Appunti teorici Chimica inorganica e composti

Soluzione e concentrazione

Soluzione = sistema omogeneo di 2 sostanze pure.

Concentrazione: quantità di soluto in 100 ml o 1 L di soluzione.

% m/m in % massa: % (m soluto/m soluzione) * 100.

Concentrazione unità chimiche.

Frazione (x), frazione molare (n) = mol soluto / mol soluto + mol solvente.

Mol = molalità (m) = n⁰ mol di soluto disciolto in 1 kg di solvente.

Mol/l = mol/L = molarità (M).

Equazione: Osm = [n° particelle disciolte] = Lp%>al2mol/L polioni osmotica (osm).

Lp osmot g = ome polioni massa dm 2 (L) = mole polioni.

Solubilità = moli/L.

n°: Osm = molarità cost. molarità = Lp.

Concentrazione (concepito).

Non chimico in soluzioni dove dissolto virtual usu (volatile).

Gas e pressione osmotica

Gas: equazione dei gas perfetti: pV = nRT.

P = pC243.

Soluzioni gassose per gas perfetti: pressione osmotica: pi = con ($RT*P[P]€=>(älle proprietà colligative: alla presenza del solvente.

Alcòa-C(elevamento il soluto della pressione della soluzione il livello di tempera inferiore acqua o congelato.

Presenza della il soluto abbassa il gelo soluto in un solvente non.

Operazioni di dissoluzione — più elevata presente o no.

Dissociaziòn: decremento quanto numero di No5g un mol di fase Lp costante dell dissociazione associato soluto=assoliqua.

Il liquido si = Br(substrato) è Osm/kmol k°.

Pressione osmotica = pi in sea di dissocestensività & proteico.

Dissociazione o tralasciando tralasciando diselvinto rhsoluzione.

Soluzioni e osmolarità

Sistema omogeneo di 2 sostanze pure.

Concentrazione.

Frazione molare (X).

Massa % m/m.

Concentrazione delle unità chimiche.

Percentuale % c in massa.

Frazione molare (x).

Molalità (m).

Molarità (M).

Normalità (N).

MilliEq.

Gas: equazione di gasperfetti: PV = nRT.

Inverso: n =

Passaggi di solvente, attraverso una membrana semipermeabile, verso la soluzione per diluire (soluti non lo permettono).

La pressione.

La pressione osmotica è proporzionale alla concentrazione di soluto => OSM ∙ RT.

Per soluti polionici diminuisce il pH.

Molecole, aggiungendo altro solvente.

Osmolarià nel sangue.

I globuli rossi immerse in soluzioni con concentrazione degli elementi propri cambiata.

La pressione osmotica -> cambiamento della forma.

Cinetica chimica

Stato della reazione.

Teoria delle collisioni.

Equilibrio reazioni.

Influenzato da:

• Natura di reazioni e reagenti.
• Concentrazioni dei reagenti → aumentano urti.
• Temperatura → aumentano urti efficaci.
• Catalizzatori (aumentano numero collisioni efficaci).

Energia libera di Gibbs

Energia libera di Gibbs è una funzione di stato.

Durante una trasformazione:

ΔG ΔG > 0 endoergonica.

ΔG = 0 equilibrio.

Condizioni che determinano la spontaneità della reazione.

• Reazione.
• Variazione di entropia.
• Spontaneità.

Esotermica ΔH Endotermica ΔH > 0.

Endotermica ΔH > 0.

pH e soluzioni tampone

pH.

H₂O + H₂O = H₃O⁺ + OH^-.

A 25°C [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/L.

K_eq = [H₃O⁺][OH^-].

K_eq = [H₃O⁺][H₃O⁺][OH^-][OH^-].

K_w = [H₃O⁺][OH^-] = 10^-14 (per acqua pura e soluzioni neutre).

pH = -log₁₀[H₃O⁺].

pOH = -log₁₀[OH^-] ➜ pH + pOH = 14 per tutte le soluzioni acquose.

pH soli:

• Acido forte + base forte ➢ NaOH + HCl ➢ Na⁺ Cl^- + H₂O (acido e base coniugato).
• Sale coniugate debole + non idrolizza ➢ log K_w = K_w.
• Acido debole + base forte ➢ idrolizza debole ➢ idrolizza debole acido e base idrolizza acido ➢ LD acido.
• Acido forte + base debole ➢ LD sale de idrolizza acido.

pH = pK_a + log ^[A-]/_[HA].

pOH = pK_w + log ^[B+]/_[BH].

-log K_a.

Soluzione tampone: 1 / 10 + < 10 ➜ pH = pKa ± 1 ➜ ad pH < pKa ➜ 1 pH › pKa ± 1.

Neutralizzare debole e sole attraverso la loro acido forte con resero conjugato.

Soluzione tampone sangue: CO₂ + H₂O ➢ H₂CO₃.

H₂CO₃ ⇂ H⁺ + HCO