Formulario di chimica

Energia libera, entropia, entalpia

ΔG° = ΔH° - TΔS°

ΔG = ΔG° + RT log Q

ΔG° = energia di Gibbs

ΔG < 0 ⟹ reazione spontanea e irreversibile

ΔG = 0 ⟹ trasformazione equilibrata

ΔG > 0 ⟹ non avviene la trasformazione

ΔH° = variazione entalpia

ΔH < 0 ⟹ esotermica

ΔH > 0 ⟹ endotermica

ΔS° = variazione entropia

ΔS < 0 = ⟹ disordine

ΔS > 0 = ⟹ + disordine

Legge azione di massa, costanti di equilibrio, equazione di stato dei gas

aA + bB ↔ cC + dD

legge di azione di massa ⟶ Kc = costante di equilibrio

Kc = [C]^c ⋅ [D]^d / [A]^a ⋅ [B]^b

quando la reazione avviene in fase gassosa

KP = (PC)^c ⋅ (PD)^d / (PA)^a ⋅ (PB)^b

Relazione tra Kc e KP ⟶ KP = Kc ⋅ (R ⋅ T)^Δn

R = costante universale dei gas = 0,0821 (L⋅atm)/(mol⋅K)

Δn = (c + d) - (a + b) ⟶ se Δn = 0 ⟶ Kc = KP

si può misurare anche con le moli ⟶ Km = (mC)^c ⋅ (mD)^d / (mA)^a ⋅ (mB)^b

Relazione tra Kc e Km ⟶ Kc = Km / V^Δn ⟶ se Δn = 0 ⟶ Km = Kc

equazione di stato dei gas perfetti

pressione parziale

Pi = mi / mtot

V = m ⋅ R ⋅ T

con T = temperatura assoluta (K)

Energia libera, entropia, entalpia

ΔG^o = ΔH^o - TΔS^o

ΔG = ΔG^o + RT log Q

ΔG^o = energia di Gibbs

ΔG ΔG = 0 → trasformazione equilibrio

ΔG > 0 → non avviene la trasformazione

ΔH^o = variazione entalpia

ΔH ΔH > 0 → endotermica

ΔS^o = variazione entropia

ΔS ΔS > 0 → + disordine

ΔH 0

ΔG

Legge azione di massa, costanti di equilibrio, equazione di stato dei gas

aA + bB ⇄ cC + dD

legge di azione di massa → K_C = costante di equilibrio

K_P = (P_C)^c ⋅ (P_D)^d

Relazione tra Kc e Kp K_P = K_C ⋅ (R⋅T)^Δ

R = costante universale dei gas = 0,0821 (L⋅atm)/(mol⋅K)

equazione di stato dei gas perfetti: P ⋅ V = m ⋅ R⋅T

pressione parziale: P_i = m₁/m_tot ⋅ P_tot

Reazioni di ossido-riduzione (redox)

Le redox sono le reazioni dove avviene uno scambio di elettroni tra due specie chimiche:

Reazione di ossidazione → la specie chimica perde elettroni → n. ossidazione aumenta

Reazione di riduzione → la specie chimica acquista elettroni → n. ossidazione si riduce

Specie ossidante: specie chimica che determina ossidazione di un'altra specie.

Specie riducente: specie chimica che determina riduzione di un'altra specie.

Metodo numero di ossidazione

1. Assegna n. ox agli atomi che partecipano alla redox
2. Bilanciare gli atomi che partecipano alla redox
3. Calcolare il numero di elettroni trasferiti per ogni unità formula
4. Assegna i coefficienti stechiometrici alle specie ossidante e riducente in modo da uguagliare il numero di elettroni ceduti e acquisiti
5. Bilanciare gli altri atomi secondo legge di Lavoisier o legge di conservazione della massa → ∑ massa prodotti = ∑ massa reagenti

Abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopico, Van't Hoff, molalità

L’innalzamento ebullioscopico è la differenza tra la temperatura di ebollizione di una soluzione e quella del solvente (Δteb = teb soluzione - teb solvente)

L’abbassamento crioscopico è la differenza tra la temperatura di congelamento di una soluzione e quella del solvente (Δtc = tc solvente - tc soluzione)

Δtc = Kc . m . i

Δteb = Keb . m . i

m = molalità = n. moli: soluto / Kg solvente

i = coefficiente di Van't Hoff = numero ioni dissociati

Kc = costante crioscopica

Keb = costante ebullioscopica

Costante prodotto solubilità, formula PH, molarità

K_ps = costante prodotto solubilità

A⁺ = catione in soluzione acquosa

B^- = anione in soluzione acquosa

a.b. = concentrazioni

S = solubilità

pOH = -log [OH^-]

pH = -log [H⁺]

pH = 14 - pOH

molarità = M = m. moli / volume

Formula minima e molecolare, formula massa e numero moli

Se viene dato il peso molecolare (s.u.m.a):

1. Trovare numero moli della specie chimica
2. m. moli = Massa (g) / Massa Molecolare (g/mol)
3. Dividere il numero di moli per il più piccolo di loro
4. Assegnare il numero tondo alle specie → F. minima
5. Troviamo il numero da moltiplicare alla F. minima facendo
6. Peso molecolare / Peso molecolare F. minima
7. Troviamo la formula molecolare = numero · F. minima

Se viene dato la massa molecolare (g/mol):

1. Trovare grammi massa specie chimica
2. Trovare m. moli delle specie chimiche
3. Dividere il m. moli di una specie per la propria M.M
4. I numeri ottenuti formano la F. molecolare
5. Per trovare la F. minima si divide la F. molecolare → devono essere interi

Reazione di combustione di un C_nH_m, calore, densità, entalpia di reazione

La combustione è una reazione esotermica (emana calore) dove ΔH^°_c < 0 (entalpia standard combustione)

C_nH_m + (m + n/4) O₂ → n CO₂ + m/2 H₂O

ΔH^°_c = n ΔH^°f (CO₂) + m/2 ΔH^°f (H₂O) - ΔH^°_c

Densità = massa / volume

Q = calore = n. moli · |ΔH^°_c|

ΔH^°_reazione = Σ ΔH^°_reagenti - Σ ΔH^°_prodotti

Concentrazioni di acidi deboli e basi deboli, soluzioni tampone

Concentrazioni acidi deboli:

[H⁺] = √K_a · [elemento]

K_a = costante acido

Concentrazioni basi deboli:

[OH^-] = √K_b · [elemento]

K_b = costante basica

Le soluzioni tampone sono soluzioni:

Acido debole + Base coniugata (Sale)

[H⁺] = K_a · [acido] / [sale] = K_a n. moli acido / n. moli sale

Base debole + Base coniugata (Sale)

[OH^-] = K_b · [base] / [sale] = K_b n. moli base / n. moli sale

Abbassamento della tensione vapore e legge di Raoult

Una soluzione contenente un soluto non volatile presenta sempre una tensione di vapore più bassa di quella del solvente puro (P_soluzione < P_solvente).

Legge di Raoult P_soluzione = P_solvente ∙ X_solvente

X = frazione molare solvente = m_solvente / (m_solvente + m_soluto)

Pila galvanica, f.e.m, Faraday, equazione di Nernst

È una cella elettrochimica che sfrutta una reazione chimica spontanea per generare corrente elettrica.

Questa reazione può essere scomposta in:

semireazione di ossidazione → Polo – (anodo)

semireazione di riduzione → Polo + (catodo)

Me₁ Soluzione 1 | Soluzione 2 | Me₂

Ponte Salino

Superficie di separazione

fem = forza elettromotrice = E°_catodo − E°_anodo

E^° = potenziale standard di riduzione

Relazione energia libera e fem   ΔG = −m ∙ F ∙ ΔE^°

ΔE^° deve essere sempre positivo.

m = numero di moli di elettroni scambiati

F = costante di Faraday = 96485 C

ΔE = ΔE^° + 0,059 / m log Q   dove Q = quoziente di reazione → (ΔE = 0 → Q = K_eq)

K_eq = 10^{mΔE° / 0.059}

Equazione di Nernst → a O_x + m e⁻ → b R_id   E_OX/RID = E^°_OX/RID + 0.059 / m log [O_x]^a / [R_id]^b