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CHIMICA - MED > 6. Termodinamica, cinetica e equilibrio > Flashcards

6. Termodinamica, cinetica e equilibrio Flashcards

1
Q

Unità misura energia

A

joule (j) o calorie (cal)
1 j = 4,184 cal

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Q

Sistema

A

porzione spazio che è oggetto di studio

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3
Q

Tipologie sistemi

A

aperto = scambia materia e energia con ambiente
chiuso = scambia energia con ambiente, ma non materia
isolato = non scambia né materia né energia

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4
Q

Ambiente

A

parte di spazio che circonda sistema

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5
Q

Universo termodinamico

A

ambiente + sistema
x definizione è un sistema isolato –> crf 1 principio della termodinamica

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6
Q

Reazione esoergonica

A

reazione che libera energia
es. evaporazione acqua

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7
Q

Reazione endoergonica

A

reazione che assorbe energia
es. condensazione vapore acqueo

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8
Q

Entalpia

A

in simboli H
variazione entalpia = ΔΗ
funzione stato cui si ricorre x esprimere variazioni termiche in reazione
indica contenuto termico di sistema
* tipo energia immagazzinata sotto forma di legami chimici
il calore (Q) sviluppano o assorbito è uguale a variazione entalpia: ΔΗ = Hprodotti - Hreagenti = Q
* se ΔH < 0 → reazione esotermica
* se ΔH > 0 → reazione endotermica
* ΔH di 1 reazione ha stesso valore, ma
segno opposto a reazione inversa

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9
Q

Legge di Hess

A

se entalpia è funzione stato allora ΔHreaz dipende da stati iniziali e finali indipendentemente da numero stadi di reazione

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10
Q

Funzione di stato

A

parametro fisico che dipende solo dalle condizioni iniziali e finali del sistema ed è, quindi, indipendente dal percorso fatto per giungere dallo stato iniziale a quello finale
es. entalpia ed entropia

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11
Q

Parametri x spontaneità di reazioni

A

spontaneità reazione dipende da 3 parametri
-ΔH = variazione entalpia
-ΔS = variazione entropia (assimilabile con
disordine di sistema)
- T = temperatura (generalmente espressa in
kelvin (K))

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12
Q

Relazione di Gibbs

A

ΔG = ΔH - TΔS
reazione spontanea se caratterizzata da diminuzione ΔG (variazione di energia libera di Gibbs)
se ΔG < 0 → reazione è spontanea: esoergonica
se ΔG > 0 → reazione no spontanea: endoergonica
se ΔG = = → reazione a equilibrio
reazione può essere spontanea anche se lenta (migliaia di anni)
es. reazione decadimento radioattivo → spontanea anche se lenta (milioni di anni)

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13
Q

Cinetica chimica

A

ramo chimica che si occupa di velocità di reazioni e di fattori che la influenzano

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14
Q

Teoria delle collisioni

A

data reazione: A + βB → γC + δD: affinché A e B reagiscano è necessario che:
- A e B si urtino
- velocità reazione sia proporzionale a
numero di collisioni x secondo
- urto efficace energeticamente e
spazialmente
- x urto efficace molecole devono avere
specifico orientamento reciproco

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15
Q

Energia di attivazione

A

energia minima richiesta x formare complesso attivato

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16
Q

Complesso attivato

A

aggregato atomi di vita infinitesima in cui si rompono vecchi legami e si formano nuovi
momento in cui si forma = stato transizione

17
Q

Velocità di reazione

A

data reazione A → B
- se [A] è concentrazione molare di A e v è velocità reazione
v = Δ[A]/Δt x definizione
- v=k[A]m sperimentalmente, si chiama legge cinetica
* k = costante cinetica reazione
* m = ordine di reazione
- velocità reazione cresce a crescere di concentrazione di reagente

18
Q

Reazioni di ordine zero

A

v è indipendente da [A]
v rimane costante
legge cinetica: v = k

19
Q

Reazione di primo ordine

A

v è direttamente proporzionale a [A]
v è proporzionale a numero molecole di A con energie > o = a Ea
legge cinetica: v = k[A]

20
Q

Reazione di secondo ordine

A

v è direttamente proporzionale a quadrato di [A]
legge cinetica: v = k[A]2

21
Q

Proporzionalità della velocità di reazione

A

v cresce al crescere di temperatura (T) → aumentando T aumenta Ec (energia cinetica)
v aumenta a crescere di superficie di contatto (S) → maggiore S, maggiore probabilità avere urti “utili”
v cresce con introduzione catalizzatore: abbassa Ea

22
Q

Catalizzatori

A
  • sostanze che aumentano v senza partecipare a reazione (il catalizzatore viene rigenerato da solo alla fine della reazione)
  • abbassano Ea
  • non fanno variare ΔH e ΔG
  • no variano costante equilibrio Keq
  • permettono:
    • reazione avvenga con meccanismo diverso
      da razione non catalizzata
    • rendono + efficaci urti tra reagenti
    • si ritrovano chimicamente inalterati a fine
      reazione –> riutilizzabili
    • non compaiono in equazioni di reazione
    • sono selettivi → intervengono sono su
      reazione interessata
  • tutte le reazioni biologiche sono catalizzate da catalizzatori specifici = enzimi
23
Q

Equilibrio chimico

A

reazione in cui prodotti possono reagire tra loro x riformare reagenti
reazione reversibile rappresentate da 2 frecce contrapposte
reazione diretta e inversa hanno velocità diverse fino a raggiungimento equilibrio
concentrazione reagenti = concentrazione prodotti
velocità uguali
equilibrio dinamico
tt reazioni sono reversibili → quelle complete hanno equilibrio spostato verso prodotti
condizioni equilibrio ΔG = 0

24
Q

Costante di equilibrio

A
  • data reazione αA + βB → γC + δD a una data temperatura all’equilibrio
  • costante equilibrio (Keq) = rapporto prodotto di concentrazioni molari prodotti e reagenti elevati a coeff. stechiometrico: Keq = ([C]γ [D]δ)/([A]α [B]β) → legge di azione di massa
    • valori concentrazione no iniziali, ma quelli a
      equilibrio
    • dipende da equazione bilanciata
  • proprietà Keq
    • specifica ogni reazione
    • varia con T
    • indicazione di quanto reazione procede
      verso prodotti
      • se valore alto = reazione spostata a
        destra → verso prodotti
      • se valore basso = reazione spostata a
        sinistra → verso reagenti
      • se valore vicino a 1 = reazione contiene
        quasi in stessa misura prodotti e reagenti
  • si può esprimere anche in funzione di pressioni parziali di reagenti e prodotti → Kp = (PCγ PDδ)/(PAα PBβ)
  • pKeq = -logKeq
25
Q

Principio dell’equilibrio mobile o di Le Chàtelier

A

-quando si applica sollecitazione a un sistema in equilibrio l’equilibrio si sposta x annullare sollecitazione
- reazioni con aumento moli:
* ostacolate da:
- aumento pressione
- diminuzione volume
* favorite da diminuzione pressione
- reazioni con diminuzione moli:
* favorite da aumento pressione
* ostacolata da diminuzione pressione

26
Q

Le Chàtelier e variazione concentrazione

A
  • aggiunta reagente: sistema lo consuma x ristabilire valore Keq → equilibrio so sposta a destra
  • sottrazione reagente: sistema lo riforma → equilibrio si sposta a sinistra
  • aggiunta prodotto: sistema lo consuma → equilibrio si sposta a sinistra
  • sottrazione prodotto: sistema lo riforma → equilibrio si sposta a destra
27
Q

Le Chàtelier e variazione temperatura

A

reazioni endotermiche:
- aumentando T equilibrio si sposta a
destra e Keq aumenta
- diminuendo T equilibrio si sposta a
sinistra e Keq,diminuisce
* reazioni esotermiche
- aumentando T equilibrio si sposta a
sinistra e Keq diminuisce
- diminuendo T equilibrio si sposta a
destra e Keq aumenta

28
Q

Le Chàtelier e variazione pressione

A

se n° moli prodotti > n° moli reagenti
- aumento pressione:
* sistema si oppone
* reazione si sposta verso minor
numero moli = reagenti → equilibrio a
sinistra
- diminuzione pressione:
* reazione si sposta verso maggior
numero moli = prodotti → equilibrio a
destra
* se n° moli prodotti < n° moli reagenti
- aumento pressione:
* reazione si sposta verso minor
numero moli = prodotti → equilibrio a
destra
- diminuzione pressione
* reazione si sposta verso maggior
numero moli = reagenti → equilibrio a
sinistra

29
Q

Solubilità e equilibrio di precipitazione

A
  • in solz di solido ionico poco solubile con corpo di fondo si instaura equilibrio eterogeneo tra soluto indisciolto e ioni idrati
  • es. Ag2SO4 (s) → 2Ag+(aq) + SO42- (aq)
    • Keq = ([Ag+]2 [SO42-])/[Ag2SO4]
    • visto che Ag2SO4 è solido puro no esiste in
      solz, ma è presente come corpo di fondo
      (precipitato) → no ha senso parlare di sua
      concentrazione molare in solz –> uso Kps
30
Q

Prodotto di solubilità

A
  • Kps = [Ag+]2 [SO42-] = costante
  • indica tendenza di sale a sciogliersi → minore Kps maggiore è sua tendenza a precipitare (a no sciogliersi)
  • varia a variare di temperatura
  • solubilità = quanto facilmente solido ionico si scioglie
    • sua indicazione è data da differenza
      elettronegatività e valore Kps
    • minore è solubilità più facilmente solido
      ionico no si scioglie
31
Q

Effetto ione comune

A

aggiungo a una solz satura solido ionico poco solubile
- deve contenere ione comune a quelli in solz
- es. aggiungo NaCl in solz di AgCl → ione
comune = Cl-
* spostamento equilibrio verso dove si
consuma ione comune
- precipitazione di ulteriore quantità
soluto → x far rimanere costante Kps
* aggiunta ione comune comporta
diminuzione solubilità solido ionico

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