Chimica generale pt 1 - Riassunto per esame orale di chimica generale, appunti presi a lezione

Introduzione alla termodinamica

La termodinamica è la disciplina che si occupa dello studio degli scambi di energia e di materia nei processi fisici e chimici. La termodinamica indica se una trasformazione può o meno avvenire spontaneamente in condizioni sperimentali definite, ma non dà alcuna indicazione sul tempo necessario perché essa avvenga. Una reazione che la termodinamica prevede essere spontanea può essere così lenta che in pratica non avviene in quantità apprezzabili, anche in tempi molto lunghi.

La materia è tutto ciò che possiede una massa ed occupa uno spazio. L’energia è la capacità che ha un sistema di compiere un lavoro e produrre del calore. (L’unità di misura dell’energia è il Joule J nel SI). In altre parole l'energia è il modo con cui un sistema trasferisce calore e/o lavoro all’ambiente, e viceversa.

L’energia si divide in energia cinetica ed energia potenziale. La somma dell’energia potenziale e dell’energia cinetica dà l’energia interna (U). L’energia interna di un sistema si accumula sotto forma di energia cinetica e di energia potenziale. Riferendosi a sistemi chimici, è la somma dell’energia cinetica e potenziale posseduta dagli atomi e dalle molecole che costituiscono le sostanze che compongono il sistema, è chiamata anche energia chimica.

Le leggi fondamentali della termodinamica

Legge di conservazione dell'energia

In una reazione chimica o in una trasformazione fisica l’energia non può essere creata né distrutta.

Legge di conservazione della materia

Durante una reazione chimica o una trasformazione fisica non si osserva variazione della quantità di materia.

Legge di conservazione dell'energia e della materia

Nell’universo la somma della quantità di energia e di materia è costante, questa legge si traduce nella formula E = m c². Ovvero se si hanno delle piccole variazioni di massa vengono moltiplicate per un numero molto grande (cioè la velocità della luce al quadrato) che si traduce in un grandissima quantità di energia.

Il lavoro (W) è un trasferimento di energia che può essere utilizzato, ad esempio, per variare l’altezza di un peso (l’unità di misura del lavoro è il Joule J nel SI). Il calore (q) è un trasferimento di energia per effetto di una differenza di temperatura che in chimica si traduce come movimento caotico di atomi o molecole (quindi energia cinetica).

Il sistema e l'ambiente

Un sistema si trova all’interno dell’ambiente, il sistema può essere di tre tipi diversi e quindi può interagire in modo diverso con l’ambiente. In chimica non siamo tanto interessati al valore assoluto dell’energia interna, ma siamo interessati specialmente alla sua variazione durante le sue trasformazioni. Quindi siamo interessati al ΔU che è uguale a U_fin - U_iniz.

L’energia interna può essere trasferita a un sistema in due forme:

• Sotto forma di calore (per effetto di differenza di temperatura)
• Sotto forma di lavoro (per mezzo del lavoro)

Un sistema e l’ambiente si scambiano simultaneamente calore e lavoro, per cui la variazione di energia interna del sistema è uguale alla somma del lavoro e del calore scambiati, infatti il primo principio della termodinamica stabilisce l’equivalenza di calore e lavoro come mezzi di trasferire l’energia: ΔU = w + q.

Se il sistema produce calore o compie un lavoro sull’ambiente, l’energia interna del sistema diminuisce (ΔU < 0). Se è l’ambiente che compie un lavoro sul sistema (comprimendo un gas, per esempio) o gli fornisce del calore, l’energia del sistema aumenta (ΔU > 0).

L’energia interna di un sistema isolato è costante per la legge di conservazione dell’energia. L’energia interna è una funzione di stato: le funzioni di stato dipendono soltanto dallo stato iniziale e dallo stato finale del sistema; la variazione di una funzione di stato nel passare da uno stato all’altro è indipendente dal percorso fatto. Il calore e il lavoro non sono funzioni di stato.

Entalpia e processi endotermici ed esotermici

Un’altra funzione di stato importantissima per la termodinamica che tiene conto della variazione di energia interna e del lavoro espansivo di una trasformazione chimica che avviene a pressione costante è l’entalpia (H). La variazione di entalpia di una trasformazione chimica è quindi: ΔH = ΔU + PΔV.

Si può dimostrare che la variazione di entalpia in un processo che avviene a pressione costante è uguale al calore scambiato (ceduto o assorbito) tra il sistema e l’ambiente: ΔH = Q_p. L’entalpia di un sistema è una proprietà di stato e misura l’energia del sistema disponibile in forma di calore a pressione P costante.

I processi si definiscono come processi endotermici ed esotermici:

• Sono processi endotermici quando la variazione di entalpia è maggiore di 0 (ΔH > 0). Un processo fisico è endotermico se il calore viene assorbito dal sistema a spese dell’ambiente.
• Sono processi esotermici quando la variazione di entalpia è minore di 0 (ΔH < 0). Se il processo è esotermico viene rilasciata energia dal sistema che viene guadagnata dall’ambiente.

Spesso i valori di ΔH sono riferiti allo stato standard, le condizioni standard sono costituite da sostanze pure, non mescolate, alla pressione di 1 bar (10⁵ Pascal). La temperatura non entra nelle condizioni di stato standard ma quando non è specificata generalmente ci si riferisce a T = 298 K (25°). L’entalpia si rappresenta con questa simbologia ΔH°, e rappresenta il valore di ΔH quando i reagenti, tutti nello stato standard, si trasformano completamente nei prodotti, anch’essi tutti nello stato standard.

Ad esempio in una reazione: Vuol dire che l’entalpia standard di reazione a temperatura 298 K è uguale a -572 KJ, e vuol dire quindi che due moli di idrogeno allo stato standard (che quindi si trovano allo stato gassoso) si combinano con una mole di ossigeno puro allo stato standard (che quindi si trova allo stato gassoso) formando due moli di acqua allo stato standard (che quindi si trova allo stato liquido). Dato che la variazione di entalpia è negativa vuol dire che il sistema ha ceduto calore, si sviluppa una quantità di calore che è pari a -572 KJ.

L’entalpia standard di formazione di un elemento nel suo stato di riferimento è 0 per definizione. Qualunque sostanza elementare stabile alle condizioni standard ha valore convenzionale di ΔH° = 0.

Entropia e secondo principio della termodinamica

L’entropia (S) è una funzione di stato che misura il disordine del sistema. Una bassa entropia vuol dire poco disordine, mentre una alta entropia corrisponde a grande disordine. Il secondo principio della termodinamica dice che l’entropia di un sistema isolato aumenta nel corso di qualsiasi processo spontaneo. Inoltre, intuitivamente, se si trasferisce a un sistema una certa quantità di calore, si promuove un considerevole disordine.

Il terzo principio della termodinamica dice che esiste un entropia 0 che è l’entropia del cristallo perfetto alla temperatura dello zero assoluto. A differenza dell’entalpia, dove lo zero lo stabiliamo noi. L’entropia S è uguale al prodotto matematico di una costante per il logaritmo naturale di:

S = k lnW

Dove:

• K = costante di Boltzmann
• W = numero dei modi in cui le particelle possono disporsi

Energia libera di Gibbs

A questo punto è necessario definire la funzione di stato energia libera di Gibbs (G) che combina insieme le due funzioni di stato che abbiamo visto, ovvero l’entalpia e l’entropia, in un’unica equazione: G = H - TS. Compare anche il termine della temperatura T che è legato al termine entropico.

Siamo interessati più al valore della variazione di G che è uguale a: ΔG = ΔH - T ΔS. Un processo è spontaneo quando corrisponde a una diminuzione di energia libera: ΔG < 0. I processi spontanei (a temperatura e pressione costanti) si accompagnano alla diminuzione di energia libera. ΔH e ΔG hanno segni opposti e contribuiscono in modo opposto all’energia libera. Il contributo entalpico (H) sarà favorevole alla spontaneità quando ΔH sarà negativo, al contrario il contributo entropico (S) sarà favorevole alla spontaneità quando ΔS sarà positivo.

Chimica generale e inorganica

Tutto quello che vedo lo posso ricondurre ad atomi, tutto quello che ci circonda può essere in qualche modo spiegato. Esistono dei modelli che spiegano questi dati sperimentali, ma i modelli non sono la realtà, sono solo la spiegazione di essa. Se nel corso degli anni riusciamo a spiegare meglio questa realtà, può cambiare/migliorare il modello, ma la realtà rimane sempre la stessa.

I modelli sono un modo che lo scienziato utilizza per organizzare i dati sperimentali e spiegare la realtà. Con 3 modelli è possibile razionalizzare la costituzione, il comportamento e le proprietà di tutta la materia. Tutto ciò che vedo è possibile spiegarlo attraverso questi modelli. I 3 modelli sono:

• Il modello atomico della materia
• Il modello elettronico dell’atomo
• Il modello del legame chimico

Il modello atomico della materia

La materia si presenta sotto forme diverse che possiamo razionalizzare in uno schema. La materia, in qualsiasi forma si presenti, la posso riportare in questo schema. La materia si divide in sostanze o miscele. Le sostanze si dividono in elementari e composti.

Le sostanze elementari sono costituite da atomi tutti uguali, della stessa specie (es. un stecca di ferro). I composti sono costituiti da atomi di specie diverse, però con un rapporto costante e ben definito. Le miscele si dividono in omogenee e eterogenee.

• Le miscele sono formate da due o più sostanze pure, con composizione variabile e di conseguenza le proprietà dipendono dalla composizione.
• La composizione percentuale varia da campione a campione.
• La temperatura di fusione/ebollizione dipende dalla composizione e non sono più proprietà caratteristiche della sostanza.
• I componenti sono specie chimiche amente diverse che mantengono la loro identità nella miscela.

Le miscele omogenee sono formate da composti e/o sostanze elementari, quindi presentano un'unica fase, chiamata soluzione. (Esempi di miscele omogenee: acqua, anello d’oro)

Le miscele eterogenee sono costituite da composti e/o sostanze elementari e presentano più fasi, quindi sono formate da atomi. (Esempi di miscele eterogenee: latte, terra)

Una miscela omogenea se arriva a saturazione può diventare una miscela eterogenea e presentare quindi più fasi (esempio acqua e cloruro di sodio, se aggiungo troppo sale e la miscela diventa satura il sale non si scioglie più e la miscela diventa eterogenea).

Atomi e stati fisici

Posso ricondurre tutto a degli atomi (per questo modello atomico della materia). La materia si può trovare sotto tre stati fisici diversi (stati di aggregazione)

• Gassoso
• Liquido
• Solido

Ogni stato ha proprietà diverse che dipendono da come le molecole sono legate insieme. Una fase è una porzione definita di materia con proprietà chimiche e fisiche omogenee (uniformi). (Se faccio dei prelievi nella stessa fase troverò che la materia ha le stesse proprietà chimiche e fisiche).

La transizione di fase o i cambiamenti di stato avvengono quando si passa da uno stato all’altro e sono dei cambiamenti fisici che avvengono senza l’alterazione chimica dei componenti. (Cambia solo il modo in cui le molecole interagiscono tra loro).

Le sostanze pure possono essere costituite o da sostanze elementari, quindi da atomi della stessa specie, o da composti e quindi da atomi di specie diverse che stanno insieme con un rapporto definito e costante (tipo acqua). Una sostanza pura è un sistema che possiede una composizione omogenea e definita e che tale rimane sotto un certo ambito di sollecitazioni esterne, ad esempio nelle transizioni di fase.

Una caratteristica delle sostanze pure è quella di fondere/bollire o solidificare a temperature ben definite/fisse e sono quindi caratteristiche della sostanza. Tutto ciò che mi circonda è dato dalla combinazione di specie atomiche (elementi naturali). Una decina di questi elementi costituiscono il 98% della materia naturale. Solamente l’idrogeno e l’elio costituiscono il 97% dell’universo. Gli elementi artificiali sono gli elementi artificiali.

Gli atomi si combinano secondo rapporti definiti per formare composti. Una formula chimica indica quali sono gli elementi che costituiscono la sostanza e in quale rapporto questi elementi si trovano. Le molecole sono aggregati discreti di atomi tutti uguali tra loro.

La formula minima è quella che arriviamo a scrivere per un composto. Quando una sostanza elementare o un composto è costituito da molecole, la formula che indica il numero di atomi di ciascun elemento della molecola è chiamata formula molecolare.

Attenzione! In alcuni casi la formula minima coincide con la formula molecolare quando siamo di fronte a delle molecole che sono degli aggregati discreti di atomi tutti uguali tra di loro. A volte siamo di fronte a qualcosa che si ripete in via teorica all’infinito, in quel caso quella è la formula minima.

Perché mi da semplicemente il rapporto minimo in cui stanno tra di loro, ma non come molecola separata dalle altre. Ad esempio Fe (ferro) in realtà è una struttura che si ripete all’infinito, e non è una cosa isolata, quindi Fe non è la formula molecolare ma è la formula minima. A differenza del Ne (neon) dato che esiste un neon da solo e quindi Ne coincide con la formula molecolare che è formata da un solo atomo di neon. Vale anche per delle molecole diverse.

Ad esempio l’HCl (acido cloridrico) è la molecola dell’acido cloridrico che può esistere isolata. Mentre l’NaCl è solo un cristallo dell’NaCl che si ripete all’infinito.

La formula di struttura riporta come gli atomi stanno nello spazio. Rappresenta la concatenazione dei legami e la loro distribuzione nello spazio. Sono quindi proiezioni bidimensionali della rappresentazione spaziale degli atomi, dove i segmenti rappresentano i legami.

Riassunto del modello atomico

• La materia è costituita da atomi
• Gli atomi di un elemento sono diversi da quelli di un altro elemento
• Gli atomi si combinano secondo rapporti definiti per formare composti
• La combinazione degli atomi in un composto può cambiare solo quando avviene una reazione chimica
• Una reazione chimica cambia il rapporto con cui gli atomi si combinano, ma non altera la natura degli atomi (solo se è una reazione nucleare)

L'atomo

Tutto è riconducibile agli atomi. Gli atomi sono costituiti dal nucleo e dagli elettroni. Le proprietà del nucleo sono collegate alla fisica (fisica nucleare) mentre quelle degli elettroni alla chimica.

Il nucleo è costituito da protoni e neutroni che sono molto più pesanti dell’elettrone, però occupano uno spazio molto più piccolo, infatti le dimensioni dell’atomo vengono determinate dallo spazio occupato dall’elettrone. A differenza della massa che è determinata dai protoni e dai neutroni perché è concentrata quasi interamente nel nucleo.

La carica del protone e dell’elettrone sono uguali in valore assoluto però hanno segno opposto. Mentre il neutrone è privo di carica. La carica elettrica di un atomo o di un aggregato di atomi è sempre uguale in valore assoluto a quella dell’elettrone o di un suo multiplo intero. La carica dell’elettrone è presa come unità di carica.

• ELETTRONE = -1
• NEUTRONE = 0
• PROTONE = +1

Un atomo non può essere identificato dagli elettroni dato che sono mobili, ovvero durante una reazione chimica possono cambiare.

Numero atomico e massa

L’atomo infatti è identificato dal numero di protoni, detto numero atomico Z (si scrive in basso a sinistra). Nella tavola periodica gli atomi sono posti in numero di protoni crescenti. In un atomo neutro il numero di protoni è uguale al numero di elettroni, ma dato che gli elettroni sono mobili esistono anche gli ioni.

Gli ioni sono atomi che hanno acquistato o perso elettroni rispetto all’atomo neutro. Gli ioni possono essere cationi o anioni.

• Cationi: quando il numero degli elettroni è minore del numero dei protoni. La carica risultante è positiva.
• Anioni: quando il numero degli elettroni è maggiore del numero dei protoni. La carica risultante è negativa.

La massa è identificata dal numero di massa A che si trova sommando il numero di protoni con il numero di neutroni. Numero di massa A = numero di protoni Z + numero di neutroni N. È possibile che il numero di neutroni cambi; atomi di uno stesso elemento caratterizzati da un diverso numero di neutroni sono detti isotopi di quell’elemento. Il numero di massa A è diverso nei due isotopi.