Riassunto esame di Chimica generale ed inorganica con elementi di organica, Prof. Pappalardo, Libro consigliato Fondamenti di chimica, Lanfredi, Tiripicchio

A B

P P

= =

A B

V V

RT n RT n RT RT

A B

P P n

( )

=P + = + = +n =n

TOT A B A B TOT

V V V V

n

i

P P P

= =x ∑x = 1 x = frazione molare del gas “i”

i TOT i TOT

n i 1

TOT

La teoria cinetica dei gas: l’energia cinetica dipende solo dalla temperatura che aumenta la

frequenza degli urti esercitati dalle molecole sulle pareti del recipiente. Postulati:

• Il gas è costituito da particelle puntiformi assimilabili a piccole sfere tra cui non esistono

forze attrattive e/o repulsive e il cui volume è trascurabile rispetto a quello del recipiente che

contiene il gas.

• Le particelle si muovono con moto rettilineo urtando tra loro e urtando la parete del

recipiente.

• Gli urti sono elastici (energia cinetica complessiva costante).

• Le molecole trasformano energia termica in energia cinetica. all’aumentare della

temperatura aumenta l’energia cinetica media.

Definizione microscopica di pressione: urti sulla parete del recipiente.

1 2

PV Nm v

=

Equazione di gas perfetto secondo la teoria cinetica dei gas: dove N = numero di

3

2

molecole, m = massa delle molecole, v = velocità quadratica media (media dei quadrati delle

velocità).

Legge di Graham: consente di separare sulla base del peso molecolare le molecole gassoe, è una

legge sperimentale. √

v M

1 2

=

v M

2 2

Diffusione ed effusione gassosa: le particelle gassose con molecole più leggere effondono più

velocemente. a

( )

v p+

( )

−b =RT

Equazione di stato dei gas reali (equazione di Van der Waals): dove v – b =

2

v

volume disponibile singole molecole, a = dipende dal volume (se b triplica a = 0), a e b sono

parametri che cambiano a seconda del gas considerato.

Lo stato solido: nei solidi le forze che esistono tra le particelle sono importanti e non possono

essere vinte dall’agitazione termica.

Proprietà dei solidi:

Rigidità;

1) Incomprimibilità;

2) Forma geometrica definita.

3)

Tipi di solidi:

• Solidi cristallini:

Omogenei;

o Figura solida delimitata da fecce piane;

o Proprietà anisotrope (variano a seconda della direzione).

o

• Solidi amorfi:

Disposizione disordinata degli atomi;

o Non assumono forme poliedriche;

o Proprietà isotrope.

o

Polimorfismo: una stessa sostanza può avere più forme cristalline (diamante).

Isomorfismo: sostanze diverse cristallizzano nella stessa forma (A BO ).

2 4

Reticolo cristallino: reticolo lineare, reticolo piano; ciascuno di essi è regolato da costanti reticolari

che ne determinano il tipo.

Proprietà dei composti ionici:

Non formano molecole discrete e allo stato solido i legami si estendono a tutte le strutture;

1) Elevata temperatura di fusione e di ebollizione;

2) Buoni conduttori di elettricità allo stato fuso (non nel solido);

3) Si sciolgono bene in solventi polari (come H O) dando soluzioni che conducono la corrente

4) 2

+(aq) -(aq)

elettrica: NaCl → Na + Cl .

Solidi molecolari: sono formati da molecole legate tra loro attraverso forze intermolecolari. In

questi solidi i legami tra glia atomi non sono tutti dello stesso tipo:

Gli atomi che costituiscono una molecola presentano legami covalenti;

- Gli atomi di molecole diverse sono legati da forze intermolecolari:

- Forze di Van der Waals;

o Interazioni dipolo – dipolo;

o Legami ad idrogeno.

o

Solidi covalenti: vi è un legame covalente che si estende a tutto il solido, l’esempio più

significativo è dato dal diamante (carbonio) che presenta una struttura tetraedrica con legami

covalenti.

Solidi metallici: si distingue anche in essi un reticolo cristallino, i legami tra solidi metallici sono

tutti tra atomi elettropositivi. I metalli alcalini perdono un elettrone mentre i metalli alcalini terrosi

perdono due elettroni. I metalli sono ottimi conduttori di calore, affinché sia possibile la conduzione

il metallo è legato alla mobilità delle particelle. Nel solido gli atomi oscillano in posizioni fisse,

aumentando la temperatura l’oscillazione aumenta nei metalli, allora, come nel diamante, una

particella che oscilla ne colpisce un’altra e così via. Nei metalli avviene l’effetto fotovoltaico perché

gli elettroni non sono fissi ma mobili.

Lo stato liquido: l’energia attrattiva è leggermente superiore all’energia cinetica. le proprietà dei

liquidi sono:

Ordine a corto raggio e disordine a lungo raggio;

1) Hanno volume proprio ma non hanno forma propria;

2) Hanno una densità minore di quella dei solidi;

3) Sono isotropi;

4) Si estendono per innalzamento della temperatura;

5) Sono volatili (passano facilmente allo stato gassoso).

6)

Evaporazione: è un fenomeno che avviene in maniera spontanea, le particelle per evaporare devono

avere una certa velocità (velocità di soglia); l’aumento della temperatura fa aumentare le molecole

con velocità superiore alla velocità di soglia. Questo processo avviene continuamente fino ad

eguagliare la velocità che delle particelle che dallo stato liquido passano allo stato vapore e la

velocità delle particelle che dallo stato gassoso passano a quello liquido.

Equilibrio liquido-vapore; stato stazionario: il numero di molecole che passano dallo stato liquido

a quello gassoso (L → V) è uguale al numero di molecole che passano dallo stato vapore allo stato

liquido (V → L). -B/T

Tensione di vapore: è la pressione esercitata dal vapore nell’equilibrio liquido – vapore. P = Ae

dove A, B sono costanti dipendenti dalle sostanze.

Diagramma di stato: si possono capire da esso le trasformazioni fisiche che si possono effettuare su

una determinata sostanza alle condizioni di temperatura e pressione.

Temperatura di fusione: temperatura alla quale si ha il passaggio solido – liquido alla pressione di

1 atm.

Temperatura di ebollizione: temperatura alla quale si ha il passaggio liquido – gas alla pressione di

1 atm.

Temperatura di sublimazione: temperatura alla quale si ha il passaggio liquido – solido alla

pressione di 1 atm.

Le soluzioni.

Una soluzione è una miscela fisicamente omogenea, cioè un insieme di due o più componenti che

costituiscono un’unica fase.

Il composto in eccesso è chiamato solvente mentre gli altri sono detti soluti.

La solubilità di un composto in un altro dipende dall’affinità del composto per il solvente.

Le soluzioni che si formano sono fisicamente omogenee e hanno caratteristiche simili.

Soluzioni ioniche o elettroniche: presentano ioni positivi e negativi, pertanto conducono la corrente

elettrica.

Solubilità dei gas:

Influenza della temperatura: la solubilità di un gas a pressione costante diminuisce con

- l’aumentare della temperatura.

Influenza della pressione (legge di Henry): la stabilità di un gas in un liquido a temperatura

- costante è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas sopra la soluzione.

S = KP

Dove K = solubilità del gas, P = pressione del gas e K = costante di Henry.

Tensione di vapore nelle soluzioni:

Legge di Raoult: per una generica sostanza sciolta in una soluzione la tensione di vapore

- della sostanza generica è uguale alla frazione molare per la tensione di vapore del composto

puro. 0i

P = X P

i i

Dove P = pressione parziale nella miscela generica del composto “i”, X = frazione molare

i i

0i

di “i” nella soluzione e P = tensione di vapore nel composto “i” puro.

Legge di Raoult (enunciato specifico): la pressione parziale di ciascun composto volatile

- nella miscela è minore della tensione di vapore che eserciterebbe allo stato puro.

0A 0B.

Legge di Dalton: P = P + P nel caso di due composti volatili P = X P + P

- A B A XB

Legge di Dalton (specifica per i gas): P = y P .

- i i TOT

Soluzioni ideali: sono quelle in cui i componenti A e B sono simili (hanno le stesse caratteristiche).

Proprietà colligative delle soluzioni: proprietà che dipendono dal numero di particelle disciolte e

non dalla loro natura.

Pressione osmotica: in un tubo di vetro coperto da una membrana semipermeabile (lascia passare il

solvente ma non il soluto) passiamo da un lato l’acqua e dall’altro il soluto più un solvente disciolto.

Inizialmente il livello dei due tubi è uguale poi spontaneamente nei due braci si crea un dislivello

dovuto al passaggio del solvente verso la miscela solvente soluto. Il processo si ferma quando il

flusso di molecole di soluto viene bloccato. Π = CRT.

Termodinamica e termochimica.

Sistema: porzione di materia che contiene una o più sostanze in una o più fasi. Il sistema può

essere: Aperto, il sistema può scambiare energia e materia con l’ambiente.

- Chiuso; il sistema continua a scambiare energia con l’ambiente ma non materia.

- Isolato; il sistema non scambia né energia né materia con l’ambiente.

-

Fase: sistema omogeneo per composizione chimica e stato di aggregazione. Esempi di fase sono le

miscele acqua e sale (una fase) e acqua e sabbia (due fasi).

Equilibrio: il sistema è in equilibrio quando il numero di particelle che passa ad uno stato coincide

con quello trovato allo stato originario. Non avviene trasformazione.

Lo scambio di calore avviene quando è possibile trasferire energia cinetica alle particelle vicine.

Energia cinetica = energia totale = energia cinetica + energia potenziale

L’unico modo per scambiare energia è con il calore e con il lavoro.

Calore: energia trasferita tra sistema e ambiente, causata dalla differenza di temperatura tra due

corpi; lo scambio avviene fin quando i due corpi non raggiungono la stessa temperatura. È definito

come energia trasferita in conseguenza di una differenza di temperatura (caldo → freddo).

q = c∆t

Dove c = calore specifico (per 1 grammo di sostanza, 1 caloria = 4.184 Joule) e ∆t = differenza di

temperatura.

q > 0 (+) se entra nel sistema

q < 0 (-) se esce dal sistema

Il lavoro è positivo (w > 0) se esce dal sistema.

Il lavoro è negativo (w < 0) se entra nel sistema.

Funzioni di stato: le variabili che descrivono lo stato di un sistema sono funzioni di stato se:

Esiste una legge matematica che le correla: nota una variabile se ne può conoscere un’altra;

1) Le loro variazioni dipendono solo dal risultato finale e dal valore di partenza e non dal

2) processo seguito.

I principio della termodinamica: ∆E = q – w

Misura del ∆E in una trasformazione chimica: ∆E = qv