Chimica generale, inorganica e stechiometrica: termodinamica, elettrochimica e cinetica

LO STATO SOLIDO

Stato di aggregazione della materia con molecole statiche hanno vibrazioni con spostamenti inferiori a 0.2°

ALLOTROPI: forme ≠ dello stesso elemento con ≠ legami C = diamante, grafite...

POLIMORFI: composti solidi con = formula ma con ≠ forme cristalline che hanno ≠ proprietà fisiche e chimiche SiO = quarzo, coesite...

CRISTALLINI = disposizione degli atomi ordinata, periodica, omogenea e continua organizzati in una struttura precisa:

MOLECOLARI = costituiti da singole molecole sono teneri, volatili e con o basse temperature di fusione: H2, O2...

COVALENTI = atomi direttamente concatenati tra loro da legami covalenti, non si possono distinguere singole molecole ma è un'unicamacromolecola sono duri: diamante

IONICI = atomi con cariche +/- tenuti assieme da forze coulombiane ino cui non si possono distinguere singole molecole sono fragili e con alte temperature di fusione: NaCl

LIQUIDI = ...

caratteristiche o di cristallo o di liquido in base a temperatura eo pressione si organizza in mesofasiAMORFI = disposizione degli atomi omogenea e continua ma non periodica,
 quindi la struttura è poco stabile e non caratterizzabile grafite (con distanzadi legame non sempre = che la rende poco stabile)

LEGAMI INTERMOLECOLARI
Forze attrattive tra entità discrete sono legami o interazioni deboli INTERAZIONI DI VAN DER WAALS
Forze di dispersione o di London:
 Si forma un dipolo istantaneo quando una molecola entra a contatto cono un’altra
Dipende da caratteristica elettronica delle molecole + distanza trao molecole
Interazioni dipolo-dipolo forze di orientamento:
 Tra molecole polari, si forma un dipolo permanente
Interazioni forti che dipendono dal momento di dipolo delle molecole o forze di attrazione > forze di repulsione
Interazioni ione-molecola forze di induzione:
 Un atomo centrale induce la molecola attorno a diventare polare o, se

loo è già, a formare un dipolo permanenteEs: solvatazioneoLEGAMI A IDROGENOQuando H ha a che fare con atomo elettronegativo es: H O →2 2Forza di legame: 20 kJ/mol instaura la stessa distanza di legame tra tutte le →molecolePROPRIETA’ COLLIGATIVEDipendono solo da concentrazioni di particelle (molecole o ioni) di soluto in un particolare solvente, ma nondalla loro naturaSi parla di soluzioni simili a quelle ideali, quindi diluite (X > X ) solvente solutoNegli elettroliti, le proprietà colligative hanno effetto > triplicando il loro valore COEFFICIENTE DI VAN’T HOFF (i) = rapporto tra valore misurato di unaproprietà colligativa e valore previsto se soluto non fosse elettrolitaAbbassamento relativo di tensione di vapore = tendenza di un liquido a fuoriuscire da stato liquido a stato vapore:LEGGE DI RAOULT: pressione totale = somma delle pressioni parziali dio ogni componente in funzione della quantità di

solvente e soluto nellasoluzione P = X *P finale soluto iniziale Interazione soluto-solvente forte mescolamento esotermico difficile o abbassamento di tensione di vapore Interazione soluto-solvente debole mescolamento endotermico + o facile abbassamento di tensione di vapore Quando il mescolamento è accompagnato da assorbimento/liberazione dio calore non si parla di soluzioni ideali Innalzamento ebullioscopico (di temperatura di ebollizione) sale in pentola  che bolle: Temperatura di ebollizione raggiunta quando pressione di vapore =o pressione esterna K = costante ebullioscopica, m = molalità ΔT = i*K *mo eb eb eb Abbassamento crioscopico (di temperatura di congelamento) sale disperso su   strade contro il ghiaccio K = costante crioscopica, m = molalità ΔT = cr cr-i*K *mcr Pressione osmotica:  Pressione che si deve applicare a una soluzione x impedire l'osmosi =o passaggio netto in essa del solvente quando siaseparata da questo da una membrana semipermeabile Osmosi diretta: pressione meccanica < pressione osmotica solvente → o entra in soluzione Osmosi indiretta: pressione meccanica > pressione osmotica solvente → o esce da soluzione Soluzioni con soluti ≠ ma = pressione osmotica sono isotoniche π*V = π → pressione osmotica = i*n.moli *R*T soluto LO STATO GASSOSO Stato di aggregazione della materia con molecole che tendono a occupare tutto lo spazio a disposizione GAS IDEALI = molecole di gas puntiformi che vengono considerate isolate, non interagenti e con un volume nullo seguono un moto rettilineo e uniforme in qualsiasi direzione dello spazio, gli urti tra molecole o molecole-contenitore sono elastici Nei gas reali: la pressione si riduce a causa delle attrazioni intermolecolari e le molecole si avvicinano fino a un massimo che determina il volume di impenetrabilità. Non vale l'equazione di stato. EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI: 1662, legge isoterma di

Boyle: pressione e volume inversamente proporzionali

P*V = costante

P * V = P * V

legge isobara di Charles e Gay-Lussac: se si aumenta la temperatura di un gas in condizioni isobare il suo volume aumenta di 1/273.15°C per ogni grado centigrado del valore V posseduto a 0°C

V/T = costante

V /T = V /T

principio di Avogadro: volumi di gas in condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole

V/n.moli = costante

Equazione di stato dei gas ideali: P*V = n.moli *R*T

R = 8.315 J/(mol*K)

R = 0.0821 L*atm/(mol*K)

In condizioni normali: 273.15K -- 1atm 1 mol = 22.4L

In condizioni standard: 298.15K -- 1atm 1 mol = 22.2L

Pressione: 1bar = 750Torr = 750mmHg 1atm = 1.013bar = 760Torr = 101325Pa

MISCELE GASSOSE

PRESSIONE PARZIALE (p) = pressione che un gas di una miscela gassosa eserciterebbe se, a temperatura, occupasse da solo l'intero volume a disposizione

della miscela p = X *P → 1 1 totPressione totale (P ) = somma tra pressioni parziali dei singoli componenti
tot αFanno reazioni di dissociazione termica grado di dissociazione: α = x/n.moli
→con 0<α<1 se c'è variazione di moli c'è anche variazione di pressione: n.moli – n.moli > 0 pressione aumenta
o prodotti reagentin.moli – n.moli = 0 pressione invariata
o prodotti reagentin.moli – n.moli < 0 pressione diminuisce
o prodotti reagenti

TEORIA CINETICA DEI GAS
Energia cinetica traslazionale: indipendentemente dal gas, è direttamente proporzionale alla temperatura = in tutti i gas a = temperatura: E = cin3/2*R*T ε
Energia cinetica media traslazionale: = in tutti i gas a = temperatura = cin3/2*k*T -23 con costante di Boltzmann = R/N = k = 1.3807 * 10 J/K
Velocità media traslazionale: v = √[(8*R*T) / (MM*π)] m
Legge della distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell:

Descrive la velocità dei gas mettendo in relazione peso molecolare e ??????????????????

DIAGRAMMI DI FASE

Rappresentano le condizioni di una sostanza in passaggio tra 2 fasi diverse

temperatura su ascissa, pressione su ordinata

PUNTO TRIPLO = unica condizione esistente, molto instabile, in cui coesistono tutti i 3 stati

PUNTO CRITICO = punto in cui la sostanza è un fluido supercritico, in cui coesistono stato liquido e gassoso mancanza di pressione di vapore

H O = unica che ha pendenza in negativo da stato liquido a gassoso perché 2 densità solido < densità liquido

TERMODINAMICA

Variazione di energia che accompagna i processi fisici e chimici x rompere legame è necessario fornire energia, quando si forma si libera energia reazione produce energia quando legami che si formano sono + forti di quelli che si rompono

TERMOCHIMICA: come osserviamo, misuriamo e prevediamo scambi di energia coinvolti in trasformazioni

SISTEMA = sostanze coinvolte in trasformazioni chimiche e fisiche contiene

• energia in diverse forme (energia interna del sistema U):
• Energia cinetica: E = 1/2 * m * vo cin
• Energia potenziale: quella che un sistema possiede in virtù della sua posizione o composizione

AMBIENTE = ciò che circonda il sistema in reazioni endotermiche cede

• energia al sistema, in reazioni esotermiche riceve energia dal sistema che la libera sotto forma di calore:

Processi endotermici: sublimazione (solido -> gas) + fusione (solido -> liquido) + vaporizzazione (liquido -> gas) Processi esotermici: brinamento (gas -> solido) + solidificazione (liquido -> solido) + liquefazione (gas -> liquido) CALORE MOLARE (capacità termica molare) q = C * m * ΔT:

• A volume costante = quantità di calore necessaria per alzare di 1°C la temperatura di 1mol di sostanza in un processo a volume costante C
• A pressione costante =

quantità di calore necessaria x alzare di 1°C la temperatura di 1mol di sostanza in un processo a pressione costante: ΔH/ΔT = PCalore latente: quantità di calore scambiata con l'ambiente da trasformazioni fisiche se misurati a pressione costante corrispondono alla variazione di entalpia del sistema. FUNZIONI DI STATO: Stato termodinamico di un sistema: insieme di condizioni che ne specificano completamente tutte le proprietà (P + V + T + funzioni di stato). U e H sono grandezze estensive (dipendono dalle dimensioni del sistema) e funzioni di stato (determinate solo dallo stato del sistema, indipendenti dal modo in cui avviene la reazione). ENERGIA INTERNA (U): 1° PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA: la quantità complessiva di materia ed energia nell'universo è costante, legge di conservazione dell'energia: in reazioni chimiche o trasformazioni fisiche, nulla si crea e nulla si distrugge. In una trasformazione, l'energia interna del sistema U aumenta di.

Una quantità è uguale al calore assorbito dal sistema e diminuisce di una quantità uguale al lavoro compiuto dal sistema: ΔU = U - U = q - w con q calore assorbito >0 e w lavoro compiuto >0.

LAVORO DI VOLUME