Fondamenti di chimica

APPROPRIETÀ COLLIGATIVE

Dipendono dalla concentrazione del soluto, se il volume fosse pari dipendono solo dalle moli di soluto in soluzione.

Dipendono quindi dal N° di molecole se il soluto è un composto molecolare o dal N° di ioni (cationi + anioni) se il soluto è un composto totale ionico.

- Pressione di vapore

Legge di Raoult: P = P°A * XA + P°B * XB

Quindi P = XA * P°A + XB * P°B

Caso particolare: soluto non volatile, P°B << P°A

P = XA * P°A = (1 - XA) * P°A = P°A - XA * ∆P

∆P = XA * P°A

XA = ∆P / P°A

- Abbassamento crioscopico

∆T = T° - T

dove T° è la temperatura di congelamento del solvente puro e T è la temperatura di congelamento della soluzione

∆T è proporzionale alla concentrazione della soluzione

∆T = K * m * i

dove m è la molalità (mol / Kg)

SOLUTO SOLVENTE

Se il soluto è un composto binario i = 1

Se il soluto è un composto ionico i = mol + mol

CATIONI ANIONI

- Innalzamento ebullioscopico

∆T = T – T° dove T° è la temperatura di ebollizione del solvente puro

EB EB EB EB

T è la temperatura di ebollizione della soluzione

EB∆T è proporzionale alla concentrazione della soluzione

EB∆T = K * m * i dove m è la molalità (mol / Kg )

EB EB SOLUTO SOLVENTE

Se il soluto è un composto binario i = 1

Se il soluto è un composto ionico i = mol + mol

CATIONI ANIONI

- Pressione osmotica

L’osmosi è un processo attraverso il quale le molecole di solvente passano da una soluzione più diluita verso una soluzione più concentrata tramite una membrana semipermeabile.

La pressione osmotica (π) di una soluzione è la pressione necessaria per bloccare il processo di osmosi

π = MRT con M = molarità

πV = n RT

TOTALI DI PARTICELLE CHE SONO IN

SOLUZIONE

Si definisce solubilità del soluto (s) la quantità massima di soluto che si può sciogliere in una quantità definita di solvente o di soluzione.

Mantenendo P costante se T è costante allora la solubilità è costante.

Una soluzione in cui il soluto ha raggiunto il suo valore massimo di solubilità si chiama soluzione satura.

- Caso A (solvente liquido – soluto gassoso)

( )+solvente X g → Xsoluzione+calore

L’entalpia di soluzione è il calore in gioco a P costante quando si forma una soluzione, l’entalpia di soluzione dei gas sono sempre < 0.

Principio di Le Chatelier “se perturbo un sistema all’equilibrio esso reagisce spostando l’equilibrio in modo tale da rendere minime le conseguenze della variazione imposta”

1. La solubilità è costante a T e P costanti
2. A P costante se T aumenta la solubilità è sfavorita
3. A T costante se P aumenta

allora la solubilità aumenta (legge di Henry s = K * P)- Caso B (solvente liquido – soluto solido)( )+solvente X s → Xsoluzione+caloreH (entalpia di soluzione) è influenzata dall’energia reticolare nei composti ionici,solentità forze intermolecolari nei composti molecolari. Entrambi contributi energetici> 0 per avere la solubilizzazione della sostanza in questione.Solvatazione (idratazione se il solvente è l’acqua) i contributi energetici < 0ENTROPIA1 principio della termodinamica“l’energia può essere convertita da una forma all’altra ma non può essere ne creata nedistrutta”2 principio della termodinamica“l’entropia dell’universo aumenta in un processo spontaneo e rimane invariata in unprocesso all’equilibrio”+S =0∆ S- processo all’equilibriosis amb+S >0∆ S- processo spontaneosis ambPer processo spontaneo si intende una reazione che avviene

Solamente indeterminate condizioni, i processi che avvengono spontaneamente in una direzione non possono avvenire spontaneamente anche nell'altra (IRREVERSIBILI). In seguito ad un processo spontaneo aumenta quindi il disordine mentre per riportarlo allo stato iniziale serve una dissipazione di calore.

L'entropia S indica quindi il grado di disordine di un sistema, inoltre fornisce un criterio per capire la direzione in cui si sta svolgendo una reazione chimica o una trasformazione fisica. In particolare un sistema varia nella direzione in cui il disordine viene annullato, cioè cerca di tornare all'equilibrio.

DQ REV- Cambiamento reversibile (processo non spontaneo) → ∆ S= TDQ

IRR- Cambiamento irreversibile (processo spontaneo) poiché DQ >→ ∆ S> revTDQ irr

Variazione di entropia in rapporto alla temperatura:

- T = cost (∆S associato a una transizione di fase, varia lo stato d'aggregazione)

( )∆mol H transizione di fase

∆ S=n T

1atmed a T = 25°C e l'entropia della stessa sostanza a T vicina allo zero assoluto. L'entropia è una funzione di stato che non dipende dal cammino percorso quindi vale la "Legge di Hess" + dDaA + bB → cC = c + d - aS - bS∆ S ° S ° S ° ° ° reaz C D A BS aumenta all'aumentare di T ed in particolare subisce grandi variazioni in prossimità dei cambiamenti di fase (zero di riferimento è il minimo disordine, in prossimità di T = 0) S diminuisce all'aumentare della pressione. Inoltre l'entropia dipende dal n° di stati microscopici, infatti se per Ω intendiamo il numero delle configurazioni microscopiche abbiamo che: R * lnS = Ω = k ln ΩN av Dove R è la costante dei gas = 0,082 (l*atm / mol*K) e K è la costante di Boltzmann ENERGIA LIBERAL'energia libera di Gibbs fornisce un quadro più completo sulla spontaneità di una reazione e sulla

DISordinante (∆H < 0 ; ∆S > 0)- Reazione ESOtermica ordinante (∆H < 0 ; ∆S < 0)Energia libera standard di formazione (∆G° )fSi tratta della variazione di energia libera che si ha nella formazione di 1 mole delcomposto considerato nello stato standard ambiente (P = 1atm ; T = 25°C)° ° °=∆ −T∆ G H ∆ Sf f f +dDaA+ bB →cCQuindi presa una reazione condotta a P e T ambiente° ° ° ° °=c + −a −b ∆ G ∆ G d ∆ G ∆ G ∆Greazione ,(T) f , C f , D f , A f , BSe la reazione avvenisse a P e T diverse da quelle ambiente:°- Se non si è all’equilibrio (Q: quoziente di reazione) =∆ +∆ G G RT ln Qreaz reaz°- Se si è all’equilibrio  =∆ +∆ G G RT ln Kreaz reaz eq °Essendo all’equilibri ∆G = 0  =−RT∆ G ln Kreaz reaz eqEQUILIBRO OMOGENEO- In fase GAS (∆G = 0)( (aA g)+bB( g)→ cC g)+ dD(g) c d( ) ( )∗P PC D° =Kdove

−RT∆G ln K Preaz P a b( ) ( )¿P PA B- In fase LIQUIDA (∆G = 0)(l)+bB (l)aA → cC(l)+dD(l) c d[ ] [ ]∗C D° =Kdove =−RT∆G ln K Creaz C a b[ ] [ ]¿A BK e K (costanti a T costante) sono le costanti d’equilibrio in funzione delle pressioniP Cparziali (gas) e in funzione delle concentrazioni (liquida)Queste due costanti in genere non sono adimensionali lo sono solamente se ∆γ = 0(∆γ è la differenza tra la somma delle moli dei prodotti e la somma delle moli deireagenti) c d∗nn C D=K =K =KIn particolare se ∆γ = 0 abbiamo che P C n a b∗nn A BLe costanti d’equilibrio tanto diventano più grandi quanto più il ∆H° della reazione ènegativo quanto più è maggiore il ∆S°della reazione- In fase GAS (∆G ≠ 0)( (aA g)+bB( g)→ cC g)+ dD(g) c d( )