chimica inorganica, cenni di chimica organica

Spontaneità delle reazioni chimiche

Una reazione è spontanea quando G è minore di 0, ed è detta esoergonica, poiché si ha una liberazione di calore tale da poter essere sfruttata per compiere un lavoro (lavoro utile).

Se G è superiore a 0 la reazione non può avvenire spontaneamente ed è detta endoergonica.

Cinetica chimica

La cinetica chimica si occupa di studiare le velocità delle reazioni chimiche: il fatto che una reazione sia spontanea non significa che questa si realizzi; alcune reazioni infatti, sebbene spontanee, avvengono così lentamente che in pratica non si verificano.

Una reazione tra due molecole avviene quando si rompono i legami covalenti dei reagenti e se ne formano di nuovi nei prodotti. Questo si verifica quando due molecole si urtano; per avere un urto efficace è necessario un certo livello di energia cinetica (che dipende dalla temperatura e ne è direttamente proporzionale - un aumento della temperatura aumenta le...)

probabilità di urto) e che l’orientamento delle molecole sia vantaggioso per l'urto

Energia di attivazione di una reazione

Quando due molecole di reagente si urtano, si crea il complesso attivato, uno stato di transizione che permette la realizzazione della reazione chimica. Nel complesso attivato infatti, i legami dei reagenti stanno iniziando a rompersi, e si stanno iniziando a creare i legami dei prodotti.

I reagenti ed il complesso attivato sono separati da una barriera che prende il nome di energia di attivazione, che influenza la velocità della reazione (più la barriera è “forte” più la reazione è lenta)

Il complesso attivato può formarsi anche nelle reazioni inverse.

Velocità e costante di velocità di una reazione

La velocità di una reazione chimica è data dal numero di particelle che si trasformano in prodotto nell’unità di tempo. La velocità della reazione è

direttamente proporzionale al prodotto delle concentrazioni dei reagenti- Reazioni semplici: v=k(AB), dove k costante di velocità-

Reazioni inverse: k=(AB)^2-

In una reazione generica con più reagenti, la velocità è data dalli prodotti dei reagenti elevati ai loro coefficienti stechiometrici. La somma dei coefficienti stechiometrici definisce l'ordine della reazione.

Il valore della costante di velocità di una reazione è dato dalla relazione di Arrhenius e dipende dall'energia di attivazione e dalla temperatura: k=Ae^(-Ea/RT)

A costante caratteristica della reazione; e numero neperiano; R costante dei gas, T temperatura

Da questa relazione emergono due concetti fondamentali:

1. aumentando la temperatura aumenta la costante di velocità
2. le reazioni più veloci sono quelle che hanno una minore energia di attivazione

Catalisi: È l'accelerazione di una reazione causata dall'azione di una sostanza detta catalizzatore.

che la reazione tende a formare principalmente prodotti, mentre un valore molto basso indica che la reazione tende a formare principalmente reagenti.La concentrazione dei prodotti è superiore a quella dei reagenti: la reazione è terminata, e poiché l'equilibrio non esiste è irreversibile. Allo stesso modo, se il valore della costante è molto piccolo, vuol dire che all'equilibrio predominano i reagenti e la reazione è irreversibile. Il valore della costante non fornisce informazioni sulla velocità della reazione ma sulla sua tendenza di decorso. La catalisi non modifica i rapporti tra prodotti e reagenti ma accelera il raggiungimento di equilibrio. Principio di Le Châtelier Un equilibrio chimico può essere influenzato da temperatura, pressione e concentrazione dei reagenti e prodotti: il principio di Le Châtelier spiega l'effetto della variazione di uno di questi fattori, affermando che "quando un sistema all'equilibrio viene perturbato, questo reagisce in modo da opporsi". Questo avviene spostando l'equilibrio verso i reagenti o i prodotti.prodotti a seconda dei casi.

CAPITOLO 7

Le soluzioni

Una soluzione è un sistema omogeneo formato da due o più sostanze pure; il componente in misura maggiore è chiamato solvente, mentre quello in misura minore è detto soluto. La dissoluzione, o solubilizzazione, è il processo attraverso cui un soluto si miscela con il solvente, e si verifica solamente quando tra i due si stabiliscono forze di coesione.

Solubilità

È la quantità massima di soluto che può essere disciolta in una quantità definita di solvente a una certa temperatura. Prendiamo come esempio un bicchiere d'acqua e del sale (cloruro di sodio); una volta immerso nell'acqua, le molecole Na e Cl si separano dal reticolo cristallino e si idratano (formano legami con le molecole di acqua); allo stesso tempo alcuni ioni della soluzione tornano a far parte del cristallino. In questa situazione, la dissoluzione prosegue fino a quando il flusso di ioni del reticolo

cristallino uguale a quello degli ioni che passano in soluzione: il sale non si scioglie più e si deposita come corpo di fondo; la soluzione è satura. Concentrazione delle soluzioni È il rapporto tra la quantità di soluto disciolta e il volume della soluzione, in base a questo la soluzione può essere concentrata o diluita. La concentrazione può essere espressa da diversi valori. - molarità M: numero di moli di soluto presenti in 1 l di soluzione - molalità m: numero di moli di soluto in 1 kg di solvente - frazione molare: rapporto fra numero di moli di un singolo componente e numero di moli di tutti componenti della soluzione. La somma deve essere sempre uguale a uno. - percentuale: è il rapporto percentuale tra quantità di soluto e quantità di solvente. Effetto di temperatura e pressione sulla solubilità Una variazione di pressione non influisce sulla solubilità di liquidi e solidi; per quanto riguarda i gas invece,colligative delle soluzioni sono: - Abbassamento della pressione di vapore: la presenza di un soluto in una soluzione riduce la pressione di vapore del solvente rispetto alla sua pressione di vapore pura. - Aumento del punto di ebollizione: la presenza di un soluto in una soluzione aumenta il punto di ebollizione del solvente rispetto al suo punto di ebollizione puro. - Abbassamento del punto di congelamento: la presenza di un soluto in una soluzione abbassa il punto di congelamento del solvente rispetto al suo punto di congelamento puro. - Pressione osmotica: la presenza di un soluto in una soluzione crea una differenza di pressione tra la soluzione e il solvente puro, che determina il fenomeno dell'osmosi. Queste proprietà dipendono dal numero di particelle di soluto presenti in soluzione e non dalla loro natura chimica.

Le proprietà colligative sono:

• Abbassamento della pressione di vapore
• Innalzamento della temperatura di ebollizione (innalzamento ebullioscopico)
• Abbassamento della temperatura di congelamento (abbassamento crioscopico)
• Pressione osmotica

Queste proprietà sono valide per le soluzioni ideali, dove le forze di coesione tra i componenti sono della stessa intensità dei componenti puri. Le soluzioni reali diluite possono essere considerate ideali.

Le proprietà colligative non dipendono semplicemente dalla concentrazione del soluto, poiché questo sciogliendosi potrebbe causare fenomeni di associazione/dissociazione, modificando il numero di particelle. Per correggere la concentrazione di soluto, è stato introdotto il fattore di van't Hoff i (nellamaggior parte dei soluti in acqua è 1, acido acetico in benzene è 0,5, NaCl in acqua è 2).

Concentrazione molare effettiva (osmolarità) è uguale a Mi.

soluzione. L'innalzamento ebullioscopico e l'abbassamento crioscopico sono due fenomeni correlati a questo abbassamento della pressione di vapore. L'innalzamento ebullioscopico si verifica quando si aggiunge un soluto a un solvente, aumentando la sua concentrazione. Questo comporta un abbassamento della pressione di vapore del solvente, che a sua volta fa sì che la temperatura di ebollizione del solvente aumenti rispetto a quella del solvente puro. L'abbassamento crioscopico, invece, si verifica quando si aggiunge un soluto a un solvente, diminuendo la sua concentrazione. Questo comporta un abbassamento della pressione di vapore del solvente, che a sua volta fa sì che la temperatura di congelamento del solvente diminuisca rispetto a quella del solvente puro. Entrambi questi fenomeni sono regolati dalla legge di Raoult, che stabilisce che l'abbassamento della pressione di vapore è proporzionale alla concentrazione del soluto nella soluzione. In conclusione, l'abbassamento della pressione di vapore è un concetto fondamentale per comprendere l'innalzamento ebullioscopico e l'abbassamento crioscopico, che sono fenomeni importanti in chimica e fisica.soluzione.- Punto di ebollizione: temperatura alla quale la pressione di vapore uguaglia quella atmosferica
Innalzamento ebullioscopico: il punto di ebollizione di una soluzione è maggiore di quella del solvente puro. È direttamente proporzionale alla concentrazione molare -> Te = i m Ke
Ke è la costante ebullioscopica molale
Punto di congelamento (di un liquido puro): la pressione di vapore dellasoluzione è la stessa della sostanza allo stato solido. Se si tratta invece di un soluto non volatile, la sua pressione di vapore è minore a causa della presenza del soluto e la temperatura di congelamento è minore di quella del solvente puro. Questo fenomeno è detto abbassamento crioscopico -> Tc = i m Kc
Kc è la costante crioscopica molale
Una conseguenza dell'abbassamento del punto crioscopico è che una soluzione salina rimane liquida