LEGGI E NUMERI NOTEVOLI

LEGGI E NUMERI NOTEVOLI

Carica e^-: 1,6022 10^{-19 C}

Z = n protoni

A = n prot + neutr

N_AV = 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 / K° 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)

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

m_s 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 = V_o ( 1 + c t ) c = 1/273,15°C

P = P_o ( 1 + c t )

PV = nRT

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

Frazione molare: X_a = n_a/n_tot

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/N_av

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 = χ_solvente ∙ ρ^o

soluto volatile: ρ₁ = χ₁ ∙ ρ^o₁ ρ₂ = χ₂ ∙ ρ^o₂

ρ_tot = χ₁ ∙ ρ^o_{1 +} χ₂ ∙ ρ^o₂

(Ogni soluzione prevede delle deviazioni dalla legge teorica,

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

Innalzamento ebullioscopio: T_ebollizione = T_o + ΔT_b ΔT_b = n ∙ K_b ∙ m

n: num di particelle che si formano per ionizzazione

K_b costante ebullioscopia

m: molalità

Abbassamento crioscopico: T_congelamento = T_o - ΔT_f ΔT_f = n ∙ K_f ∙ m

K_f: 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:    ___ A_aB_bàaA^b+ + bB^a- K_{ps (g/l)} = [A^b+]^a ∙ [B^a-]^b = s ∙ s = s²

S = solubilità molare = √K_{ps (mol / l)} Q<K_ps:dissoluzione, viceversa: precipitazione, =: saturazione

equilibri

aA + bB à cC + dD

Stato gassoso:  (P_C)^c ∙ (P_D)^d / (P_A)^a ∙ (P_B)^b = K_p

In soluzione: [C]^c ∙ [D]^d / [A]^a ∙ [B]^b = K_c K_c = K_p (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 K^1/n, mentre se moltiplico Kⁿ.

Reazioni liquido - gas, solido - gas: K = P_gas

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 = K_w = 10^-l4

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

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

K_b = [OH^-] [B⁺] / [BOH] K_a ∙ K_bconiug = K_w

Acidi e basi deboli, valgono le seguenti formule:

__________ _________

[H³O⁺] = √[Acido] ∙ K_a [OH^-] = √[Base] ∙ K_b

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⁺] = K_a ∙ c_a/c_s pH = -logK_a + log [sale] / [acido]

pOH = -logK_b + 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.

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

Q = m ∙ C_s ∙ Δt

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

A volume costante: Q = n ∙ C_v ∙ Δt A pressione costante: Q = n ∙ C_p ∙ Δt

C_v = 3/2 R    C_p = 5/2 R

ΔE = n∙C_v∙Δt ΔE = n∙C_v∙Δt + n∙R∙Δt

I° 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 ∙ C_v ∙ Δt

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

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

Es: ΔH^o_f di H₂O = ΔH^o della reazione 2H₂ + O₂ à 2H₂O

aA + bB à cC + dD

ΔH^o = c ΔH^o_{f (C)} + d ΔH^o_{f (D)} - a ΔH^o_{f (A)} + b ΔH^o_{f (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: ΔH^o_f di CCl₂F₂ (1) C + Cl₂ + F₂à C + 2Cl + 2F

(2) C + 2Cl + 2F à CCl₂F₂

H₁ =  H^o_atom (C) + 2 H^o_atom (Cl) + 2 H^o_atom (F)

ΔH₂ = 2 ΔH^o_legame (C-Cl) + 2 ΔH^o_legame (C-F)

ΔH^o_f di CCl₂F₂ = ΔH₁ + ΔH₂

entropia

vale solo per reazioni reversibili:   ΔS = Q_reversibile / T _(K°)

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

per transizioni di fase:   ΔS = ΔH_transiz / T_{transiz (K°)}

processo adiabatico isotermo reversibile:     ΔS = 0

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

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

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

S = misura delle probabilità possibili o microstati = K_b ∙ logΩ

con K_b = 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.

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

S° dello ione H₃O⁺ = 0

Relazione tra processi irreversibili e reversibili

ΔE_rev = ΔE_irr W_rev + Q_rev = W_irr + Q_irr Lavoro svolto dal sistema: -W_rev > -W_irr

Calore immesso nel sistema: Q_rev > Q_irr

ΔS (sempre reversibile) > Q_irr / 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 = ΔH^o_f (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 + SO₄^2- à PbSO₄ + 2e^-

(2V)  Catodo: PbO₂ + SO₄^2- + 4H₃O⁺ à PbSO₄ + 6H₂O

Reazione: Pb + PbO₂ + 2SO₄^2- + 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 S^2-

Reazione: 2Na + S à 2Na⁺ + S^2-

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[c_o] = -Kt

log[c]/[c_o] = -kt

c=c_o^exp(-kt)

K=Ae^-Ea/RT