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Energia libera di Gibbs: importanza e applicazioni

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

Energia libera di Gibbs: importanza e applicazioni

Importanza e applicazioni dell’energia libera di Gibbs

L’energia libera di Gibbs gioca un ruolo cruciale nella termodinamica chimica, essendo strettamente correlata all’entalpia tramite il primo principio della termodinamica e all’entropia attraverso il secondo principio della termodinamica.

La variazione dell’energia libera di Gibbs è fondamentale per la comprensione dell’equilibrio chimico. Esempio di ciò è l’equazione ln Kp = – ΔGo /RT, in cui ΔGo rappresenta la variazione di energia libera per una data reazione in funzione esclusiva della temperatura, consentendo di calcolare la costante di equilibrio. Conoscendo il valore di Kp, è possibile calcolare la variazione di energia libera per diverse pressioni parziali delle sostanze coinvolte nella reazione, prevendo così la spontaneità della stessa in determinate condizioni.

La spontaneità di una reazione dipende dalla variazione di energia libera di Gibbs. Se ΔG è maggiore di zero, la reazione non è spontanea, ma è ancora possibile farla avvenire modificando le pressioni parziali dei reagenti o dei prodotti. La variazione dell’energia libera di Gibbs è anche chiamata forza motrice della reazione ed è influenzata dalla temperatura, dalla natura chimica delle sostanze coinvolte e dalle loro concentrazioni.

La pressione totale di un sistema può anche influenzare la variazione dell’energia libera di Gibbs, modificando così l’equilibrio chimico. Ad esempio, l’aumento della pressione totale può spostare l’equilibrio verso destra, aumentando così la resa della reazione.

Un esempio pratico è la sintesi dell’ammoniaca, in cui la variazione dell’energia libera di Gibbs è essenziale per predire e influenzare il rendimento della reazione. Il calcolo di ΔGo per questa reazione conferma il ruolo cruciale della variazione dell’energia libera di Gibbs nell’indicare la direzione di una reazione e nel determinarne la spontaneità in condizioni specifiche.

In conclusione, l’energia libera di Gibbs rappresenta un concetto chiave nella comprensione dell’equilibrio chimico e nel predire il comportamento delle reazioni in diversi contesti termodinamici. La sua importanza si estende sia alla ricerca fondamentale che all’applicazione pratica, come nel caso della sintesi industriale di ammoniaca.

Legami coniugati, risonanza e regole di risonanza

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Legami coniugati, risonanza e regole di risonanza

I legami coniugati e le regole di risonanza

I legami coniugati sono presenti in molecole contenenti due doppi legami intervallati da un legame singolo. Il legame σ deriva dalla sovrapposizione di diversi orbitali atomici. Inoltre, il legame π deriva dalla sovrapposizione di orbitali atomici p-p.

Delocalizzazione

La delocalizzazione riguarda in genere i legami π, in particolare quelli adiacenti (coniugati) ad atomi con orbitali p. Il benzene è un esempio di molecola con legami coniugati, presentando due forme differenti. La reale struttura della molecola è un ibrido di risonanza, dato dall’insieme delle due strutture. La possibilità di rappresentarla attraverso diverse formule limite contribuisce all’ibrido in misura diversa a seconda del loro contenuto energetico. Alcune regole determinano il peso delle varie forme limite, assicurando che abbiano lo stesso numero di elettroni accoppiati e che gli atomi partecipanti giacciano nello stesso piano.

Iperconiugazione

La coniugazione π -σ, detta iperconiugazione, coinvolge la sovrapposizione degli elettroni π con gli elettroni σ di un atomo adiacente. È importante nello stabilizzare sistemi acidi come i carbocationi e i radicali, mentre in molecole neutre allo stato fondamentale sembra non avere molta importanza.

In generale, i legami coniugati, la risonanza e le regole di delocalizzazione negli elettroni sono fenomeni che influenzano le proprietà chimiche delle molecole, conferendo loro caratteristiche particolari e contribuendo alla stabilizzazione di diversi composti chimici.

Esercizi svolti sull’equilibrio chimico in soluzione

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Esercizi svolti sull’equilibrio chimico in soluzione

Equilibrio chimico in soluzione: esempi di esercizi svolti

Gli esercizi tipici assegnati sugli equilibri acido-base riguardano il calcolo del pH di una soluzione di un acido debole o di una base debole, il pH di un sale a idrolisi acida o basica, e quello di una soluzione tampone.

1) Calcolo del pH di una soluzione di HCN 1.00 M

Per risolvere l’esercizio, si può utilizzare l’equazione di Henderson-Hasselbalch. La reazione di equilibrio che avviene in soluzione è HCN + H2O ⇌ CN- + H3O+. Calcolando la costante di equilibrio e applicando i giusti passaggi si ottiene un pH di 4.7.

2) Calcolo del pH di una soluzione acquosa 0.45 M di NH3 e il grado di dissociazione della base

Per risolvere questo esercizio è necessario costruire una I.C.E. chart e calcolare il pH e il grado di dissociazione della base, ottenendo un pH di 11.5 e un grado di dissociazione di 0.0064.

3) Calcolo del pH di una soluzione acquosa 0.660 M di KCN e il grado di idrolisi del sale

Per lo KCN, che è un sale completamente dissociato, si può calcolare il pH e il grado di idrolisi del sale, ottenendo un pH di 11.6 e un grado di idrolisi di 0.0062.

4) Calcolo del pH di una soluzione acquosa 0.870 M del sale sodico di un acido debole monoprotico

Per risolvere l’esercizio, si calcola il pOH della soluzione, ottenendo un pH di 11.6.

5) Calcolo del pH di una soluzione acquosa del sale di potassio di un acido debole monoprotico

Per ottenere la Kª dell’acido debole e il pH, si applica l’equazione di Henderson-Hasselbalch, ottenendo un pH di 11.2.

6) Calcolo della concentrazione della base in soluzione

Per ottenere la concentrazione della base in soluzione, si calcola il pOH della soluzione, ottenendo una [BOH] = 0.128 M.

7) Calcolo del pH di una soluzione di NH3 e NH4Cl

Essendo una soluzione tampone, si può risolvere il problema applicando l’equazione di Henderson-Hasselbalch, ottenendo un pH di 9.45.

8) Calcolo del rapporto tra le concentrazioni di CH3COOK e CH3COOH

Per ottenere il rapporto tra le concentrazioni, si applica l’equazione di Handerson-Hasselbalch, ottenendo un rapporto di [CH3COO-]/[CH3COOH] = 5.8.

In queste esercitazioni, è importante ricordare la costante di equilibrio e come usarla per risolvere problemi di equilibrio chimico in soluzione.

RNA: m-RNA, r-RNA, t-RNA

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Tipi di RNA: m-RNA, t-RNA e r-RNA

L’RNA, acronimo di acido ribonucleico, è una molecola fondamentale che svolge un ruolo chiave nella codifica, decodifica, regolazione e espressione dei geni.

RNA messaggero

L’m-RNA, o RNA messaggero, trasporta le informazioni codificate nel DNA al citoplasma. Durante il processo di trascrizione nel nucleo, la sequenza di basi del DNA viene trascritta enzimaticamente in forma di un singolo filamento di m-RNA. Questo filamento ha un ruolo cruciale nella sintesi proteica, fungendo da stampo dai ribosomi che leggono le informazioni per produrre una proteina funzionale.

Dopo la trascrizione, l’m-RNA passa nel citoplasma e sui ribosomi, dove svolge un ruolo fondamentale nella sequenziale disposizione degli amminoacidi durante la sintesi proteica.

RNA transfer

Gli RNA transfer sono molecole che trasportano singoli amminoacidi specifici durante la sintesi proteica dei ribosomi. Funzionano come adattatori tra i codoni dell’m-RNA e gli amminoacidi corrispondenti. Esistono molte varianti di t-RNA, o RNA transfer, legate ciascuna a un amminoacido specifico e ciascuna in grado di riconoscere un particolare codone dell’m-RNA.

RNA ribosomiale

L’r-RNA costituisce fino al 65% della massa dei ribosomi ed è fondamentale per il riconoscimento dell’RNA di trasporto e la sintesi proteica. È inoltre il punto di attacco di numerosi antibiotici che interferiscono con i processi di costruzione delle proteine.

Il RNA ribosomiale è estremamente conservato, e i suoi geni sono osservati per stabilire le relazioni filogenetiche e per classificare le specie.

In conclusione, i diversi tipi di RNA, m-RNA, t-RNA e r-RNA, giocano ruoli cruciali nella sintesi proteica e nel funzionamento cellulare.

Carbonato di ammonio: idrolisi

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Carbonato di ammonio: Reazioni e calcoli

Il carbonato di ammonio è un sale che reagisce con l’acqua causando l’idrolisi di entrambe le specie ioniche presenti, il catione e l’anione. Questa reazione può essere studiata attraverso esercizi che permettono di calcolare le concentrazioni delle diverse specie presenti in soluzione.

Un esempio di esercizio riguarda il calcolo delle concentrazioni delle specie presenti in una soluzione di 0.500 M di (NH₄)₂CO₃. Utilizzando i dati di costanti di equilibrio come K_NH3 e K_a2, è possibile determinare le concentrazioni di NH₃, HCO₃^–, NH₄⁺ e CO₃^2- in equilibrio.

Per svolgere il calcolo, si procede assumendo la completa dissociazione del carbonato di ammonio e si utilizzano le costanti di equilibrio per determinare le concentrazioni delle diverse specie presenti in soluzione. Via via, si ottengono i valori delle concentrazioni delle specie ioniche coinvolte in equilibrio, come NH₄⁺, NH₃, CO₃^2- e HCO₃^–. Il calcolo si basa sulle costanti di equilibrio noti come K_NH3 e K_a2, permettendo di determinare le concentrazioni delle diverse specie in soluzione.

Un caso particolare riguarda la concentrazione delle specie presenti in una soluzione 0.500 M di (NH₄)₂CO₃ e 1.00 M di NH₃, utilizzando anch’esso i dati relativi alle costanti di equilibrio K_NH3 e K_a2. Anche in questo caso, le concentrazioni di NH₄⁺, NH₃, CO₃^2- e HCO₃^– possono essere calcolate sfruttando le costanti di equilibrio per determinare le concentrazioni delle specie in equilibrio.

Infine, è possibile calcolare la concentrazione dello ione H⁺ e dell’ione OH^– utilizzando le costanti di equilibrio.

Tali esercizi consentono di comprendere come il carbonato di ammonio subisca idrolisi e di determinare le concentrazioni delle specie coinvolte in equilibrio, offrendo una visione dettagliata della reazione e delle relative concentrazioni in soluzione.

Titolazioni acido debole base forte. Esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Titolazioni acido debole base forte: esercizi svolti con calcolo del pH

Le titolazioni acido debole base forte sono una tecnica analitica volumetrica per determinare la concentrazione di un acido debole. Il calcolo del pH nelle titolazioni tra un acido debole e una base forte è più complicato rispetto al caso di una titolazione acido forte base forte in quanto l’acido debole è solo parzialmente dissociato nei suoi ioni e, al punto equivalente, il prodotto della reazione non è un sale neutro.

Calcolo del pH

Nel calcolo del pH si possono distinguere tre casi:

1)

Prima del punto equivalente

: In questo caso, le moli di acido sono maggiori delle moli di base aggiunta. Il calcolo del pH viene effettuato avvalendosi dell’equazione di Henderson-Hasselbalch.

2)

Al punto equivalente

: In questo punto tutto l’acido si è trasformato in sale e quindi il calcolo del pH può essere effettuato come un’

idrolisi

.

3)

Dopo il punto equivalente

: In questo caso, le moli di base aggiunta sono maggiori rispetto a quelle dell’acido iniziale. Il calcolo del pH viene fatto calcolando la concentrazione dello ione OH^–.

Esercizi

1) Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 25.0 mL di acido acetico 0.100 M e 5.0 mL di NaOH 0.100 M. ( K_a = 1.80 ∙ 10^-5)

2) Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 25.0 mL di acido acetico 0.100 M e 10.0 mL di NaOH 0.100 M. ( K_a = 1.80 ∙ 10^-5)

3) Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 25.0 mL di acido acetico 0.100 M e 25.0 mL di NaOH 0.100 M. ( K_a = 1.80 ∙ 10^-5)

4) Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 25.0 mL di acido acetico 0.100 M e 30.0 mL di NaOH 0.100 M. ( K_a = 1.80 ∙ 10^-5)

Per ogni esercizio, vengono forniti i calcoli dettagliati insieme ai passaggi necessari per giungere alla determinazione del pH della soluzione.

La ghisa: una lega ferro-carbonio

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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La ghisa: una lega ferro-carbonio

La ghisa è una lega ferro-carbonio con un tenore di carbonio superiore al 1.98%, contenente anche altri elementi. La composizione media del carbonio nella ghisa è intorno al 4.3%. Tra i componenti accessori delle ghise si trovano silicio, manganese, fosforo, zolfo e piccole quantità di nichel, cromo e arsenico, a seconda dei minerali utilizzati. Questi componenti possono essere dannosi o benefici entro certi limiti e distinguono le ghise per l’uso a cui sono destinate.

Tipi di ghisa

Ci sono diverse tipologie di ghisa, tra cui le ghise da fonderia, utilizzate come materiale strutturale sotto forma di getti, e le ghise da acciaieria, che sono un intermedio nella produzione dell’acciaio. Gli elementi accessori presenti nelle ghise conferiscono loro diverse caratteristiche.

Ruolo degli elementi accessori

Il silicio svolge un ruolo benefico nelle ghise da acciaieria, mentre nelle ghise da fonderia favorisce la formazione della ghisa grigia. Il fosforo, nelle ghise da acciaieria, è indesiderabile e deve essere eliminato, purtroppo è spesso presente. Il manganese agisce come deossidante e desolforante, favorendo la struttura della ghisa bianca. Il zolfo è dannoso, diminuisce la fluidità della ghisa e degrada le sue caratteristiche meccaniche, così come degli acciai.

Produzione della ghisa

I minerali utili per la produzione della ghisa includono ematite, magnetite, ossidi idrati, goethite, limonite, siderite e pirite, con l’ematite come il più importante tra essi.

Processi nell’altoforno

Nell’altoforno, si verificano processi e reazioni diversi a diverse altezze, in funzione della temperatura e delle caratteristiche dell’ambiente. Nella parte superiore del tino, avviene l’essiccamento del materiale e la riduzione parziale degli ossidi di ferro. Nella parte inferiore, è completata la decomposizione dei carbonati e prosegue la riduzione degli ossidi di ferro da parte del monossido di carbonio. Nella zona della sacca, si completa la riduzione degli ossidi di ferro e prosegue quella degli ossidi di manganese e fosforo.

Carburatazione

Durante il processo nel crogiolo, la ghisa e la scoria gocciolano verso il basso e si stratificano. Nella zona di combustione, avviene la combustione del coke e nel crogiolo avvengono reazioni di ossidoriduzione tra la scoria fusa e le gocce di ghisa.

In conclusione, la ghisa è una lega ferro-carbonio con diverse varietà a seconda dell’uso e della presenza di componenti accessori che conferiscono loro specifiche caratteristiche.

Preparazione di soluzioni di HCl e NaOH a titolo noto

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Preparazione di soluzioni di HCl e NaOH a titolo noto

La preparazione di soluzioni di HCl e NaOH a titolo noto è fondamentale per eseguire titolazioni acido-base con precisione. La procedura per la preparazione di tali soluzioni richiede attenzione e seguendo alcuni passaggi è possibile ottenere risultati accurati.

Per la preparazione di una soluzione a titolo noto si deve sciogliere la quantità necessaria di sostanza in un determinato volume di acqua. Nel caso in cui la sostanza non sia adatta per essere pesata direttamente, si può preparare una soluzione a titolo approssimato e successivamente determinare la sua concentrazione esatta tramite titolazione con uno standard primario.

Affinché una sostanza sia adatta ad essere pesata direttamente, deve possedere specifici requisiti imposti dalla sua natura e dalle reazioni chimiche coinvolte. Tuttavia, le sostanze che soddisfano tutti questi requisiti sono limitate.

Nella preparazione di una soluzione titolata è necessario pesare con esattezza una quantità di sostanza vicina a quella calcolata e ottenere una soluzione per la quale si può calcolare il fattore di correzione. Questo fattore è ricavato dal rapporto tra la concentrazione effettiva della soluzione e quella calcolata, ovvero dal rapporto tra il peso della sostanza disciolta e quello del peso calcolato.

Quando si prepara una soluzione titolata di una sostanza non adatta alla pesata, si mette in acqua una quantità di sostanza approssimativamente uguale a quella calcolata e successivamente si determina il titolo esatto titolando la soluzione con una soluzione a titolo noto. Anche in questo caso, si riporta il titolo alla normalità esatta mediante un fattore di correzione.

Preparazione di HCl 0.1 N

Per preparare una soluzione di HCl 0.1 N, circa 9 mL di HCl concentrato (d= 1.19 g/mL) vengono diluiti in un pallone tarato fino a raggiungere il volume di 1000 mL. Per standardizzare questa soluzione, si utilizza in genere carbonato di sodio.

Preparazione di NaOH 0.1 N

Per preparare una soluzione di NaOH 0.1 N, si pesano approssimativamente 5 g di BaIH e si sciolgono in un pallone tarato con acqua precedentemente bollita, diluendo fino a 1000 mL. Questa soluzione viene titolata con uno dei due seguenti metodi: titolazione di NaOH con HCl 0.1 N o titolazione di NaOH con acido ossalico biidrato C₂H₂O₄∙2 H₂O.

La preparazione di soluzioni titolate a titolo noto richiede precisione e attenzione per garantire risultati accurati nelle analisi chimiche quantitative.

Quando trascurare la x nei problemi sull’equilibrio

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Quando trascurare la x nei problemi sull’equilibrio

Optimizing Approximations in Equilibrium Problems

When to Neglect “x” in Equilibrium Problems

In the resolution of equilibrium problems, it is often necessary to neglect certain additive and subtractive terms in order to avoid lengthy and unnecessary calculations. We will examine equilibrium problems to see if and when such approximations can be made.

Equilibrium Problems

Consider the decomposition reaction of sulfur trioxide into sulfur dioxide and molecular oxygen:
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g)
The equilibrium constant Kc is 1.6 ∙ 10-10 at 300 °C. We are given the initial concentration of SO3 as 0.100 M and asked to calculate the concentrations of the species at equilibrium. Utilizing an I.C.E. chart:
(State: Initial, Change, Equilibrium)
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g)
Initial: 0.100
Change: -2x +2x +x
Equilibrium: 0.100 -2x 2x x

The expression for the equilibrium constant is:
Kc = 1.6 ∙ 10-10 = [SO2]2[O2]/[ SO3]2
Substituting the values obtained from the I.C.E. chart:
Kc = 1.6 ∙ 10-10 = (2x)2(x) / (0.100 – 2x)2 = 4×3 / (0.0100 + 4×2 – 0.4 x)
Solving this cubic equation directly is complex, hence the need for approximations. The subtractive term 2x can be ignored in the denominator. However, assuming x to be zero would make all variables zero, which is incorrect. Instead, the assumption is made for the subtractive term 2x relative to 0.100:
0.100 – 2x ≈ 0.100
This assumption is validated by the very small value of Kc, implying that a small amount of SO3 dissociates and can be considered negligible compared to 0.100.

From this assumption, the expression becomes:
Kc = 1.6 ∙ 10-10 = (2x)2(x) / (0.100)2 = 4×3/0.0100
Multiplying both sides by 0.0100:
1.6 ∙ 10-12 = 4×3
Dividing both sides by 4:
4.0 ∙ 10-13 = x3
Thus, x = ∛4.0 ∙ 10-13 = 7.4 ∙ 10-5

Substituting the value found for x:
2x = 2 (7.4 ∙ 10-5) = 1.5 ∙ 10-4 = [SO2]
x = 7.4 ∙ 10-5 = [O2]
0.100 – 2 (7.4 ∙ 10-5) = 0.100 = [SO3]
Validating the result by substituting the obtained values back into the equilibrium constant: Kc = (1.5 ∙ 10-4)2(7.4 ∙ 10-5)/0.100 = 1.6 ∙ 10-10, confirming the correctness of the assumption.

In the examined case, neglecting 2x in relation to 0.100 was justified due to the small value of Kc and the relatively high concentration of SO3. However, in general, an objective method is necessary to determine the validity of such an assumption. As a general rule, chemists assume x to be negligible if the subtractive or additive term is less than 5% relative to the initial concentration of the species. Hence, the best way to decide the validity of an assumption in a specific calculation is to test and then evaluate it against the rule.

For the reaction between nitrogen monoxide and oxygen at 200°C, with Kc at 3 ∙ 106, and initial concentrations of NO at 0.100 M and O2 at 0.050 M, the reaction is:
2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g)
Using an I.C.E. chart to calculate the equilibrium concentrations.Calcolo dell’equilibrio di una reazione chimica

Nel processo di bilanciamento dell’equilibrio di una reazione chimica è necessario considerare attentamente i valori delle costanti di equilibrio ottenuti nel corso dell’analisi. Per ottenere risultati precisi, dobbiamo assumere che l’equilibrio sia spostato a destra senza trascurare alcun termine sottrattivo.

Per esprimere in termini numerici tale stato di equilibrio, è necessario considerare che tutto il monossido di azoto si sia trasformato in biossido di azoto e, successivamente, prendere in considerazione l’equilibrio.

Una volta ottenuti i valori pertinenti, sostituiamo tali valori nell’espressione della costante di equilibrio per trovare le concentrazioni delle specie in soluzione all’equilibrio. Questo calcolo ci permette di ottenere le concentrazioni di ciascuna specie chimica coinvolta nella reazione.

Il risultato di tali calcoli evidenzia che le concentrazioni delle specie all’equilibrio sono:

1. NO₂ = 0.098 M
2. NO = 0.0018 M
3. O₂ = 9.4 ∙ 10^-4 M

Il processo di bilanciamento dell’equilibrio chimico è essenziale per determinare le condizioni di una reazione e gli effetti dei vari parametri coinvolti.

Elettrochimica: cenni teorici ed esercizi

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Elettrochimica: cenni teorici ed esercizi

Elettrochimica: principi teorici e applicazioni pratiche

L’elettrochimica, ramo della chimica fisica, si occupa dello studio dei processi di conversione dell’energia chimica in energia elettrica e viceversa. Inoltre, analizza le reazioni chimiche indotte dal trasferimento elettronico.

Ossidazione e riduzione

Nell’ambito dell’elettrochimica, l’ossidazione rappresenta la perdita di elettroni da parte di una specie chimica, mentre la riduzione corrisponde all’acquisizione di elettroni da parte di una specie. Ad esempio, considerando la reazione chimica: Fe^2+ + Ce^4+ ⇄ Fe^3+ + Ce^3+, si possono individuare le semireazioni di ossidazione e riduzione, in cui il ferro si ossida e il cerio si riduce.

Si definiscono come ossidanti le specie chimiche che provocano l’ossidazione di un’altra e come riducenti le specie che causano la riduzione di un’altra. Nella reazione presa in esame, il ferro agisce come un riducente mentre il cerio è un ossidante.

Grandezze fondamentali

Nell’elettrochimica, la carica elettrica è misurata in Coulomb (C). La corrente elettrica, espressa in ampere (A), indica la quantità di carica che attraversa un conduttore in un dato intervallo di tempo. La legge di Ohm mette in relazione la corrente elettrica con il potenziale e la resistenza nel circuito. La potenza e il lavoro sono ulteriori grandezze correlate alla corrente e al potenziale elettrico.

Equazioni fondamentali

La relazione tra la variazione dell’energia libera di Gibbs e la forza elettromotrice E° è descritta da: ΔG° = – nFE°, in cui F rappresenta la costante di Faraday e n indica il numero di elettroni coinvolti nella reazione. L’equazione di Nernst viene utilizzata per calcolare il potenziale di una cella elettrochimica.

Calcolo della costante di equilibrio

Per calcolare la costante di equilibrio relativa alla reazione Fe^2+ + Ce^4+ ⇄ Fe^3+ + Ce^3+ a 25 °C, si determina il potenziale complessivo e si applicano le formule relative all’energia libera di Gibbs e alla costante di equilibrio.

Calcolo del potenziale

Il calcolo del potenziale per l’elettrodo Ag/AgI(s)/I^- (0.01 M) coinvolge la valutazione delle reazioni elettrodiche e l’applicazione dell’equazione di Nernst per ottenere il potenziale elettrodico.

In conclusione, l’elettrochimica riveste un ruolo fondamentale nello studio delle interazioni tra energia chimica ed elettrica e nei processi di ossidazione e riduzione.

Legge di azione di massa: esercizi

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Legge di azione di massa: esercizi di chimica

Nel contesto dell’equilibrio chimico, le concentrazioni o le pressioni di specie chimiche rimangono costanti nel tempo, seguendo la legge dell’azione di massa. Questa legge, rappresentata dall’equazione di equilibrio chimico, è un principio fondamentale della chimica sviluppato da Guldberg e Waage. Essa afferma che a una determinata temperatura, il rapporto tra le concentrazioni molari dei prodotti e dei reagenti, elevati ai rispettivi coefficienti stechiometrici, è costante.

La costante di equilibrio, espressa come (K_c), è definita dall’espressione matematica: (K_c = [C]^{c}[D]^{d} / [A]^{a}[B]^{b}). Questo valore costante indica l’entità dell’equilibrio chimico per una particolare reazione.

Per le reazioni che coinvolgono gas, in particolare, le pressioni parziali vengono espresse tramite la costante di equilibrio (K_p), la quale è rappresentata da (K_p = K_c(RT)^{Delta n}), dove (Delta n) rappresenta la differenza tra la somma dei coefficienti stechiometrici dei prodotti e dei reagenti.

Esercizi svolti

1) Reazione di equilibrio:

Calcolare la (K_c) e la (K_p) noti i valori delle pressioni parziali all’equilibrio per la reazione (2 BrCl_{(g)} ⇄ Br_{2(g)} + Cl_{2(g)}) (0.500 atm, 0.300 atm e 0.250 atm).

Soluzione:

Applicando la formula (K_p = (pBr_2)(pCl_2) / (pBrCl)^2), otteniamo (K_p = 0.300), e da (K_p = K_c(RT)^{Delta n}), otteniamo (K_c = K_p = 0.300).

2) Reazione di equilibrio:

Determinare le pressioni parziali al punto di equilibrio per la reazione (2 NO_2(g) ⇄ 2 NO(g) + O_2(g)), con una pressione iniziale di (NO_2) pari a 0.250 atm e (K_p = 6.5 ∙ 10^{-6}).

Soluzione:

Calcolando le pressioni parziali utilizzando l’I.C.E. chart, otteniamo (pNO_2 = 0.241 atm), (pNO = 9.33 ∙ 10^{-3} atm), e (pO_2 = 4.67 ∙ 10^{-3} atm).

3) Reazione di equilibrio:

Calcolare le pressioni parziali per la reazione (ClF_3(g) ⇄ ClF(g) + F_2(g)) con una pressione iniziale di (ClF_3) pari a 1.47 atm, conoscendo (K_c = 0.140) e la temperatura di 700 K.

Soluzione:

Applicando l’I.C.E. chart e l’equazione (K_p = (pClF)(pF_2) / (pClF_3)), si ottiene che (x = 0.389 atm), e utilizzando (K_c = 2.44 ∙ 10^{-3}) come risultato finale.

4) Reazione di equilibrio:

Con una quantità di 9.25 g di (ClF_3) inserita in un recipiente di 2.00 L e una percentuale di decomposizione del 21.5% a 800 K, calcolare la costante di equilibrio.

Soluzione:

Calcolando le moli di (ClF_3), si ottengono le concentrazioni di (ClF) e (F_2) all’equilibrio, e infine la (K_c = 2.98 ∙ 10^{-3}) come risultato finale.

Questi esercizi forniscono una panoramica su come risolvere problemi relativi all’equilibrio chimico, evidenziando l’importanza della costante di equilibrio e delle pressioni parziali nelle reazioni chimiche.

Titolazioni redox. Esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Titolazioni redox: esercizi risolti per comprendere le reazioni di ossidoriduzione

Le titolazioni redox si basano su una reazione di ossidoriduzione in cui avviene un trasferimento di elettroni tra due specie chimiche. Come agenti titolanti si possono utilizzare sostanze fortemente ossidanti come il permanganato di potassio o fortemente riducenti come il tiosolfato di sodio al fine di ottenere una reazione quantitativa.

Per risolvere gli esercizi relativi alle titolazioni redox, è necessario conoscere la reazione bilanciata e il rapporto stechiometrico tra le specie coinvolte. Ad esempio, se consideriamo la reazione 2 A + 5 B = 3 C + 4 D, il rapporto stechiometrico tra A e B è 2:5, il che significa che 2 moli di A reagiscono con 5 moli di B. In base a questo, è possibile calcolare le moli di una sostanza conoscendo le moli dell’altra mediante una semplice proporzione.

Esercizi svolti sulle titolazioni redox

Esercizio 1:

Calcolare la concentrazione di H2O2 se sono necessari 12.0 mL di una soluzione 0.100 M di KMnO4 per titolare 25.0 mL di H2O2. La concentrazione del perossido di idrogeno risulta essere 0.120 M.

Esercizio 2:

Determinare la concentrazione di una soluzione di tiosolfato se 0.200 g di KIO3 sono stati necessari per titolare 50.0 mL di una soluzione di tiosolfato, ottenendo una concentrazione di 0.112 M.

Esercizio 3:

Calcolare la concentrazione della soluzione di permanganato sapendo che 30.0 mL di tale soluzione sono titolati da 25.0 mL di una soluzione 0.0500 M di ossalato di sodio, ottenendo una concentrazione di 0.0167 M.

Esercizio 4:

Determinare i grammi di Fe(II) presenti in una soluzione, sapendo che 20.0 mL di una soluzione di bicromato di potassio sono necessari a titolare una soluzione di Fe(II). In questo caso, si ottengono 0.114 g di Fe(II) presenti.

Esercizio 5:

Calcolare la quantità di NaClO in 100 mL di soluzione sapendo che 25.0 mL di una soluzione di ipoclorito di sodio richiedono 20.0 mL di una soluzione 0.100 M di Na2S2O3. La massa di ipoclorito di sodio risulta essere 0.298 g.

In sintesi, questi esercizi risolti offrono un’occasione per comprendere e applicare le conoscenze teoriche relative alle titolazioni redox, nonché per esercitarsi nel bilanciamento delle reazioni e nel calcolo della concentrazione delle sostanze coinvolte.