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LEGGI DEI GAS:

Legge di Boyle (processi isotermi): a temperatura costante il prodotto della

1. pressione (P) di un gas per il suo volume (V) è costante

P V= K(costante)

1° Legge di Gay-Lussac (processi isobari): il volume di un campione di gas, a

2. pressione costante, aumenta di 1/273,15 del suo volume a 0 °C per ogni aumento

di temperatura di 1 °C V = V . (1+ t/273)

t 0

2° Legge di Gay-Lussac (processi isocori): la pressione di un campione di gas, a

3. volume costante, aumenta di 1/273,15 della sua pressione a 0 °C per ogni

aumento di temperatura di 1 °C

P = P . (1+ t/273)

t 0

Equazione di stato dei gas perfetti:

4. PV = nRT

con: P= pressione in atmosfere; V= volume in litri; T= temperatura in gradi

Kelvin; R= costante dei gas (= 0.82 1 atm/K moli); n= numero di moli

ELETTROLITA= composto che si dissolve in acqua e si dissocia in ioni positivi e

 negativi (dissociazione elettrolitica). Vi sono 3 tipi di elettroliti: acidi [ che si

dividono in inorganici (idracidi) e organici (acidi ossigenati) ]; basi

[inorganiche e organiche]; sali. Un’ulteriore classificazione degli elettroliti è in

forti e deboli. Tutti i sali sono elettroliti forti.

ANFOTERE= sostanze che si possono comportare sia da base che da acido

 ACIDO= Secondo Arrhenius “un acido è una sostanza che dissociandosi fornisce

 ioni idrogeno”,cioè una sostanza di formula generale HA che può dissociarsi

+ -

secondo la reazione HA=H + A

BASE= secondo Arrhenius “una base è una sostanza che dissociandosi fornisce

 ioni ossidrile”, cioè una sostanza di formula MOH che può dissociarsi secondo la

+ -

reazione MOH=M + OH . Entrambe le definizioni di acido e base di Arrhenius

sono imprecise inquanto includono solo parte delle sostanze esistenti, per essere

più precisi definiamo “acido qualsiasi sostanza che è in grado di aumentare la

concentrazione degli ioni idrogeno” e “base qualsiasi sostanza che è in grado di

aumentare la concentrazione degli ioni ossidrile”

REAZIONI ACIDO-BASE= sono tutte le reazioni fra un acido A e una base B

 1 2

che producono una base B (coniugata dell’acido A ) e un acido A (coniugato

1 1 2

della base B ) secondo lo schema: A +B =B +A

2 1 2 1 2

ACIDO MONOPROTICO= acido che possiede un solo atomo di idrogeno

 interscambiabile

ACIDO POLIPROTICO= acido che possiede più di un’atomo di idrogeno

 interscambiabile

FORZA DI ACIDI E BASI= secondo la teoria di Brönsted-Lowry “la forza di un

 acido corrisponde alla sua tendenza a cedere un protone a una base, quelle di una

base corrisponde

alla sua tendenza ad acquistare un protone da una acido”, nel caso delle soluzioni

acquose “sono acidi forti tutte le sostanze che hanno una grande tendenza a cedere un

protone all’acqua” e “sono basi forti le sostanze che hanno una grande tendenza ad

accettare un protone dall’acqua”. Per misurare quantitativamente la forza di un acido

viene usato il valore della costante di equilibrio della reazione dell’acido con base

[H O ][A ]

+ -

H O : K=

2 3 [HA]

SOLUZIONI TAMPONE= tutte le soluzioni che contengono quantità

 paragonabili (cioè dello stesso ordine di grandezza) di un acido debole e di un suo

sale oppure di una base debole e di un suo sale esercitano un’azione tamponante

rispetto all’aggiunta di piccole quantità di acido forte (o base forte) o anche

rispetto all’effettoche la diluizione ha sul pH

L’acidità, la basicità o la neutralità di una soluzione dipende dalla quantità di

- + -

ioni [H ] e ioni [OH ] presenti in essa. La scala del pH varia da un minimo di 0

(massima basicità) ad un massimo di 14 (massima acidità). pH= 7 corrisponde

alla neutralità della soluzione (base <7< acido).

Per stabilire il pH di una soluzione basta dunque conoscere la concentrazione di

+

ioni [H ].

L’idrolisi dell’acqua da come prodotto due ioni: [H+] e [OH-]:

 + -

H O [H ]+[OH ]

2

La relazione di equilibrio e quindi la costante di equilibrio (K ) della precedente

e

reazione sarà:

+ -

K = [H ]+[OH ]

e [H O]

2

portando [H O] al primo membro

2 + -

K [H O]= [H ]+[OH ]

e 2

indicando il prodotto K [H O] con il simbolo K e definendolo prodotto ionico si ha

e 2 w

+ -

K = [H ]+[OH ]

w

K = pH+pOH

w Se [H+] = [OH-] soluzione neutra

- Se [H+]= 10-6 [OH-]= 10-8

- acide

[H+]= 10-1 [OH-]= 10-13

Se [H+]= 10-8 [OH-]= 10-6

- basiche

[H+]= 10-13 [OH-]= 10-1

1 ex.: + -7

[H ]= 10 + -7

pH= -log [H ]= -log 10 = -(-7) log10= +7

10

quindi:

pH= 7 (soluzione neutra)

2 ex.: +

H = 0.17

per trovare il pH applichiamo il logaritmo

-1

0.17= 1.7 x 10

+ -1 -1

-log [H ]= -log 1.7 – log 10 = - ( log 1.7 + log 10 )= - log 1.7 + 1= 1 – log 1.7= 1 –

0.23= 0.77

quindi

pH= 0.77 (soluzione basica)

PROPRIETA’ COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI:

TENSIONE DI VAPORE: quando un liquido è contenuto in un recipiente chiuso

 le molecole con energia cinetica sufficiente passano allo stato vapore e diffondono

fino ad occupare tutto lo spazio disponibile. La concentrazoione del vapore nello

spazio aumenterà fino ad un determinato valore. Infatti alcune delle molecole

della fase vapore, quando colpiscono nel loro motola superficie del liquido,

possono ritornare dal vapore al liquido. Quando la velocità di condensazione

eguaglia la velocità di evaporazione si raggiunge una condizione di equilibrio. La

pressione esercitata dal vapore in questo stato di equilibrio è chamata pressone

di vapore di equilibrio o più spesso tensione di vapore. Essa è una proprietà fisica

caratteristica di ogni sostanza pura ed ha un valore definito ad ogni temperatura

(se si aumenta la temperatura aumenta l’energia cinetica media molecolare ad

anche il numero di molecole con energia sufficiente per sfuggire dalla superficie

libera del liquido, quindi aumenta la tensione di vapore).

PROPRIETA’ COLLIGATIVE: proprietà che dipendono dal numero di

 particelle (molecole) presenti in soluzione. Con l’aggiunta di un soluto poco

volatile in una soluzione si ha l’abbassamento della tensione di vapore del

solvente della soluzione rispetto alla tensione di vapore del solvente puro. Questo

abbassamento è legato alla concentrazione del solvente dalla legge di Raoult

(enunciato: l’abbassamento relativo della tensione di vapore non dipende dalla

natura del soluto e del solvente ma solo dalla concentrazione delle soluzioni):

se indichiamo con p la tensione di vapore del solvente (puro) a una certa

0

temperatura, con p la tensione di vapore dela soluzione e con x la frazione molare

1

del solvente, abbiamo p= p x ;

0 1

dato che la frazione molare del soluto è x2= 1-x1 (in una soluzione a due

componenti) ⇒ ⇒

p= p0(1-x2) p/p0= 1-x2 (p0-p)/p0= x2.

Quest’ultima formula dice che l’abbassamento relativo della tensione di vapore di

una soluzione è numericamente uguale alla frazione molare del soluto.

Le soluzioni diluite che seguono la legge di Raoult vengono dette soluzioni con

comportamento ideale.

Anche l’abbassamento del punto di congelamento (abbassamento crioscopico) e

l’innalzamento del punto di ebbollizione (innalzamento ebullioscopico) sono

rpoprietà colligative definite dalle seguenti formule:

1) ∆Tf= Kf per m (abbassamento crioscopico)

2) ∆Te= Ke per m (innalzamento ebullioscopico)

dove Kf (costante crioscopica) e Ke (costante ebullioscopica) rappresentano

l’abbassamento crioscopico molale e l’innalzamento ebullioscopico molale e

dipendono dalla natura del solvente ma sono costanti rispetto alla natura del soluto,

alla temperatura e alla concentrazione del soluto.

Una ulteriore proprietà colligativa è la pressione osmotica. Se vengono messe a

contatto una soluzione con una concentrazione “C” e una certa quantità di solvente

puro e le si separa con una speciale membrana detta semipermeabile (cioè che non

lascia passare le molecole di soluto ma solo quelle di solvente), dopo un certo tempo

“T” tra le due sostanze si sarà creato un certo dislivello “h” dovuto all’equilibrio tra

pressione idrostatica e pressione osmotica. Sperimentalmente si è potuto stabilire una

relazione tra la concentrazione della soluzione e la pressione osmotica:

π= CRT

dove C è la concentrazione effettiva della soluzione, T è la temperatura e R è una

costante di proporzionalità approssimativamente uguale a quella dei gas.

OSSIDORIDUZIONE:

NUMERO DI OSSIDAZIONE: rappresenta la carica opponente che assume un

 atomo se cedesse gli elettroni di legame ad un atomo più eletttronegativo. Serve

per valutare lo scambio di elettroni nelle reazioni di ossidoriduzione.

L’atomo di un elemento può avere anche più di un N.O., in tal caso quello

utilizzato dipende dal N.O. dell’atomo a cui il primo si lega.

REAZIONE DI OSSIDORIDUZIONE: è un processo chimico in cui un elemento

 (che si ossida) cede elettroni ad un altro (che si riduce). L’elemento che si ossida

aumnta il proprio numero di ossidazione, mentre quello che si riduce lo

diminuisce.

Regole utili al bilanciamneto di una reazione:

1) Ogni elemento allo stato elementare o combinato con se stesso ha N.O. pari a 0

2) In un composto la somma dei N.O. dei singoli elemnti è sempre pari a 0

3) L’idrogeno ha sempre N.O. +1 (tranne negli idruri)

4) L’ossigeno ha sempre N.O. pari a –2 (tranne che nei perossidi dove è -1)

5) Uno ione monoatomico ha sempre N.O. uguale alla carica portata

6) La somma dei N.O. di tutti gli atomi di uno ione poliatomico deve essere uguale

alla carica dello ione stesso

7) Il N.O. degli elementi del I e II gruppo è sempre rispettivamente +1 e +2


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AUTORE

Moses

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DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in ingegneria chimica
SSD:
A.A.: 2007-2008

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Moses di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica generale e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università La Sapienza - Uniroma1 o del prof Scienze chimiche Prof.

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