Domande esame chimica inorganica

(TEORIA)

- Spiegare quali variazioni delle proprietà fisiche si osservano in seguito all’introduzione di un soluto

non volatile in acqua.

In un solvente puro, cioè senza soluti disciolti in esso, le molecole sono libere di interagire tra loro,

attraendosi. L’aggiunta di un soluto influenzerà sensibilmente queste interazioni, determinando il

fenomeno della solvatazione e incidendo, in modo significativo, su molti parametri fisici della soluzione

(punto di ebollizione, punto di fusione, tensione di vapore ecc.), che risulteranno diversi da quelli misurati

sul solvente puro. Le differenze saranno particolarmente evidenti quando al solvente viene aggiunto un

soluto non volatile, che determinerà una diminuzione della tensione di vapore della soluzione, rispetto a

quella misurata sul solvente puro. La diminuzione della tensione di vapore provocherà, a sua volta, un

innalzamento della temperatura di ebollizione e un abbassamento della temperatura di fusione.

- Spiegare come può essere introdotta la funzione di stato energia libera di Gibbs e come essa

descriva la spontaneità di una reazione chimica.

Un sistema che non si trovi in condizioni di equilibrio tende a modificarsi spontaneamente (e perciò

irreversibilmente). Tuttavia la spontaneità di un processo non può essere prevista solo sulla base

dell’energia termica messa in gioco. Si potrebbe infatti concludere, erroneamente, che sono spontanee solo

le reazioni esotermiche, mentre esistono anche reazioni spontanee endotermiche. È quindi necessario

introdurre un’ulteriore funzioni di stato (oltre all’entalpia e all’entropia) che sia in grado di definire la

spontaneità di una reazione, l’Energia libera di Gibbs. Questa è descritta come:

G = H – TS

Dove H è l’entalpia e S è l’entropia della reazione. Si dimostra inoltre che (a P e T costanti, per cui in

condizioni isobare e isoterme) la variazione dell’energia libera è uguale al calore scambiato con l’esterno

meno il prodotto tra la temperatura e la variazione di entropia a cui avviene la reazione. Se questa ( la

variazione di G) risulta essere minore di zero, allora la reazione verrà detta spontanea, al contrario verrà

detta non spontanea.

- Definire il punto di equivalenza e la curva di titolazione in una titolazione acido-base nei due

principali casi possibili.

Il punto di equivalenza rappresenta la condizione in cui alla soluzione è stata aggiunta la quantità di agente

titolante stechiometricamente esatta per reagire quantitativamente con la sostanza da titolare. La curva di

titolazione è il grafico che descrive l’andamento del pH della sostanza titolata in funzione del volume del

titolante aggiunto. Tale grafico descrive 4 momenti della reazione di titolazione: prima dell’aggiunta della

base, prima del raggiungimento del punto di equivalenza, al raggiungimento del punto di equivalenza, e

dopo tale punto. Il pH al punto di equivalenza dipende dal tipo di acido o di base che intervengono nella

titolazione e dal prodotto che si ottiene. Se la titolazione avviene tra acidi e basi forti allora il pH al punto di

equivalenza è uguale a 7 (perché non vi sono più H+ o OH- in eccesso). Se invece si ha la titolazione di

acidi/basi deboli con basi/acidi forti, il punto di equivalenza sarà maggiore di 7, nel primo caso, e minore di

sette, nel secondo (in quanto il pH è guidato dall’idrolisi dall’acido/base debole).

- Definire cosa sono un acido ed una base di Lewis e di Arrhenius, dandone qualche esempio.

Arrhenius notò che alcuni acidi allo stato puro non conducono la corrente elettrica, mentre le loro soluzioni

acquose sono molto più conduttrici dell’acqua pura. Egli dedusse che gli acidi in solizione acquosa si

dissociano in ioni, e giunse alla conclusione che un acido è una sostanza capace di fornire ioni idrogeno.

Per quanto riguarda le sostanze basiche egli aggiunse che una base è una sostanza capace di fornire ioni

idrossido.



HA ; acido secondo Arrhenius

; base secondo Arrhenius

Lewis generalizzò il concetto di acido e di base, definendo un acido come una specie chimica in grado di

accettare doppietti di elettroni per dare un legame dativo e una base come una specie chimica capace di

cedere doppietti di elettroni per dare un legame dativo.

- Enunciare e descrivere la legge di Raoult e come essa dimostri l’ abbassamento della pressione di

vapore di una soluzione.

Se si considerano miscele ideali di due componenti, la legge di Raoult afferma che la tensione di vapore di

una soluzione è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente. In termini matematici:

dove è la pressione parziale del liquido puro

Se invece si ha a che fare con una soluzione ideale a più componenti, la legge di Raoult può essere estesa,

affermando che la tensione di vapore di una soluzione ideale è uguale alla somma delle tensioni di vapore.

La tensione di vapore è la pressione esercitata dalle molecole che evaporano da un liquido in un recipiente

chiuso quando la velocità di evaporazione e di condensazione diventano uguali. La tensione di vapore di un

liquido, esprime la tendenza delle sue molecole a passare allo stato gassoso. Se un soluto non volatile viene

sciolto in un liquido, ad esempio acqua, diminuisce la tendenza delle molecole dell'acqua (il solvente) ad

abbandonare la soluzione e passare allo stato di vapore. La pressione di vapore della soluzione è quindi più

bassa della pressione di vapore dell'acqua pura: una soluzione contenente un soluto non volatile presenta

sempre una tensione di vapore più bassa di quella del solvente puro. Ricordando che

l’equazione che descrive l’abbassamento relativo alla pressione di vapore è la seguente:

dove è la frazione molare del solvente

Si nota che l’abbassamento della tensione di vapore dipende solo dalla frazione molare di soluto e non dalla

sua natura (caratteristica fondamentale delle proprietà colligative).

- Spiegare come può essere introdotta la funzione di stato entropia e come essa descriva la

spontaneità di una reazione chimica.

Per quanto riguarda le reazioni chimiche è di fondamentale importanza definire le condizioni di spontaneità

a cui queste avvengono. Il primo principio della termodinamica e l’entalpia in tal senso non ci aiutano. Il

secondo principio della termodinamica afferma invece che il calore passa spontaneamente da un corpo

caldo ad uno più freddo ( lasciando intendere che l’opposto può avvenire ma non spontaneamente).

Questo è verficabile sperimentalmente, ma a livello fisico (teorico) si è dovuto introdurre un’ulteriore

funzione di stato (oltre all’entalpia) che spiegasse tale fenomeno: l’entropia (S). Matematicamente essa è

definita come: ,

Se il calore viene assorbito e la trasformazione è irreversibile (purché la reazione avvenga in un

sistema isolato). All’aumentare dell’entropia aumenta dunque la spontaneità del processo. In pratica,

l’entropia può essere definita come un indice di disordine del sistema, per cui un aumento dell’entropia

determina un aumento del disordine del sistema (questo perché è stato dimostrato da Boltzman) che in

natura lo stato di disordine è molto più probabile di quello ordinato.

- Spiegare come si possa misurare e come si possa calcolare il pH nel caso di acidi o basi forti e nel

caso di acidi o basi deboli.

In chimica, il pH è definito come grandezza che misura l’acidità o la basicità di una soluzione, espressa

matematicamente come il cologaritmo ( -log) della concentrazione degli ioni idrogeno nella soluzione. Se il

pH è = 0 la soluzione viene detta neutra, > 0 basica e < 0 acida.

Un acido in soluzione e si dissocia e rilascia ioni ; una base invece in soluzione rilascia in

soluzione ioni ossidrili per cui:

Nel caso di acidi e basi forti, la concentrazione degli ioni e degli è uguale alla concentrazione

dell’acido e della base forte prima che avvenga la reazione, perché, per loro definizione, queste sono

sostanze che si dissociano completamente. NB: questo vale se la soluzione è concentrata; se essa è molto

diluita bisogna tener conto anche del contributo degli ioni provenienti dall’autoprotolisi dell’acqua.,

per cui

Dove è la concentrazione dell’acido iniziale ( come detto prima) e x è il numero di moli, per L, degli ioni

provenienti dall’autoprotolisi dell’acqua

Per quanto riguarda invece acidi e basi deboli ( che non si dissociano completamente in soluzione ) è

necessario introdurre il grado di dissociazione dell’acido/base, definito come:

;

Dal momento che l’acido è debole, la << , perciò

;

La stessa cosa vale anche per le basi deboli.

- spiegare cos’è il legame dativo dandone qualche esempio.

Si tratta di un particolare legame chimico covalente in cui una coppia di elettroni viene messa in

compartecipazione da solo uno dei due atomi che interagiscono. È da tener presente che il legame dativo,

una volta formatosi, è della stessa natura di un legame covalente (si basa sempre su una coppia di elettroni

condivisa, anche se fornita interamente da uno solo dei due atomi che si sono legati). È un tipo di legame

che si instaura tra molecole diverse. Gli atomi che vi partecipano devono avere le seguenti caratteristiche :

a) il donatore deve avere almeno una coppia di elettroni non impegnata in altri legami, b) l’accettore deve

avere almeno un orbitale vuoto nel suo livello di valenza e, ricevendo la coppia, deve completare l’ottetto.