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LEGGI E NUMERI NOTEVOLI


Carica e-: 1,6022 10-19 C

Z = n protoni

A = n prot + neutr

NAV = 6,022 1023 parti/mole

Ordine di legame: 1°: C-C (σ), 2°: C=C (π), 3°: CºC (π’)

R = costante universale di Boltzman = 0,082 atm l / mol = 8,315 j / °K mol


numeri quantici

n primario o energetico = 1,2,3 . (liv. energ. Dell’orbitale)

l secondario o angolare = 0,1,2 . n-l (forma)



ml magnetico = -l . -l,0,1 . .l (orientamento x,y,z)

ms di spin = ½     (verso)


l = 0: orbitale s, max e-: 2

1: orbitale p, max e-: 6

2: orbitale d, max e-: 10

3: orbitale f, max e-: 14


ordine di riempimento


1s2

2s2 2p6

3s2 3p6 3d10

4s2 4p6 4d10 4f14

5s2 5p6 5d10 5f14

6s2 6p6



numero sterico

Sn n atomi legati all’atomo centrale

+ n coppie di elettroni dell’atomo centrale non condivise

Sn 2: lineare sp

3: trigonale are sp2

4: tetraedrica sp3

5: bipiramidale trigonale dsp3

6: ottaedrica d2sp3


legame metallico

Dall’ibridazione degli orbitali dei vari atomi,

si creano numerosissimi livelli energetici,

alcuni sono s, altri p, altri d, e i loro livelli

energetici possono essere sovrapposti, ovvero

gli elettroni passano facilmente da orbitali diversi s,p,d,

e si ottiene un buon conduttore, adiacenti o separati

per un certo ΔE (50-l50 Kj/mol semiconduttori).

HOMO                             e- LUMO

Highest occupied molecular orbital Lowest unoccupied . .





leggi dei gas perfetti


PV = k

V = Vo ( 1 + c t ) c = 1/273,15°C

P = Po ( 1 + c t )

PV = nRT

In condizioni normali una mole di gas occupa 22,4 l

Frazione molare: Xa = na/ntot

La pressione e il volume totali sono la somma delle pressioni e

dei volumi totali che i vari gas eserciterebbero

se fossero soli nel recipiente (legge di Dalton).

Energia cinetica media di una mole di gas: 3/2 R T

Energia cinetica di una singola particella: 3/2 K T      K= R/Nav

La distribuzione delle velocità delle singole particelle aumenta con T


interazioni intermolecolari


Ione – ione                                           e

Ione – dipolo                                        n

Dipolo – dipolo                                    e

Dipolo – dipolo indotto                         r

Dipolo indotto – dipolo indotto             g

Dipolo istantaneo – dipolo istantaneo i

Dipolo istantaneo – dipolo indotto         a


Soluzioni


%wt in massa: massa soluto / massa soluzione ∙ 100

Frazione molare:          χ = n moli di soluto / n moli di soluzione

Molarità M = n moli soluto / l di soluzione

Molalità m = n moli soluto / Kg di solvente


Tensione di vapore in soluzione:           soluto non volatile: ρ = χsolvente ∙ ρo

soluto volatile: ρ1 = χ1 ∙ ρo1 ρ2 = χ2 ∙ ρo2

ρtot = χ1 ∙ ρo1 + χ2 ∙ ρo2

(Ogni soluzione prevede delle deviazioni dalla legge teorica,

secondo la legge di Raoult, per cui si ottengono gli azeotropi).


Innalzamento ebullioscopio:      Tebollizione = To + ΔTb ΔTb = n ∙ Kb ∙ m


n: num di particelle che si formano per ionizzazione

Kb costante ebullioscopia

m: molalità


Abbassamento crioscopico: Tcongelamento = To - ΔTf ΔTf = n ∙ Kf ∙ m


Kf: costante crioscopia

Pressione osmotica: π = c ∙ R ∙ T con c = concentrazione = moli/V = n/l

(tendenza del solvente puro a passare in soluzione

per arrivare a livelli di concentrazione più simili)

Equilibri di solubilità:    ___ AaBbàaAb+ + bBa- Kps (g/l) = [Ab+]a ∙ [Ba-]b = s ∙ s = s2

S = solubilità molare = √Kps (mol / l) Q<Kps:dissoluzione, viceversa: precipitazione, =: saturazione

equilibri


aA + bB à cC + dD


Stato gassoso:  (PC)c ∙ (PD)d / (PA)a ∙ (PB)b = Kp

In soluzione: [C]c ∙ [D]d / [A]a ∙ [B]b = Kc Kc = Kp (RT)c+d-a-b

Q = quoziente di reazione, se Q>K la reazione tende verso i reagenti, se Q<K tende verso i prodotti.

Sottrazione di reazioni: aA + bB à cC + dD -

eE + fF à gG + hH =

aA + bB + eE + fF à cC + dD + gG + hH K = K /K2



soma di reazioni:                      aA + bB + gG + hH à cC + dD + eE + fF K = K1∙K2

Se divido ogni coeff. Stechiometrico per n, K diventa K1/n, mentre se moltiplico Kn.

Reazioni liquido – gas, solido – gas: K = Pgas

Reazioni liquido – solido: K = [liquido]

Il solvente non appare nelle costanti, a meno di soluzioni molto concentrate.


Acidi e basi


Lewis: Base: specie che cede doppietto elettronico

Acido: specie che riceve doppietto elettronico

Sostanza anfotera: si comporta sia da acido che da base


Autoprotolisi dell’acqua: H2O + H2O à H3O+ + OH- [H3O+] [OH-] / [H2O]2 = Kw = 10-l4


pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-] pH + pOH = 14


costanti di ionizzazione: Ka = [H3O+] [A-] / [HA]

Kb = [OH-] [B+] / [BOH] KaKbconiug = Kw

Acidi e basi deboli, valgono le seguenti formule:

__________ _________

[H3O+] = √[Acido] ∙ Ka [OH-] = √[Base] ∙ Kb


Le reazioni di ionizzazione tendono verso la base o l’acido più debole.


Soluzioni tampone:       acido debole e il suo sale formatosi con una base forte (es: CH3COOH e CH3COONa) base debole e il suo sale formatosi con un acido forte


[H3O+] = Kaca/cs pH = -logKa + log [sale] / [acido]

pOH = -logKb + log [sale] / [base]


soluzioni acido forte – base forte: soluzione neutra

soluzioni acido forte – base debole: soluzione acida

soluzioni acido debole – base forte: soluzione basica

Un acido è più solubile in una soluzione basica, e viceversa.










ordine di legame

Raggio atomico

aumenta

diminuisce


Energia di prima ionizzazione

diminuisce

aumenta


(tendenza a perdere l’elettrone più esterno)




Affinità elettronica

diminuisce

aumenta


(energia emessa per riempimento dello strato esterno)




Lunghezza di legame

aumenta

diminuisce


Energia di legame

diminuisce

aumenta

aumenta

Elettronegatività

diminuisce

cresce




(tendenza ad acquistare un elettrone)




Temperatura di ebollizione

cresce

cresce



termodinamica


Q = energia scambiata tra sistema e ambiente (>0 se entra, <0 se esce dal sistema)

W = lavoro = F ∙ s (PV: espansione svolta dal sistema<0, compressione subita dal sistema>0)


Calore specifico: Cs = calore necessario per innalzare di 1°K un g di sostanza ( j / g °K )

Q = m ∙ Cs ∙ Δt

Capacità termica molare: calore necessario per innalzare di 1°K una mole di sostanza ( j / mol °K)

A volume costante: Q = n ∙ Cv ∙ Δt A pressione costante: Q = n ∙ Cp ∙ Δt

Cv = 3/2 R                    Cp = 5/2 R

ΔE = n∙Cv∙Δt ΔE = n∙Cv∙Δt + n∙R∙Δt

Principio della termodinamica: ΔE = Q + W


entalpia


ΔH = energia emessa (<0) o acquistata (>0) da un sistema

Processo isotermo: ΔE = 0

W = -Q à PV = - Q

Processo reversibile: W = - ∫ P dV = -nRT log V2/V1

Processo adiabatico (no scambio di calore): ΔE = ΔH = n ∙ Cv ∙ Δt


Entalpia standard (ΔHo) di una reazione è il ΔH a 25° e 1 atm.

Entalpia standard di formazione (ΔHof) di un composto è il ΔHo di una reazione che produce una mole di quel composto a partire dai suoi elementi costituenti in forma stabile. Per definizione il ΔHof degli elementi in forma stabile è 0.

Es: ΔHof di H2O = ΔHo della reazione 2H2 + O2 à 2H2O


aA + bB à cC + dD

ΔHo = c ΔHof (C) + d ΔHof (D) – a ΔHof (A) + b ΔHof (B)


Entalpia di legame: ΔH che si genera dalla formazione di un legame

Entalpia di atomizzazione: ΔH necessario a rompere o formare un elemento in forma stabile

Es: ΔHof di CCl2F2 (1) C + Cl2 + F2à C + 2Cl + 2F

(2) C + 2Cl + 2F à CCl2F2

H1 =  Hoatom (C) + 2 Hoatom (Cl) + 2 Hoatom (F)

ΔH2 = 2 ΔHolegame (C-Cl) + 2 ΔHolegame (C-F)

ΔHof di CCl2F2 = ΔH1 + ΔH2

entropia


vale solo per reazioni reversibili:                       ΔS = Qreversibile / T ()

per i gas:                       Qrev = nRTlog(V2/V1) à ΔS= nRlog(V2/V1)

per transizioni di fase:                           ΔS = ΔHtransiz / Ttransiz ()

processo adiabatico isotermo reversibile:         ΔS = 0

processo isocoro reversibile: Q = n∙Cv∙Δt dq = n∙Cv∙dt

ΔS = ∫1/T dq = ∫ n∙Cv / T dt = n∙Cv log (T2/T1)

processo isobaro reversibile:                            ΔS = n∙Cp log (T2/T1)


S = misura delle probabilità possibili o microstati = KblogΩ

con Kb = costante di Boltzmann e Ω = numero di stati del sistema possibili

Quando Ω = 1, S = 0, e per Tà0°K, Ω à 1 a particelle ferme vi è un solo stato possibile, S = 0.


= ∫Cp/T dt tra 0°K e 298,15°K (25°C) a P = costante = 1 atm

dello ione H3O+ = 0


Relazione tra processi irreversibili e reversibili


ΔErev = ΔEirr Wrev + Qrev = Wirr + Qirr Lavoro svolto dal sistema: -Wrev > -Wirr

Calore immesso nel sistema: Qrev > Qirr

ΔS (sempre reversibile) > Qirr / T, mai <0


Energia libera di Gibbs


ΔG = ΔH – TΔS


ΔG>0 processo non spontaneo

ΔG=0 processo reversibile

ΔG<0 processo spontaneo


Es: C + O2 à CO2

ΔH = ΔHof (CO2)

ΔS = S° (CO2) - S° (C) - S° (O2)


Per un gas ideale:                     ΔG = nRT log (P2/P1)

Per una reazione generica:        ΔG = ΔG° + RT log Q

con ΔG° = -RT logK (K = cost di equilibrio)

Q = quoziente di reazione

ΔG = RT log (Q/K), infatti se Q<K spontanea

Q=K in equilibrio

Q>K impossibile

Quindi: K = exp (ΔS°/R) ∙ exp (-ΔH°/RT)

Se log K = y e 1/T = x:            y = (-ΔH°/R)x + (ΔS°/R)

In un grafico xy (-ΔH°/R) = coefficiente angolare

(ΔS°/R) = intercetta sull’asse y


Per 2 reazioni a T diverse: log(K2/K1) = -ΔH°/R (1/T2 – 1/T1) (equazione di Van’t Hoff)





Elettrochimica

Agente riducente: perde e- Agente ossidante: acquista e-

Sx tavola periodica                              Dx tavola periodica


Δε = diff di potenziale

Cella galvanica: Δε >0, ΔG<0, reazione spontanea, W<0

Cella elettrolitica: Δε<0, ΔG>0, reazione forzata da un Δε esterno, W>0


i = nF/T i x t = Q (F=96485,31 C/mol)



Lavoro elettrico:           W = -Q Δε se t e P costanti à W = ΔG


Il miglior riducente è quello con ε° di riduzione maggiore (es: (Cu2+|Cu) > (Zn2+|Zn))


Pila:

Znàossidanteàanodo(+à Cuàriducenteàcatodo(-à

ΔG = ΔG° + R T logQ ΔG = - n F Δε = di riduzione

ΔG° = - n F Δε° Δε° = (anodo) – (catodo)


-n F Δε = - n F Δε° + R T logQ à ΔG = ΔG° - RT/nF logQ

equazione di Nerst è Δε = Δε° - (0,0592V / n) x log10Q (n moli di e- scambiate) (a 25°)


Aos + Brid à Arid + Bos Aos + n e- à Arid °A          Bos + n e- à Brid °B

Δε = Δε°A – Δε°B – (0,0592V / n) log10 (Arid)a(Bos)b / (Aos)c(Brid)d (=concentrazioni attuali)


ΔG° = -RT logK = - n F Δε° à logK = nF/RT (oppure n/0,0592V) Δε°


Il pH della soluzione influenza il Δε, poiché logQ = log concentrazioni/concentrazioni H+

pH elevato riduce Δε e viceversa.


pH metro = misuratore di potenziale, sapendo che nel suo caso Δε = 0,0592 V x pH


Batterie

Cella di Leclanchè: Anodo: Zn à Zn2+ + 2e-

Catodo: 2MnO2 + 2NH4+ + 2e- à Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Reazione: Zn + 2MnO2 + 2NH4+ à Zn2+ + Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Mentre la reazione procede, Δε diminuisce, quindi si sostituisce KOH a NH4+.

Anodo: Zn à Zn2+ + 2e-

Catodo: 2MnO2 + H2O + 2e- à Mn2O3 + 2OH-

Reazione: Zn + 2MnO2 + H2O à Zn(OH)2 + Mn2O3

Ora il voltaggio rimane stabile (1,34V).

Batterie ricaricabili

Cella Nichel-Cadmio:              Anodo: Cd + 2OH- à Cd(OH)2 + 2e-

(1,4V)   Catodo: 2NiO(OH) + 2H2O + 2e- à 2Ni(OH)2 + 2OH-

Reazione: Cd + 2NiO(OH) + 2H2O à Cd(OH)2 + 2Ni(OH)2

In ricarica: Ni si ossida, Cd si riduce (reazione opposta).


Accumulatore al piombo:         Anodo: Pb + SO42- à PbSO4 + 2e-

(2V)      Catodo: PbO2 + SO42- + 4H3O+ à PbSO4 + 6H2O

Reazione: Pb + PbO2 + 2SO42- + 4H3O+ à 2PbSO4 + 6H2O

Quando ricarico: reazione di disproporzionamento: 2Pb2+ à Pb + Pb4+


Pila ideale: con membrana di B-allumina (NaAl11O17)

Anodo: Na à Na+ + e-

Catodo: S + 2e- à S2-

Reazione: 2Na + S à 2Na+ + S2-

Necessita di alte temperature, ma ha una densità energetica elevata.


Corrosione

Come una cella galvanica corto-circuitata in cui nello stesso elemento vi è un catodo e un anodo.

Anodo:                         Fe à Fe2+ + 2e-


Catodo: Con H2O 2H2O + 2e- à 2OH- + H2


Con O2 e H2O                         ½ O2 + 2H2O + 2e- à 3H2O che reagisce nuovamente


Reazione:                      2Fe2+ + ½ O2 + (6+x)H2O à Fe2O3 x H2O + 4H2O


Successivamente gli Fe2+ si ossidano con O2 e diventano Fe3+ che danno la ruggine (Fe2O3).

Gli Fe2+ possono anche reagire con gli OH a dare Fe(OH)2 che disidratandosi diventa FeO.


Velocità di reazione:


v = - [reagenti] / Δt = Δ[prodotti] / Δt v = K [reagenti]a


d[reagenti] / dt = -K[reagenti]a


per un dato intervallo: log[c] – log[co] = -Kt

log[c]/[co] = -kt

c=coexp(-kt)

K=Ae-Ea/RT






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