chimica inorganica, corso completo

PV ·K

-1 -1

—> costante universale dei gas = 0.08206 atm·l·mol

R = nT

CONDIZIONI NORMALI: un gas perfetto si definisce in condizioni normali quando si trova

a P= 1atm = 760mmHg e T= 0°C = 273.15K

VOLUME MOLARE: è il volume occupato da una mole di gas.

In condizioni normali corrisponde a: nRT = 22.414 l

V = P

dRT

MASSA MOLARE e DENSITÀ: M.M. = V

Le sostanze rimangono allo stato gassoso quando le forze intermolecolari sono piccole. In

genere le forze intermolecolari sono sempre attrattive, dunque le molecole tendono

sempre ad “appiccicarsi” tar loro. Molecole grandi hanno più punti di contatto che molecole

piccole. Le molecole gassose hanno praticamente sempre basso PM.

10.2. PRESSIONI PARZIALI

LEGGE DI DALTON: la pressione totale di una miscela gassosa, a T e V costanti, è

uguale alla somma delle pressioni parziali. n

i

P = RT

i V

A T costante, la pressione parziale di un gas in una miscela gassosa è la pressione che il

gas eserciterebbe se da solo occupasse tutto il volume a disposizione alla stessa

temperatura. n

i

MOLARITÀ: concentrazione molare C =

i V

La somma delle frazioni molari è uguale a 1.

GAS REALI: seguono il comportamento ideale ad alte temperature e a basse pressioni.

11. STATO LIQUIDO

È uno stato di aggregazione con caratteristiche intermedie tra quelle dello stato gassoso e

quelle dello stato solido. Le forze attrattive che tengono unite le particelle dello stato

18

liquido sono definite forze coesive e ne impediscono la dispersione a differenza di quanto

avviene nei gas. Nei liquidi le molecole possono muoversi liberamente all’interno della

massa.

I liquidi hanno volume proprio ma non forma propria, in genere sono meno densi dei solidi

e sono poco comprimibili. Si espandono di poco per innalzamento di temperatura e sono

isotropi . Presentano una viscosità (resistenza al flusso)che dipende dalla massa molare

17

e dalla forma delle molecole costituenti; per spostarli spendo energia per vincere la

resistenza al flusso. Tendono ad assumere la minore area superficiale possibile.

Le molecole sono in moto perpetuo e casuale; l’energia del moto è dello stesso ordine di

grandezza dell’energia di interazione tra le molecole e dipende dalla temperatura: più il

liquido è caldo, più le particelle si muovono con energia.

Le molecole sono relativamente vicine; la loro distribuzione è disordinata a “lungo raggio”

ma ordinata a “breve raggio”.

PROPRIETÀ: i liquidi sono incomprimibili; hanno viscosità e densità intermedie e le loro

forze di attrazione sono responsabili dei fenomeni di tensione superficiale , viscosità e

18

capillarità.

Se l’energia cinetica prevale sulle forze di attrazione, le molecole passano allo stato

gassoso —> TENSIONE DI VAPORE: pressione esercitata da un vapore in equilibrio col

suo liquido. È costante a temperatura costante e dipende dal liquido considerato.

EQUILIBRIO DINAMICO: V1 = V2

in cui V1= velocità di evaporazione e V2= velocità di condensazione. C’è un continuo

ricambio.

Se il processo avviene a P costante, se ΔH > 0 è un processo endotermico; se ΔH < 0 è

un processo esotermico.

TENSIONE DI VAPORE: è una grandezza intensiva, aumenta all’aumentare di T.

Diminuisce al crescere dell’energia di vaporizzazione (entalpia). Più un liquido è volatile,

maggiore è la sua tensione di vapore.

La volatilità aumenta al diminuire della T.

EBOLLIZIONE: un liquido bolle quando la sua tensione di vapore è uguale alla pressione

esterna; il punto normale di ebollizione avviene quando la tensione di vapore del liquido

eguaglia la pressione atmosferica (1atm).

La temperatura di ebollizione: - cresce al crescere della pressione

- diminuisce al diminuire della P.

11.1. FORZE INTERMOLECOLARI

Sono essenzialmente di natura elettrostatica. Si

tratta di interazioni non covalenti, alcune

piuttosto forti, altre molto deboli, ma tutte molto

più deboli dei veri e propri legami covalenti.

Sono dunque interazioni deboli chiamate forze di

van der Waals. Hanno origine dall’interazione tra

cariche parziali (dipoli) e atomi non legati in

molecole adiacenti.

17 ISOTROPO: presenta stesse proprietà fisiche in tutte le direzioni.

18 TENSIONE SUPERFICIALE: energia che bisogna spendere per aumentare la superficie di un

liquido di una quantità unitaria. (Diminuisce all’aumentare di T). 19

forze di van der Waals

• ione - dipolo forze di

• dipolo - dipolo orientazione

• dipolo - dipolo indotto

• legami idrogeno

• dipolo indotto - dipolo indotto forze di dispersione

IONE - DIPOLO: l’attrazione elettrostatica si stabilisce tra la carica propria dello ione e il

+

dipolo delle molecole circostanti. Il sale si scioglie in acqua poiché Na è circondato da

molecole d’acqua che gli offrono la parziale carica negativa.

L’interazione è tanto più grande quanto più lo ione è piccolo, la distanza ione-dipolo è

ridotta e la carica dello ione è elevata.

Spiega la solubilità dei composti inorganici in acqua.

DIPOLO - DIPOLO: si instaura tra molecole che possiedono un momento di dipolo

permanente. L’energia dell’interazione è piccola ed aumenta al crescere del momento di

dipolo.

Spiega la solubilità dei composti polari in solventi polari. IL SIMILE SCIOGLIE IL SIMILE.

DIPOLO - DIPOLO INDOTTO: molecola polare- molecola apolare/atomo. L’intensità delle

forze di London dipende dalla facilità con cui la nuvola elettronica di un atomo o una

molecola può essere polarizzata dal dipolo di un atomo o molecola adiacente. Più è alta la

polarizzabilità, più le forze did dispersione sono elevate. In genere più atomi e molecole

sono grandi, più sono facilmente polarizzabili.

DIPOLO INDOTTO - DIPOLO INDOTTO: in due atomi o molecole non polari le attrazioni

e repulsioni tra nuclei ed elettroni in molecole vicine producono dipoli indotti. La

correlazione tra i moti degli elettroni tra due atomi o molecole (ora polari) produce

un’energia minore e stabilizza il sistema. Questo tipo di interazioni rende possibile

liquefare un gas, ma a temperature molto basse, altrimenti le interazioni si spezzano.

Queste interazioni si manifestano tra molecole che non manifestano momenti di dipolo

permanente; l’energia dell’interazione è molto piccola e queste crescono al crescere del

numero di elettroni (aumentano all’aumentare delle dimensioni molecolari). Sono

responsabili della condensazione di molecole apolari.

LEGAME A IDROGENO: è un particolare tipo di dipolo-dipolo che si instaura tra un atomo

di idrogeno legato covalentemente ad un atomo molto elettronegativo che possiede una o

più coppie solitarie. Solitamente si osserva in composti in cui atomi di idrogeno sono

condivisi tra atomi di F, O, N (Cl e S).

L’energia di interazione è piccola (10-40 kJ/mol). Questi legami spiegano l’alta solubilità in

acqua di composti molecolari contenenti O, N,F… Le alte temperature di ebollizione di

H O, HF e NH e la struttura delle proteine e degli acidi nucleici.

2 3

L’atomo di idrogeno ha un’alta densità di carica positiva e può attrarre l’estremità negativa

di un’altra molecola.

È l’interazione intermolecolare più forte di tutte (sempre meno del legame covalente). Alla

diminuzione dell’elettronegatività, diminuisce la forza del legame idrogeno.

I due filamenti di DNA sono uniti mediante legami a idrogeno, possono perciò essere rotti

e riuniti in modo relativamente semplice, proprietà fondamentale nella duplicazione del

DNA. 20

12. SOLUZIONI

Miscele omogenee di due o più componenti con proprietà chimiche e fisiche identiche in

ogni sua parte. In una soluzione il solvente è la componente in eccesso, gli altri sono i

soluti.

La distribuzione delle particelle è uniforme, soluto e solvente sono cioè indistinguibili. I

suoi componenti non possono separarsi nel tempo. Soluto e solvente possono essere in

proporzioni differenti e non possono essere separati per filtrazione, ma è comunque

possibile ottenere i componenti puri (distillazione). Possono essere:

- gassose —> due o più gas

- liquide —> gas in liquido, liquido in liquido o solido in liquido.

CONCENTRAZIONE: misura delle quantità relative delle sostanze nella soluzione.

SOLUBILITÀ: quantità massima di soluto che può essere sciolta in un solvente.

SOLUZIONE SATURA: soluzione in equilibrio in cui il soluto ha raggiunto la sua solubilità

massima ed è presente anche come fase solida (corpo di fondo).

MOLARITÀ (M): moli di soluto per litro di soluzione.

n

soluto

M = V soluzione

MOLALITÀ (m): moli di soluto per kg di solvente.

n

soluto

m = kg solvente

FRAZIONE MOLARE (x): moli di soluto per moli totali.

n

soluto

x =

soluto n n

solvente + soluto

PERCENTUALE IN MASSA (massa%): massa di soluto per massa di soluzione.

W

soluto

massa% = x 100

W

soluzione

PPM: parti per milione, sono concentrazione molto piccole. Rapporto tra massa del soluto

6

e massa della soluzione moltiplicato per 10 . 1 ppm=1mg/1kg=1mg/L. 9

PPB: parti per bilione, si tratta di ultratracce. 1ppb= 1g di soluto per 10 g di soluzione.

AUMENTO CONCENTRAZIONE: rimuovo parzialmente il solvente. Cambia il volume ma

il numero di moli di soluto rimane lo stesso.

DILUIZIONE SOLUZIONI: aggiungo solvente. Diminuisce il rapporto massa/volume,

ovvero diminuisce la concentrazione. C V = C V

1 1 2 2 21

12.1.ELETTROLITI

Si tratta di soluti che in soluzione si dissociano dando ioni. Sono composti che sciolti in

acqua la rendono capace di condurre corrente elettrica. Sono elettroliti i sali solubili, gli

idrossidi dei metalli del 1° e 2° gruppo e gli acidi forti (HCl,H SO , HNO , HClO , HClO ).

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Possono essere forti, elettroliti completamente dissociati in soluzione o deboli, più che

altro acidi deboli, parzialmente dissociati in soluzione.

SOLUZIONE ELETTROLITICA: soluzione di un elettrolito. È ciò che ottengo dopo aver

sciolto qualcosa di carico. Poiché le cariche libere producono elettricità, queste soluzioni

conducono la corrente elettrica.

SOLVATAZIONE: i solidi ionici si sciolgono dividendo gli ioni di cariche opposte che

vengono circondati da molecole d’acqua.

IONI SOLVATATI: ioni depotenziati dalla loro carica per l’effetto del contatto con l&