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IL LEGAME IDROGENO

Avviene tra molecole in cui è presente un atomo fortemente elettronegativo in grado di rendere l’atomo di H, ad esso legato, sede di una carica positiva (parziale).

Es: HF H2O ecc.

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La presenza del legame idrogeno intermolecolare comporta una diminuzione della volatilità e quindi un aumento della temperatura di fusione e di ebollizione.

Es: Differenze tra H2O e H2S

H2O bolle a 100° C fonde a 0° C

H2S bolle a –61.8° C fonde a –85.5° C

L’ordine di grandezza dell’energia associata a questo tipo di legame è di circa 10÷30 kJ ⋅mol-1

FORZE DI VAN DER WAALS

Sono interazioni di natura elettrostatica del tipo:

� ione – dipolo

� ione – dipolo indotto

� dipolo – dipolo

� dipolo – dipolo indotto

Es: K+ in presenza di H2O

Sono legami deboli la cui energia è dell’ordine della decina di kJ ⋅mol-1

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TEORIE MODERNE SUL LEGAME COVALENTE

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA

Il legame covalente si forma per sovrapposizione di due orbitali atomici.

1)

2)

3)

4)

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ORBITALI IBRIDI

Derivano dal mescolamento di orbitali atomici e sono capaci di formare legami più forti.

Es: CH4 ha angoli :

Nessuno degli orbitali atomici del C è orientato rispetto agli altri secondo questo angolo.

Gli orbitali s p e d di un atomo spesso si mescolano per dare origine a nuovi orbitali atomici detti orbitali ibridi, nel formare un legame.

Hanno forme e proprietà direzionali nuove.

IBRIDO sp

Ibridizzando un orbitale s ed uno p di uno stesso atomo otteniamo due orbitali ibridi sp.

I due orbitali sp hanno lo stesso centro e sono orientati:

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Es. BeH2 gassoso:

con H non si può formare un legame

Questi due formano orbitali ibridi sp

Non ibridizzati

IBRIDI sp2

Un orbitale s si combina con due orbitali p: si formano tre orbitali ibridi sp2

Es: BCl3

Si ibridizzano per formare i tre orbitali ibridi sp2

equivalenti e con la stessa energia

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IBRIDI sp3

Derivano dalla combinazione tra un orbitale s e tre orbitali p.

Si combinano per formare quattro orbitali ibridi sp3 equivalenti. Sono orientati nello spazio verso i vertici di un tetraedro.

Elettroni spaiati

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Es: C2H6 – Etano –

Un orbitale ibrido per ogni C viene utilizzato per il legame C – C . Tutti gli altriorbitali sp3 vengono impiegati in legami C – H .

La libera rotazione intorno al legame C – C non influenza il grado disovrapposizione dei due orbitali sp3 impegnati nel legame.

Es: Come spiegare con gli orbitali ibridi il composto SF6?

S

Spaiando tutti gli elettroni:

S

Ibridizzazione sp3d2

Ssp3d2 3d non ibridizzati

Ora si possono formare i sei legami S – F

SF6

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FINE

Es: H2O angolo 104.5°

Es: NH3 angolo 107°

O ibridizzazione e formazione del legame.

O in H2O

N ibridizzazione sp3 e formazione legame

N in NH3

H2O NH3

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Le sovrapposizioni di orbitali viste sino ad ora producono legami in cui la densità elettronica è concentrata tra i nuclei dei due atomi che si legano.

Questo tipo di legame, ottenuto dalla sovrapposizione di orbitali s, p o ibridi nelle varie combinazioni, è chiamato legame σ (sigma).

a)

b)

c)

Legami σ da orbitali s (a), p (b) e ibridi (c).

Gli orbitali p possono sovrapporsi in altro modo:

Dando luogo a due regioni separate di densità elettronica.Il legame che si ottiene è chiamato legame π (p – greco).

Es: C2H4 (etilene)

C (elettroni spaiati)

Formazione di 3 orbitali ibridi sp2

C

sp2 usati per 2p nonformare ibridizzatolegami σ.

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Si ha sovrapposizione s – sp2 per formare quattro legami σ C – H e sp2 – sp2

per formare un legame σ C – C

Quindi Etilene:

La rotazione intorno al legame C – C è impedita.

Es: Etino C2H2

C

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In modo analogo possono essere descritti i modi di legarsi di altre molecole con tripli legami:

Es: N2

C C 1.54 Å 348 kJ/molC C 1.34 Å 615 kJ/molC C 1.20 Å 812 kJ/molH H 0.75 Å 435 kJ/mol

Occorrono 435 kJ per rompere una mol di legami H – H in atomi neutri di H

FINE

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TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI

� Il metodo consiste nel calcolare le funzioni d’onda molecolari associate a nuclei considerati in posizione stabile di equilibrio.

� Dalla sovrapposizione di orbitali atomici si ottengono gli orbitali molecolaricome combinazione lineare degli orbitali atomici.

� La combinazione può essere addittiva o sottrattiva da cui derivano rispettivamente un orbitale di legame e uno di antilegame.

� Il numero totale di orbitali molecolari è uguale al numero totale di orbitali atomici che hanno contribuito a generarli.

Dalla combinazione lineare di due orbitali s e un orbitale p siottengono un orbitale σ di legame ed un orbitale σ∗ diantilegame a più alta energia.

La molecola non può esistere

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Quando si combinano orbitali p possono aversi due casi:1) Se i lobi sono rivolti l’uno verso l’altro e cioè lungo l’asse internucleare si

formano due orbitali molecolari di tipo σ e σ∗.

2) Se i lobi sono a 90° rispetto all’asse internucleare e si sovrappongono sopra e sotto tale asse si formano due orbitali molecolari π di legame e π∗ di antilegame.

Per le molecole biatomiche del secondo periodo:

Le configurazioni elettroniche sono ottenute utilizzando le stesse regole usate per il riempimento degli orbitali atomici negli atomi.

N° elettroni leganti – N° elettroni antilegantiOrdine di legame =

2

Se è uguale a 0 la molecola non può esistere (es. He2).

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ORBITALI MOLECOLARI DELOCALIZZATI

Quando tre o più atomi formano una sequenza continua di sovrapposizione, gli elettroni condivisi possono essere distribuiti fra più di due atomi.

Secondo la teoria del legame di valenza il benzene può essere descritto in termini di strutture di risonanza:

I doppi legami indicano la presenza di un legame π tra due atomi di C.

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LEGAME METALLICO

1) Gli elementi metallici hanno basse Ei ed Ea. Ciò fa si che abbiano pocatendenza a formare molecole metalliche omeopolari.

2) Le loro strutture cristalline sono compatte:

� ogni atomo è legato ad altri 8 con un reticolo cubico a corpo centrato.� ogni atomo è legato con altri 12 atomi con un reticolo cubico a facce

centrate (o esagonale compatto).

Nessuno dei legami visti fino ad ora è in grado di spiegare queste strutture e le proprietà dei metalli.

Legame metallico

< è Ei e più è favorita la formazione di tale legame.La formazione del cristallo è spontanea per cui si ha anche in questo caso una energia reticolare.

� Conducibilità elettrica.

Se applico ∆V gli elettroni sono liberi di muoversi nella direzione del campo elettrico applicato.

Conduttore – Semiconduttore – Isolante.

Conducibilità Termica, Lucentezza, Proprietà meccanicheSpiegabili mediante il modello proposto per il legame metallico.

La banda e’ occupata per metà

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FINE

NUMERO DI OSSIDAZIONE

Quando un atomo è legato ad un altro atomo essi modificano la loro strutturaelettronica esterna.

Nel caso del legame ionico tale modifica è più evidente rispetto al caso del legamecovalente.

Es: NaCl BaCl2

Na+ Cl- Ba2+ Cl-

In questi casi si dice che il Sodio ha valenza +1, il Cloro –1, ed il Bario +2.

Nel caso di legame parzialmente ionico il valore del numero di ossidazione è assuntouguale alla valenza che avrebbe l’atomo considerato nel caso che il composto di cui faparte fosse ionico, attribuendo la coppia di legame all’elemento più elettronegativo.

δ+ δ-

Es: HCl H – Cl

In questo caso si attribuisce la coppia di legame al Cl- che assume numero di ossidazione–1. H ha numero di ossidazione +1.

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� Nel caso di molecole formate da atomi uguali questi hanno numero di ossidazione zero.

Es: H2 Cl2 O2 ecc.

� Un elemento può avere diversi numeri di ossidazione in molecole diverse onella stessa molecola.

� Il numero di ossidazione indica il numero di elettroni che è necessario dare(se positivo) o togliere (se negativo) ad un atomo in un composto per portarloal numero di ossidazione zero.

� Esistono delle regole semplici che permettono di attribuire il numero di ossidazione agli atomi in un composto senza conoscere il valore dell’ elettronegatività per ognuno di essi:

1) Gli atomi nelle sostanze elementari hanno numero di ossidazione uguale azero. (Es: Na, He, O2, Cl2, P4).

2) L’ossigeno nei composti ha numero di ossidazione = -2.Fanno eccezione i perossidi (Es: H2O2) in cui ha numero di ossidazione = -1

ed i superossidi, caratterizzati dallo ione O2- dove l’ossigeno ha numero di

ossidazione = -1/2.

3) L’idrogeno ha numero di ossidazione = +1.Fanno eccezione gli idruri metallici (Es: NaH, CaH2) dove ha numero diossidazione = -1.

4) Il Fluoro ha sempre numero di ossidazione = -1.

5) I metalli alcalini (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) hanno numero di ossidazione = +1.

6) Gli ioni dei metalli alcalino terrosi (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) hanno numero diossidazione = +2.

7) Il numero di ossidazione di altri elementi presenti nella molecola vienecalcolato in modo che la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tuttigli atomi del composto sia uguale a zero o , se si tratta di uno ione, sia ugualealla carica dello ione stesso.

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Es: Numero di ossidazione dello S in H2SO4?

n.o. di H x 2 + n.o. di S + n.o. di O x 4 = 0+1x2 + n.o. di S + ( -2x4) = 0 da cui: n.o. di S = +6

OSSIDAZIONE – RIDUZIONE

Molte reazioni chimiche comportano il trasferimento di densità elettronica da un atomo ad un altro.

Es: 1) 2 Na + Cl2 → 2 NaCl

2) 2 H2 + O2 → 2 H2O

In 1) (formazione di ioni) si è avuto sicuramente un trasferimento di densità elettronica da Na a Cl.

In 2) è meno evidente, ma la polarità della molecola (O2 è più elettronegativo di H) evidenzia che comunque c’è stato un trasferimento di densità elettronica verso l’ossigeno.

Tali reazioni sono chiamate reazioni di ossido – riduzione o reazioni redox:

� la specie che perde elettroni si ossida.

� la specie che acquista elettroni si riduce.

� Non può esistere una reazione di sola ossidazione o di sola riduzione.

� La specie A che cede elettroni alla specie B è l’agente riducente. La specie B è l’agente ossidante.

� il numero di elettroni persi dal riducente è uguale al numero di elettroniacquistati dall’ossidante.

� in particolari reazioni, dette di dismutazione o disproporzione o di ossidoriduzione interna, la stessa specie chimica in parte si riduce ed in

parte si ossida dando luogo a specie differenti.

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Sostanze ossidanti e riducenti cosa sono?

Scala delle varie specie: spiccate proprietà

riducenti

spiccate proprietà ossidanti

Cioè, scendendo lungo la scala aumenta il potere ossidante.

Es: a HI + b Cl2 + c H2O → d HCl + f HIO3

a, b, c, d, f da determinare basandosi sulle variazioni dei numeri di ossidazione.

Vediamo il procedimento:

1. si individua la specie ossidante e la specie riducente.

2. si calcola in numero di elettroni acquistati, n1, da una formula dell’ossidante, ed il numero di elettroni ceduto, n2, da un formula del riducente.

Nell’esempio Cl2 + 2 e- → 2 Cl- n1 ossidante

I- → I5+ + 6 e- n2 riducente

3. n2 viene preso come coefficiente della specie ossidante ed n1 della specie riducente.

Nell’esempio per ogni I- che si ossida, si riducono 6 atomi di Cl cioè 3 Cl2(a = 1 ; b = 3).

4. stabiliti i coefficienti dell’ossidante e del riducente, seguono i coefficienti del prodotto di riduzione dell’ossidante e del prodotto di ossidazione del riducente.

Nell’esempio (d = 6 ; f = 1)

5. si bilanciano le masse: tutti gli atomi che compaiono a sinistra debbono ritrovarsi a destra. (in genere basta bilanciare H e O).

Nell’esempio (c = 3)

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USO DELLE SEMIREAZIONI

Es. 1) Fe3+ + Sn2+ → Fe2+ + Sn4+ reazione in cui sono riportati solo gli ioni interessati(FeCl3 + SnCl2)

ossidazione Sn2+ → Sn4+

riduzione Fe3+ → Fe2+

Si bilanciano prima le masse (sono già bilanciate) e poi le cariche:

Sn2+ → Sn4+ + 2 e-

Fe3+ + e- → Fe2+

Il numero di elettroni persi è sempre uguale al numero di elettroni acquistati.

Sn2+ → Sn4+ + 2 e-

2.( Fe3+ + e- → Fe2+ ) cioè:

Sn2+ → Sn4+ + 2 e-

2 Fe3+ + 2 e- → 2 Fe2+

Sommando le semireazioni abbiamo la reazione bilanciata:

2 Fe3+ + Sn2+ + 2 e- → Sn4+ + 2 Fe2+ + 2 e-

E’ importante sapere se la reazione avviene in ambiente acido o basico.

Es: Cr2O72- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+ in ambiente acido

Fasi da percorrere per il bilanciamento:

1. dividere l’equazione in semireazioni

2. bilanciare gli atomi diversi da H e O

3. bilanciare O aggiungendo H2O

4. bilanciare H aggiungendo H+

5. bilanciare la carica aggiungendo e-

6. eguagliare e- acquistati e ceduti. Sommare le semireazioni.

7. Cancellare ciò che risulta uguale in entrambe le parti.

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1) Cr2O72- → Cr3+

Fe2+ → Fe3+

2) Cr2O72- → 2 Cr3+

Fe2+ → Fe3+

3) Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O

Fe2+ → Fe3+

4) 14 H+ + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O

Fe2+ → Fe3+

5) 14 H+ + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O

(14+) + (2-) =12+ 2 (3+) = 6+

6 e- + 14 H+ + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O

Fe2+ → Fe3+ + e-

5) 14 H+ + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O

(14+) + (2-) =12+ 2 (3+) = 6+

6 e- + 14 H+ + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O

Fe2+ → Fe3+ + e-

6) 6 e- + 14 H+ + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O

6 ( Fe2+ → Fe3+ + e- )

somma: 6 e- + 14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ → 2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Fe3+ + 6 e-

7) 14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ → 2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Fe3+

Reazione bilanciata

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In ambiente basico, una volta arrivati al punto 7. si procede oltre:

8. aggiungere de entrambe le parti un numero di OH- corrispondente aquello degli H+

9. trasformare OH- e H+ in H2O

10. eliminare H2O per quanto è possibile

Es: SO32- + MnO4

- → SO42- + MnO2 in ambiente

basico

FINE

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TERMODINAMICA CHIMICA

La termodinamica è lo studio delle variazioni energetiche e del trasferimento di energia da una sostanza ad un’altra.Consente quindi di prevedere se una reazione, in certe condizioni sperimentali, può avvenire o meno. Non dà però nessuna indicazione sul meccanismo o sulla velocità con cui avviene.

Sistema termodinamico: è costituito almeno da una porzione percettibile di materia. Solitamente è costituito da un insieme macroscopico, omogeneo o eterogeneo, di corpi.

Un sistema può essere: isolato, quando non può scambiare con l’esterno né materia né energia;chiuso, quando può scambiare solo energia;aperto, quando può scambiare energia e materia.

Lo stato di un sistema è descritto quando si conoscono i valori del numero minimo di parametri che definiscono univocamente il sistema (variabili di stato).

La variazione di una o più variabili di stato, causata dal passaggio del sistema da uno stato (a) ad uno stato (b), non dipende dal cammino percorso durante la trasformazione, ma solo dallo stato iniziale (a) e da quello finale (b).

Le variabili di stato possono essere:

Estensive: se dipendono dalle dimensioni del sistema (es: volume, n° di moli). Sono additive.

Intensive: cioè indipendenti dalle dimensioni del sistema (es: temperatura, pressione). Non sono additive.

Per lo studio di un sistema termodinamico è importante che la variabili di stato siano riferite al sistema in equilibrio.

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I° PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

L’energia può essere convertita da una forma in un’altra, ma non può essere né creata né distrutta.

Ogni sistema è caratterizzato da un valore U della propria energia interna.

U rappresenta la somma di tutte le energie del sistema legate al suo stato e non può essere determinato.

Ciò che interessa sono le differenze tra i valori di U del sistema presi prima e dopo una trasformazione.

Perché U possa variare il sistema non deve essere isolato.

U può essere scambiata con un mezzo meccanico (mediante lavoro) o con scambio di calore se esiste una differenza di temperatura tra sistema e ambiente.

1) Calore scambiato dal sistema con l’esterno. E’ considerata positiva la quantità di calore acquistata dal sistema; negativa quella perduta.

2) Lavoro scambiato dal sistema con l’esterno. E’ considerato negativo il lavoro che il sistema compie sull’esterno e positivo quello compiuto dall’esterno sul sistema.

Se un sistema non isolato passa da uno stato (a), con energia Ua, ad uno stato (b), con energia Ub, ha scambiato energia.

∆U = Ub – Ua

Indicando con Q e L il calore ed il lavoro scambiati, in base a 1) e 2) possiamo scrivere:

∆U = Q + L

cioè la variazione di energia è pari alla somma tra calore e lavoro scambiati con l’esterno.

U è una funzione di stato (non dipende dal percorso per andare da (a) a (b)).

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Q ed L singolarmente dipendono dal cammino percorso. E’ solo la lorosomma (Q + L) che resta costante.

Durante l’espansione il gas non assorbe né cede calore; T si mantienecostante, quindi Q = 0. Inoltre non c’è variazione di volume con l’esternoquindi L = 0 per cui ∆U = 0.

Ne consegue che:L’energia interna di un gas ideale non dipende né dal volume occupato né dalla pressione, ma solo dalla temperatura.

Il lavoro compiuto in questa trasformazione è:

L = - P ∆V Newton

m2

dove: ∆V = V2 – V1 N.mdim. Lavoro

P esterna

V2V1 . m3

Il primo principio espresso da :

∆U = Q + L

può essere applicato a reazione che avvengono:

� a pressione costante:

∆U = Qp – P ∆V (I)

� a volume costante:

∆U = Qv

la (I) può essere scritta:

U2 – U1 = Qp – P (V2 – V1)

(U2 + PV2) – (U1 + PV1) = Qp (II)

La quantità U + PV è una funzione di stato dato che U, P e V sono funzioni o variabili di stato.

H = U + PV = entalpia

Pertanto la (II) può essere scritta:

∆H = Qp ∆H è la quantità di calore scambiato con l’esterno a P costante.

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Abbiamo visto che H = U + PVquindi:

∆H = ∆U + V∆P + P∆V

A volume costante ∆V = 0 e ricordando che ∆U = Qv

∆H = Qv + V∆P

dall’equazione di stato dei gas: PV = n RTa T e V costanti si può scrivere: ∆P = ∆n RT/V

∆H = Qv + ∆n RT

che consente di calcolare ∆H noti Qv (determinabile con un calorimetro) e ∆n.

I valori di ∆H determinati a P costante e a V costante per una stessa reazione hanno valori molto simili e coincidono per reazioni che no comportano variazioni di volume.

Il valore di ∆H di una reazione che avviene a P o a V costanti è indipendente dal cammino secondo cui la reazione avviene, e dipende solo dallo stato iniziale (reagenti) e dallo stato finale (prodotti).

- Legge di Hess. -

FINE

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Entalpia molare di formazione:

è il ∆H di una reazione che parte dagli elementi e porta alla formazione di una mole di composto:

si indica con ∆Hf

il valore di H dipende dalla T e dalla P.Quindi, in condizioni standard ( 1 atmosfera, 25°C):

∆Hf° se entalpia di formazione di composti dagli elementi

∆H° se entalpia di reazione

Si definisce stato standard di una specie chimica quello della specie allo stato puro, alla pressione di una atmosfera ed alla temperatura di 25° C.

- Definire di ∆Hf° -

I valori di ∆Hf° degli elementi sono = 0. Essi devono trovarsi nello stato molecolare e di aggregazione in cui sono stabili a 25° C ed alla P = 1 atm.

Per convenzione: ∆Hf° dello ione H+ in soluzione acquosa è = 0 ed a esso vengono riferiti i valori delle altre specie ioniche.

Quando si sommano equazioni termochimiche per dare nuove equazioni, i valori dei loro ∆H si sommano anche essi per dare il valore del ∆H della nuova equazione.

Es: C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H° = -94.05 kcal = -393.5 kJ

Oppure:

C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H° = -26.42 kcal = -110.5 kJ

CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H° = -67.63 kcal = -283.0 kJ

-94.05 = (-26.42) + (-67.63)

Permette di calcolare i ∆H° di una reazione noti gli altri valori.

Il ∆H di una reazione può essere ottenuto dalla sottrazione della somma dei calori standard di formazione dei reagenti dalla somma dei calori standard di formazione dei prodotti, ciascuno moltiplicato per il rispettivo coefficiente stechiometrico. E’ il modo di applicare la legge di Hess.

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Il valore di ∆H° per una reazione è indipendente dal cammino percorso, ma dipende solo dallo stato iniziale e finale del sistema.

Si può misurare ∆H° come se la reazione avvenisse in uno stadio, oppure seguire strade diverse e fare la somma dei vari ∆H°.

Es: SO3(g) → SO2(g) + ½ O2(g)

Dalle tabelle ∆Hf° per SO3 = -94.45 kcal/mol

Si può immaginare che:

∆H° = ∆H°decompos. reag. + ∆H°formaz. Prod. Ma:

∆H°decompos. reag. = - ∆H°formaz. reag. per cui:

∆H° = - ∆H°formaz. reag. + ∆H°formaz. prod. Cioè:

∆H° = ∆H°formaz. prod. - ∆H°formaz. reag.

Cioè:

( Legge di Hess)

Es: C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ∆H°f (CH4)? non determinabile

1) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H° = -890.36 kJ

2) C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H° = ∆H°f(CO2) = -393.5 kJ

3) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H° = ∆H°f (H2O) = -285.85 kJ

∆H°f (CH4) = 2) + 2. 3) – 1)

∆H°f (CH4) = -393.5 + (2⋅(-285.85)) - (-890.36) = -74.84 kJ

)reagenti(f i)prodotti(f i)reazione( HHH °∆∑−°∆∑=°∆

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Es: ∆H° per la reazione:

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

∆H°reaz. = (4 ∆H°f (NO)(g) + 6 ∆H°f (H2O)(g) ) – (0 + 4 ∆H°f (NH3)(g) )=

∆H°reaz. = -904.8 kJ reazione esotermica.

ENERGIA DI LEGAME E SUA MISURA

L’energia di legame ha grande influenza sulle proprietà chimiche delle sostanze.

L’energia di legame è la quantità di energia necessaria per rompere il legame chimico per formare frammenti elettricamente neutri.

Indica, per esempio, se nella molecola ci sono singoli, doppi o tripli legami. (l’E. di legame aumenta col numero di legami).

Es: C – C 1.54 Å 348 kJ/mol

C C 1.34 Å 615 kJ/mol

C C 1.20 Å 812 kJ/mol

Durante le reazioni chimiche alcuni legami si rompono mentre altri si formano. Il primo stadio (la rottura) è uno dei fattori che controllano la reattività.

Es: N2 ha un triplo legame N N molto forte. Legami forti possiedono elevata energia di legame. E’ difficile rompere il legame azoto-azoto per cui N2 è una molecola poco reattiva.

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Dallo spettro di emissione di molecole semplici (H2, O2, Cl2 ecc.) si ottengono informazioni sui livelli energetici della molecola da cui vengono calcolate le energie di legame.

Per molecole più complesse si usano dati termochimici.

Energia di atomizzazione (∆Hatom) = energia necessaria per rompere tutti i legami chimici presenti in una mole di molecole gassose.

Es: CH4 CH4(g) → C(g) + 4 H(g)

Dividendo il ∆Hatom per 4 si otterrà l’energia media del legame C – H nel metano.Per il calcolo può essere usato il ∆Hf° infatti:

C(g) + 4 H(g)

2↑ 1↑

C(s) + 2 H2(g) → CH4(g)

∆Hf°

dato che H è una funzione di stato le variazioni sono indipendenti dal cammino percorso.Le variazioni di entalpia dei processi 1 e 2 sono chiamate calori standard di formazione degli atomi gassosi.

3

Questi valori sono stati calcolati e tabulati.

Il processo 3 è l’opposto dell’atomizzazione e la sua variazione entalpica corrisponderà a - ∆Hatom.

2 H2(g) → 4 H(g) ∆H1° = 4 ∆Hf° (H(g)) C(s) → C(g) ∆H2° = ∆Hf° (C(g))

4 H(g) + C(g) → CH4(g) ∆H3° = - ∆Hatom

a) 2 H2(g) + C(s) → CH4(g) ∆H° = ∆Hf° (CH4(g))

a) = reazione di formazione del CH4 dai suoi elementi nello stato standard, quindi sommando i loro ∆H° si otterrà ∆Hf° per CH4 :

∆H1° + ∆H2° + ∆H3° = ∆Hf° (CH4(g)) cioè: ∆Hf° (H(g)) = 218.0 kJ/mol∆Hf° (C(g)) = 715.0 kJ/mol

4 ∆Hf° (H(g)) + ∆Hf° (C(g)) + (-∆Hatom) = ∆Hf° (CH4(g)) ∆Hf°(CH4(g)) = -74.8 kJ/mol

per cui:

∆Hatom = 1662 kJ/mol

dividendo per 4 si ottiene:

1662 /4 = 416 kJ/mol = energia media del legame C – H nel CH4.

19/11/2011

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FINE