IMPORTANTE: i bilanciamenti redox di reazioni complicate te li chiede? un sacco di persone non sanno farli.lolxx
EDIT:
GF ho guardato le vecchie prove d'edame praticamente ci sono solo 5 tipologie di esercizi (a parte le domande di teoria che dovrò copiare):
- configurazione di lewis e lcao-mo di alcune molecole (ok so farlo più o meno)
- calcolo del pH o pOH di un acido o base (ho capito la teoria che c'è dietro ma ho alcune difficoltà a scomporre gli acidi)
- proprietà colligative tipo innalzamento ebullioscopico/abbassamento crioscopico (li so fare c'è giusto la formuletta del cazzo)
RICORDATI che cose come MgBr2 (un sale) aumentano l'ebullioscopico ed abbassano il crioscopico di n × molalità × b(solvente) (nel caso di MgBr2: 3 × molalità × b(solvente), perché di fatto in soluzione hai Mg2+, Br-, Br-). cioè se hai un elettrolita che si scompone nel solvente in cui è immerso, le proprietà colligative cambiano proporzionalmente al coefficiente di dissociazione. stessa relazione vale per la pressione osmotica, infatti per esempio un modo che hanno le cellule per richiamare acqua è frammentare molecole lunghissime di glicogeno (polimero di migliaia di molecole di glucosio) in molecole di glucosio; se hai un recipiente di volume V a temperatura T in cui è contenuta una sola molecola di n-glicogeno, se avviene la reazione n-glicogeno → (n-1)-glicogeno + glucosio la pressione osmotica
raddoppia.
- calcolo della solubilità (anche qui +o- ci sono)
- esercizi sull'elettrolisi x_x qui ho un po' di problemi, concettualmente ho capito di che si parla però non riesco a fare gli esercizi, te ne scrivo uno aiutami plx
indicare quali specie si sviluppano agli elettrodi e scrivere le relative reazioni quando si sottopone a elettrolisi una soluzione acquosa di NaOH 1 M.
calcolare le quantità di moli di sostanze che si producono se l'elettrolisi è condotta per un tempo di 3 ore con una corrente continua di 2 A.
E° (Na+/Na) = -2,71 V
E° (H2O/H2,OH-) = -0,83 V
E° (O2,H2O/OH-) = 0,40 V
tipo so che concettualmente NaOH si scompone in Na+ e OH-, e che Na+ è attratto dal catodo dove poi si riduce acquistando un elettrone, mentre OH- va sull'anodo, si ossida e perde un elettrone.
ma quelle costanti E° (potenziale di riduzione?) a che caspita servono, e soprattutto come si leggono?
dagli svolgimenti che ho visto si scrive la "formula" sull'anodo e quella sul catodo, e poi si "somma membro a membro" (non so come esprimere sta cosa) facendo in modo che ci sia lo stesso numero di elettroni da ogni lato
il problema principale è la prima parte, la seconda so farla dato cheè una formuletta stupida
tieni anche conto che non so quasi nulla sui processi redox :X
disclaimer: ora ti spiego cos'è E° e come si usa. potresti non avere fatto tutto quello che segue, anche se molto probabilmente hai fatto della termochimica e senza dubbio della termodinamica. potrei andare per le lunghe e in tutto quello che segue non sto cercando di risolvere la consegna di questo esercizio, anche se ti faccio vedere procedimenti correlati con quello che si calcola quando si studiano le celle galvaniche.
ricordi il ΔG? è una funzione di stato ed una delle quantità termodinamiche più importanti in chimica; ha unità di energia su mole, ma è essenzialmente una misura della variazione dell'entropia molare totale del processo (aumento dell'entropia dell'ambiente + aumento dell'entropia del sistema, che nel complesso deve essere un sistema isolato, quindi variazione positiva), moltiplicata per la temperatura e con un segno meno. più precisamente è un potenziale, ed è il potenziale che usi quando sei in condizioni di costanza di pressione e temperatura (quando sono costanti l'entropia e il volume la misura del potenziale è l'energia, U, e riottieni la meccanica, quando sono costanti temperatura e volume il potenziale è A, l'energia libera di helmholtz, etc).
ΔG può essere espresso in vari modi, molto utile in chimica è la formula
ΔG = ΔG° + RTlnQ
Q è il quoziente di reazione, cioè per la generica a[A] + b[B ] → c[C] + d[D], dove [X] è la pressione parziale (per una miscela di gas) o la concentrazione (in realtà l'attività, ma la concentrazione è un'ottima approssimazione) del reagente X ed x il suo coefficiente stechiometrico,
Q = [C]
c[D]
d/[A]
a[B ]
bin pratica è il rapporto tra la produttoria dei prodotti e quella dei reagenti, l'esponenziamento è dovuto al fatto che conti il prodotto o il reagente tutte le volte che compare, per esempio in:
H2O → 2H + O
Q = [H][H][O ]/[H2O] = [H]
2[O ]/[H2O]
(il tutto reso adimensionale dividendo per una appropriata concentrazione di riferimento, o pressione di riferimento se stai lavorando con i gas ed usi le pressioni parziali anziché le concentrazioni)
all'equilibrio ΔG = 0; ΔG° = -RTlnQeb, con Qeb quoziente di reazione all'equilibrio che si indica solitamente con la lettera K, cioè ΔG° = -RTlnK. Nota che le varie Ka, Kb etc degli acidi e delle basi sono proprio dei quozienti di reazione all'equilibrio. questo ti permette di associare una misura del ΔG alle reazioni chimiche! il che, a propria volta, definisce la tendenza di una reazione ad avvenire (ΔG<0) o meno (ΔG>0). uno degli altri modi per determinare l'energia di gibbs (o il ΔG°) di una reazione è vederla come somma di reazioni per le quali già conosci il ΔG (o il ΔG°): essendo l'energia libera una funzione di stato, essa è indipendente dal particolare cammino che scegli per determinarla, quindi l'energia libera della reazione che ti interessa dovrà proprio essere la somma delle energie libere delle reazioni in cui l'hai arbitrariamente scomposta, per esempio nelle reazioni di formazione dagli elementi nel loro stato standard, per le quali il ΔG° è tabulato. un altro esempio di reazioni in cui è possibile scomporre una reazione sono le semireazioni nei processi redox.
A questo punto definisci il potenziale standard di riduzione ed il potenziale di riduzione:
E° ≡ -nΔG°/zF
E ≡ -nΔG/zF = E° -(nRT/zF)lnQ
con F costante di faraday e z = # di elettroni scambiati, che ottieni quando bilanci le due semireazioni. come vedi si tratta ancora di una misura della tendenza di una reazione (di ossidoriduzione) ad avvenire, ma mentre una reazione avviene spontaneamente per ΔG<0, per via del segno negativo il corrispettivo potenziale sarà positivo se la reazione è spontanea.
perciò, a ogni reazione chimica di ossidoriduzione è associata non solo un'energia libera che ne determina la spontaneità e la composizione dell'equilibrio, ma pure un potenziale definito a partire dall'energia di gibbs:Na+(aq) + e- → Na(s) E° = -2,71 V
2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-(aq) E° = -0,83 V
O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH-(aq) E° = 0,40 V
che l'ultima reazione hai bisogno di bilanciarla con quattro elettroni puoi capirlo prima bilanciando il numero di H2O e OH-, poi contando il numero di elettroni di valenza: O ne ha sei, O2 quindi ne ha dodici, H ne ha uno, perciò due molecole di H2O ne hanno sedici. sedici + dodici fa ventotto; un anione OH- ha i sette elettroni del complesso idrogeno + ossigeno + uno che fornisce la carica negativa, quindi otto elettroni di valenza per quattro anioni fanno trentadue. la differenza tra trentadue e ventotto è quattro.
solo l'ultima è una reazione spontanea. tuttavia, se consideriamo l'ossidazione del sodio solido (cioè la prima reazione con un segno meno davanti):
Na(s) → Na+(aq) + e-
E° = 2,71 Vnon solo otteniamo una reazione spontanea, ma il potenziale di ossidazione è tanto positivo da poter fare da
driving force per una reazione
accoppiata. in particolare, possiamo inventarci un processo che conduca a cationi Na+ e anioni OH- in misura stechiometricamente equivalente sommando meno due volte la prima reazione, meno uno della seconda reazione ed una volta la terza reazione:
2 Na(s) → 2 Na+(aq) + 2 e-
E° = 5,42 VH2(g) + 2 OH-(aq) → 2 H2O(l) + 2 e-
E° = 0,83 VO2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH-(aq) E° = 0,40 V
2 Na(s) + H2(g) + O2(g) → 2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) E°= 6,65 V
questa rappresenta la formazione delle specie ioniche direttamente dalle molecole nella loro forma standard, e nota che è una reazione
molto termodinamicamente favorevole.
nota che
2 Na(s) + H2(g) + O2(g) → 2 NaOH(aq) è la reazione di formazione di NaOH dai reagenti nella loro
forma standard, cioè la forma in cui si trovano a temperatura e pressione standard, quindi l'energia di formazione standard deve essere tabulata da qualche parte sul tuo libro. in particolare, a questa reazione corrisponde un ΔG° di formazione (che si indica ΔG°
f) di -419.2 kJ/mol (che corrispondono a -838.4 kJ perché si formano 2 moli di NaOH), quindi è una reazione favorevole nelle condizioni standard.
http://en.wikipedia.org/wiki/List_of_standard_Gibbs_free_energies_of_formationconsiderando separatamente le due semireazioni nelle quali può essere scomposta la formazione di NaOH
2 Na → 2 Na+ + 2 e-
H2 + O2 + 2 e- → 2 OH-
si vede subito che gli elettroni scambiati nella redox sono due. da E°=-nΔG°/zF con n=2moli come abbiamo detto sopra e z=2 ottieni
2 Na(s) + H2(g) + O2(g) → 2 NaOH(aq) E°= 4,34 V.
la formazione di NaOH è favorita come avevamo già notato dal ΔG°<0. nessuna sorpresa che E°>0.
sommando la reazione che avevamo ottenuto prima
2 Na(s) + H2(g) + O2(g) → 2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) E°= 6,65 V
a meno quella che abbiamo appena trovato
2 NaOH(aq) - 2 Na(s) - H2(g) - O2(g) = 0 E°= -4,34 V
si trova finalmente
2 NaOH(aq) → 2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) E°= 6,65 V -4,34 V = 2,31 V
perciò, la decomposizione di NaOH in acqua è termodinamicamente favorita (E°>0)
l'energia con cui procede la reazione favorevole (energia libera) è disponibile per compiere lavoro, in particolare puoi costruire una pila in cui le due semireazioni avvengono separatamente, per commutare l'energia chimica in energia elettrica congiungendo le due celle con un cavo conduttore.
la prima parte dell'esercizio la risolvi ricordandoti che in un sale il metallo, molto poco elettronegativo (poca affinità per gli elettroni, per motivi che dipendono dalla struttura atomica) tenderà a cedere gli elettroni per completare l'ottetto, mentre il non metallo, elettronegativo, ad acquistarne. specie ad elettronegatività intermedia come C, H, etc. non formano sali con i metalli, infatti "sale" è un'idealizzazione di un comportamento; le specie con comportamento "salino" sono quelle costituite da eteroatomi a grande differenza di elettronegatività, mentre "covalente" è il comportamento di specie che formano legami in cui l'elettronegatività è comparabile, al limite il comportamento covalente lo ottieni per due atomi uguali con un legame in mezzo. ma la variazione da salino a covalente è uno spettro continuo i cui casi limite sono interessanti, non una dicotomia netta.
la seconda parte dell'esercizio la risolvi con la legge di faraday sull'elettrolisi n=IΔt/ZF
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