Chimica inorganica: riassunto e concetti base

CHIMICA

ATOMO: LA + PICCOLA PARTICELLA DELLA MATERIA

• NEUTRONI
• PROTONI
• ELETTRONI

IL N° DI PROTONI NEL NUCLEO INDIVIDUA L’ELEMENTO CHIMICO. VIENE INDICATO CON Z.

GLI ELEMENTI SI DISTINGUONO PER IL N° ATOMICO.

A = N° DI MASSA (SOMMA P⁺ + N⁰).

ISOTOPI: ATOMI CHE DIFFERISCONO NEL N° DI MASSA A.

IONE: ATOMO CHE ACQUISTA O PERDE e^-.

MOLECOLE:

• OMONUCLEARI: ATOMI CHE SI LEGNANO TRA LORO
• ETERONUCLEARI: ELEMENTI DIVERSI - COMPOSTI

1 MOLE: QUANTITÀ DI SOSTANZA CHE CONTIENE UN NUMERO DI AVOGADRO DI "PARTICELLE". 1 MOLE È = ALLA QUANTITÀ IN g NUMERICAMENTE UGUALE AL PESO ATOMICO.

N_A= N° DI AVOGADRO = 6,022 · 10²³ [MOLECOLE MOl].

M.M.= [g/mol]

GRANDEZZE BASE DEL S.I.

• LUNGHEZZA m
• MASSA kg
• TEMPO s
• TEMPER K
• QUANTITÀ DI SOST mol
• CORR. ELETT. A
• INT. LUMINOSA cd

Stechiometria

Tutte le reazioni con ossigeno sono combustioni. 2) L'equazione chimica va bilanciata, con coeff stechiometrici.

N.B. Ogni volta che facciamo la combustione di un composto che contiene C, O, H (e quindi un composto organico) otteniamo sempre CO₂ e H₂O.

Agente limitante = sparisce (da questo faccio i calcoli x sapere quanto prodotto si forma) Agente in eccesso = rimane nel reattore

Stati della materia

Solido

• Interazione attrattiva forte
• Z ≈ R
• R = raggio particella R = dist. particelle
• Al cristallo assegniamo l'ordine

Liquido

• Interazione attrattiva (meno forte rispetto ai solidi)
• Z ≈ R
• Liquido è disordinato → Fluidità (quanto bene un liquido scorre)

Gas

• Le particelle non interagiscono tra loro
• Z ≈ R
• Non c'è un ordine, particelle disposte in modo caotico.

1° Principio Termodinamica

Bilancio energia → Legge conservazione energia

Q_rez = Q_caduto

ΔU = Q + W

Con reazioni chimiche a V=k (molto poche):

ΔU = Q_v

Con reazioni chimiche a P=k:

ΔH = Q_p

• ΔU = Q_v
• ΔH = Q_p Funzioni di stato (dipendono dall'inizio e dalla fine ma non dal percorso).

Legge di Hess

Quindi:

• ΔU: Variaz. di energia interna
• ΔH: Variaz. di entalpia
• ΔU = Q_v calore scambiato a V=k
• ΔH = Q_p calore scambiato a P=k

Reazioni di Formazione

Si dice reazione di formazione se gli elementi sono al loro stato più stabile.

Per esempio: reazione di formazione del metano:

C_graf + 2H₂ → CH₄

Per misurare il calore di una reazione:

C_graf + 2H₂ + 1/2 O₂ → CH₃OH

• Stato standard:
• Elementi nella forma + stabile
• P = 1 atm - T = 298K
• ΔH_f^zero = ø

ΔH_reaz = ΔH_f(CH₃OH) condiz. standard

di formazione

NH_3(aq) + H₂O_(l) ↔ NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq)

L'ammoniaca è una base.

• Secondo Arrhenius poiché aggiunta ad acqua aumenta OH^-
• Secondo Brønsted-Lowry perché accetta un protone da H₂O.

Un acido e una base nel trasferimento di un protone avranno sempre importanza.

Per essere un acido di Brønsted-Lowry:

• Una molecola o uno ione deve avere 1 atomo di idrogeno che può rilasciare come ione H⁺.

Per essere una base:

• Una molecola o uno ione deve avere una coppia di elettroni di non legame che può impiegare per accettare H⁺.

Sostanze che agiscono sia da base che da acido: anfiprotiche.

Ogni acido ha una base coniugata, e ogni base ha un acido coniugato.

Più forte è un acido, più debole sarà la base coniugata e viceversa.

Acidi Forti:

• HCl
• HBr
• HI
• HClO₄
• HClO₃
• H₂SO₄
• HNO₃

Acidi Deboli:

• CH₃COOH
• HCN

Basi Forti:

• Ba(OH)₂
• Mg(OH)₂
• Ca(OH)₂

(Tutti gli idrossidi dei metalli del I e II gruppo (Be - Be⁺)).

In tutte le basi forti, lo ione OH^- è già presente nel reticolo cristallino.

Da una base forte o da un acido forte non ho alterazione del pH dell'acqua.

I valori delle entalpie molari standard sono anch'esse tabulate:

ΔH°

• Non si conoscono i valori di H, ma solo ΔH
• ΔH° nello stato standard

ΔS°

• Si conoscono S°
• S° nel loro stato standard

Energia libera di Gibbs

G=H-TS

ΔG=ΔH-TΔS (T=K)

ΔG°=ΔH°-TΔS° (in condizioni standard)

T=25°C

ΣνΔG°_p^prod - ΣνΔG°_p^reag

T≠25°C

ΔG°_reaz = ΔH°_reaz - TΔS°_reaz

In condizioni non standard:

ΔG=ΔG°+RTlnQ

Q=quoz.reaz.

R=8,31 J/mol·K

ΔG ci indica quanto siamo lontani dall'equilibrio.

• ΔG<0 reaz. spostare verso i prodotti
• ΔG=0 (equil.) 0=ΔG°+RTlnK_p K_p=e^-ΔG°/RT equilibrio

ΔG=0

• ΔG°<0 ⇒ K>1 ⇒ favorisce prodotti
• ΔG°=0 ⇒ K=1
• ΔG°>0 ⇒ K<1 ⇒ favorisce reagenti

FEM IN CONDIZIONI STANDARD

La differenza di potenziale tra 2 elettrodi di una cella galvanica fornisce la forza motrice che spinge gli e^- attraverso il circuito. Chiamiamo questa diff di potenziale elettromotrice o F.E.M.

Condizioni Standard:

• T= 25°C
• Concentrazione 1 M di reagenti e prodotti in soluzione
• P= 1 atm (per specie gassose)

E^o_cell = E^o_{red (catodo)} - E^o_{red (anodo)}

Semiequazione di riferimento:

2H⁺ + 2e^- ⇾ H₂   E^o_red=0V

Elettrodo in grado di produrre questa semireazione:

Elettrodo standard a idrogeno (filo di platino unito ad un pezzo di platino coperto con del platino finemente disperso).

Puo' operare sia come anodo che come catodo, in base alla natura dell'altro elettrodo.