Chimica inorganica e generale

SOLIDIFICAZIONE E FUSIONE

I liquidi solidificano quando le molecole hanno energia così bassa da non potersi allontanare. Nel solido le molecole vibrano intorno a posizioni determinate. Il punto di fusione ordinario (T) o punto di solidificazione è la temperatura alla quale il liquido solidifica alla pressione di 1 ATM (varia poco con la pressione). La maggior parte dei liquidi sotto pressione solidifica a una temperatura superiore al punto di fusione, ad eccezione dell'acqua. L'acqua liquida ha un volume minore del ghiaccio a causa dei legami a idrogeno.

Il diagramma di stato delle sostanze pure ci mostra in quali condizioni esistono (sono stabili) le tre fasi: solida, liquida e gassosa di una sostanza pura. Possiamo disegnare un grafico che ci mostra le temperature e le pressioni alla quale esistono (sono stabili) le diverse fasi solide, liquide e gassose di una sostanza pura. È importante notare che ogni solido è una fase, quindi ci possono essere diverse fasi solide di una sostanza.

sostanza.

DIAGRAMMA DI STATO DELL'ACQUA:

Nel punto A: l'acqua è allo stato liquido

Nel punto B: l'acqua è allo stato gassoso (vapore)

Nel punto C: il cubetto di ghiaccio e l'acqua è stabile, tutto è inequilibrio = i due stati sono in equilibrio

Nel triple point: i tre stati sono stabili, in equilibrio

Quindi:

• REGIONI: campo di esistenza del solido, liquido, vapore. Si può seguire la variazione della temperatura a pressione costante
• CONFINE DI FASE o LIMITI DI FASE: condizioni in cui due fasi coesistono in equilibrio dinamico
• PUNTO CRITICO: punto in cui termina la curva LIQUIDO-VAPORE (non va all'infinito). Temperatura oltre la quale lo stato liquido non può esistere (temperatura e pressione critica). Una sostanza può essere liquefatta per compressione solo se si trova a temperatura inferiore a quella critica.
• FLUIDO SUPERCRITICO: sostanza che si trova al di sopra della propria temperatura critica

Il sistema sottoforma di calore

Si attribuisce segno:

• + al calore che entra nel sistema
• - al calore che esce dal sistema

Ciò che entra o esce dal sistema è energia.

ENERGIA = proprietà ESTENSIVA (dipende dalla quantità di campione)

TEMPERATURA = proprietà INTENSIVA (indipendente dalla quantità del campione)

Primo principio della termodinamica: se ottengo energia vuol dire che essa era già contenuta nel mio sistema. Possiamo considerare un sistema chimico come un serbatoio di energia:

• Cinetica (energia termica)
• Potenziale (energia chimica)

Il calore è un flusso di energia termica.

Energia potenziale dipende dalla posizione (distanza dei nuclei, posizione degli elettroni, presenza di legami), essa cambia durante una reazione chimica perché cambia il modo in cui sono legati gli atomi.

Energia cinetica: le particelle (atomi, ioni) che costituiscono la materia si muovono.

Es. consideriamo un gas:

• Traslazione = unica possibilità per un gas

monoatomico - Rotazione - Vibrazione

Es. liquido = si considera come un gas, invece un solido ha gli atomi che sono bloccati nel reticolo cristallino, ma c'è SEMPRE la possibilità di vibrazione. → Energia potenziale si può sempre trasformare in energia cinetica e viceversa. Questo patrimonio di energia lo indichiamo con H = simbolo di ENTALPIA.

Reazione esotermica: → Reazioni in cui il calore prodotto esce/si libera dal sistema → Le combustioni sono tutte esotermiche → Energia diminuisce = se il sistema libera calore, H diminuisce (sarà negativa).

Reazione endotermica: → Reazioni in cui energia entra nel sistema e assorbe calore → Energia aumenta = se il sistema assorbe calore, H aumenta, si innalza (sarà positiva).

Processi endotermici ed esotermici:

• Cambiamenti di stato: endotermici (es. vaporizzazione, fusione) ed esotermici (es. condensazione, congelamento)
• Dissoluzioni: endotermiche (NH₄NO₃ in H₂O) esotermiche (H₂SO₄ in H₂O)

Unità di misura dell'energia: JOUL (J) e la CALORIA (cal), ovvero l'energia necessaria per far innalzare di 1°C la temperatura di 1 g in acqua.

1 cal = 4,184 J

1 J = 0,24 cal

Quindi 1000 J innalzano di 1°C la temperatura di 240 g di acqua.

Capacità termica: quantità di calore necessaria per far variare di 1°C la temperatura di un dato oggetto = PROPRIETÀ ESTENSIVA = calore scambiato / variazione di T.

Ad esempio, se fornisco al sistema 150 kJ e la sua temperatura aumenta di 3°C, significa che la capacità termica è di 150/3,0 = 50 kJ/°C.

Per aumentare di 1°C la temperatura di un campione occorre più energia che per un campione più piccolo.

Calore specifico: capacità termica / massa campione (in grammi) = PROPRIETÀ INTENSIVA, diversa per ogni materiale.

N.B. CALORIMETRO: misura di calore trasferito. Esso deve essere tarato, ovvero deve essere nota la sua capacità termica, in modo da misurare la variazione di T e calcolare il calore liberato o assunto.

calore processo endotermico

Entalpia molare di fusione = ΔH_fusione

Differenza di entalpia di una mole tra stato solido e stato liquido ΔH = H - H_fusione liq sol

Congelamento liq → sol

Si libera calore è un processo esotermico H minore di 0

Entalpia molare di congelamento ΔH_congelamento

ΔH = H - H_congelamento sol liq

Sublimazione sol → gas

È necessario fornire calore è un processo endotermico ΔH maggiore di 0

Entalpia molare di sublimazione ΔH_sublimazione

ΔH = H - H = ΔH + ΔH_sub vap sol fus vap

Curva di riscaldamento: grafico che mostra la variazione di Temperatura del campione che viene riscaldato a velocità costante.

Grafico di curva di riscaldamento dell'acqua

Acqua sotto i 0°C gradi è solida.

La parte orizzontale è il passaggio di stato, dove l'acqua è costante e dove è stata fornita energia (Entalpia).

Valore energia nella linea retta: ΔH = 6.01

chimica dipende da:

• Stato fisico dei reagenti e dei prodotti
• Pressione
• Entalpia di reazione standard ΔH: riferita alla reazione con reagente e prodotti nello stato standard:
  • nella forma pura
  • P a 1 atm
  • nel caso di specie chimiche in soluzione, concentrazione a 1 M

I dati termochimici sono riferiti alla T di 25°C (298,15K)

Se una reazione esotermica come combustione → la reazione inversa sarà endotermica

Ad es. C H O + 6 O → 6 CO + 6 H O ΔH = -2808 kJ

6 12 6 2 2 2

6 CO + 6 H O → C H O + 6 O ΔH = +2808 kJ

2 2 6 12 6 2

La legge di Hess

La variazione di entalpia di una reazione che può essere scomposta idealmente in più reazioni parziali è pari alla somma algebrica delle variazioni di entalpia dei singoli stadi.

Additività del calore di reazione.

Es:

C + O → CO ΔH=?

2 2

C + ½ O → CO ΔH= -110.5 kJ

2

2CO + ½ O → CO ΔH= -283 kJ

2 2

SOMMA:

C + O + CO → CO + CO ΔH= -393.5 kJ

2 2