioattivi cioè modificano la tensione superficiale, sono anche idrofili (testa polare - ionica negativa) e idrofobici (coda apolare).

Acidi e Basi

Definizione di Arrhenius: acidi liberano H⁺, basi prendono H⁺.

Definizione di Brønsted-Lowry: acido è una specie in grado di donare p⁺(H⁺)

Base è un accettore di p⁺(H⁺).

Una reazione acido-base è uno scambio di p⁺ tra un accettore e un donatore.

AH + B^- ⇌ A^- + HB⁺

Coppie coniugate: A^- è la base coniugata di AH e HB⁺ è l'acido coniugato di B.

N.B. L'H₂O in presenza di A si comporta da base, in presenza di B si comporta da acido, sostanza anfiprotica.

Esiste quindi K_a (costante di dissociazione acida)

HCOOH + H₂O ⇌ HCOO^- + H₃O⁺ = K_a [HCOO^-][H₃O⁺]/[HCOOH]

ACIDI:

• Forti (K_a > 1, α ≈ 1)
• Deboli (α < 10^-6)

Esiste anche K_b (costante di dissociazione basica)

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^- = K_b [NH₄⁺][OH^-]/[NH₃]

BASI:

• Forti
• Deboli

Essendo H₂O anfiprotica può reagire con se stessa nel processo di autoionizzazione

2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-

A livello macroscopico questa reazione è mediata dai legami H.

La diffusione di H₃O⁺, OH^- è mostrato anche spiegato dal meccanismo di Grotthuss

H-O^...H_•••N → H—O^H+_•••N

Anche qui c'è un equilibrio caratterizzato da K_W = [OH^-][H₃O⁺] = 10^-14 a 25 °C

È una reazione endotermica → K_W ↑ T ↑

In H₂O pura → [OH^-] = [H₃O⁺] = 10^-7 mol/L

Di conseguenza deduciamo che una soluzione ha pH neutro quindi [OH^-]^[H₃O+] = 1,0 x 10^-14 mol/L = pH = -log [H₃O⁺] che in H₂O = pH = -log 10^-7 = 7 (T = 25 °C) si può anche definire pOH = -log [OH^-]

Infine, in una soluzione acida vengono liberati protoni aumentando le protonazioni, quindi [H₃O⁺] ≈ α ⋅ c^o

pH < 7 in H₂O puro possibile capire quanto fortemente acido è m⁺ in base a questo valore α < 1, reazione acida fa una solfificazione.

N.B. Si può notare caso non acido è la concentrazione nominale di acido (α 7.

Tutto ciò è valido perché [H⁺][OH^-] = 10^-14 e rimane costante, il prodotto dei due viene rimodellato al conseguente aumento e riduzione di H₃O⁺ e OH^-.

N.B. pH + pOH = 14 → aumentando T aumenta, diminuisce la reattività pOH = 10.

N.B. pH neutro non è se cambia T a 38 °C = Kw ≈ 10^-² = pH neutro = 6,5, se pH neutro T = equil → T ≠ 25 °C.

N.B. Il pH neutro non è se T cambia, T = equil.