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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

dove coefficente stechiometrico dell’equazione chimica per quel reagente/prodotto

c =

i

• Per un sistema a pressione costante, l’entalpia è il calore scambiato: ∆H = q P

• L’entalpia standard di formazione di un elemento nel suo stato standard è 0

K ∆H 1 1

2

• : − −

ln =

Equazione di van’t Hoff K R T T

1 2 1

= è la variazione di entalpia che si realizza quando una

∆ H , entalpia molare standard di reazione

r

mole di reagente si trasforma completamente in una mole di prodotto, considerando reagenti e prodotti in

condizioni standard

7.2 Entropia

S ,entropia q

REV

Se la temperatura è costante, ∆S = T 7

T

2

Se il volume è costante, ∆S = n C ln

v,m T

1

J

dove capacità termica molare a volume costante

C = =

v,m mol

K

7.3 Energia libera di Gibbs

libera di Gibbs= dove H ed S sono riferiti al sistema, T è in kelvin

G H T S

,energia

Se il processo è spontaneo

∆G < 0

Relazioni notevoli:

0 −RT

∆ G = ln(K)

r

Per una generica reazione: 0

∆G = ∆G + RT ln(Q)

P 2

Gas ideale da P1 a P2 e a T costante: ∆G = nRT ln P 1

Dimostrazione (http://www.files.chem.vt.edu/chem-dept/marand/set7.pdf pag. 140):

poichè

− ⇒ − − −

G = H T S dG = dH T dS S dT = dH T dS dT = 0

perchè n,R,T sono costanti

H = U + P V dH = dU + d(P V ) = dU + d(nRT ) = dU

Per un gas ideale l’energia interna è funzione soltanto del numero di moli e della temperatura, U =

U (n, T ) dU = 0

dH = dU = 0

−T

dG = dS

Per la prima legge perchè essendo

⇒ −dw −(−p

dU = dw + dq = 0 dq = = dV ) = p dV = p dV

ext ext

reversibile è quasi-statica, e quindi p = p

ext

p dV nRT dV nRdV

q

REV = = =

dS = T T T V V

V P P

2 1 2

−nR

∆S = nR ln = nR ln = ln

V P P

1 2 1

P 2 C.V.D.

−T ⇒ −T

dG = dS ∆G = ∆S = nRT ln P 1

All’equilibrio e

∆ G = 0 Q = K

r

Parte III

SECONDA PROVA

8 Solubilità di composti ionici in acqua

par. = parzialmente solubili

Formula Nome Solubile? Eccezioni

NO nitrati SI Nessuno

3 −

CH COO acetato SI

3

F fluoruri gruppo 1, AgF insolubili: MgF

2

Cl cloruri SI Ag, Hg

Br bromuri SI Ag, Hg

I ioduri SI Ag, Hg

SO solfati SI (par.) Ag, Hg

2−

4

S solfuri NO gruppi 1,2

2−

CO carbonati NO gruppo 1

2−

3

PO fosfati NO gruppo 1

3−

4

OH idrossidi NO gruppo 1

9 Cinetica chimica

aA + bB cC + dD

Velocità della reazione:

1 d[A] 1 d[B] 1 d[C] 1 d[D]

− −

v = = = =

a dt b dt c dt d dt 8

n m

v = k [A] [b] complessivo della reazione

m + n =ordine

Per reazione del primo ordine:

prodotti

aA d[A]

1 n

− = k[A]

v = a dt

ma inoltre poniamo

n = 1, [A] = c

1 dc

− ·

= k c

a dt

dc −k · ·

= a dt

c −k · ·

ln(c/c ) = a t

0

ln(c/c )

0

t = ·

k a · ·

c = c exp(−k a t)

0

Si definisce tempo di dimezzamento quello necessario a dimezzare la concentrazione iniziale, vale a dire:

è t.c.

t c = c /2

0

1/2

c

0

ln 2c

0

t =

1/2 ka

1

ln 2

t =

1/2 ka

ln (2)

t =

1/2 ka

Dipendenza di k dalla temperatura (Arrhenius):

E

a

− RT

k = Ae

10 Elettrochimica

N.O. = numero di ossidazione

Elettroni? N.O.? Dove avviene?

Riduce acquista catodo

Ossida cede anodo

MEMOs:

O.C.R.A. = Ossida Cede Riduce Acquista

Riduzione e Catodo iniziano entrambe per consonante

Ossidazione e Anodo iniziano entrambe per vocale

Ognuno con il suo fratello

C.C.D. = cathode Current Depart

Gli elettroni si muovono SEMPRE dall’anodo al catodo. Il segno restituito dal voltmetro mi dice chi è

l’anodo e chi è il catodo.

Cella galvaniva: Il flusso di elettroni avviene spontaneamente, trasforma energia chimicai n energia elettrica

Cella elettrolitica: un potenziale esterno forza gli elettroni in un flusso oppposto a quello spontaneo, Tra-

sforma energia elettricai n energia chimica

polo negativo polo positivo ∆ ∆G

cella galvanica anodo (ossidazione) catodo (riduzione) > 0 < 0

cella elettrolitica catodo (riduzione) anodo (ossidazione) < 0 > 0

Leggi di Faraday:

La quantità delle specie formate agli elettrodi è proporzionale:

1. alla quantità di carica elettrica che è passata

2. ai pesi equivalenti delle specie interessate

peso atomico, molecolare, di formula

Peso equivalente= numero di moli di e- scambiati per atomo, molecola, formula

Costante di Faraday = = è la carica (in Coulomb) trasportata da 1 mole di elettroni

F 9

I t = nF

dove

I=corrente elettrica

t = tempo trascorso (secondi)

F = cost. di Faraday (C/mol)

n = numero di moli di elettroni che fluiscono

−Q∆ −I

w = = t ∆

elettrico

Il della redox è il massimo lavoro elettrico che è possibile estrarre: −Q∆ −nF

∆G w = ∆G = = ∆

elettr, rev

Se la cella glavanica viene fatta funzionarei n modo irreversibile, il lavoro elettrico prodotto è minore.

(catodo) (anodo)

0 0 0

∆ =

Si assegna valore 0 al potenziale della riduzione dello ione idronio relativa alla mezza cella

0

; ;

+

pH = 0 H O = 1M P = 1atm

3

O (aq) H (g) O(l)

+ − 0

2H + 2e + 2H = 0V

3 2 2

Equazione di Nernst:

0

∆G = ∆G + R T ln Q

−n

∆G = F ∆

0 0

−n

∆G = F ∆ 0

−n −n

F ∆ = F ∆ + R T ln Q

RT

0 − ln Q

∆ = ∆ nF

Per una generica pila:

A + B A + B

ox red red ox

0.0592V [A ] [B ]

red ox

0

0 −

− ∆ log

∆ = ∆ 10

B

A n [A ] [B ]

ox red

10.1 Regole per il numero di ossidazione

A hydride is the anion of hydrogen, H−. In compounds that are regarded as hydrides, hydrogen is bonded

to a more electropositive (=less electronegative) element or group.

1. the oxidation state of a free element (uncombined element) is zero

2. for a simple (monatomic) ion, the oxidation state is equal to the net charge on the ion

3. hydrogen has an oxidation state of 1 and oxygen has an oxidation state of when they are present

−2

in most compounds. (Exceptions to this are that hydrogen has an oxidation state of in hydrides

−1

of active metals, e.g. LiH, and oxygen has an oxidation state of in peroxides, e.g. H2O2

−1

4. the algebraic sum of oxidation states of all atoms in a neutral molecule must be zero, while in ions

the algebraic sum of the oxidation states of the constituent atoms must be equal to the charge on the

ion.

5. Alkali metals have an oxidation state of +1 in virtually all of their compounds

6. Alkaline earth metals have an oxidation state of +2 in virtually all of their compounds.

10

Parte IV

ORGANICA

11 Gruppi funzionali

1. doppio legame

2. triplo legame

3. aromatico (e.g. benzene) areni

4. -OH = gruppo idrossile o ossidrile alcoli

5. -C=O gruppo carbonile (Carbonyl)

• Aldeidi (Aldehyde)

• Chetoni (Ketone)

6. Acido carbossilico (Carboxylic acid)

O

C

R OH

• Esteri (ester)

• Ammidi (amide) -CONH

→ 2

• Ammine -NH

→ 2

• Alogenuri acilici (Acyl halide)

X represents the halide, such as chloride

• Anidridi (Acid anhydride)

7. Eteri (Ethers) 11

12 Prefissi

met

et

prop

but

pent

es

ept

ott

non

dec

undec

dodec

tridec

tetradec

pentadec

esadec

eptadec

ottadec

nonadec

eicos

13 Isomeria

Si definiscono isomeri due o più molecole aventi stessa formula molecolare ma differente formula di struttura.

Esistono vari tipi di isomeria:

o gli atomi di carbonio sono legati tra di loro in maniera differente (per

Strutturale costituzionale:

esempio isobutano e normalbutano).

isomeri i cui atomi sono legati nello stesso ordine ma sono orientati in modo differente

Stereoisomeria:

nello spazio. Per trasformare uno stereoisomero nell’altro è necessario rompere e riformare almeno un

legame. Gli stereoisomeri possono essere:

1. Geometrici (o cis-trans): i diastereoisomeri che debbono la loro esistenza alla mancanza di libera

rotazione intorno ai doppi legami (isomeria cis/trans nel 2-butene).

2. (o isomeri ottici): sono isomeri che non sono sovrapponibili alla loro immagine specu-

Enantiomeri

lare.

3. Conformazionali: gli isomeri che possono trasformarsi l’uno nell’altro senza la rottura di legami (per

esempio le diverse conformazioni anti e gauche del n-butano)

4. stereoisomeri che sono uno l’immagine speculare dell’altro

Diastereoisomeri: non

Oggetti che sono sovrapponibili alla loro immagine speculare sono detti Se un oggetto e la

chirali.

non

sua immagine speculare sono sovrapponibili, allora essi sono identici. Un oggetto di questo tipo è achirale.

Un oggetto achirale ha almeno un piano di simmetria

Il caso più comune di enantiomeria nelle molecole organiche è la presenza di un carbonio tetraedrico legato

a quattro gruppi differenti. Un carbonio di questo tipo si chiama stereocentro

cis stesso lato

,

trans da parte opposta

, Isomeri Stereoisomeri

Costituzionali Diastereoisomeri

Enantiomeri 12

13.1 Denominazione stereocentri: sistema R-S

1. Identifica lo stereocentro, identifica i suoi 4 sostituenti e assegna la priorità da 1 (più alta) a 4(più

bassa) a ciascun sostituente

2. Orienta la molecola nello spazio in modo che il gruppo a priorità più bassa (4) sia diretto lontano da

te

3. Leggi i tre gruppi che si proiettano verso di te nell’ordine da quello a priorità più alta (1) a quello a

priorità più bassa (3)

4. La configurazione assegnata è data dal verso di tale lettura:

R orario

S antiorario

14 IUPAC

Il nome di un composto è formato da prefisso, infisso e suffisso. Il prefisso indica il numero di atomi di

carbonio nella catena di base. L’infisso indica la natura dei legami carbonio-carbonio nella catena base

1. -an- solo legami semplici

2. -en- uno o più legami doppi

3. -in- uno o più legami tripli

Il suffisso indica la classe di composti alla quale la sostanza appartiene:

1. -o, -e idrocarburo (alcan-o, alchen-e, alchin-o)

2. -olo alcol

3. -ale aldeide

4. -one chetone

5. acido -oico acido carbossilico

14.1 Nomi comuni e sostituenti

etene etilene

etino acetilene

Un gruppo alchilico, indicato dal simbolo R-, è un gruppo sostituente derivato dalla rimozione di un atomo

di idrogeno da un alcano

Un gruppo arilico, indicato dal simbolo Ar-, è derivato per rimozione di un H da un arene (classe con

capostipite il benzene)

-iso = carbonio 3°

-neo = carbonio 4°

15 Alcani

15.1 Reazioni

Isomerizzazione E’ il processo per aumentare la ‰di alcani ramificati. Si utilizzano AlCl o AlBr come catalizzaatori in pr

3 3

Cracking E’ la frammentazione di alcani lineari in alcani e alcheni più piccoli e ramificati. Si può effettuare per via te

Alchilazione Piccoli alcani e alcheni sono combinari in alcani più grassi e ramificati tramite un processo a catena in ecce

13


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DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in ingegneria elettronica
SSD:
A.A.: 2014-2015

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher raffamaiden di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Fondamenti di chimica per l'elettronica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Politecnico di Milano - Polimi o del prof Metrangolo Pierangelo.

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