Esame orale chimica inorganica

I GAS

I Gas e le loro proprietà

Per definire lo stato di un gas sono necessarie quattro grandezze:

​ ​

1. La quantità del gas, n (moli)

​ ​

2. La temperatura del gas, T (Kelvin)

​ ​

3. Il volume del gas, V (Litri)

​ ​

4. La pressione del gas, P (Atmosfere)

Le proprietà dei gas dipendono dalle condizioni. Le condizioni standard di

temperatura e pressione (STP) sono:

P​ = 1 atm (760 mm Hg)

T​ = 273.15 K (0°C)

Il concetto di pressione

La pressione è definita come la forza per unità di area.

Pressione esercitata da un solido:

• Se i cilindri hanno la stessa massa esercitano la stessa forza sulla

superficie (F = m×g);

• Differenti aree di contatto (cilindro verde ha una minore area di contatto ed

esercita una pressione maggiore). m

M assa (Kg) × Accelerazione ( )

F orza (N ) Kg

2

P (P a) = = =

s

2 2 2

Area (m ) Area (m ) m · s

Pressione dei liquidi:

La pressione di un gas viene misurata indirettamente per confronto con quella

di un liquido

​ ​

La P esercitata da un liquido dipende:

• dall’altezza h della colonna di liquido;

• dalla densità d della colonna di liquido.

P = g · h · d

liquido 1

Pressione barometrica:

Pressione Atmosferica Standard (​ 1 Atm​ ) è la P esercitata da una colonna di

mercurio alta 760 mm di Hg.

Pressione Atmosferica:

Effetto della pressione atmosferica sui corpi sulla superficie terrestre:

• Nel recipiente pieno d’aria, la pressione atmosferica esterna è uguale a

quella all’interno delle superfici metalliche

• Quando si estrae l’aria dal recipiente, la pressione atmosferica esterna lo

schiaccia.

Legge di Boyle (Isoterma):

«​ Il volume di una certa quantità di gas racchiusa in un recipiente è

​

inversamente proporzionale alla pressione esercitata sul gas

».

1 ​

P = K · P V = K

⇒ con T e n costanti

V

Per una quantità di gas, ad una data temperatura, il prodotto della pressione

per il volume è costante.

Da un punto di vista microscopico dimezzare il volume fa raddoppiare gli urti

delle molecole di gas sulle pareti e raddoppia quindi la pressione.

Se il prodotto pressione – volume è noto a certe condizioni:

P V = K

1 1

È noto a qualsiasi condizione di P e V:

P V = K

2 2

Allora: P V = P V

1 1 2 2

Legge di Charles (Isobara):

«​ Se una certa quantità di gas viene mantenuta a pressione costante, il suo

​

volume è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta

»

V ​

V = K · T = K

⇒ con P e n costanti

T 2

Da un punto di vista microscopico diminuire la temperatura fa diminuire la

velocità delle particelle, ed è possibile far raffreddare un gas fino alla

temperatura di -273,15 °C o 0 K, dove il volume del gas diventa 0.

Se il rapporto volume-temperatura è noto a certe condizioni:

V = K

1

T 1

È noto a qualsiasi condizione di V e T:

V = K

2

T 2

Allora: V V

=

1 2

T T

1 2

Legge di Gay-Lussac (Isocora):

«Se una certa quantità di gas viene mantenuta a volume costante, la sua

pressione è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta»

P

P = K T = K

⇒ T

P P

=

1 2

T T

1 2

Legge di Avogadro:

Il volume di un gas, a temperatura e pressione costante, è direttamente

proporzionale al numero di moli del gas.

V = k · n

Equazione Generale dei Gas Ideali:

1

• Legge di Boyle V ∝​ P ​

} nT

V∝

​

• Legge di Charles V T

∝ P

• Legge di Avogadro V n

∝ ​

P V nT P V = K nT

∝ ⇒ ​

K=​ R

=costante universale dei gas

3

Equazione dei gas ideali e costante dei gas

P V = n RT

Un gas il cui comportamento segue l’equazione del gas ideale si dice GAS

IDEALE o PERFETTO. PV

R = nT

R, costante universale:

Il valore della costante R, chiamata costante universale dei gas, può essere

ricavato sostituendo nell’equazione di stato i valori relativi a una mole di gas a

c.n. 1 atm × 22,4140 L −1 −1

[ ]

R = = 0 , 0 82057 atm · L · m ol · K

1 mol × 273,15 K

I Gas nelle Reazioni Chimiche:

• Usare fattori stechiometrici per correlare la quantità di gas con le quantità

degli altri reagenti e prodotti.

• L’Equazione dei Gas Ideali correla la quantità di un gas a volume,

temperatura e pressione. ​

• Usando la Legge dei Gas può essere sviluppata la Legge dei Volumi di

​

Combinazione

.

Densità dei gas e densità relative: 4

Densità relativa di un gas A rispetto ad un altro gas B:

d M

gas A gas A

=

d M

gas B gas B

Miscele di gas: Legge di Dalton

La pressione totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali

dei componenti della miscela:

P = P + P

tot gas 1 gas 2

Pressione parziale:

La pressione parziale è la pressione del gas che contribuisce alla pressione

complessiva.

Frazione Molare:

Per le miscele di gas è conveniente introdurre una quantità chiamata frazione

molare: 5

Teoria Cinetico-Molecolare:

Le leggi naturali sono spiegate dalle teorie. La legge dei gas ha portato allo

sviluppo della teoria cinetico-molecolare dei gas nella metà del XIX secolo.

• Le Particelle sono masse puntiformi in moto costante, rettilineo e caotico.

• Le Particelle sono separate da grandi distanze.

• Le Collisioni sono rapide ed elastiche.

• Non vi sono forze tra le particelle.

• L’Energia Totale rimane costante.

Equazione di van der Waals:

Per i gas reali si possono usare diverse equazioni, che si applicano in un

intervallo di T e P superiore a quello dell’Equazione dei Gas Ideali.

Esse contengono termini con valori specifici diversi per gas differenti (corrette

per il volume occupato dalle molecole stesse e per le forze intermolecolari di

attrazione): TERMOCHIMICA 6

La Termochimica è un settore della termodinamica che si occupa il calore

assorbito o rilasciato nelle reazioni chimiche.

Terminologia:

● Si definisce sistema la parte dell’universo che stiamo studiando.

● Si definisce ambiente tutto ciò che è fuori dal sistema e che è in grado

di scambiare energia con esso.

Tipo di Sistema:

Energia cinetica:

L’energia cinetica è l’energia associata al movimento:

2 2 −2

[ ]

1

E nergia cinetica = E = mV Kg · m · s

c 2

● Al movimento di oggetti macroscopici;

● Il movimento di atomi, molecole, o ioni nel livello microscopico; 7

● Energia termica dei corpi.

Energia potenziale:

L’energia potenziale è l’energia associata alla posizione:

● Energia posseduta dal tuffatore (energia gravitazionale);

● Energia presente in un combustibile (energia chimica, tutte le reazioni

chimiche coinvolgono variazioni di energia chimica);

● Energia associata alla separazione di due cariche elettriche (energia

elettrostatica).

Energia termica e calore:

L'energia termica è la forma di energia posseduta da qualsiasi corpo che

abbia una temperatura superiore allo zero assoluto

● Energia cinetica associata al moto molecolare caotico;

● Proporzionale alla temperatura.

​

Il CALORE​ è il trasferimento di energia termica da un sistema fisico ad un

altro unicamente a causa di una differenza di temperatura.

Convenzione dei segni nei calcoli energetici:

Quando il calore viene trasferito dal sistema sull'ambiente si dice che il

​

processo è esotermico​ . 8

Quando il calore viene trasferito dall’ambiente sul sistema si dice che il

​

processo è endotermico​ .

Distinzione tra temperatura e calore: ​

​

● La temperatura è una grandezza intensiva

, non dipende dalla quantità

di sostanza. ​

​

● Il calore è una grandezza estensiva

, dipende dalla quantità di sostanza

presente.

Unità di misura dell’energia:

L’unità di misura dell’energia secondo il SI è il​ joule​ (J):

2 2 2

21 m

E = mV = 0 , 5 (1 Kg)(1 ) = 1 Kg · m · s = 1 J

c s

​

Il chiloJoule​ (KJ) 1 KJ = 1

000 J

⇒

​

La caloria​ (cal) è la quantità di calore richiesta per variare di un 1° C la

temperatura di 1g di acqua pura, da 14.5 a 15.5°C.

1 cal = 4 184 J

​

La chilocaloria​ (Kcal) è equivalente a 1000 cal.

Capacità termica:

​

La capacità termica​ C è definita come la quantità di calore (q) necessaria

per variare la temperatura di un oggetto di 1°C

q

C = Δ

T = T − T q = C · Δ

T

f inale iniziale

ΔT

q​ dipende da:

● Quanto deve essere variata la temperatura;

● Dalla natura della sostanza (tipi di atomi o molecole); 9

● Dalla quantità di sostanza.

Capacità termica specifica o calore specifico:

​ ​

La capacità termica specifica​ o calore specifico​ (c) è la quantità di calore

(q) necessario per variare la temperatura di 1 g (massa, m) di un oggetto di

1°C. q J

c = = q = m · c · Δ

T

q p

m·ΔT g·K

I​ MPORTANTE​ : Il calore specifico di un campione è indipendente dalla sua massa.

Serve molto più calore (q, energia) per riscaldare una data massa di acqua che una

eguale massa di oro, rame o ferro.

Trasferimento di energia con cambiamento di stato: ​

Durante il passaggio di stato la Temperatura rimane costante e il CALORE​ q

aumenta l’energia cinetica delle particelle.

G

hiaccio + 333 J/g A

cqua liquida 333 J/g = calore latente di f usione

⇒

Energia (interna) di un sistema chimico:

A temperatura ambiente l’ottano si presenta come un liquido incolore. La

combustione all’aria è la seguente: 10

Funzione di stato:

Poiché dipende solamente dall'energia di partenza e da quella di arrivo.

Prima legge della termodinamica: 11

Δ

U = q + w

ΔU è la variazione del contenuto energetico;

Non è facile conoscere i valori assoluti dell’energia interna, ma è possibile

calcolare la variazione di energia interna del sistema (ΔU).

Convenzione sui segni per q e w del sistema:

Reazioni a volume costante: bomba calorimetrica

Misura il calore di reazione a volume costante (ΔU):

● Brucia campioni di combustibili;

● Misura il calore sviluppato dalla reazione;

● Nessun lavoro (w = 0);

● Si ottiene il ∆U della reazione;

Reazioni a volume costante:

(In assenza di lavoro) il ΔU, cioè la variazione di

energia interna sarà uguale al calore ceduto o

acquistato dal sistema.

Δ

U = q + w

Δ

U = q V 12

Sistemi a pressione costante:

Quando il volume (V) di un sistema aumenta di un incremento ΔV contro

una pressione esterna (P), il sistema compie il lavoro PV sull’ambiente:

w = − P ΔV

(In presenza di lavoro) il ΔU sarà uguale al calore ceduto o acquistato +

il lavoro fatto o ricevuto dal sistema:

Δ

U = q + w

Calori di reazione ed entalpia:

U, P e V sono sono tutte funzioni di stato, perciò definiamo una nuova

funzione di stato, l'Entalpia H:

q = H = U + P V

p

Se compiamo lavoro a pressione e temperatura costanti:

q = Δ

H = Δ

U + P ΔV Δ

H = H − H

p f i

Entalpia e calore a pressione costante:

H = U + P V ΔH = Δ

U + P ΔV ΔH = q

⇒ ⇒ p

La differenza di entalpia è il flusso di calore scambiato a pressione costante.

Per reazioni chimiche a pressione costante il calore scambiato è la differenza di

entalpia tra prodotti e reagenti.

Confronto tra ΔU (q​ ) e ΔH (q​ )

v​ p​

Molte reazioni avvengono solo con una variazione di energia (trasferimento di

calore), altre avvengono anche con variazione di volume (trasferimento di

energia come lavoro PΔV):

Δ

H = Δ U + P ΔV Δ

U = Δ

H − P ΔV 13

1. Reazioni a cui NON partecipano gas​ , es.:

2

KOH + H SO K SO + 2

H O

⇒

(aq) 2 4(aq) 2 4(aq) 2

Liquidi e solidi subiscono solo variazioni infinitesime di volume, quindi PΔV

≈0 e ΔU ≈ ΔH ​

2. Reazioni in cui la quantità (in moli)​ di gas NON varia​ , es.:

N + O 2

N O

⇒

2(aq) 2(aq) (aq)

Anche in questi casi PΔV = 0 e ΔU = ΔH.

​ ​

3. Reazioni in cui la quantità (in moli)​ di gas VARIA, es.:

2

H + O 2

H O

⇒

2(g) 2(g) 2 (g)

in questi casi PΔV ≠ 0 e ΔU ≠ ΔH.

Variazioni di Stato della Materia:

Liquido che passa allo stato gassoso (o vapore). Se la T del liquido resta

costante, esso deve assorbire calore dall’ambiente

Entalpia Molare di vaporizzazione:

H O → H O ΔH = 4

4.0 kJ/mol a 298 K

2 (l) 2 (g)

Entalpia Molare di fusione:

H O → H O ΔH = 6

.01 kJ/mol a 273.15 K

2 (s) 2 (l)

Entalpia Funzione di Stato:

Poiché l'entalpia è una funzione di stato, la variazione di entalpia ΔH​ da

​

subl

solido a vapore non dipende dal percorso fra i due stati. 14

Diagrammi entalpici:

Legge di Hess:

Legge di Hess della costanza della somma dei calori:

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

entalpia per l’intero processo (totale) è la somma delle variazioni di entalpia

dei singoli stadi.

ΔH è una proprietà estensiva. La variazione di Entalpia è direttamente

proporzionale alla quantità delle sostanze presenti nel sistema (sono riferite

a 1 mole).

Il ΔH cambia di segno quando un processo viene invertito. 15

GLI ELETTRONI NEGLI ATOMI

Onde:

Un’onda è una perturbazione che trasmette energia attraverso un mezzo.

Radiazione elettromagnetica:

La luce è una radiazione elettromagnetica che si propaga attraverso lo

spazio sotto forma di campi elettrici e magnetici che oscillano su piani

ortogonali. 8

v = c = 3 × 1

0 m/s

Natura ondulatoria della luce: Lunghezza d’onda l distanza tra due creste (m)

Frequenza n numero di cicli subiti dall’onda

-1​

nell’unità di tempo (s​ o Hz)

Nel vuoto tutti i tipi di radiazione si propagano

8​

ad una velocità di 3.00 x 10​ m/s

​

velocità della luce

:

c = ν λ 16

Differenza tra onde e particelle:

Una particella di materia che entra in uno

stagno varia bruscamente la velocità e poi

segue una traiettoria curva perché la maggiore

​

resistenza l’acqua ne rallenta​ gradualmente il

moto. Un’onda che si propaga dall’aria all’acqua con

​

​

angolo incidente 1 180° si rifrange (varia la

propria velocità e anche la direzione di

propagazione). L’angolo di rifrazione dipende

​

​

dai due materiali e dalla lunghezza dell’onda λ

.

Caratteristiche delle onde: Interferenza costruttiva:

le creste si sovrappongono

rafforzandosi; creste e ventri sono in

accordo di fase e le due onde si

sommano.

Interferenza distruttiva:

le creste si sovrappongono ai ventri e si

elidono con questi; creste e ventri sono

sfasati e portano alla cancellazione delle

due onde (onde in opposizione di fase). 17

Gas Eccitati & Struttura Atomica:

Se si applica una differenza di potenziale elevata ad un gas a bassa pressione

gli atomi assorbono energia e passano nello stato eccitato, ed essi emettono

una luce di un determinato colore, caratteristico di ciascun atomo.

Spettri Atomici:

Gli spettri atomici suggeriscono che per gli atomi gassosi eccitati è disponibile

solo un numero limitato di valori di energia. Gli spettri atomici permettono di

individuare univocamente un certo elemento chimico, come un codice a barre.

Equazione di Balmer (1885):

Studiando la regolarità negli spettri a righe degli atomi, scoprì che le frequenze

nella parte visibile dello spettro dell'idrogeno potevano essere rappresentate

con grande precisione da una formula semplicissima:

( ) 7 −1

1 1 1

= R − R = c

ostante di Rydberg = 1

.096776 × 1

0 m

2 2

λ 2 n ​ n=3,4,...

Equazione di Rydberg (1890):

Con questa equazione era possibile calcolare la lunghezza d’onda delle linee

spettrali non solo nel visibile ma in tutto lo spettro elettromagnetico:

Radiazione di Corpi Riscaldati:

Un corpo solido freddo non produce luce, ma al crescere della temperatura

comincia a diventare luminoso e a cambiare colore. Un metallo incandescente

cambia il suo colore e diventa prima rosso, poi arancione, e infine di un

giallo-bianco abbagliante. 18

Energia e lunghezza d’onda:

Un corpo solido emette luce visibile quando viene riscaldato a circa 1000 K.

Questo tipo di emissione è detto «​ radiazione di corpo nero​ ».

L’intensità e il colore della luce varia con la lunghezza d’onda l che dipende

dalla temperatura della sorgente.

L’intensità della radiazione emessa dai solidi caldi avrebbe dovuto crescere

sempre, dando una «catastrofe ultravioletta» (ogni oggetto caldo avrebbe

«devastato&r