Fondamenti di chimica per l'elettronica - Appunti

COMPOSTI IMPORTANTI

−

acido acetico=CH COOH acetato=CH COO

⇒

3 3 −

acido carbonico=H CO carbonato=CO bicarbonato=HCO

2−

⇒ ⇒

2 3 3 3

O

C

H H

O

O −

acido cianidrico=HCN cianuro=CN

⇒

acido solforico=H SO solfato=SO 2−

⇒

2 4 4 −

ammoniaca=NH ammonio=NH (eccezione) ione ammiduro=NH

+

⇒ ⇒

3 4 2

−2

perossido di idrogeno (o acqua ossigenata) = H O perossido=O

⇒

2 2 2

−2

ione ossido=O (eccezione)

−3

nitruro=N (eccezione) −

acido formico=CO H formiato=CO H

⇒

2 2 2

−

ione idrossido (o ossidrilico)=OH (è una base forte e un forte nucleofilo)

idrossido di sodio o soda caustica = NaOH

ione idronio o ossonio=H O +

3

−

ione metossido=CH O (è la base coniugata del metanolo)

3

cloruro di tionile=SOCl (utilizzato nella conversione di alcol in alogenuri alchilici)

2

acido fosforico=H PO

3 4

OSSIDANTI

bicromato di potassio=K Cr O (forte ossidante)

2 2 7

triossido di cromo=CrO (il cromo si può presentare in diversi stati di ossidazione, bisogna specificare il

3

numero di atomi di ossigeno. E’ un composto del cromo nel suo stato di ossidazione più elevato, +6; ciò ne

giustifica le proprietà fortemente ossidanti)

permanganato di potassio=KMnO (forte agente ossidante)

4

acido cromico=H CrO (forte agente ossidante)

2 4

X=un qualsiasi alogeno

Fenolo Toluene Gruppo fenile Gruppo benzile

Parte II

PRIMA PROVA

1 Gas

Boyle: cost. (a T e n costanti)

P V =

Charles: (a n e P costanti)

∝

V T

Gay-Lussac: ∝

P T

Eq. gas ideali: pV = nRT

Avogadro: volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e temperatura, contengono ugual numero di

⇒ ∝

V n

molecole, ovvero di moli

Condizioni normali: 0 °C, 1 atm 3

Condizioni standard: 25 °C, 1 atm

In condizioni normali, 1 mole di qualiasi gas occupa 22.4 litri

Legge di Dalton: "La pressione totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali dei singoli

gas"

Pressione parziale=pressione che ogni gas di una miscela eserciterebbe sulle pareti se fosse da solo nel reci-

piente n a è la def. di frazione molare

frazione molare

χ = = n tot

1.1 Teoria cinetica dei gas

1. Un gas è costituito da un grandissimo numero di particelle il cui volume è molto minore rispetto al

volume disponibile al gas

2. Le particelle sono in moto costante, rettilineo e casuale e con una certa distribuzione di velocità

3. Le particelle collidono tra loro e con le pareti con urti elastici (senza perdita di energia). Con gli urti

le singole particelle possono acquistare o cedere energia ma l’energia totale resta costante.

4. Le particelle (tranne che durante gli urti, che avvengono in tempi estremamente piccoli) non intera-

giscono nè tra loro nè con le pareti del contenitore in cui il gas è confinato

1 (l’energia cinetica dipende dalla sola temperatura e non dalla natura del gas)

2

∝ mv

T E =

k 2

0.4

0.3

molare 0.2

frazione 0.1

0 −10 −5 0 5 10 15 20

velocità

Da sinistra verso destra la temperatura aumenta. Aumentando la temperatura, aumenta la velocità di

picco (massima) ma la distribuzione si sbrodola di più (un minor numero di particelle hanno quella velocità

di picco)

Si devia dall’idealità per

• basse temperatura

• bassi volumi (ovvero alta pressione)

2 Teoria atomica

n (principale) = · · · ∞

1

l (momento angolare o numero quantico azimutale (numero di nodi azimutali, cioè di piani)) = · · · −

0 (n 1)

m (momento magnetico) = −l · · · + l

3 Legami

Elencati dal più forte al più debole 4

1. Ionico

2. Covalente

(a) polare

(b) non polare

3. Legame a idrogeno

4. van der Waals

(a) dipolo permanente-dipolo permanente

(b) dipolo permanente-dipolo indotto

(c) dipolo indotto-dipolo indotto (anche detto forza di London)

4 Acidi e basi

4.1 Definizioni

Arrhenius

dissociandosi in acqua libera ioni H (H O , ioni idronio o catione ossonio)

Un acido + +

3

−

dissociandosi in acqua libera ioni OH (idrossido)

Una base

Brønsted-Lowry

Un acido dona ioni H+

Una base accetta ioni H+

Lewis

Un acido accetta un doppietto elettronico

Una base dona un doppietto elettronico

4.2 pH

pH H O +

−

= log 3

10 −

pOH OH

−

= log 10

pH pOH

+ = 14

Nell’acqua pura, pH=7

acida pH neutra pH basica pH

< 7, = 7, > 7 − −

OH A

−

HA (aq) + H O(l) OH − ⇒

+ A K =

2 a [HA] −

B OH

+

−

BOH (aq) + H O(l) B OH

+ ⇒

+ K =

2 b [BOH]

5 Equilibrio chimico

I sistemi in equilibrio

• Non mostrano a livello macroscopico nessuna varuazione misurabile

• Sono raggiunti attraverso variazioni spontanee

• Mostrano un bilanciamento dinamico tra pocesso diretto e inverso che avvengono con la stessa velocità

• L’equilibrio è raggiunto sia partendo dai reagenti che dai prodotti

5

aA + bB cC + dD

Prodotti

c d

(P ) (P )

C D =

K(T ) = Reagenti

a b

(P ) (P )

A B

K dipende solo dalla temperatura e non varia nel tempo. Le pressioni parziali sono quelle di equilibrio.

Se nella definizione di K si sostituiscono le pressioni pariazli di equilibrio con le pressioni parziali istantanee

(cioè le pressioni che in quel momento hanno i componenti), si ottiene il coefficente di reazione Q. 6

Q = K

ogni volta che si è fuori dall’equilibrio. Q varia nel tempo avvicinandosi a K, lim Q = K.

t→∞

Principio di Le Chatelier: Quando un sistema in equilibrio è soggetto ad una modifica dall’esterno, reagisce

per controbilanciare tale modifica. Ciò vale per tutti i parametri fisici e chimici del sistema.

Variazioni esogene:

• Quando una piccola quantità di reagente viene aggiunta ad una miscela all’equilibrio, Q diminuisce

(aumenta il denominatore). Il sistema deve reagire per aumentare Q: lo fa trasformando reagenti in

prodotti.

• Variazione di volume o pressione. Se:

V (o equivalentemente P riduzione del numero di moli

↓ ↑) ⇒

V (o equivalentemente P aumento del numero di moli

↑ ↓) ⇒

• Supponiamo che T Se la reazione è:

↑.

esotermica l’equilibrio si sposta verso i reagenti (è come se avessi aumentato un prodotto)

⇒

endotermica l’equilibrio si sposta verso i prodotti (è come se avessi aumentato un reagente)

⇒

Legge dell’azione di massa:

• i gas entrano nelle espressione dell’equilibrio come pressioni parziali

• Le specie disciolte entrano nelle espressioni dell’ equilibrio come concentrazione

• I liquidi e i solidi non compaiono nelle espressioni dell’equilibrio, nè vi compare il solvente quando si

opera con una soluzione (a meno che non sia particolarmente concentrata)

• Le pressioni parziali e le concentrazione delle specie che compaiono al numeratore e al denominatore di

K sono elevate ciascuna ad un esponente pari al suo coefficiente steciometrico nell’equazione bilanciata

Relazioni tra le costanti di equilibrio: 1

• Il valore della reazione inversa è il reciproco del valore per la reazione diretta: K =

1 K

2

• Moltiplicando l’equazione chimica per un coefficente a, il nuovo K è quello vecchio elevato a quel

coefficente: a

K = K

3 1

• dove prodotti - reagenti

∆n − −

K = K (RT ) ∆n = c + d a b =

P C

6 Soluzioni

Definizioni: n i

Frazione molare: X =

i n TOT

n 2

Molalità: (moli di soluto/kg di solvente)

m =

i Q

n

2

Molarità: (moli di soluto/volume della soluzione (soluto+solvente))

M =

i V

frazione molare del

X = solvente

1 frazione molare del

X = soluto

2 pressione parziale di vapore del solvente puro al 100 œ

0

P =

1

Proprietà colligative:

Pressione parziale di vapore del solvente in soluzione: 0

P = X P

1 1 1

6

n 1

Abbassamento della tensione di vapore: 0 0 0 0 0

−P −X −

∆P = P =

= P P = P (1−X ) = P 1

1 1 1 1

1 1 1 1 1 n + n

1 2

−

n + n n n

1 2 1 2

0 0

0 = P = X P

P 2

1 1 1

n + n n + n

1 2 1 2

Innalzamento della temperatura di ebollizione: ∆T = k m

eb eb i

Abbassamento della temperatura di congelamento: −k

∆T = m

cr cr i

Pressione osmotica: π = RT M

i

Tutte le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle presenti in soluzione. E.g. il composto

che dissociandosi rilascia il maggior numero di particelle causerà il maggior abbassamento crioscopico e il

maggior innalzamento ebbullioscopico

7 Termodinamica

La capacità termica specifica (C) è definita come l’energia trasferita in forma di calore necessaria per in-

nalzare di 1 kelvin la temperatura di un grammo di sostanza

cal

Capacità termica specifica dell’acqua = 1 gK

Calore: · ·

q = C m ∆T

= variazione di energia interna

∆U ∆U = q + w

Prima legge della termodinamica:

dove P è la pressione esterna sempre. Se reversibile, ovvero quasi-statica,

−P × ≈

w = ∆V P P

ext

Convenzione sui segni:

Calore: acquistato>0, ceduto<0

Lavoro: compiuto (dal sistema all’ambiente)<0, subito>0

7.1 Entalpia

entalpia .

H = = U + P V

Un indica un trasferimento di energia sotto forma di calore. Il verso del trasferimento è dato dal

6

∆H = 0

segno di ∆H:

Se sistema ambiente (esotermica)

→

∆H < 0:

Se ambiente sistema (endotermico)

→

∆H > 0:

Proprietà del ∆H:

• Invertendo la reazione chimica, il cambia segno.

∆H

• Se una reazione è somma di due o più reazioni, per il processo complessivo è pari alla somma

◦

∆ H

r

dei valori di di quelle reazioni.

◦

∆ H

r

• (prodotti) (reagenti)

◦ ◦ ◦

P P

· − ·

∆ H = c ∆ H c ∆ H

Legge di Hess: r i f i f<