Appunti riassuntivi del corso - 2° parziale

Informazioni sul documento

Università: Politecnico di Milano
Corso di laurea: Common Courses
Materia: Fondamenti di chimica
Anno accademico: 2023-2024
Classificazione: Appunti · Altro
Formato originale: PDF
Testo: Testo ricercabile

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Materiale universitario di Fondamenti di chimica per il corso di Common Courses presso Politecnico di Milano. Il documento tratta: Capitolo 9 08/11/2023 Teoria degli orbitali molecolari (MO) Gli orbitali atomici puri degli atomi presenti nella molecola si combinano per formare orbitali molecolari delocalizzati (diffusi su più atomi, o al limite, sull’intera molecola) 1° principio della teoria MO: Il numero…

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Capitolo 9 08/11/2023 Teoria degli orbitali molecolari (MO) Gli orbitali atomici puri degli atomi presenti nella molecola si combinano per formare orbitali molecolari delocalizzati (diffusi su più atomi, o al limite, sull’intera molecola) 1° principio della teoria MO: Il numero totale degli orbitali molecolari è sempre uguale al numero degli orbitali atomici che si combinano NB: per ogni orbitale molecolare legante (σ) se ne forma uno antilegante (σ*) Si usa il simbolo σ1s per evidenziare l’orbitale atomico che ha dato origine all’MO (in questo caso 1s) Idrogeno: In H2 gli orbitali 1s degli atomi di H si combinano e formano due MO, uno dato dalla somma degli orbitali (orbitale legante σ) e l’altro dato dalla loro sottrazione (orbitale antilegante σ*) Nel MO legante tra i due nuclei c’è una grande probabilità di trovare e-, invece nel MO antilegante è minima in quella regione e alta nelle altre regioni intorno ai nuclei. Quindi in quello legante i due nuclei sono tenuti assieme, in quello antilegante si respingono

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Punto di ebollizione T alla quale la pressione di vapore = pressione esterna Nei liquidi non polari aumenta all’aumentare della massa molecolare Fluido supercritico A T e P abbastanza elevate, densità simile ad un liquido e viscosità simile ad un gas Tensione superficiale, capillarità e viscosità Queste caratteristiche sono causate dalle forze intermolecolari La capillarità dell’acqua è dovuta alla creazione di ponti a idrogeno con la superficie del materiale, ciò causa anche il menisco concavo dell’acqua (il menisco del mercurio è convesso perché non crea questi legami con il vetro) Forze di coesione: interni alla sostanza Forze di adesione: forze di adesione della sostanza alla superficie Viscosità: resistenza allo scorrimento

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Soluzione: miscela omogenea di due sostanze nella stessa fase (liquida) Solvente: sostanza in quantità maggiore Soluto: sostanza in quantità minore Proprietà colligative: proprietà che dipendono solo dal numero relativo di particelle di soluto rispetto a quelle di solvente (NON dal tipo di soluto) Molalità: quantità di soluto in moli per kg di solvente [mol/kg] (≠molarità che è moli per litro di soluzione, non solvente) Frazione molare: rapporto tra moli di un componente e somma delle moli di tutti i componenti della soluzione Percentuale in peso: rapporto tra massa di un componente e massa totale della soluzione x100 Se continui ad aggiungere soluto in una soluzione ma questo non si scioglie la soluzione è satura (equilibrio dinamico tra soluto disciolto e indisciolto) Soluzione satura contiene la massima quantità di soluto disciolto Soluzione insatura ne contiene una quantità inferiore Solubilità: concentrazione di soluto in una soluzione satura (es. solubilità a 0°C di CuCl2 = 70,6g in 100ml di acqua, quindi se metto 100g di CuCl2 29,4 rimarranno solidi) Soluzione metastabile: soluzione che contiene una concentrazione di soluto maggiore di quella di equilibrio (soprassatura), instabile, qualsiasi perturbazione porta all’equilibrio Se due liquidi mescolati formano una soluzione si dicono miscibili, altriment si dicono immiscibili (polari con polari, non polari con non polari) --> idem per solidi Entalpia di soluzione: E dispersa o assorbita durante il processo di dissoluzione (usa legge di Hess) NB sfrutta entalpia reticolare (cambiata di segno) e entalpia di idratazione per dissolvere solido cristallino Dissoluzione di soluto apolare in liquido apolare --> entalpia ≈ 0 (legami che tengono insieme il soluto molto simili a quelli che lo legano al solvente) Legge di…

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Costanti di equilibrio per acidi e basi La forza dell’acido aumenta all’aumentare di Ka e il pH diminuisce (A indica un acido) La forza della base aumenta all’aumentare di Kb e il pH aumenta (B indica una base) Più debole l’acido, più forte è la sua base coniugata e viceversa (Ka grande --> Kb piccola) Es. di basi e acidi coniugati: NH3 e NH4+, HNO3 e NO3- Acidi e basi poliprotiche Gli acidi poliprotici si ionizzano in stadi successivi, man mano che perde protoni il valore di Ka diminuisce (di circa 10^-5) Es. Le basi poliprotiche assorbono un protone per volta, man mano che si prosegue negli stadi Kb diminuisce (di circa 10^-5) Es.

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Gli e- si muovono dall’elettrodo con potenziale elettrochimico più basso (anodo) verso l’elettrodo con potenziale più alto (catodo) Il potenziale elettrochimico dipende dal potere ossidante o riducente delle specie chimiche coinvolte nella riduzione gli e- si spostano dalla specie con potere ossidante più forte (o riducente più debole) a quella con potere riducente più forte (o ossidante più debole) Potenziale standard di cella Il potenziale di una semicella però non è possibile da conoscere Quindi i valori vengono calcolati rispetto all’elettrodo a idrogeno (SHE) - La reazione è scritta nella forma forma ossidata  forma ridotta - Il potenziale elettrochimico non dipende dalla quantità di sostanza usata - A sx agenti ossidanti (che si riducono) e a dx agenti riducenti (che si ossidato) - Più è grande E maggiore è il potere ossidante della specie a sx - La semireazione di riduzione con E° maggiore (o meno negativa) è quella che verrà ridotta, mentre l’altra verrà ossidata (e quindi devo ribaltare la sua reazione di riduzione) Equazione di Nernst R = costante dei gas (8,314 J/K*moll) F = costante di Faraday (9,648 * 10^4 J/V*mol) (in condizioni non standard) Lavoro massimo n = N° di moli di e- trasferiti E = potenziale di cella Energia libera Quando Q = K (reazione all’equilibrio) E = 0 𝒏𝑭𝑬°  lnK = 𝑹𝑻

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