Chimica generale

C

• 6
• Carbonio
• 12.01
• +2 +4
• (He)²2s²2p²

H

• 1
• Idrogeno
• 1.008
• +1
• 1s¹

I

• 53
• Iodio
• 126.9
• +1 +5 +7
• (Kr)4d¹⁰5s²5p⁵

C

• 6
• Carbonio
• 12.01
• +2 +4
• (He)2s²2p²

Introduzione

• Sostanze: composizione materiale individuata da particolari proprietà.
• Miscela: combinazione di 2 o più sostanze le quali mantengono l'identità.
  • Omogenee: composizione omogenea, uniforme (bibite)
  • Eterogenee: composizione non uniforme (cemento, granito)

In una miscela, meglio, le sostanze della miscela possono essere separate attraverso mezzi fisici. (Es.: filtrazione)

• Elemento: sostanza che non può essere separata in altre sostanze
• Composto: sostanza costituita da due o più elementi in proporzione definita e costante (Es.: acqua).
  • Organici: contengono l'elemento carbonio (C)
  • Inorganici: il resto dei composti

Atomo e Tavola Periodica

• Numero Atomico (Z):
• Simbolo
• Peso Atomico (A)

• Molecola: costituita da almeno 2 atomi in proporzione definita e costante, legati da forze chimiche
• Isotopo: atomi di uno stesso elemento con un numero diverso di neutroni
• Ione: atomo o gruppo di atomi che hanno carica positiva o negativa
  • Catione: carica positiva (perde elettroni)
  • Anione: carica negativa (guadagna elettroni)

Reazioni di Ossido-Riduzione

Ossidazione: cessione di elettroni.

Riduzione: acquisto di elettroni.

Ossidante: elemento il cui numero di ossidazione diminuisce (numero ossidazione) → l’agente ossidante è la specie che si riduce (reazione) → gli elettroni (e⁻) passano dalla specie che si ossida all'ossidante (trasferimento e⁻)

Riducente: elemento il cui numero di ossidazione si alza (numero ossidazione) → il riducente è la specie che si ossida (reazione) → gli e⁻ passano dal riducente alla specie che si riduce (trasferimento e⁻)

1. Scrivo stati di ossidazione
2. Individuo ossidante e riducente
3. Scompongo in 2 semireazioni: e
   • prima bilancio gli stati di ossidazione aggiungendo elettroni
   • bilancio le cariche aggiungendo H⁺
   • bilancio la massa aggiungendo H₂O
4. Bilancio gli elettroni, devono essere uguali nelle due semireaz.
5. Sommo le due semireazioni

ex. MnO₄⁻ + Fe²⁺ + H⁺ ⇨ Mn²⁺ + Fe³⁺ + H₂O

(guarda bene pag 663)

Esempi: pag 482 - 483 - 484 GUARDARE!!

Principio di Le Chatelier

Solleticando un sistema in equilibrio dinamico, l'equilibrio tende a modificarsi, rendendo minimo l'effetto della sollecitazione.

• Aggiungendo, sottraendo reagenti, oppure comprimendo un sistema se ne modifica momentaneamente il Q, e la reazione tenderà a svolgersi nel senso che permette di riportare il Q al valore di K.
• Innaltando la temperatura:
  • reazione esotermica → Favorisce i reagenti
  • reazione endotermica → Favorisce i prodotti

Cinetica: La Velocità delle Reazioni

Velocità di reazione

V = -Δ(concentrazione reagente)/Δ(tempo)

Esempio:

2H_l → H_2g + I_2g

Tempo = 100 s Concentrazione di H_l

da 4 mol/L a 3,5 mol/L

V = 0,5 mol/L / 100 s = 5,0 x 10^-3 mol/L s

Velocità istantanea di reazione

c

Concave variareconcentrazione (reagente)molarereagenteconcentrazione

Tempot

∆ttt

la m della retta t (il coeff angolare) è la velocità istantanea

essa varia con il procedere della reazione

L'equazione cinetica

V_i = k • concentrazione iniziale

costante cinetica (velocità specifica di reazione)

possiamo concludere che V = K • concentrazione

esempio: V = K • (concentrazione)²

ex: 2NO_2g → 2NO_g + O_2g

V = K • (concentrazione_NO1)²

ES 12 15/01/2014

ad una certa temperatura vengono posti in un recipiente chiuso 37,2 g di Iodio e 4 g di idrogeno. All'equilibrio sono presenti 9 g di Iodio. Calcolare il Kc

Kc = [HI]² / [H₂][I₂]

H₂ + I₂ ⇌ 2HI

• n_i = 37,2
• n_f I₂ = 0,0350
• n_f HI = 0,298

0,15 - x = 0,0063

x = 0,144

K_c = (0,298)² / (0,0063 * 0,075) = 17,55

ES 13 15/01/2014

consideriamo la reaz dell'alcol metilico con H₂ CH₃OH(_l) + H₂(_g) ⇌ CH₄ + H₂O(_l)

• ΔH¹ CH₃OH = -1453 kJ
• ΔH⁰ H₂ = -574,6 kJ
• ΔH⁰ CH₄ = -890,2 kJ

Calcolare il ΔH_reaz dopo aver bilanciato la reazione.

• CH₃OH + 3/2O₂ ⇌ 2H₂O + CO₂
• ΔH⁰ = -1453 kJ / 2
• 2H₂ + O₂ ⇌ 2H₂O
• ΔH⁰ = -574 kJ
• CH₄ + 2O₂ ⇌ CO₂ + 2H₂O
• ΔH⁰ = -890,2 kJ

Divido il ΔH di: CH₃OH e H₂ per 2 perché nel bilanciamento avevo 2 moli

quindi:

• CH₃OH + 3/2O₂ → 2H₂O + CO₂
• ΔH_r = -726,5 kJ
• H₂ + 1/2O₂ → H₂O
• ΔH^r = -285,8 kJ
• CO₂ + 2H₂O → CH₄ + 2O₂
• ΔH^r = +890,2 kJ

CH₃OH + I₂ → CH₄ + H₂O

ΔH_r = -121,1 kJ