Chimica generale ed inorganica

Legge di Gay-Lussac dei volumi di combinazione

RV = PPV = nRT

ATemperatura e pressione costante, i volumi di gas reagenti possono essere espressi come un rapporto di semplici numeri interi. Il rapporto è ottenuto dai coefficienti del bilanciamento dell'equazione di reazione.

GAS IDEALI: i gas con comportamento ideale hanno tutti lo stesso comportamento indipendentemente dalla loro identità e seguono le leggi dei gas ideali (valori di P e V prevedibili mediante la legge dei gas ideali). La maggior parte dei gas in condizioni ordinarie ha comportamento ideale. Nei gas ideali le particelle non si attraggono reciprocamente trovandosi a distanze molto superiori alle loro dimensioni. Il comportamento non ideale di un gas (deviazione dalle previsioni delle leggi dei gas ideali) è più significativo a pressioni elevate e/o basse temperature, cioè in condizioni prossime a quelle di liquefazione del gas stesso (P e V non possono essere calcolati con la legge dei gas ideali).

LEGGE DI COULOMB: la forza di attrazione fra due ioni di carica opposta è direttamente proporzionale al prodotto della carica degli ioni, q e q, ed inversamente proporzionale al quadrato della distanza che li separa, d.

Fase solida: la struttura dei composti ionici è caratterizzata dal succedersi regolare di ioni nelle tre direzioni dello spazio in cui gli ioni di segno opposto sono vicini gli uni agli altri, formando legami ionici fra loro. L'energia (calore) è maggiore dell'energia potenziale relativa all'attrazione tra cariche di segno opposto durante la fusione dei solidi ionici.

Fase liquida: si verifica una diminuzione dell'energia di attrazione per aumento della distanza di separazione delle cariche.

INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO PERMANENTE: avviene fra molecole covalenti polari a causa di forze di attrazione che si stabiliscono fra gli atomi aventi parziale carica elettrica opposta.

carica- +negativa (δ ) e quelli aventi parziale carica positiva (δ ) di un’altra molecola e sono pertanto interazioni direzionali. Energia media interazione dipolo-dipolo = ~ 4 kJ/mol legami (Energia media di legame covalente e ionico ~ 400 kJ/mol legami). Composti caratterizzati solo da interazioni dipolo-dipolo sono più volatili dei composti ionici.

Legame a idrogeno (caso speciale di interazione dipolo-dipolo): attrazione fra H di +una molecola aventi parziale carica positiva (δ ) e atomo (F, O o N) a parziale carica-negativa (δ ) di un’altra molecola. Molecole covalenti polari che contengono un atomo di H legato a F, O o N (atomi piccoli e molto elettronegativi) formano legami a idrogeno molto forti.

Molecole con H δ donatore di legame a idrogeno-Atomo δ accettore di legame a idrogenoForze di dispersione (forze di van der Waals): attrazione che si esercita tra il nucleo di un atomo (che porta una carica positiva) e la nuvola

molto piccole).

PROPRIETÀ DELLO STATO LIQUIDO: Viscosità, Tensione superficiale, Capillarità,Evaporazione, Tensione di vapore, Punto di ebollizione, Trasferimento di calore.

VISCOSITÀ: resistenza che un liquido incontra a fluire (misurabile con viscosimetro).Più forti attrazioni intermolecolari più il liquido è viscoso (es. sostanze con legamiidrogeno). All’aumentare delle dimensioni delle particelle aumentano le forze didispersione e quindi anche la viscosità. All’aumentare della temperatura le molecole simuovono più rapidamente e l’energia cinetica può vincere le forze di attrazioneintermolecolari per cui la viscosità diminuisce.

TENSIONE SUPERFICIALE: misura delle forze dirette verso l’interno che devonoessere vinte per espandere l’area superficiale di un liquido. Molecole sotto la superficiedi un liquido sono soggette a attrazioni intermolecolari da tutte le direzioni. Quelle

In superficie sono attratte solo verso l'interno del liquido. Condizione più stabile si ha quando l'area superficiale è la minima possibile (gocce hanno forma sferica, forma a minor area superficiale).

FORZE DI COESIONE: forze di attrazione fra le particelle del liquido (tengono insieme un liquido).

FORZE DI ADESIONE: forze di attrazione fra un liquido e un'altra superficie. Es. + -acqua-vetro: interazione fra H (δ) dell'acqua e O (δ) del vetro. Menisco con forma concava (forza di adesione maggiore di forze di coesione).

Capillarità: se le forze di adesione superano quelle di coesione un liquido sale all'interno di un capillare immerso in esso (finché non raggiunge un equilibrio fra forze di adesione e peso della colonna di liquido).

Evaporazione o vaporizzazione: processo attraverso il quale le molecole sulla superficie di un liquido sfuggono da questa e vanno in fase gassosa. All'aumentare della temperatura aumenta

L'energia cinetica (EC) delle particelle fino a superare una soglia minima, permettendone l'evaporazione (sfuggono dalla fase liquida). Velocità di evaporazione aumenta con l'aumentare della temperatura. Successivamente all'evaporazione, EC delle molecole rimaste diminuisce e la temperatura del liquido si abbassa. Condensazione: molecola nella fase vapore urta la superficie del liquido e ne rimane intrappolata. Recipiente chiuso: gas e liquido raggiungono un equilibrio dinamico in cui la velocità con cui hanno luogo evaporazione e condensazione si eguagliano (processi continuano ad avvenire ma non ci sono variazioni macroscopiche nel sistema).

Tensione di vapore (p): pressione parziale esercitata dalle molecole in fase di vapore sulla superficie del liquido all'equilibrio e ad una data temperatura. La tensione di vapore dei liquidi aumenta al crescere della temperatura (analogamente alla velocità di evaporazione). La tensione di vapore

La pressione di un liquido può essere misurata con il manometro. Liquidi che vaporizzano facilmente sono detti volatili e sono caratterizzati da una tensione di vapore piuttosto elevata.

Il punto di ebollizione di un liquido è la temperatura alla quale la tensione di vapore eguaglia la pressione esterna. Il punto normale di ebollizione è la temperatura alla quale la tensione di vapore di un liquido è esattamente uguale a una atmosfera (760 torr).

Ad esempio, per l'acqua la tensione di vapore è di 760 torr a 100 °C. Il punto di ebollizione normale è quindi 100 °C.

Quando un liquido viene riscaldato, l'energia e il calore aumentano, così come l'energia cinetica delle molecole e la temperatura. Ciò porta ad un aumento della tensione di vapore.

La fase di ebollizione, a pressione costante, avviene quando la tensione di vapore all'interno delle bolle è inferiore alla pressione applicata sulla superficie del liquido. In questo caso, le bolle collassano. Ma aumentando ulteriormente la temperatura, la tensione di vapore diventa sufficientemente elevata da consentire alle bolle di conservarsi, risalire fino alla superficie, rompersi e rilasciare il vapore nell'aria.