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CHIMICA FISICA I - Corso A (cognomi A-L)

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Anno accademico 2011/2012

Codice dell'attività didattica
MFN1165
Docente
Prof. Giovanna Ghiotti (Titolare del corso)
Corso di studi
Chimica e Tecnologie Chimiche
Anno
1° anno
Tipologia
Di base
Crediti/Valenza
8
SSD dell'attività didattica
CHIM/02 - chimica fisica
Oggetto:

Sommario insegnamento

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Risultati dell'apprendimento attesi

Il corso fornisce i fondamenti della termodinamica classica. Introduce il concetto di funzione di stato; partendo dalle leggi fondamentali, introduce i potenziali termodinamici U, H, S, A e G e le relazioni li legano; fornisce le condizioni generali di naturalità e di equilibrio nei sistemi chiusi. Descrive le proprietà termodinamiche dei miscugli gassosi, liquidi e solidi; ricava le condizioni specifiche di equilibrio di fase e di reazione; fornisce la capacità di leggere i diagrammi di fase. Descrive le proprietà delle celle elettrochimiche

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Programma

Fondamenti di Termodinamica.

Premesse: proprietà macroscopiche, stato di equilibrio, equazioni di stato e funzioni di stato.

Lo zeresimo principio e la temperatura empirica. La scala di temperatura del gas perfetto.

Equazione di stato del gas perfetto e la teoria cinetica dei gas. I gas reali: l’equazione di stato del viriale e la temperatura di Boyle; l’equazione di Van der Waals. Le costanti critiche. Il principio degli stati corrispondenti. 

Il primo principio: Lavoro, calore ed energia interna. Entalpia. Calori specifici.

II secondo principio: entropia e temperatura termodinamica, reversibilità e irreversibilità. Energia di Helmholtz e di Gibbs. Le quattro equazioni fondamentali per un sistema chiuso. Le condizioni di naturalità e di equilibrio in un sistema chiuso.

Il terzo principio.

Termodinamica Chimica

Le sostanze pure: potenziale chimico e condizioni di equilibrio di fase, il concetto di varianza, i diagrammi di fase. Le curve di monovarianza e l’equazione di Clapeyron. Le curve di sublimazione e di ebollizione e l’equazione di Clausius-Clapeyron. Il punto critico. Ordine delle transizioni di fase.

I miscugli omogenei: grandezze di mescolamento, grandezze molari parziali, potenziali chimici. La reazione chimica in fase omogenea: le condizioni generali di naturalità e di equilibrio.

I miscugli eterogenei: condizioni generali di equilibrio di fase, di reazione e regola delle fasi.

Proprietà dei  miscugli gassosi: i miscugli di gas ideali; i miscugli gassosi reali e l’approssimazione di Lewis - Randall.

La reazione chimica in fase gassosa: le grandezze standard di reazione e le costanti di equilibrio. L’influenza delle variabili fisiche sullo spostamento dell’equilibrio.

Proprietà dei miscugli condensati ideali e non: l’attività relativa e i coefficienti di attività. Le grandezze di eccesso. I contributi dei termini entalpici ed entropici alle deviazioni dall’idealità. Soluzioni diluite ideali. Le convenzioni per gli stati di riferimento nei miscugli condensati. Proprietà collegate. La misura dei coefficienti di attività. Il coefficiente osmotico.

Le reazioni chimiche in fase condensata.

Diagrammi di fase binari. Equilibri liquido-vapore: zeotropi, azeotropi e distillazione frazionata. Lacune di miscibilità ed equilibrio liquido-liquido. L’equilibrio liquido-solido e solido-solido: sistemi peritettici, eutettici semplici e di soluzioni solide.

Proprietà delle soluzioni liquide di elettroliti forti: il potenziale chimico ed il coefficiente di attività medio dell’elettrolita e sua determinazione. La teoria di Debye e Huckel e la legge limite.

I sistemi elettrochimici. Il potenziale elettrochimico. Celle galvaniche: reazione di cella, forza elettromotrice della cella e sua misura. Relazione di Nernst e potenziali standard di elettrodo.

Fundamentals of Thermodynamics

Introduction. Macroscopic properties, equilibrium states, state equations and state functions

The zeroth law and empirical temperature; the ideal-gas temperature scale.

Ideal gas properties: the ideal-gas pVT equation, the gas kinetic theory. Real gases: virial and van der Waals equations, Boyle temperature, critical constants, law of the corresponding states.

The first law: heat, work and the concepts of internal energy, enthalpy, and heat capacities.

Reversibility and irreversibility The second law: entropy and thermodynamic temperature,. The Helmholtz and Gibbs free energies. The four Gibbs equations in a closed system.

The spontaneity and equilibrium conditions in a closed system.

The third law.

Chemical Thermodynamics

One-component system: chemical potential, phase equilibrium conditions, number of degrees of freedom, phase diagrams. Two-phase equilibrium curves and the Clapeyron equation. Liquid-vapour and solid-vapour curves and the Clausius-Clapeyron equation. The critical point. Order of the phase transitions.

Homogeneous mixtures: mixing quantities and partial molar  quantities, the chemical potentials. The chemical reaction: the spontaneity  and equilibrium conditions. Heterogeneous mixtures: the chemical potentials, phase equilibrium and reaction equilibrium contitions, the phase rule.

Gaseous mixtures: ideal gas mixtures; real gas mixtures and Lewis-Randall approximation. Chemical reactions in gas phase: standard reaction quantities and equilibrium constants. Temperature and pressure dependence of the equilibrium constants.

Condensed homogeneous mixtures: ideal and non-ideal systems, relative activities and activity coefficients. Excess  functions: the enthalpic and entropic contributions. Ideally dilute solutions. The conventions for the reference states in the condensed mixtures. Colligative properties. Methods for determining activity coefficients. The osmotic coefficient. Chemical reactions in condensed phase.

Two-component phase diagrams. Liquid-vapour equilibrium: zeotropes, azeotropes and distillation. Miscibility gaps and liquid-liquid equilibrium. Liquid-solid and solid-solid equilibrium: peritectic and eutectic systems.

Strong electrolyte solutions: chemical potential and mean ionic activity coefficient, and methods for its determination. Debye - Huckel theory and the limiting law.

Electrochemical systems. The electrochemical potential. Galvanic cells: cell reaction, cell electromotive force and its determination. The Nernst equation and electrode standard potentials.

Testi consigliati e bibliografia

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  • Il materiale didattico presentato a lezione è disponibile presso il sito web del corso, dove lo studente troverà anche alcuni appunti scritti per esteso degli argomenti trattati a lezione.
  • Non viene consigliato un testo specifico, ma è fortemente consigliata la consultazione di uno buon testo di base di Chimica Fisica per approfondimenti ed integrazioni. Alcuni suggerimenti: 1) I. N. Levine - PHYSICAL CHEMISTRY – McGraw-Hill International Editions. Chemistry Series. 2) G.K. Vemulapalli - CHIMICA FISICA, EdiSES; 3) Laidler-Meisner – CHIMICA FISICA, Editoriale Grasso; 4) P. W. Atkins - CHIMICA FISICA, Zanichelli (IV  edizione). Tutti questi testi sono consultabili in biblioteca o nello studio della docente del corso.


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Ultimo aggiornamento: 20/09/2012 16:03
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