Chimica inorganica

VARIABILI CARATTERIZZANTI

1) VOLUME (l)

2) TEMPERATURA (K)

3) PRESSIONE (Pa, atm, torr, psi, mmHg)

N.B. La pressione è al forza per unità di aria ed è legata al concetto di DENSITÀ: più la densità è

alta, più la pressione è alta; più la densità è bassa, più la concentrazione è bassa.

N.B. Per misurare la pressione esercitata dall'atmosfera si utilizza un barometro, mentre per

misurare la pressione di un gas si utilizza un manometro.

Unità di misura della pressione

1atm = 101 325Pa = 760Torr = 14,7psi

1Torr = 1mmHg

Prima legge dei gas: LEGGE DI BOYLE

A temperatura e numero di moli costanti, pressione e volume sono inversamente proporzionali:

(P.V) = costante

T,n

Seconda legge dei gas: LEGGE DI CHARLES

Il volume di un campione di gas aumenta linearmente con la temperatura, per una trasformazione

che avviene a pressione e numero di moli costanti:

V \T = V \T V = costante.T

1 1 2 2

Terza legge dei gas: LEGGE DI AVOGADRO

Il volume occupato da un gas dipende dal numero di molecole (moli) presenti, indipendentemente

dalla loro natura chimica.

In altre parole, volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni ti temperatura e pressione,

contengono lo stesso numero di molecole (moli).

Legge

In condizioni standard di STP, cioè a T=273,15K e P=1atm, una mole di un gas qualsiasi occupa

22,414 l. Questo valore è detto VOLUME MOLARE e si indica con Vm.

LEGGE DEI GAS IDEALI

Riassume le leggi di Boyle, Charles e Avogadro.

È approssimativamente valida per tutti i gas:

PV = nRT

R = costante dei gas → è un valore universale e può assumere valori diversi a seconda della unità di

misura utilizzata per la pressione.

R Unità di misura di R Pressione espressa in..

0,08206 (L.atm)\(K.mol) Atmosfere (atm)

62,37 (L.Torr)\(K.mol) Torricelli (Torr o mmHg)

8,314 J\(K.mol) Pascal (Pa)

DENSITÀ DI UN GAS

La densità di un gas in condizioni standard si può calcolare come rapporto tra il peso molecolare del

gas considerato e il volume molare (sempre uguale a 22,414l).

d = (PM)\V m

In qualsiasi condizioni, posso esprimere la legge dei gas ideali in modo da ricavare la densità.

Tramite alcune facili operazioni matematiche, quali dividere entrambi i membri per il volume e poi

moltiplicando per il peso molecolare, è possibile ottenere la seguente formula:

d = P.(PM)\R.T

LEGGE DI DALTON delle pressioni parziali

Quando due gas sono mescolati nello stesso recipiente, alla stessa temperatura, esercitano una

pressione totale (P ) uguale alla somma delle loro pressioni parziali.

tot P = P + P + P + etc

tot a b c

N.B. I gas non devono reagire tra loro dando origine ad altri gas!!

DEF. Pressione parziale = pressione che un gas eserciterebbe se si trovasse da solo nel recipiente

considerato. Inoltre, la pressione parziale di ogni singolo gas presente in una miscela è uguale al

prodotto tra la sua frazione molare e la pressione totale della miscela stessa.

P = X . P

a a tot

X = n \ n →

N.B. frazione molare.

a a tot LEGGE DI AMAGAT dei volumi parziali

Il volume totale di un miscuglio gassoso è uguale alla somma dei volumi parziali di ogni singolo

componente. V = V + V + V +etc

tot a b c

La percentuale in volume di un gas in una miscela gassosa è uguale alla sua frazione molare:

V \V = X

a b a

COSTANTE DI EQUILIBRIO (Kp)

Per gli equilibri in fase gassosa, ovvero equilibri in cui TUTTI i reagenti e TUTTI i prodotti sono

gas, è utile scrivere la costante di equilibrio in funzione delle pressioni parziali dei gas, invece che

delle concentrazioni.

La formula ha la stessa struttura: la costante è data dal rapporto tra le pressioni parziali dei prodotti,

elevate al proprio coefficiente stechiometrico, e le pressioni parziali dei reagenti, anch'esse elevate

al proprio coefficiente stechiometrico. Data la reazione:

aA + bB ↔cC + dD

(g) (g) (g) (g)

Cc Dd Aa Bb

K = (P . P ) \ (P . P )

p

RELAZIONE TRA Kp E Kc

-Δn Δn

K = K (RT) K = K (RT)

c p p c

con Δn = moli di prodotti gassosi – moli di reagenti gassosi

TERMODINAMICA CHIMICA

La termodinamica studia le variazioni di energia che accompagnano sempre tutti i processi chimici

e fisici.

DEF. Energia interna (E o U) = somma di tutte le energie (= energia totale) posseduta da un sistema

composta principalmente da ENERGIA POTENZIALE ed ENERGIA CINETICA.

In termodinamica il mondo si considera suddiviso in SISTEMA e AMBIENTE.

Il sistema può essere:

- APERTO se con l'ambiente scambia sia materia che energia;

- CHIUSO se con l'ambiente scambia solo energia;

- ISOLATO se con l'ambiente non scambia né materia né energia.

Lo stato termodinamico di un sistema è definito da un insieme di condizioni che ne specificano

completamente tutte le proprietà.

DEF. Funzione di stato =variabile che descrive lo stato di un sistema e il cui valore dipende SOLO

dallo stato iniziale e dallo stato finale, NON da come questi siano stati raggiunti.

PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

ENUNCIATO: L'energia di un sistema termodinamico non si crea né si distrugge, ma si trasforma,

passando da una forma all'altra.

N.B. Il principio è molto simile alla legge della conservazione della massa (Lavoisier).

L'energia di cui si parla può essere scambiata sotto forma di CALORE o di LAVORO.

Queste due grandezze sono dimensionalmente uguali, ma non qualitativamente.

DEF. Calore (q) = energia trasferita tra sistema e ambiente per effetto di una variazione di

temperatura. Conversione

DEF. Lavoro (W o L) = energia coinvolta quando un oggetto viene 1cal = 4,184J

spostato lungo una certa direzione sotto l'azione di una forza: 1Cal = 1kcal = 4184J

-2 2 -2

W=F.∆s → J = N.m = (Kg.m.s ).m = Kg.m .s 6

1kWh = 3,60.10 J

Per convezione, assumeremo che il calore è POSITIVO se è assorbito dal sistema, mentre è

NEGATIVO se è ceduto all'ambiente.

Inoltre assumeremo che il lavoro è POSITIVO se è compiuto sul sistema, mentre è NEGATIVO se

è compiuto dal sistema. Calore ceduto <0

Calore assorbito

>0 SISTEMA Lavoro compiuto

Lavoro compiuto sul sistema >0

dal sistema <0

Il bilancio energetico del sistema termodinamico, per il primo principio, si scrive:

∆E = q + W

Ovvero, la variazione dell'energia interna di un sistema termodinamico è uguale alla somma

(algebrica) del calore e del lavoro ENTRANTI nel sistema (positivi).

A seconda delle condizioni in cui si trova il sistema, l'energia interna varia e si può riformulare il

principio in modo semplificato:

- ENERGIA INTERNA A PRESSIONE COSTANTE:

Se durante una trasformazione la pressione rimane costante, il lavoro fatto dal sistema è uguale al

prodotto della pressione per la variazione del volume.

W = -P.∆V

N.B. Si noti che il lavoro è negativo perché per convenzione abbiamo assunto che se è compiuto

DAL sistema, allora risulta essere minore di zero. ∆E = q – P.∆V

Il primo principio della termodinamica, allora risulterà essere:

- ENERGIA INTERNA A VOLUME COSTANTE:

Se il volume è costante, allora la sua variazione è pari a zero (∆V = 0), quindi, per la definizione di

lavoro vista nel caso precedente, anche il lavoro è nullo (W = 0). ∆E = q

L'energia interna, allora, dipenderà esclusivamente dal calore:

N.B. Questo è vero nel caso di reazioni che coinvolgono solidi e liquidi che non si espandono e non

si comprimono significativamente.

Nel caso dei gas, questo è vero solo se la variazione del numero di moli prodotte e consumate è

uguale a 0 (∆n = 0). REAZIONI ENDOTERMICHE E ESOTERMICHE

DEF. Reazioni endotermiche =reazioni che assorbono energia dall'ambiente.

Esempio fusione del ghiaccio: H O + 6,02 kJ\mol → H O

2 2 2

DEF. Reazioni esotermiche = reazioni che liberano energia sotto forma di calore.

Esempio reazioni di combustione: CH + 2O → CH + 2H O + 890 kJ\mol

4 2 2 2

VARIAZIONE DI ENTALPIA ( ∆H) A PRESSIONE COSTANTE

DEF. Variazione di entalpia (∆H) = la quantità di calore scambiato da un sistema che subisce una

trasformazione chimica o fisica a pressione costante, corrisponde alla variazione di entalpia del

processo. ∆H = H - H = entalpia prodotti – entalpia reagenti

P R

N.B. È una funzione di stato.

N.B. Se la reazione è esotermica => ∆H < 0

Se la reazione è endotermica => ∆H > 0

DEF. Equazione termochimica = descrive le reazioni chimiche in cui è indicato anche il termine

energetico. Con questo tipo di equazione bisogna fare molta attenzione ai coefficienti

stechiometrici, alla temperatura e pressione a cui avviene la reazione e allo stato fisico in cui si

trovano le sostanze coinvolte. ∆H NEI CAMBIAMENTI DI STATO

∆H = - ∆H = quantità di calore che deve essere fornita (o che è rilasciata) ad 1 mole di

VAP COND

liquido quando si trova al suo punto di ebollizione per convertirlo in vapore (o in condensa).

Sono variazioni correlate alle forze intermolecolari che esistono tra le molecole.

∆H = - ∆H = quantià di calore che è rilasciata (o assorbita) quando un liquido si solidifica (o

SOLID LIQ

quando un solido di liquefa).

∆H = - ∆H = quantità di calore che è rilasciata (o assorbita) quando un vapore solidifica (o

SUBL BRIN

quando un solido vaporizza). STATI STANDARD

Lo stato standard di una sostanza è rappresentato dalla sua forma più pura e stabile alla pressione

standard (1atm) e ad una specifica temperatura (298K = 25°C).

Esempio: lo stato standard dell'ossigeno è O .

2

DEF. Valore standard di entalpia (∆H°) = valore di ∆H quando il numero di moli dei reagenti, tutti

in stato standard, si trasforma totalmente nel numero di moli dei prodotti, anch'essi tutti nel loro

stato standard. LEGGE DI HESS

ENUNCIATO: Se un processo avviene per stadi (anche solo ipotetici), la variazione di entalpia per

l'intero processo è la somma delle variazioni di entalpia dei singoli stati.

Esempio: Posso sommare due cambiamenti di stato per ottenere il risultante:

∆H + ∆H = ∆H

COND SOLID BRIN

ENTALPIA MOLARE STANDARD DI FORMAZIONE (∆H°f)

DEF. Entalpia molare standard di formazione = variazione di entalpia che si ha della formazione di

1mol di una sostanza nel suo stato standard, a partire dalle forme di riferimento degli elementi nei

loro stati standard.

N.B. Le forme di riferimento sono le forme più stabili degli elementi nelle loro condizioni standard.

N.B. L'entalpia molare standard di formazione di un elemento puro nella sua forma