Chimica Generale - Appunti

C O H O → H C O → H

+

2 2 2 3

In caso di reazione esotermica, se si raffredda il contenitore, la solubilità aumenta, mentre,

aumentando la temperatura, si riduce la velocità di scioglimento del soluto nel solvente. Al

contrario, in una reazione endotermica, con un aumento di temperatura si facilita lo

scioglimento, mentre con una diminuzione si rende più difficile. Tutte le reazioni di

scioglimento di un gas in un liquido sono esotermiche, perché lo scioglimento del gas

diminuisce l’energia cinetica delle particelle del gas, e quindi la liberazione di energia. La

diminuzione di temperatura e l’aumento di pressione facilita lo scioglimento di un gas. Ad

esempio, in caso di immersione, i gas si sciolgono più facilmente nel sangue con l’aumento di

profondità; in caso di risalita senza i tempi di decompressione, l’aumento di temperatura e la

diminuzione di pressione fanno si che i gas disciolti tornino allo stato gassoso, fuoriuscendo

come una bollo gassosa e causando l’embolo. Se la risalita è lenta, invece, il passaggio è

molto meno violento e dannoso.

S

OLUZIONI DILUITE

In queste soluzioni, le interazioni soluto-soluto sono poco frequenti. Le proprietà colligative

dipendono dalla concentrazione del soluto e sono la variazione della tensione di vapore, che

diminuisce nelle soluzioni diluite rispetto al liquido puro, la temperatura di ebollizione, che

aumenta rispetto al solvente puro, e la pressione osmotica. In una soluzione diluita

evaporano solamente le molecole di solvente, non quelle di soluto, quindi la quantità che

evapora è minore di quella che condensa.

P p p

= ∗X + ∗X

vap A A B B Dove A è il soluto e B il solvente

In casa di soluzione non si può considerare la pressione parziale del soluto quindi:

8 Andrea Micalef

P p p 1− X X

( )

= ∗X = ∗ =p −p

vap B B B A B B A

Le particelle di soluto si distribuiscono uniformemente in ogni punto della soluzione e hanno

possibilità di movimento. In caso di due contenitori divisi da membrana semipermeabile, che

mette a contatto due soluzioni di concentrazione differente, questa permette il passaggio

solo di molecole di solvente, non di soluto. La soluzione diluita va a diluire la soluzione più

concentrata affinché le due soluzioni giungano ad una concentrazione simile; a un certo

punto il sistema sembra fermo, ma si è in realtà stabilito un equilibrio dinamico, poiché il

dislivello tra le due soluzioni genera una pressione idrostatica che si oppone ad un continuo

afflusso: questa pressione è detta pressione osmotica. Per il calcolo della pressione viene

usata la legge generale dei gas perfetti: πV =nRT

Dove π è la pressione osmotica, n non è più il numero di moli, ma il numero di osmoli,

ovvero le moli osmoticamente attive

Le moli osmoticamente attive sono quelle degli ioni che si dissociano nell’acqua; molarità e

osmolarità sono uguali quando il soluto non libera ioni. Ad esempio il fosfato di sodio ha 4

osmoli: 3−¿ ¿

P O

+¿+ 4 ¿

N a P O → 3N a

3 4

Il cloruro di sodio 2:

−¿ ¿

C l

+¿+ ¿

NaCl→ N a

Due soluzioni si dicono isotoniche se hanno uguale pressione osmotica; una soluzione è

ipertonica se la sua pressione osmotica è maggiore di quella dell’altra soluzione a cui è

comparata, che viene chiamata ipotonica.

Una soluzione fisiologica è una soluzione alle 0,97% di NaCl, poiché presenta la stessa

pressione osmotica del sangue e delle cellule.

Le Reazioni

⇔

aA+ bB❑ cC+ dD

La reazione da sinistra a detta è detta diretta, quella che va da destra a sinistra è detta

inversa. Ogni reazione è caratterizzata da una velocità di reazione, sia diretta che inversa.

∆ R reagenti ∆ P prodo tti

( ) ( )

v = =

t t

Se le velocità di reazione diretta e inversa hanno valori differenti, la reazione procede finché

non si raggiunge l’equilibrio dinamico e le velocità non si eguagliano. Ogni reazione, nel

momento in cui raggiunge l’equilibrio, è caratterizzata da una costante K che prende il nome

e

di costante di equilibrio, ed è costante a temperatura costante.

9 Andrea Micalef

c d

[ ] [ ]

C D

∗

K t=costante

=

e a b

[ ] [ ]

A B

∗

Per la reazione in fase gassosa:

⇔

N H 2N H

+3 ❑

2 2 3

2

p N H

K = 3

p 3

p ∗p

N H

2 2 Dove “p” è la pressione parziale del gas

La costante di equilibrio ci permette di conoscere le concentrazione dei prodotti e dei

reagenti all’equilibrio e a temperatura costante:

• -10 10

Se 10 <K <10 vi è equilibrio tra reagenti e prodotti

e

• -10

Se K <10 la reazione è spostata verso i reagenti

e

• 10

Se K >10 la reazione è spostata verso i prodotti

e

Se viene aumentata la concentrazione dei reagenti la costante non cambia, la reazione si

sposta verso destra per ripristinare l’equilibrio; viceversa se vengono tolti reagenti, la

reazione si sposta verso sinistra per ripristinare l’equilibrio. Lo stesso vale per i prodotti in

modo inverso. Per quanto riguarda i gas va invece variata la pressione parziale.

Se viene aggiunto calore ad una reazione esotermica diretta, la reazione si sposta verso

sinistra, se viene aggiunto calore ad un reazione endotermica diretta, la reazione si sposta

verso destra. Se viene abbassata la temperatura nella prima, la reazione si sposta verso

destra, e nella seconda si sposta verso sinistra. Tuttavia, la costante di equilibrio è costante a

temperatura costante, quindi modificando la temperatura cambia anche K : in una reazione

e

esotermica diretta, aumentando la temperatura, la costante di equilibrio diminuisce,

abbassando la temperatura, aumenta; in una reazione endotermica diretta, aumentando la

temperatura, la costante di equilibrio aumenta, abbassandola, la costante di equilibrio

diminuisce. Reazione

Aumento dei Aumento dei Aumento Diminuzione

Reagenti Prodotti Temperatura Temperatura

o o

Diminuzione Diminuzione

dei Prodotti dei Reagenti Reazione Reazione Reazione Reazione

Esotermica Endotermica Esotermica Endotermica

Spostamento Spostamento

Spostamento Spostamento

sinistra Sinistra

Spostamento

Spostamento verso verso

verso Destra e verso Destra e

e diminuzione e diminuzione

verso Sinistra

verso Destra aumento di Ke aumento di Ke

di Ke di Ke

I catalizzatori non hanno alcun effetto sull’equilibrio, ma aumentano esclusivamente la

velocità di reazione, sia diretta che inversa.

R O -R

EAZIONI DI SSIDO IDUZIONE 10 Andrea Micalef

+3 +2

→5F e M n 4H O

+¿ + + 2

+2 ¿

e 8H

−¿+5F +

¿

Mn O 4

+2

→ M n H O

+¿ +4 2

¿

H

−¿+8 ¿

e

−¿+5 ¿

Mn O 4

−¿

+2 +3 ¿

5F e →5F e 5 e

+

+2

→3C u 2NO+4 H O

+¿ + 2

¿

H

−¿ +8 ¿

3Cu+2N O 3

−¿ 2

+ ¿

3Cu →3Cu e

+6

→ NO H O

+¿ +4 2

¿

H

−¿ +8 ¿

e

−¿+6 ¿

2N O 3 Equilibrio Acido-Basico

D S A

EFINIZIONE DI VANTE RRHENIUS +

Acido: tutto ciò che in acqua libera ioni H

−¿ ¿

C l

+¿+ ¿

HCl H O H

2

↔ -

Base: tutto ciò che messo in acqua libera ioni OH

−¿ ¿

O H

+¿+ ¿

NaOH H O N a

2

↔

Arrhenius non considerava sostanza basiche quelle che non liberavano anioni OH, come

l’ammoniaca. La definizione di Arrhenius identifica, oggi, acidi e basi forti. I composti anfoteri

sono quei composti che possono essere sia acidi che basi.

D B L

EFINIZIONE DI RONSTED E OWRY

Un composto manifesta comportamento acido in presenza di una basa sufficientemente

forte. Manifesta comportamento acido tutto ciò che è in grado di liberare cationi H, base è

tutto ciò che può legare dei cationi H. Un acido forte si dissocia quasi completamente nei suoi

ioni, un acido debole no. Dalla costante di equilibrio si può ricavare la dissociazione dell’acido

o della base.

Acidi Forti Basi Coniugate Acidi Deboli

11 Andrea Micalef

−¿

HClO C H COOH

Acido Acido Acetico

4 3

¿

Cl O

percloridrico 4

−¿

HN O HCOOH

3 ¿

N O 3

−¿

HCl Acido Carbonico

3

H C O

2

¿

C l

−¿

HS HCN Acido Cianidrico

¿

S

−¿

HBr H S Acido Solfidrico??

2

¿

Br

H S O H P O

Acido Solforico Acido Fosforico

−2

S O

2 4 3 4

4

L’acido solforico è una acido biprotico considerato forte anche nella seconda dissociazione.

10

K

+¿ =10

a ¿

H O

−¿+ 3

4 ¿

H S O H O→ HS O

+

2 2 4

−2

K

+¿ =10

a ¿

2−¿+ H O

3 ¿

H O → S O

−¿ + 2 4

¿

H S O

2 4

L’acido carbonico e l’acido fosforico sono due dei più importanti sistemi tamponi del nostro

organismo. Il primo è biprotico, ma debole.

−7

K

+¿ =10

a ¿

H O

−¿+ 3 ¿

H C O H O→ HC O

+

2 3 2 3

−11

K

+¿ =10

a ¿

2−¿+ H O

3 ¿

H O →C O

−¿ + 2 3

¿

HC O 3 −3

K

+¿ =10

a ¿

H O

−¿+ 3 ¿

H P O H O→ H P O

+

3 4 2 2 4

−8

K

+¿ =10

a ¿

2−¿+ H O

3 ¿

H O → P O

−¿ + 2 4

¿

H PO

2 4 12 Andrea Micalef

−11

K

+¿ =10

a ¿

3−¿+ H O

3 ¿

2−¿+ H O → P O

2 4

¿

HP O 4

L’acqua è un composto anfotero, perciò può manifestare sia comportamento acido che

basico a seconda del composto con cui si combina.

+¿ ¿

H O