Chimica 1 SV 5 parte

DIAMAGNETISMO
non ci sono centri magnetici
(elettroni tutti appaiati)
PARAMAGNETISMO
i centri magnetici sono indipendenti
FERROMAGNETISMO
i centri magnetici non sono indipendenti e si orientano parallelamente in
domini magnetici , che a loro volta si orientano ordinatamente per effetto di un
campo magnetico esterno
per esempio Fe, Co, Ni e leghe Co-Terre Rare
ANTIFERROMAGNETISMO
i centri magnetici non sono indipendenti e si orientano antiparallelamente,
per esempio -Fe2O3, NiO, CoO, FeO, Cr2O3
FERRIMAGNETISMO
i centri magnetici non sono indipendenti e si orientano antiparallelamente,
ma in numero diseguale
per esempio Fe3O4 - NiFe2O4 (Ferriti soft tipo Spinello)
B = induzione magnetica
H = campo magnetico
B=H+4I
I = momento magnetico
P
B
 1  4k
H
 k
I
H
P = permeabilità magnetica
k = suscettività magnetica

k Pf
d
 peso formula
 densità
 = suscettività magnetica molare

variazione con la T
Diamagnetismo
 -1 10-6
No
Paramagnetismo
0  10-2
diminuisce se T aumenta
Ferromagnetismo
10-2  106
diminuisce se T aumenta
Antiferromagnetismo
0  10-2
aumenta se T aumenta
INTERAZIONI DEBOLI
Sono interazioni usualmente intermolecolari (possono anche essere intramolecolari)
energeticamente molto più deboli dei legami chimici (caratterizaati da energie di legame  50-150
kcal/mol).
1. Interazioni di legame o ponte di idrogeno (o interazioni ad idrogeno).
energie di legame  2-15 kcal/mol
O
H
H
O
H
H
O
H
H
O
H
H
l ega m e a d i dr ogeno nel l ' a cqua l i qu i da
O
H
O
C H3C
C C H3
O
H
O
di m er i del l ' a ci do a cet i co
H
O
H
O
H
H
C H3C H2O
H
d i s s ol uz i o ne i n a cq ua d el l ' a l col et i l i co
2. Interazioni dipolo-dipolo (tra dipoli permanenti, interazioni di Keesom).
E = - 2 4
3kT r6
H2C=O
O=CH2
= momento dipolare
3. Interazioni dipolo permanente-dipolo indotto (interazione di Debye).
E = - 2 2
r6
 = polarizzabilità
4. Interazioni dipolo indotto-dipolo indotto (interazione di London).
E = - 3 Eion 2
4 r6
Le interazioni dipolari o di Van der Waals sono molto deboli (< 1 Kcal / mol)
I GAS IDEALI
non ci sono interazioni intermolecolari, particelle puntiformi
approssimazione ragionevole a basse pressioni
Moto traslatorio delle molecole,
quantità di moto e energia cinetica
p = mv; Ecin = ½ mv2 (per una molecola)
Per n molecole: distribuzione delle energie (Maxwell):
N
Te m p er a t u r a cr es cen t e
En er g i a
E’cin = ½ mv’2  T
tale che v’2 = (v2n) / n
energia cinetica media
dove v’ è la velocità quadratica media
per una particella in un recipiente sferico:
distanza tra due urti:
frequenza degli urti (N° urti/sec):
variazione della quantità di moto durante
un urto:
Forza = velocità di variazione
della quantità di moto:
per n particelle:
Pressione:
=>
=> PV = nRT
d = 2r . cos
f = v / d = v / 2r . cos
 = 2 mv . cos
F =  . f = 2 mv . cos . v / 2r . cos =
= mv2 / r
F = nmv2 / r
P = F / S = n (mv2 / r) . (1/4r2) = n (mv2/3Vsf)
PV = nmv’2/3 = n 2/3 (1/2 mv’2) = n 2/3 E’
EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI (O IDEALI)
R = 0.082 l . atm / K mol
=> a P = 1 atm e T = 273 K, per n = 1 mol
V = 22.4 l.
MISCELA DI GAS IDEALI (A e B)
PAV = nART
PBV = nBRT
PTOTV = (nA+nB) RT
=> PA = (nA /nA+nB) PTOT = PA = A PTOT Pressione parziale