Chimica generale e inorganica - Formulario Completo

Configurazioni molecolari e chimiche

Geometrie molecolari

3 ↑ 90° → Sp = lineare angoli 180° Sp d = bi piramidale a base triangolare angoli 120° 2 3 2 ↑ 90° → 109,5° Sp Sp = planare angoli 120° d = ottaedro 3 3 3 Sp = tetraedrica angoli 109,5° Sp d = bi piramidale a base pentagonale

1 lone pair = angoli 107,5°

2 lone pairs = angoli 105°

Reazioni chimiche

• Metallo + O → Ossido basico + H₂O → Idrossido (base)
• Non Metallo + O → Ossido acido (anidride) + H₂O → Acido (ossiacido)
• Acido + Base → Sale + H₂O
• H + composti più elettronegativi → Idracidi
• H + composti meno elettronegativi → Idruri

Condizioni standard e leggi dei gas

1 atm = 101330 Pa = 760 torr (o mmHg)

Condizioni STP: T = 273K (0°C) P = 1 atm V = 22,4 L/mol

PV = nRT (P * V) = costante (P₁ V₁) = (P₂ V₂) a T costante

R = 0,0821 L*atm/K*mol

(V/T) = costante V₁/T₁ = V₂/T₂ a P costante se hai un gas

(P/T) = costante P₁/T₁ = P₂/T₂ a V costante

(in termodinamica R = 8,314 J/K*mol)

Ossido-riduzione

Specie riducente = riduce il n° ox della specie ossidante = si ossida perde elettroni

Specie ossidante = aumenta il n° ox della specie riducente = si riduce acquista elettroni

Energie e termodinamica

∆U Energia interna U = U_F - U_I = q + w

NB: w = -P∆V = -P(V_F – V_I) (oppure w = P∆V = P(V_F – V_I))

∆U = q - P(V_F – V_I) (oppure = q + P(V_F – V_I))

∆H = q - P∆V q = P∆V + ∆U = P(V_F – V_I) + (U_F - U_I) = (U_F + PV_F) – (U_I + PV_I) = H_F – H_I = entalpia

Legge di Hess

Il valore del ∆H di una certa reazione sarà lo stesso quale che sia il numero degli stadi intermedi attraverso i quali il processo viene fatto passare.

Entropia e spontaneità

∆H° L'entalpia di formazione di un elemento nel suo stato standard (1 atm, 25°C) è pari a zero.

∆S_totale = ∆S_sistema + ∆S_ambiente

∆S = ∆S_prodotti - ∆S_reagenti

∆H = ∆H_ambiente - ∆H_sistema

∆G = ∆H - T∆S

∆G_totale = ∆G_sistema = ∆H - T∆S

∆G < 0 (spontaneo), ∆G = 0 (sistema in equilibrio), ∆G > 0 (non spontaneo)

Equazione di Clausius-Clapeyron

(∆H = di evaporazione) ln(P₂/P₁) = R*(1/T₁ - 1/T₂) oppure dp/dT = ∆H/∆V

NB: la pressione di vapore dipende solo dalla temperatura a T costante, con variazioni di V, P non varia (passaggio dalla forma liquida a quella aeriforme o viceversa con spostamento dell’equilibrio)

Equilibrio chimico

aA + bB ↔ cC + dD

K_eq = [C]^c * [D]^d / [A]^a * [B]^b

NB: le [sostanze] in fase solida o liquida sono costanti e NON vanno inclusi nel calcolo della K di un equilibrio eterogeneo (coinvolgente sostanze in diversi stati di aggregazione)

K_c grande = [prodotti] >> [reagenti] (K_c > 10³ = reaz. completa)

K_c piccolo = [prodotti] << [reagenti] (K_c < 10^-3 = la reazione non avviene)

Energia libera di Gibbs

∆G = ∆G^° + RTln([prodotti]/[reagenti]) = ∆G^° + RTlnQ

∆G = 0, ∆G^° (sistema in equilibrio) = -RTln([prodotti]/[reagenti]) = -RTlnK_equil