Chimica Fisica Pt.1

Stabilizzazione

In una scala di energia E

• E iniziale

• E finale

ΔE=E_f-E_i → ΔE<0 Esotermica

Se acquista energia (es. sale) Endoermetica

es. NaCl sotto forma di cristalli che in acqua si solubilizza.

• E iniziale=NaCl+H₂O

• E finale=Na⁺_(idr) + Cl^-_(idr)

Ha un livello più basso ma raggiunge la stabilità

Cristalli formati da:

Na⁺-Cl^-

Struttura tridimensionale Reticolo cristallino che per essere distribuito necessita di energia

Cl^--Na⁺

ha 6 el. legati

• E reticolo

• E iniziale NaCl+H₂O

• E finale

Aumenta l'energia per distruggere il legame. Ma ogni Na⁺ avrà un el. e vi attraversa in modo da formare una coppia ionica affinché i due neutralizzino la loro carica. Processo esoneretico.

Reticolo distrutto →Na⁺ + Cl^- coppia ionica

Separato in Na⁺ + Cl^- con l'intervento dell'energia

Stabilizzazione

10 | E iniziale

5 | E finale

ΔE = EF - EI → ΔE < 0 Esenergetica

Se acquista energia (es. sale) Endoenergetica

Es. NaCl sotto forma di cristalli che in acqua si solubilizza.

| E iniziale = NaCl + H₂O

| E finale = Na⁺_(idr) + Cl^-_(idr)

Ha un livello più basso ma raggiunge la stabilità

Cristalli formati da:

• Na⁺ - Cl^-
• Cl^- - Na⁺

ha 6 el legati

Struttura tridimensionale - Reticolo cristallino che per essere distrutto necessita di energia

• E
• ΔE reticolo
• E iniziale NaCl + H₂O
• E finale

Aumenta l'energia per distruggere il legame. Ma ogni Na⁺ avrà un el^- e vi attraversa in modo da formare una coppia ionica affinché i due neutralizzano la loro carica. Processo esenergetico.

• Reticolo distrutto → Na⁺ + Cl^- = coppia ionica
• Separato in Na⁺ + Cl^- con l'intervento dell'energia

ΔE legame ionico

Ε iniziale

Ε finale = Na_IDR⁺ + Cl_IDR^-

In chimica

Stabilizzazione

Esotermica ΔE < 0

10 Ε finale

5 Ε iniziale

Legame a ponte idrogeno

da ponte H si lega a un doppietto di un atomo

Οssigeno poiché l'ossigeno della molecola ha attrarre a sé l'elettrone di H. Questo ultimo legandosi ad un altro ossigeno forma un ponte tra questo e quello della molecola a cui è legato.

Ε H₂O

ΔE > 0

ΔE Na⁺ + Cl^-

ΔE legame ionico > 0

10 Ε Na⁺ + Cl^- coppia ionica

ΔE reticolo > 0

Ε NaCl + H₂O

ΔE = Ε finale - Ε iniziale < 0

5 Ε finale = Na_IDR⁺ + Cl_IDR^-

ΔE PESANTEZZA

H₂O

Δε > 0

Na⁺ + Cl⁻

LEGAME IONICO > 0

Na⁺ Cl⁻ COPPIA IONICA

RETICOLO > 0

NaCl + H₂O

FINALE = Na⁺ + Cl⁻

Dipolo acqua = 1 dipolo positivo e 1 dipolo negativo

Sfera di idratazione

pesantezza. Se a causa della sua pesantezza uno ione non precipita necessita di energia esterna cioè mescolamento.

Pesantezza di uno ione è determinata dalla massa degli atomi che lo compongono.

Sale che si scioglie ha in gioco delle energie.

Energia in termini di calorie - misurato con la temperatura

E = Q calore

ΔE: variazione grande, d: variazione piccola

ΔQ ∝ Δt

proporzionale

ΔQ = C_t · Δt

capacità termica

Calore necessario per aumentare la temperatura di 1°C = CAPACITÀ TERMICA

Capacità termica è caratteristica per ogni stanza in un certo stato di appreggiamento (Struttura della materia)

Calorimetro: per misurare il calore della sostanza in esame!

scatola isolata dove avvengono tutti i processi eliminando tutte le interazioni con l ambiente esterno.

Calorimetro differenziale

Contenuto termico (in contenitore isolato)

Entalpia = H

dH = C . d . T

Dimensione relativa + - carica + +

Carica > legami + forti quindi per distruggere + energia.

Densità di carica

Di conseguenza il legame ha 2 della forza.

Pur avendo grandi dimensioni ha atomi molto piccoli quindi solubile, derivato dal fatto che è costituito da legami deboli

dH = lavoro misurabile

dG = dW + dE interno

L = F . S misurabile

dq = calore

dw = lavoro dato dalle particelle che si muovono

dE = dE cinetica + dE traslazionale mole + dE rotazionale + dE vibrazionale + dE moto degli elettroni

PV = nRT -> legge dei gas perfetti

perché la problema è un cubetto

lavoro pressione volume

Pressione costante, le particelle si muovono quindi ottengo un lavoro misurabile

PdV PV = nRT

PdV = nRdT => ΔH = PdV + ΔE INTERNO

La molecola raggiunge l'ebollizione i legami vengono rotti e l'acqua diventa vapore.

vapore: se a temperatura ambiente liquido

gas: se è il suo stato a temperatura ambiente

ΔH = ΔH + ΔH

ebollizione peso messa

ΔH evaporazione = 1/4 ΔH legame ponte H

EVAPORAZIONE

L'acqua in superficie non forma legami a ponte idrogeno, quindi a temperatura ambiente evaporano senza necessità di ebollizione.

quindi ΔH = ΔH

evap. 4,2.

dipende dai legami che formo

Cosa si intende per alta o bassa pressione?

Nel calorimetro misuriamo delle variazioni di entalpia, non siamo in grado di avere il suo valore assoluto, possiamo far avvenire la reazione di formazione.

È importante conoscerlo quando studiamo sistemi basati sull'H₂O.

Questa reazione avrà un ΔH = H₂O - H₂ - 1/2 H₂O

(ΔH = H finale - H iniziale)

H₂^o = H₂O₂^o = 0

Condizioni standard di riferimento

ΔH_reaz^o = H₂O^o - H₂^o - 1/2 O₂^o = H₂O

Polu Na + 1/2 Cl → NaCl

NB Entalpia (H) degli elementi chimici nel loro stato naturale vale che, nelle condizioni standard è uguale a zero (quindi vale anche per NaCl).

Na + 1/2 Cl₂ = NaCl

H^oNaCl = H^oNa + 1/2 H^oCl₂

La reazione di formazione nel calorimetro permette di avere il valore assoluto dell'entalpia dei vari elementi.

Condizioni standard devono riferirsi a P V = m R T

• Per la temperatura la condizione standard è 25°C nel sistema ambientale (298 K).
• Per quanto riguarda l'aspetto bimirario la condizione standard è 37°C.
• Per il volume la condizione standard è 1 l.

- Per la pressione (p^o) le condizioni standard è 1 atm

- Per le moli m^o = 1 mole

[ ] = 1 mole/litro = 1M

Nel sistema di dissociazione le condizioni standard di m moli è 1 mole

1 mole = moli di COOH + moli di COO^-

1 mole = m^o moli H₃PO₄ + m^o moli H₂PO₄^- + m^o moli HPO₄^2- + m^o moli PO₄^3-

- oltre tenere conto della concentrazione di ioni H⁺ / OH^-

- pH di riferimento

- pH = 7

H₂O = H^o H_etanol

N.B. In condizione standard di riferimento fondamentale è che le interazioni sono solo con il solvente

NaCl - H₂O

NaCl - Particelle {Non si devono considerare}

NaCl - Proteina

In un sistema aperto

dQ_T = dH = dq di stesa

⁻⁻⁻ in questo sistema (T₁) e (T₂)⁻⁻⁻ ambiente forma - diversa

Se T2 > T1 - dq DISPERDE entropie

Se T2 < T1 … dq DISPERDE uscita di calore

Problemi il sistema risente di T dell’ambiente

Soluzione: normalizzazione delle temperature (DIVIDE UT)

eliminazione della variazione

P_V = mR⦙T_T

dL T_G1 = dH₁² = dq₁ (DISPERS)

dL T_G1 = dH₁ + dq^T

Miscela:

• disagio di fuoriuscita dei sistetotali
• del sistema viene chiamato ENTROPIA_CAS

→ mom posso più prendere T dall’ambiente

ENERGIA LIBERA CHE IL MIO SISTEMA PU…

UTILIZZARE E Viene utilizzata per stabilizzare

→ diventa un dG⦿, energia di Gibbs

consumata dal sistema

mix di d… mom è un’energia ma e E ⦿

T

l’equazione quindi può essere sc:

ds = dH - dG

dG = ⦿ dH - ds ⦿

dG = dH - ds ⦿ T

Il principio della dinamica

Il mio dG deve essere > 0 sennò la mia energia non si stabilizza

Per avere il processo di stabilizzazione

dH < ⦿

dH ⦿ > 0

Aumentando la temperatura mi aiuta a ottimizzare ds

→ la stabilizzazione avviene perché dG ⦿ 0

Se dH ⦿ mod ds ⦿ avviene a tutte le T

Se dH ⦿ e ds ⦿ < 0 volevo diminuire T

Se dH ⦿ e ds ⦿ > 0 volevo aumentare T

dG°: dH° - Tds°

dG = dH - Tds

Considero delle grandezze molari

E viene chiamato potenziale chimico (dG_m)

Il potenziale chimico → misura la potenzialità di interazione

dG, dH, dS sono grandezze intrinseche ovvero dipendono dalle moli in gioco

dH_ret > 0

• dH_ionico > 0
• dH_{ponte idrogeno} > 0
• dH_pesantezza > 0

dH_idratazione < 0 → Processi costruttivi

Se abbiamo elementi complessi con T vicina a zero l'entropia è zero

W = n^o distribuzione molecole (particelle) = 1

Quindi S = 0

S ∝ lnW: proporzionale

S = k_m ln2

Costante di Bolzman

III Principio della termodinamica

dS = dH

Entalpia (H) per elementi allo stato naturale è uguale a zero. Alle condizioni standard anche entropia (S) a condizioni standard è uguale a zero.