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- Introduzione
- Teoria atomica della materia (struttura atomica ed esperimenti)
- la tavola periodica (metalli, non metalli e metalloidi proprietà)
- Regole di nomenclatura
- Stechiometria
- Le principali classi di reazioni chimiche (soliti acquosi, redox)
- I gas (le leggi dei gas, massa molare di un gas, pressione parziale)
- Teoria cinetica molecolare
- I... Vedi di più

Esame di Chimica generale docente Prof. A. Martinelli

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esponente della lettera lambda, la quale precederà il nome dell’idruro, separata da

un trattino.

2 – Idracidi: sono i composti che l'idrogeno forma con elementi più elettronegativi, in

cui presenta pertanto nox +1 (H presenta carattere acido) e quindi nella formula va

+

scritto per primo. I principali idracidi si formano dall'unione dell'idrogeno con i non

metalli del gruppo VIIA (alogeni) e con i non metalli del gruppo VIA. Gli idracidi

hanno formula generale H X con n = nox dell’elemento X. Nella nomenclatura

n

tradizionale Il nome degli idracidi si forma facendo seguire al termine "acido" il nome

del non metallo seguito dalla desinenza -idrico. Nella nomenclatura IUPAC l’idracido

è trattato come un composto binario privo di ossigeno. L’elemento più

elettronegativo prende la desinenza –uro, seguito dalla termine “di idrogeno”

(eventualmente con gli opportuni prefissi moltiplicativi).

Esempi: Nome sistematico Nome tradizionale

HF fluoruro di idrogeno acido fluoridrico

HCl cloruro di idrogeno acido cloridrico

HBr bromuro di idrogeno acido bromidrico

HI ioduro di idrogeno acido Iodidrico

H S solfuro di diidrogeno acido solfidrico

2

H Se seleniuro di diidrogeno acido selenidrico

2

H Te tellururo di diidrogeno acido telluridrico

2

HCN cianuro di idrogeno acido cianidrico

HN azoturo di idrogeno acido azotidrico

3

- Composti binari senza ossigeno

I composti binari prendono il nome dall'elemento più elettronegativo il quale prende

la desinenza –uro. La tabella seguente riporta i principali anioni monoatomici ed

omopoliatomici che compaiono in seconda posizione nei composti binari senza

ossigeno:

- - - - -

• H idruro • F fluoruro • Cl cloruro • Br bromuro • I ioduro

-

• At astaturo • S solfuro •Se selenuro • Te tellururo • N nitruro

2- 2- 2- 3-

• P fosfuro • As arsenuro • Sb antimonuro • C carburo • Si siliciuro

3- 3- 3- 4- 4-

- - -

• B boruro • Al alluminuro • Na natruro • Au aururo • K caluro

3- 3-

- - 2- 2-

• O ozonuro • N azoturo • C acetiluro • S disolfuro

3 3 2 2

Fanno eccezione, come abbiamo detto, gli anioni dell’ossigeno:

- 2-

• O ossido • O superossido • O perossido

2- 2 2

Nome sistematico Nome tradizionale

SiC Carburo di silicio Carburo di silicio

SbAs Arsenuro di antimonio (III) Arsenuro antimonioso

Si N Tetranitruro di trisilicio Nitruro di silicio

3 4

AsH Triidruro di arsenico (III) Idruro arsenioso

3

OF Difluoruro di ossigeno Fluoruro di osssigeno

2

ICl Cloruro di iodio Cloruro di iodio

40

SnCl Dicloruro di stagno (II) Cloruro stannoso

2

SnCl Tetracloruro di stagno (IV) Cloruro stannico

4

FeCl Dicloruro di ferro (II) Cloruro ferroso

2

FeCl Tricloruro di ferro (III) Cloruro ferrico

3

AlN Nitruro di alluminio Nitruro di alluminio

CdSe Selenuro di cadmio Selenuro di cadmio

– Cationi poliatomici ottenuti per addizione di H+

I cationi poliatomici ottenuti per addizione di ioni H+ prendono la desinenza –onio

+ + +

• H O ossonio • NH ammonio • PH fosfonio

3 4 4

+ + +

• AsH arsonio • SbH stibonio • H S solfonio

4 4 3

+ + +

• H Se selenonio • H F fluoronio • H Cl cloronio

3 2 2

+ +

• H Br bromonio • H I iodonio

2 2

– Principali cationi: 41

– Principali anioni: 42

Stechiometria

- La mole: è un’unità di misura ideata dai chimici per contare entità chimiche

determinandone la massa. La mole (mol) è l’unità di quantità di sostanza nel Sistema

Internazionale ed è definita come la quantità di sostanza di un sistema che contiene

tante unità elementari quanti sono gli atomi in 0,0012 Kg di carbonio-12. Questo

numero è detto numero di Avogadro che è pari a 6,022 x 10 , quindi una mole

23

contiene 6,022 x 10 entità. La mole specifica il numero di “oggetti” in una massa

23

fissa di sostanza. Una mole ha quindi una massa fissa e offre un metodo pratico per

determinare il numero di atomi, molecole o unità formula in un campione

determinandone la massa.

La massa atomica di un elemento, espressa in unità di massa atomica è

numericamente uguale alla massa di 1 mol di atomi dell’elemento espressa in

grammi, la stessa relazione vale per i composti, ovvero la massa molecolare di un

composto, espressa in unità di massa atomica è numericamente uguale alla massa

di 1 mol di molecole del composto espressa in grammi.

Quindi riassumendo:

- la mole conserva la stessa relazione delle masse tra campioni macroscopici che

esiste tra singole entità chimiche;

- la mole mette in relazione il numero di entità chimiche con la massa di un

campione di quelle entità.

- Massa molare: è la massa per mole delle sue entità (atomi per un elemento,

molecole per un composto..), è quindi espressa in g/mol.

Per calcolare la massa molare è necessaria la tavola periodica, come eseguire i

calcoli:

- Elementi: si cerca semplicemente la massa atomica dell’elemento sulla tavola

periodica e poi se gli elementi sono monoatomici allora la massa molare sarà

uguale al valore numerico trovato espressa in g/mol, mentre se gli elementi sono

molecolari allora il valore numerico trovato deve essere moltiplicato per il numero di

atomi di quell’elemento contenuti nella molecola.

- Composti: la massa molecolare di un composto è la somma delle masse molari

degli atomi degli elementi nella formula.

- Interconversione di quantità di sostanza massa e numero di entità chimiche:

la mole permette di calcolare la massa di una sostanza in un campione se si

conosce il numero di moli della sostanza (la quantità); viceversa, se si conosce la

massa si può calcolare in numero di moli. La massa molare può essere usata come

fattore di conversione: si moltiplica per la massa molare di un elemento o di un

composto per massare da numero di moli (mol) a massa (g).

Massa (g) = numero di moli x MM

Mentre dividendo per la massa molare passiamo dalla massa (g) al numero di moli

(mol).

Numero di moli (mol) = massa / MM 43

Allo stesso modo possiamo usare come fattore di conversione il numero di

Avogadro: se si moltiplica per il numero di Avogadro si passa da moli al numero di

entità;

Numero di entità = numero di moli x 6,022 x 10 23

mentre se si divide per il numero di Avogadro si ottiene il numero di moli.

Numero di moli = numero di entità / 6,022 x 10 23

- Percentuale in massa ottenuta da una formula chimica: la massa di ogni

elemento in un composto rappresenta una relativa percentuale in massa. Nel caso

di una singola molecola si usa la seguente formula:

% in massa di X = (moli di X nella formula x MM di X / massa di 1 mol di composto) x 100

Ovviamente la somma delle percentuali di ogni elemento nel composto deve

essere uguale al 100%.

- Determinazione della formula di un composto sconosciuto:

• Formule empiriche: la formula empirica fornisce il rapporto di numeri interi più

semplici di moli di ciascun elemento nel composto e si ottiene decomponendo un

composto negli elementi costituenti, pesando la massa di ciascun componente,

convertendo questa massa in numeri di moli e poi in pedici ovvero numeri interi.

• Formule molecolari: la formula molecolare indica il numero di moli di ciascun

elemento in una mole di composto. In alcuni casi formula empirica e molecolare

sono uguali, ma solitamente la formula molecolare è un multiplo della formula

empirica.

Multiplo = MM composto / massa della formula empirica

• Analisi per combustione: si usa per misurare le quantità di carbonio e idrogeno in

un composto organico combustibile. Il composto viene bruciato in presenza di O 2

pure e quindi tutto l’idrogeno contenuto nel composto viene convertito in H O, e

2

tutto il carbonio in CO . Determinando la massa dell’acqua e dell’anidride

2

carbonica si possono calcolare le quantità di C e H e quindi si può trovare la formula

empirica del composto.

• Formule chimiche e struttura delle molecole: come abbiamo visto la formula

empirica indica il numero relativo di atomi nella molecola, ma composti diversi

possono avere la stessa formula empirica. La formula molecolare indica invece il

numero reali di atomi di ciascun elemento nella molecola ma composti diversi

possono avere la stessa formula molecolare, ciò che cambia è però la formula di

struttura che ci permette di prevedere il comportamento della molecola.

- Scrittura e bilanciamento delle equazioni chimiche: pensare in termini di moli

permette di chiarire le quantità di sostanze che partecipano ad una reazione in

quanto un confronto tra i numeri di moli è in grado di fornirci il rapporto delle le

sostanze reagenti.

Un’equazione chimica è un enunciato, in formule, che esprime le identità e le

quantità delle sostanze che partecipano a una trasformazione chimica o fisica. Il

primo membro indica la quantità di ogni sostanza presente prima della

trasformazione, mentre il secondo le quantità presenti dopo la trasformazione. La

44

reazione dovrà quindi essere bilanciata in modo che nei due membri ci sia lo stesso

numero di atomi di ciascuna specie (leggi della massa e della teoria atomica).

Tutte le sostanze che reagiscono durante la trasformazione sono dette reagenti e

sono scritte a sinistra di una freccia che va verso le sostanze prodotte (prodotti).

Per bilanciare la reazione occorre porre davanti a ciascuna sostanza un numero

detto coefficiente stechiometrico (o coefficiente di bilanciamento) ovvero un

moltiplicatore numerico di tutti gli atomi presenti nella formula che lo segue.

Generalmente per bilanciare in modo più semplice conviene partire dalla sostanza

più complessa per poi arrivare a quella più semplice.

Generalmente è preferibile avere i coefficienti come numeri interi quindi se

necessario moltiplicheremo tutti i coefficienti in modo da ottenere tutti numeri interi.

Inoltre un coefficiente pari a uno è sottointeso e non si scrive.

Dopo aver bilanciato è necessario fare una verifica ed infine dobbiamo specificare

gli stati di aggregazione di ogni sostanza presente: solido (s), liquido (l), gas (g),

soluzione acquosa (aq).

- Reazioni chimiche in cui partecipa un reagente limitante: il reagente limitante

è colui che fa arrestare la reazione chimica in quanto si esaurisce per primo (limita la

quantità di prodotto), quindi resteranno una certa quantità degli altri reagenti (non

limitanti) che non hanno reagito. Per prima cosa è necessario vedere qual è il

reagente limitante. NR = n / coefficiente stechiometrico

Calcoliamo l’NR di ciascun reagente quello che avrà NR minore sarà il reagente

limitante.

- Espressione delle concentrazioni in termini di molarità:

Una soluzione è costituita da soluto (colui che si scioglie) e solvente (colui che

scioglie). All’intero di una soluzione le entità chimiche del soluto si disperdono

uniformemente in tutto il solvente e vengono circondate dal solvente. La

concentrazione di una soluzione indica in genere la quantità di soluto disciolta in

una data quantità di soluzione, è una grandezza intensiva. La molarità (M) esprime

la concentrazione in moli di soluto per litro di soluzione: M = n soluto/ V soluzione (L)

Da questa formula possiamo poi ricavare le formule inverse per determinare il

numero di moli o il volume della soluzione.

- Preparazione e diluizione di soluzioni molari: quando prepariamo una soluzione

di specifica molarità dobbiamo tenere presente che il volume da considerare e

quello della soluzione e non del solvente. Per preparare una soluzione dobbiamo

seguire i seguenti passaggi:

1 - Determinare la massa di soluto necessaria;

2 – Trasferire il soluto in un matraccio che contenga circa la metà del volume finale

di soluzione;

3 – Sciogliere completamente il solido tramite l’agitazione;

4 – Aggiungere solvente fino ad arrivare al volume finale.

Per diluire una soluzione è necessario aggiungere soltanto il solvente, in questo modo

il soluto si disperderà in un volume maggiore e quindi la soluzione sarà meno

concentrata.

Per diluire le soluzioni si utilizza la seguente formula: M x V = M x V

1 1 2 2

45

Le principali classi di reazioni chimiche

- L’acqua come solvente: molte reazioni si svolgono in soluzione acquosa, quindi è

molto importante comprendere il ruolo dell’acqua come solvente.

A seconda della loro natura, alcuni solventi sono passivi: disperdono le molecole di

soluto ma non interagiscono con esse; mentre altri come l’acqua sono attivi ovvero

interagisce molto con i reagenti influenzando anche i loro legami.

- La solubilità dei composti ionici: quando un composto ionico solido viene sciolto

in acqua avviene un’importante trasformazione ovvero il composto si dissocia in ioni

positivi e negativi. I cationi vengono circondati da molecole di acqua che si dirigono

verso di esso con le estremità positive, mentre i cationi vengono circondati dalle

estremità negative, questo processo prende il nome di solvatazione. Gli ioni così

circondati sono liberi di muoversi, il loro movimento in condizioni normali è casuale,

ma se noi introduciamo nella soluzione due elettrodi collegati ad un generatore di

corrente continua, gli ioni si muoveranno secondo uno schema ben preciso, quelli

positivi andranno verso l’elettrodo negativo e viceversa. Compiendo questi

movimenti la soluzione è in grado di condurre la corrente elettrica e i composti le cui

soluzioni hanno questa capacità sono detti elettroliti. Tutti i composti ionici solubili in

acqua sono elettroliti.

- Soluti acquosi: subiscono solvatazione semplice e si dividono in:

• Elettroliti: sostanze la cui soluzione acquosa è in grado di condurre la corrente

elettrica.

- Ionici: sono già formati da ioni ancora prima di entrare in acqua che ha solo

+ -

ruolo solvente. Esempio: NaCl (s) → Na (aq) + Cl (aq)

~ Forti: la dissociazione elettrolitica è completa e comprendono: sali molto

solubili; idrossidi molto solubili. Condizione sufficiente ma non necessaria perché un

+ + + -

sale sia molto solubile è che contenga i seguenti ioni: Na , K , NH , NO . Gli idrossidi

4 3

molto solubili sono basi forti: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) , Sr(OH) , Ba(OH) .

2 2 2

+ -

Esempi: K PO (aq) → 3 K (aq) + PO (aq)

3 4 4

+ -

KOH (aq) → K (aq) + OH (aq)

~ Deboli: la dissociazione elettrolitica è parziale e comprendono: sali poco

solubili; idrossidi poco solubili.

+ -

Esempi: AgCl (s) ↔ Ag (aq) + Cl (aq)

3+ -

Fe(OH) (s) ↔ Fe (aq) + OH (aq)

3

- Covalenti: l’acqua ha due ruoli: reagente e solvente.

+ -

Esempio: HF (aq) + H O (l) ↔ H O (aq) + F (aq)

2 3

• Non elettroliti: sostanze la cui soluzione acquosa non è in grado di condurre la

corrente elettrica. L’acqua ha solo ruolo solvente, esempio: soluzione di glucosio, le

molecole sono solvatate. Sono zuccheri; aldeidi, chetoni e alcoli fino a 3 atomi di

carbonio.

- Forti: la ionizzazione è completa. Sono gli acidi forti: HCl, HBr, HClO , HI, HNO ,

4 3

+ -

H SO . HNO (aq) + H O (l) → H O (aq) + NO (aq)

2 4 3 2 3 3

- deboli: la ionizzazione è parziale. 46

- Il carattere polare dell’acqua: l’acqua ha la capacità di separare gli ioni in un

processo che riduce notevolmente la forza di attrazione

elettrostatica tra gli ioni.

Il potere dell’acqua come solvente deriva da due

caratteristiche della sua molecola: la distribuzione dei suoi

elettroni di legame e la sua forza complessiva.

Nella molecola di acqua il legame tra ossigeno e idrogeno è

covalente, gli atomi però non essendo uguali condividono gli

elettroni in maniera disuguale, ovvero l’atomo di ossigeno attrae più intensamente

gli elettroni che quindi passeranno più tempo intorno ad esso. Questa distribuzione

degli elettroni genera poli parzialmente carichi: all’estremità O si crea un polo

parzialmente negativo (δ-) e all’estremità H si crea un polo parzialmente positivo

(δ+). La molecola dell’acqua ha inoltre una forma particolare in quanto gli atomi H –

O – H formano un angolo. Per tutti questi motivi la molecola dell’acqua è una

molecola polare.

- Solubilità dei composti ionici in acqua: i composti ionici sono solubili in acqua

perché quando si dissociano in ioni e questi vengono solvatati l’attrazione tra gli ioni

è minore dell’attrazione tra lo ione e le molecole d’acqua. Non tutti i composti ionici

sono solubili in acqua però, questo accade quando una volta messi in acqua

l’attrazione tra gli ioni è maggiore dell’attrazione tra lo ione e la molecola d’acqua.

In realtà non è vero che non si sciolgono affatto, ma si scioglie soltanto una

piccolissima quantità.

- Solubilità dei composti covalenti in acqua: l’acqua scioglie anche alcuni

composti covalenti che però non si dissociano in ioni ma rimangono intatte, inoltre le

loro soluzioni non conducono la corrente elettrica e sono detti non elettroliti.

Un’eccezione è rappresentata dai composti covalenti idrogenati i quali

interagiscono fortemente con l’acqua dissociandosi in ioni e determinando la

formazione di acidi. In queste molecole l’atomo legato ad H attrae maggiormente

la coppia di elettroni condivisa. Un esempio è l’HCl, dove l’estremità Cl è

parzialmente negativa e l’estremità H è parzialmente positiva, quindi una volta posta

in acqua le molecole dell’acqua saranno attratte rispettivamente dalle cariche +

positive e negative rompendo il legame H – Cl e portando alla formazione di ioni H

- +

e Cl . Lo ione H è molto particolare in quanto in realtà è semplicemente un protone,

essendo così piccolo e carico positivamente crea una forte attrazione nei confronti

delle molecole di acqua fino a creare un legame covalente con essere e formare lo

+

ione idronio H O . In realtà però per semplificare si scrive semplicemente H .

+

3

Scrittura delle equazioni per le reazioni ioniche in soluzione acquosa:

Per rappresentare le reazioni ioniche in soluzione acquosa si utilizzano tre tipi di

equazioni: equazioni molecolari, equazioni ioniche totali e equazioni ioniche nette.

Esempio: miscelando nitrato d’argento con il cromato di sodio si ottiene il cromato

d’argento (Ag CrO ).

2 4

- L’equazione molecolare è quella che fornisce meno informazioni sulle specie in

soluzione e mostra tutti i reagenti e i prodotti come se fossero composti intatti e

47

indissociati: 2AgNO (aq) + Na CrO (aq) → Ag CrO (s) + 2NaNO (aq)

3 2 4 2 4 3

- L’equazione ionica totale rappresenta la reazione in modo molto più accurato

perché mostra tutte le sostanze ioniche solubili dissociate in ioni:

- -

2Ag (aq) + 2NO (aq) + 2Na (aq) + CrO (aq) → Ag CrO (s) + 2Na (aq) + 2NO (aq)

+ + 42- +

3 2 4 3

-

Tuttavia, gli ioni NO3 e Na compaiono in entrambi i membri dell’equazione e sono

+

detti ioni spettatori poiché non partecipano all’effettiva trasformazione chimica.

Questi ioni sono presenti come parte dei reagenti per bilanciare le cariche.

- L’equazione ionica netta è la più utile perché elimina gli ioni spettatori e mostra la

trasformazione chimica che avviene effettivamente:

2Ag (aq) + CrO (aq) → Ag CrO (s)

+ 42- 2 4

Reazioni di ossidoriduzione (reazioni redox):

Le reazioni redox comprendono la formazione di un composto a partire dai suoi

elementi (e viceversa) e sono: tutte le reazioni di combustione, le reazioni che

generano corrente elettrica nelle batterie, le reazioni che generano energia

cellulare e molte altre.

- La forza motrice per i processi redox: nelle reazioni redox l’evento chimico

essenziale è il movimento netto di elettroni da un reagente all’altro. Il movimento di

elettroni avviene con un verso specifico: dal reagente con minor attrazione per gli

elettroni al reagente con più attrazione per gli elettroni. Il movimento di carica

elettronica avviene nella formazione sia dei composti ionici che dei composti

covalenti ma vi è una differenza:

- quando si forma un composto ionico a trasformazione è rappresentata da un

trasferimento di carica elettronica con la conseguente formazione degli ioni che si

aggregheranno e formeranno un solido ionico.

- quando si forma un composto covalente a partire dai suoi elementi si ha uno

“spostamento” di carica elettronica, più che un trasferimento e quindi non riescono

a formarsi gli ioni.

- Terminologia essenziale delle reazioni redox:

L’ossidazione è la cessione di elettroni e l riduzione è l’acquisto di elettroni.

La cessione e l’acquisto di elettroni sono simultanei, ma possiamo immaginare che

avvengano in passaggi separati:

- Ossidazione: cessione di elettroni da parte di Mg Mg → Mg + 2e

+2 -

- Riduzione: acquisto di elettroni da parte di O ½ O + 2e → O

- 2-

2 2

Poiché O ha acquistato gli elettroni che Mg ha ceduto quando è stato ossidato, si

2

dice che O ha ossidato Mg e quindi O è l’agente ossidante(specie che effettua

2 2

l’ossidazione, quella che riceve gli elettroni). Viceversa Mg sarà l’agente riducente

poiché effettua la riduzione (cede gli elettroni).

L’agente ossidante → viene ridotto (prende elettroni)

L’agente ossidante → viene ossidato (cede elettroni)

- Impiego dei numeri di ossidazione per monitorare il movimento di carica

elettronica: una reazione redox è una reazione in cui i numeri di ossidazione delle

specie variano:

- l’ossidazione è rappresentata da un aumento del numero di ossidazione;

- la riduzione è rappresentata da una diminuzione del numero di ossidazione.

48

- Bilanciamento delle equazioni redox: una reazione redox è bilanciata quando il

numero di elettroni ceduti dall’agente riducente sia uguale al numero degli elettroni

acquistati dall’agente ossidante.

- Riconoscimento delle reazioni redox: è possibile riconoscere una reazione redox

oltre che dalla variazione dei numeri di ossidazione anche se:

- un elemento allo stato naturale viene trasformato in un composto;

- sono presenti ossidanti e riducenti noti:

Agenti ossidanti Agenti riducenti

O H

2 2

Alogeni: F , Cl , Br , I Metalli alcalini

2 2 2 2

HNO Metalli alcalino – terrosi

3

2- C

Cr O

2 7 -

MnO

4 49

I gas

I gas hanno un comportamento facilmente studiabile che ha permesso di capire la

struttura dell’atomo. Anche se il loro comportamento chimico dipende dalla loro

composizione, tutti i gas hanno un comportamento fisico simile.

- Caratteristiche dei gas: molti aspetti del loro comportamento differenziano i gas

da liquidi e solidi:

1 – il volume di un gas varia notevolmente al variare della pressione, ovvero se un

campione di gas è racchiuso in un recipiente di volume variabile, una forza esterna

è in grado di comprimere il gas e se questa si arresta il volume aumenta

nuovamente. Liquidi e solidi si oppongono a variazioni del loro volume.

2 – il volume di un gas varia notevolmente al variare della temperatura, ovvero se un

campione di gas viene riscaldato il suo volume aumenta, mentre se viene

raffreddato il volume diminuisce.

3 – i gas hanno viscosità relativamente bassa, fluiscono molto più facilmente di

liquidi e solidi.

4 – la maggior parte dei gas ha densità relativamente basse in condizioni normali di

temperatura e pressione. La densità di un gas è generalmente espressa in g/L.

Quando un gas si raffredda la sua densità aumenta perché il suo volume diminuisce.

5 – le molecole di un gas occupano un volume pari allo 0,1% del volume del

recipiente in cui sono contenute a temperatura e pressione ambiente.

6 – i gas sono miscibili e si mescolano tra loro in qualsiasi rapporto per formare una

soluzione. Le miscele gassose sono sempre omogenee.

Queste caratteristiche ci permettono di capire che le molecole di un gas sono molto

più distanti l’una dall’altra che in un liquido o un solido

- Pressione e misurazione: la pressione (P) è la forza che agisce su un oggetto per

unità di area ed è molto importante per definire lo stato termodinamico.

P = forza (F) / area (A)

L’attrazione gravitazionale esercitata dalla terra attrae i gas atmosferici verso la

superficie dove i gas esercitano una forza su tutti i corpi pari a una pressione di 10000

N/m . Ovvero una colonna d’aria della sezione di un metro quadrato esercita una

2

forza di 10000 N.

La pressione esercitata da una colonna d’aria è di 10000 Pa (Pascal) = 100 KPa.

Dato che le molecole di un gas si muovono in ogni direzione il gas esercita una

pressione atmosferica uniforme.

La pressione esercitata sul nostro corpo dall’esterno è equivalente a quella

esercitata dall’interno e

quindi la pressione netta

esercitata sul nostro corpo

è nulla. Il seguente

esempio però ci permette

di capire cosa

accadrebbe se così non

fosse: se la pressione

esterna non fosse più

50

controbilanciata l’effetto sarebbe quello di una lattina che si accartoccia, si

schiaccia.

- Dispositivi per misurare la pressione di un gas:

barometro

Il è un dispositivo usato per misurare la pressione atmosferica inventato

nel 1644 dal fisico e matematico Evangelista Torricelli, ed è un tubo di vetro lungo

circa un metro, chiuso ad un’estremità riempito di mercurio e capovolto ed inserito

in una vaschetta contenente mercurio.

Capovolgendo il tubo nella vaschetta una parte di

mercurio fuoriesce dal tubo creando il vuoto sopra al

mercurio rimasto, fino ad arrestarsi ad un’altezza di

760 mm (in condizioni normali ed al livello del mare).

Questo accade perché in corrispondenza di questo

livello la colonna di mercurio nel tubo esercita una

pressione uguale a quella esercitata dall’atmosfera

sula superficie del mercurio nella vaschetta, che

trasmettendosi in tutte le direzioni impedisce al

mercurio nel tubo di fuoriuscire ulteriormente.

Analogamente se un tubo in cui è stato fatto il vuoto

viene inserito in una vaschetta contenente mercurio

aperta all’atmosfera, il mercurio risale fino ad un’altezza di 760 mm, perché la

pressione atmosferica lo spinge fino a quel punto.

Non è importante la sezione del tubo in quanto, il peso del mercurio è maggiore se il

diametro del tubo è maggiore, ma è maggiore anche l’area della sezione del tubo

e quindi la pressione, il rapporto tra il peso e l’area della superficie su cui si esercita è

uguale. A causa di questo esperimento un’unità di misura utilizzata per misurare la

pressione è il millimetro di mercurio e quindi la pressione atmosferica standard è di

760 mmHg, che però diminuisce all’aumentare della quota.

Si utilizza il mercurio in quanto questo ha un’elevata densità che consente di

realizzare uno strumento di dimensioni contenute.

manometro

Il è un dispositivo usato per misurare la pressione di un gas in un

recipiente chiuso. Può essere di due tipi:

- manometro a tubo chiuso, costituito da un tubo curvo pieno di mercurio chiuso ad

un estremità e collegato ad un

recipiente all’altra estremità. Se nel

recipiente è fatto il vuoto il livello del

mercurio nei due rami del tubo è lo

stesso perché non viene esercitata

alcuna pressione. Se invece nel

recipiente viene introdotto un gas,

questo fa scendere il livello del

mercurio nel ramo collegato al

recipiente e lo fa salire nel ramo chiuso. La differenza tra queste due altezze (ΔH)

indica la pressione del gas.

- manometro a tubo aperto, costituito da un tubo curvo pieno di mercurio aperto a

un’estremità ed è quindi in comunicazione con l’atmosfera; l’altra estremità è

51

collegata con un recipiente contenente il gas. La pressione atmosferica si esercita su

una superficie del mercurio, mentre la pressione del gas sull’altra. Il ΔH tra le due

pressioni indica la pressione del gas, ma per calcolarla prima è necessario misurare

separatamente la pressione atmosferica con un barometro, e quindi ogni 760 mmHg

ci sarà una differenza di circa 1 atm.

- Unità di misura della pressione: la pressione è la forza esercitata su una

superficie riferita all’area della superficie. Nei Sistema Internazionale l’unità di misura

della forza è il Newton (N). 1N = 1 Kg ∙ m/s .

2

L’unità di misura della pressione nel Sistema Internazionale è il pascal (Pa), 1 Pa è la

pressione esercitata da una forza pari a 1 N applicata a una superficie di 1 m ;

2

quindi 1 Pa = 1 N/ m

2

Un’altra unità utilizzabile, ma molto più grande è l’atmosfera (atm), inizialmente

definita come la pressione esercitata da una colonna di mercurio alta 760 mm.

1 atm = 101325 Pa = 101,325 KPa

Un’altra unità è il millimetro di mercurio (mmHg o Torr);

1 mmHg = 1/760 atm = 1,3 x 10 atm = 101,325 / 760 KPa = 133,322 Pa

-3

Infine vi è il bar, molto usato in meteorologia:

1 bar = 100 KPa = 10000 Pa

1 atm = 101325 Pa = 101,325 KPa = 760 mmHg = 1,013 bar

- Le leggi dei gas: il comportamento fisico di un gas può essere descritto grazie a

quattro variabili: pressione (P), temperatura (T), volume (V) e quantità ovvero

numero di moli (n). Queste variabili sono indipendenti e ciascuna può essere

misurata determinando le altre tre. Il comportamento dei gas è una conseguenza

della loro struttura a livello molecolare.

Tra le variabili vi sono tre relazioni fondamentali: la legge di Boyle, la legge di Charles

e la legge di Avogadro, ciascuna delle quali evidenzia l’effetto di una variabile

sull’altra mentre le altre due variabili sono tenute costanti.

Le tre leggi elencate sono casi particolari di una relazione generale tra le variabili

nota come equazione di stato dei gas perfetti. Un gas perfetto o ideale è un gas che

presenta relazioni lineari, semplici tra volume, pressione temperatura e numero di

moli. 52

I gas perfetti non esistono ma la maggior parte dei gas semplici hanno un

comportamento quasi ideale.

- Relazione tra volume e pressione: la legge di Boyle

Boyle dopo una serie di esperimenti affermò che a una data temperatura il volume

occupato da un gas è inversamente proporzionale alla sua pressione.

Costruì un tubo di vetro a forma di J, sigillò il ramo più corto e versò il mercurio in

quello più lungo; in questo modo una certa quantità di aria restava intrappolata nel

ramo più corto: il gas oggetto dell’esperimento.

In base all’altezza della colonna d’aria intrappolata e al diametro del tubo, calcolò

il volume dell’aria. La pressione esercitata sulla colonna d’aria era quella

atmosferica più quella della colonna di mercurio, essendo temperatura e numero di

moli dell’aria costanti, Boyle osservò direttamente l’effetto della pressione sul

volume, in quanto versando ancora mercurio nel tubo la pressione esercitata

aumentava e il volume dell’aria diminuiva. Ottenne i seguenti risultati:

- il prodotto dei valori di P e V è costante;

- V è inversamente proporzionale a P;

- V è direttamente proporzionale a 1/P.

Generalizzando queste osservazioni si ottiene la legge di Boyle: a temperatura

costante il volume occupato da una quantità fissa di gas è inversamente

proporzionale alla pressione applicata: V 1/P [T e n fisse] → PV = costante → V =

costante /P [T e n fisse]

Come possiamo vedere il grafico di V contro P è un’iperbole, mentre il grafico di V

contro 1/P è una linea retta che passa per l’origine.

La legge di Boyle può essere espressa anche nel seguente modo:

P V = P V con n e T costanti

1 1 2 2

- Relazione tra volume e temperatura: la legge di Charles

Gli esperimenti di Boyle suscitarono una domanda: perché la relazione pressione –

volume è valida solo a temperatura costante?

Gli scienziati francesi Charles e Gay – Lussac esaminarono questa relazione: il

volume di una quantità fissa di un gas soggetto a pressione costante ma a

temperature diverse.

Per il loro esperimento utilizzarono un tubo chiuso ad un’estremità che intrappola

53

una quantità fissa di gas sotto un tappo di mercurio, immerso in un bagno d’acqua

che può essere riscaldato o raffreddato. Misurarono dopo ogni variazione della

temperatura dell’acqua la lunghezza della colonna d’aria (direttamente

proporzionale al suo volume).

La pressione esercitata è costante in quanto pressione atmosferica e tappo di

mercurio non cambiano. Ponendo i dati in un grafico (V contro T) si ottiene questa

volta una relazione lineare e quindi le due variabili sono direttamente proporzionali e

quindi: per una data quantità di gas a una data pressione, il volume aumenta

all’aumentare della temperatura.

Nel grafico estrapolando la retta a temperature inferiori si vede che il volume si

contrae fino ad arrivare a – 273 °C (zero assoluto) che rappresenta l’origine.

Ovviamente nessun campione di materia può avere volume zero.

Legge di Charles o prima legge di Gay-Lussac: a pressione costante il volume

occupato da una quantità fissa di gas è direttamente proporzionale alla sua

temperatura assoluta:

V T [P e n fisse] → V/T = costante → V = costante x T [P e n fisse]

Quando nella legge si parla di temperatura assoluta vuol dire che bisogna utilizzare

la scala Kelvin perché altrimenti la retta che si ottiene nel grafico non passerebbe

dall’origine.

La legge di Charles si può anche esprimere nel seguente modo:

V /T = V /T con n e P costanti

1 1 2 2

- Altre relazioni basate sulla legge di Charles e sulla legge di Boyle:

Dalla legge di Boyle e dalla legge di Charles conseguono altre due relazioni

importanti:

1. La relazione pressione – temperatura; la legge di Charles è espressa come

variazione della temperatura sul volume di un gas. Il volume e la pressione sono

interdipendenti e quindi l’effetto della temperatura sul volume è in relazione con il

suo effetto sulla pressione.

Perciò a volume costante, la pressione esercitata da una quantità fissa di gas è

direttamente proporzionale alla temperatura assoluta:

54

P T [V e n fisse] → P/T = costante → P = costante x T [P e n fisse]

Quindi: P /T = P /T

1 1 2 2

2. La legge combinata dei gas o legge generale dei gas; è la combinazione tra

legge di Boyle e legge di Charles ed è valida quando due delle tre variabili (V, P, T)

variano e si deve trovare l’effetto sulla terza:

V T/P → V = costate x (T/P) → (PV)/T = costante

Quindi: (P V )/T = (P V )/T [con n fisso]

1 1 1 2 2 2

- La relazione tra volume e numero di moli: la legge di Avogadro

Se poniamo 0,10 mol di gas in una provetta collegata a un sistema stantuffo-cilindro

e0,20 mol di un altro gas in un’altra provetta vedremo che il volume del gas nel

secondo cilindro è il doppio del volume del gas nel primo. Questo indica che la

quantità di moli doppia di gas occupa un volume doppio, a pressione e

temperatura costanti.

A una temperatura fissa e a una pressione fissa, il volume occupato da un gas è

direttamente proporzionale alla quantità in moli di gas:

V n [P e T fisse] → V/n = costante → V = costante x n [P e T fisse]

Secondo la legge di Avogadro a una temperatura fissa e a una pressione fissa,

volumi uguali di ogni gas perfetto contengono numeri uguali di particelle o di moli.

- Comportamento di un gas in condizioni normali di temperatura e pressione:

Condizioni normali o standard di pressione e temperatura (NTP o STP):

0 °C = 273,15 K e 1atm (760 mmHg) In queste condizioni il

volume di una mole di

un gas perfetto è detto

volume molare normale

o standard ed è pari a

22,4141 L.

Dall’immagine possiamo

vedere che per una

mole di qualsiasi gas il

volume occupato è

sempre 22,4 L. Quindi

per conoscere il tipo di

gas che abbiamo sono

55

necessarie massa e densità che sono caratteristiche e diverse per ogni tipo di gas.

- Relazione tra quantità e volume: legge di Gay – Lussac della combinazione dei

volumi

aA + bB → cC + dD

a moli di A + b moli di B → c moli di C + d moli di D

Se A, B, C e D sono gas in stesse condizioni di pressione e temperatura allora i

coefficienti stechiometrici sono i rapporti in volume dei gas che reagiscono.

- L’equazione di stato dei gas perfetti: combinando la legge di Boyle, la legge di

Charles e la legge di Avogadro in un’unica relazione otteniamo l’equazione di stato

dei gas perfetti: V nT)/ P → PV nT → (PV)/(nT) = R

∝ ( ∝

R è una costante di proporzionalità detta costante universale dei gas

Quindi l’equazione di stato dei gas perfetti si può scrivere nel seguente modo:

PV = nRT

Misurando il volume, la temperatura e la pressione di una certa quantità di gas

possiamo trovare R che risulta essere pari a 0,0821 L ∙ atm/ mol ∙ K se la pressione è

espressa in atm, il volume in L e la temperatura in K. Mentre se si usano altre unità di

misura può avere valori diversi: R è una costante termodinamica fondamentale →

L x atm = L x F/L = F x L = Energia (J). Quindi R è 0,0821 solo nell’equazione di stato

3 2

dei gas perfetti, in J è 8,3144 J/mol ∙ K e si utilizza in moltissimi casi.

Se abbiamo un gas in due diverse condizioni possiamo scrivere la seguente

equazione: (P V )/(n T ) = (P V )/(n T )

1 1 1 1 2 2 2 2

- Risoluzione dei problemi sulle leggi dei gas: i problemi sui gas si possono

generalmente raggruppare in due tipi principali:

- una variazione di una delle due quattro variabili causa una variazione di un’altra

variabile, mentre le due variabili sono mantenute costanti. In questo tipo di problemi

a seconda di quale variabili rimangono costanti e quali variano si applica una delle

tre leggi elencate prima.

- una variabile è incognita ma le altre tre sono note e rimangono invariate. In questi

problemi si applica direttamente l’equazione di stato dei gas perfetti.

- Densità di un gas: tutti i gas sono miscibili quando vengono miscelati

intimamente; ma in assenza di miscelazione, un gas meno denso sovrasterà quello

più denso; le differenze di densità tra gas diversi dipendono dalle differenze di massa

molare. Possiamo quindi introdurre nell’equazione dei gas perfetti la massa molare in

quanto il numero di moli è il rapporto tra la massa e la massa molare. Otteniamo:

PV = (m/MM)RT → (m/V) = d = (MM x P)/(RT)

Si ricavano due concetti:

- la densità di un gas è direttamente proporzionale alla sua massa molare perché

una quantità di gas più pesante occupa lo stesso volume di una stessa quantità di

un gas più leggero (legge di Avogadro);

- la densità di un gas è inversamente proporzionale alla temperatura, in quanto il

56

volume di un gas aumenta all’aumentare della temperatura (legge di Charles).

- Massa molare di un gas: mediante un riordinamento dell’equazione di stato dei

gas ideali determiniamo la massa molare:

n = m/MM = (PV)/(RT) → MM = (mRT)/PV → MM = (dRT)/P

- Il metodo Dumas: è un metodo che permette di determinare la massa molare di un

liquido volatile. Dumas utilizzò un apparecchio costituito da un pallone di massa e

volume noti nel quale viene inserito un piccolo volume di liquido. Il pallone viene

chiuso con un tappo con un foro nel quale è inserito un tubo capillare, ed immerso

nell’acqua a temperatura fissa superiore di quella di

ebollizione del liquido. In questo modo il liquido evapora, il

gas riempie il pallone ed una parte fuoriesce dal capillare.

Quando tutto il liquido e diventato gas la pressione del gas

all’interno del pallone è uguale alla pressione atmosferica. A

questo punto si toglie il pallone dall’acqua e si raffredda, il

gas condensa e torna liquido. Si determina nuovamente la

massa del pallone per ottenere la massa del liquido ovvero

del gas rimasto nel recipiente. A questo punto conoscendo

la massa del gas, il volume del pallone (che è quello

occupato dal gas), la pressione del gas (uguale alla

pressione atmosferica) e la temperatura, possiamo calcolare

la massa molare.

- Volumi di gas nelle reazioni chimiche:

l’equazione dei gas ideali mette in relazione P, V, T con il numero di moli del gas, il

valore di n che si ottiene può essere usato nei calcoli stechiometrici.

- La pressione parziale di un gas in una miscela di gas: l’equazione di stato dei

gas perfetti è valida per tutti i gas puri e per le miscele, perché:

- i gas si miscelano in modo omogeneo (soluzione);

- ogni gas in una miscela si comporta come se fosse l’unico gas presente, perché le

molecole di gas stanno piuttosto lontane tra loro e quindi si comportano in maniera

indipendente tra loro.

- La legge di Dalton delle pressioni parziali: dalton osservò che quando si aggiunge

vapore acqueo all’aria secca la pressione dell’aria aumenta di un incremento pari

alla pressione del vapore acqueo. Quindi dedusse che ogni gas presente in una

miscela esercita una pressione parziale: una parte della pressione totale della

miscela, che è uguale alla pressione che il gas eserciterebbe nelle stesse condizioni

se fosse solo.

Legge di Dalton delle pressioni parziali: in una miscela di gas, la pressione totale è la

somma delle pressioni parziali dei singoli gas costituenti la miscela:

P = P + P + P + …

totale 1 2 3

Ogni gas presente nella miscela segue l’equazione dei gas ideali: P = n (RT/V)

x x

Ciascun componente della miscela fornisce una frazione del numero totale di moli

della miscela detta frazione molare (X = n /n ) che moltiplicata per 100 da la

gas miscela

57

percentuale molare. La somma di tutte le frazioni molari della miscela deve essere 1

e quindi la somma delle percentuali molari 100%.

Essendo la pressione totale dovuta al numero di moli, la pressione parziale è quindi:

P = X ∙ P

A A totale

Raccogliere un gas sott’acqua: i gas possono essere fatti gorgogliare attraverso

l’acqua contenuta in un recipiente e

raccolti in un cilindro capovolto

nell’acqua (bagno pneumatico ad

acqua). Il gas raccolto però non è

puro in quanto c’è sempre una parte

di vapore acqueo che sta in

equilibrio con l’acqua e genera una

pressione di vapore, quindi per calcolare la pressione del gas dobbiamo sottrarre

alla pressione totale esercitata la pressione di vapore (ovvero la pressione

dell’acqua). 58

La teoria cinetica molecolare dei gas

La teoria cinetica molecolare è un modello che spiega il comportamento dei gas

ideali (ovvero che seguono l’equazione di stato) e ci permette di capire perché i

gas reali non seguono questa legge. Questo modello collega l’osservazione

macroscopica al mondo microscopico.

Riassumendo la teoria cinetica molecolare:

- è stata sviluppata per spiegare le leggi dei gas;

- è basata sul moto delle molecole.

Questa teoria è stata elaborata da alcuni scienziati, in particolare da Maxwell e

Boltzmann.

- Postulati della teoria cinetica dei gas: la teoria cinetica si basa su tre postulati:

1. Volume delle particelle. Un gas è costituito da un grande insieme di singole

particelle che hanno un volume piccolissimo rispetto a quello del recipiente e quindi

trascurabile, si suppone che le particelle abbiano una massa ma siano prive di

volume.

2. Moto delle particelle. Le particelle gassose hanno un moto rettilineo casuale

continuo, tranne quando urtano contro le pareti del recipiente o una contro l’altra.

3. Urti delle particelle. Gli urti sono elastici ovvero le molecole che si scontrano si

scambiano energia ma non perdono energia tramite processi di attrito. Quindi la

loro energia cinetica totale è costante a temperatura costante.

Dai tre postulati si può dedurre che le particelle si muovono casualmente e si

scontrano tra loro o vanno a urtare le pareti del recipiente, quindi la loro velocità

non è sempre costante ma hanno una velocità media.

Dal disegno si note che la velocità più probabile

aumenta all’aumentare della temperatura

perché l’energia cinetica media è direttamente

proporzionale alla temperatura assoluta. Quindi:

a una data temperatura tutti i gas hanno la stessa

energia cinetica media.

Aumentando la temperatura la velocità media

aumenta e quindi cresce la velocità con cui si

muovono le particelle; la gaussiana è più

schiacciata, in questo modo il range in cui

trovare particelle a quella velocità è più ampio.

È importante notare che tutte le curve non toccano mai l’asse orizzontale in quanto

sono asintoti, questo perché le particelle possono avere una velocità da 0 a In

∞.

realtà gran parte delle particelle ha una velocità compresa tra 0 e 1500 ma c’è

comunque la possibilità che qualcuna abbia v pari a ∞.

Se tutte le molecole avessero la stessa velocità non avverrebbe nessuna reazione.

La velocità quadratica media u, è la velocità di una particella che ha energia

cinetica media. L’energia cinetica media ε è proporzionale al quadrato della

velocità quadratica media: ε = ½mu .

2 59

- Le leggi dei gas da un punto di vista molecolare:

1. Origine della pressione. Quando un corpo in movimento urta una superficie

esercita su di essa una forza. Quando una particella urta contro le pareti del

recipiente esercita una forza, l’insieme di questi urti genera la pressione osservata.

Maggiore è il numero di particelle in un recipiente e maggiore è la frequenza dei

loro urti, quindi è maggiore la pressione che esercita il gas.

Quindi il valore della pressione è una misura di quanto spesso e quanto fortemente si

urtano tra loro le molecole, questo dipende dalla concentrazione delle particelle nel

gas e dalla loro velocità.

2. Legge di Boyle (V 1/P). Le particelle gassose sono masse puntiformi separate da

∝ spazio vuoto, quindi

quando la pressione

esercitata sul campione

di gas aumenta a

temperatura costante,

la distanza tra le

particelle diminuisce e

diminuisce il volume. Di conseguenza aumenta la pressione esercitata dal gas in

quanto le particelle sono più vicine alle pareti e le pareti del recipiente sono più

vicine tra loro, quindi gli urti sono più frequenti.

3. Legge di Dalton delle pressioni parziali (P = P + P + …). Aggiungendo ad una

totale 1 2 determinata quantità di

gas B una data quantità di

gas A, il numero delle

particelle totali aumenta,

di conseguenza aumenta

il numero di urti contro le

pareti del recipiente e

quindi aumenta la

pressione del gas. Quindi

ogni gas esercita una

frazione della pressione

totale in base alla frazione

molare del gas nella miscela. Ogni particella ha il proprio effetto indipendentemente

dalle altre presenti quindi le forze intermolecolari sono trascurabili.

4. Legge di Charles (V T). All’aumentare della temperatura crescono velocità più

∝ probabile e energia cinetica

media, quindi le particelle

urtano le pareti del

recipiente più violentemente

e più spesso, quindi aumenta

la pressione esercitata dal

gas, di conseguenza le

pareti si muovono verso

l’esterno facendo

60

aumentare il volume fino al raggiungimento della pressione iniziale. Invece se il

volume aumenta a T costante l’energia cinetica media rimane costante.

5. Legge di Avogadro (V n). Aggiungendo molecole ad un recipiente, aumenta il

∝ numero di urti contro le

pareti del recipiente e

quindi la pressione. Di

conseguenza il volume

del recipiente aumenta

fino a quando la

pressione non torna ad

essere quella iniziale

(atmosferica).

Manca ancora da spiegare però il fatto che numero di particele uguale di due gas

diversi occupano lo stesso volume e soprattutto perché particelle di un gas più

pesante non urtano le pareti del recipiente con maggiore forza rispetto a particelle

più leggere. Questo si spiega con l’energia cinetica (E = ½mv ), in quanto se un

2

c

corpo con massa maggiore e uno con massa minore hanno la stessa energia

cinetica vuol dire che il corpo con massa maggiore si muove più lentamente ovvero

ha una velocità più bassa.

In un campione di gas si possono trovare particelle con un’energia individuale

compresa in qualunque intervallo per questo nel caso delle molecole si parla di

energia cinetica media e di velocità quadratica media. Una particella che si muove

alla velocità quadratica media ha un’energia pari all’energia cinetica media.

u = √(


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DESCRIZIONE APPUNTO

- Introduzione
- Teoria atomica della materia (struttura atomica ed esperimenti)
- la tavola periodica (metalli, non metalli e metalloidi proprietà)
- Regole di nomenclatura
- Stechiometria
- Le principali classi di reazioni chimiche (soliti acquosi, redox)
- I gas (le leggi dei gas, massa molare di un gas, pressione parziale)
- Teoria cinetica molecolare
- I gas reali
- Termochimica
- Struttura elettronica degli atomi (natura della luce, modello di bohr)
- Il dualismo onda - particella ed energia (modello quantomeccanico dell'atomo)
- Il modello quantomccanico e la tavola periodica (configurazioni, proprietà atomiche)
- Il legame chimico (teoria di lewis, legame ionico, legame covalente, legame metallico)
- Strutture di Lewis
- teoria VSEPR
- Cinetica chimica (teoria dello stato di transizione, catalisi)
- Equilibrio chimico
- Il principio di Le Chatelier
- Teoria del legame di valenza (orbitali ibridi, sovrapposizione degli orbitali, legami multipli)
- Costruzione di strutture molecolari secondo la teoria del legame di valenza
- Acidità e pH (costante di dissociazione acida, autoionizzazione dell'acqua, acidi di Bronsted - Lowry, basi deboli, forza di un acido e proprietà molecolari, proprietà acido - base delle soluzioni saline, acidi di Lewis, sistemi tampone)
- Forze intermolecolari: liquidi solidi e transizioni di fase (stati fisici, transizioni di fase, tipi di forze intermolecolari, stato liquido, stato solido)
- Termodinamica (seconda legge della termodinamica, entropia, energia libera, lavoro)
- Elettrochimica
- Celle elettrolitiche


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in chimica e tecnologie farmaceutiche
SSD:
Università: Pisa - Unipi
A.A.: 2015-2016

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher saragia di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica generale e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Pisa - Unipi o del prof Martinelli Adriano.

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