Chimica - formulario

R −1 −1

Volume molare di un gas (T = 298 K, = 101 kPa): 24 L mol

p −1

Descrizione della composizione di un miscuglio

= frazione molare della specie A

x(A)

n(A)

=

x(A) = quantità chimica della specie A (mol)

n(A)

+ +

n(A) n(B) · · ·

= pressione parziale della specie A in un miscuglio di gas (kPa)

p(A) = pressione totale del miscuglio dei gas (kPa)

= p

p(A) p x(A) tot

tot = + +

p p(A) p(B) · · ·

tot

La concentrazione = quantità chimica del soluto (mol)

n = concentrazione molare del soluto (M mol L )

c(A)

n(A) c(A) −1

≡

= [A]

c(A) ≡ = volume della soluzione (L)

V

0

V c 0 = concentrazione standard = 1, 0 M

c ⇀ cC + dD

L’equilibrio chimico aA + bB −

↽

− = coefficienti stechiometrici

a, b, c, d

c d

[C] [D] 0

[A] = concentrazione relativa all’equilibrio

−∆µ

eq eq eq

= exp

=

K c a b = numero (costante) di equilibrio

K

RT

[A] [B] c

eq eq 0 0C 0D 0A 0B

∆µ = (c + d ) (a + b ) (kJ mol )

µ µ µ µ −1

−

Prodotto di solubilità H O 2+ 3–

2

⇀

Mg (PO ) 3 Mg + 2 PO

↽

−−−

−−

2

3 4 4

3 2

3−

2+

PO

= Mg pK = log = 10

K K K −pK

· − ps

ps ps ps ps

4

eq eq 1

Prodotto ionico dell’acqua (a 25 C)

◦

+

= [H O ] OH = 10 pH + pOH = 14

K − −14

·

W 3

+ +

pH = log [H O ] [H O ] = 10 pOH = log OH OH = 10

− −

−pH −pOH

− −

3 3

Equilibrio acido-base +

[H O ] [A ]

−

·

3

+ –

⇀

H O + HA H O + A Costante acida =

K

↽

−−

−

− a

2 3 [HA]

base2 acido1 acido2 base1

[HA] OH

−

·

– –

⇀

A + H O HA + OH Costante basica =

K

−−

↽

−

− b

2 [A ]

−

base2 acido1 acido2 base1

= pK + pK = 14

K K K

· W

a b a b

Indicatori acido-base +

[H O ] In −

·

3

+

⇀

HIn + H O H O + In =

K

−

−−

↽

−

− a

2 3 [HIn]

Al punto di viraggio: [HIn] = In pH = pK = log K

− ⇒ −

a a

Calcolo del pH + – +

Acidi forti HA + H O H O + A [H O ] = pH = log

C C

−→ −

a a

3

2 3 √

+ –

⇀

Acidi deboli HA + H O H O + A [HA] = pH = log K C

C

−

↽ ·

−

−− a a

a

2 3

+ –

Basi forti B + H O BH + OH OH = pH = 14 + log

C C

−

−→ b b

2 √

+ –

⇀

Basi deboli B + H O BH + OH [B] = pH = 14 + log

C K C

−

↽ ·

−− b b b

2 C

b

+ –

⇀

Tamponi HA + H O H O + A [HA] = ; [A ] = pH = pK + log

C C

−

−

↽ −

−

− a b a

2 3 C

a

2

Il potenziale chimico e la potenza chimica

0 0

= + ln [A] = + log [A] = 5, 7 kJ mol

µ µ R T µ µ µ µ −1

d d

aA + bB cC + dD ∆µ = (c + d ) (a + b )

µ µ µ µ

−→ −

C D A B

R

= ∆µ (J s ) ∆E = ∆µ ∆n (J)

P π −1

· ·

chim R R chim R R

∆E = ∆t

P ·

chim chim ∆n ∆n

π π

A B A B

= = = (mol s ) ∆n = = = (mol)

π −1

··· ···

R R

a b a b

⇀ O

Legge di Henry - O −

↽

− 2 (g)

2 (aq)

n o

O = pressione relativa di O

o

n 2 (g)

2 (g)

O

2 (g) i

h

= K = concentrazione relativa di O

O

i

h 2 (aq)

2 (aq)

O

2 (aq) = costante di Henry

K

La pressione osmotica

= pressione osmotica (Pa)

π 3

P

= concentrazione totale dei soluti ( ) (mol m ) (! 1 m = 1000 L)

c c −3

tot i

= =

π R T c

· · tot = costante dei gas ideali (8, 314 J K mol )

R −1 −1

= temperatura (K) (T = + 273, 15)

T T

K C

◦

Equazione di Nernst aA + bB cC + dD

−→

∆µ = ∆E = numero di elettroni scambiati nell’ossidoriduzione

F z

−z · ·

R c d c d

[C] [D] [C] [D]

0, 0591 V

R T

·

0 0

ln log

∆E = ∆E ∆E = ∆E

− −

a b a b

z F z

[A] [B] [A] [B]

· z+ –

Legge di Faraday - Me + ze Me

−→

= massa del metallo depositata all’elettrodo (g)

m z+

= carica dello ione metallico M

z = massa molare del metallo (g mol )

M

M I t −1

· ·

=

m = intensità della corrente elettrica (A)

I

z F

· = tempo (s)

t = costante di Faraday (96500 C mol )

F −1

3