Formulario Chimica, prof. Sabbatini

Chimica: peso molecolare e massa molare

Peso molecolare (P.M.) = somma di tutti i pesi atomici di una molecola ciascuno moltiplicato per il suo coefficiente.

Massa molare (M.M.) = peso molecolare espresso in g/mol.

Numero di Avogadro (Na) = 6,023∙10²³.

Formula minima e molecolare

• 32,3% C
• 7,7% H
• M.M. = 78 g/mol

P.C. del CH = 12+1 = 13 g/mol.

% in massa degli elementi di un composto

C₆H₆ → M.M = 12∙2 + 1∙6 = 28 g/mol

Reagente limitante

Zn + 2 HCl → Zn Cl₂ + H₂

Mol Zn Cl₂ = 1 mol Zn = 3,7·10^-2

Resa in una reazione

CaCl₂ + 2 KF → CaF₂ + 2 KCl

Con 10 g al CaCl₂ ottengo 6,5 al CaF₂. Resa?

Numeri quantici e ordine riempimento orbitali

• Principale = n=1,2,3,...,∞
• Angolare = l = 0,1,...,n-1 → s,p,d,f
• Magnetico = m_l = -l,...,0,...,+l
• Spin = m_s = ± 1⁄2

Ordine riempimento degli orbitali

SCITTO CHIMICA PESO MOLECOLARE (P.M.) = SOMMA DI TUTTI I PESI ATOMICI DI UNA MOLECOLA CIASCUNO MOLTIPLICATO PER IL SUO COEFFICIENTE [ESPRESSO IN u.m.a.] MASSA MOLARE (M.M.) = PESO MOLECOLARE ESPRESSO IN _g/mol

n moli = massa (g) massa molare (g/mol)

Numero di Avogadro (Na)

6,023·10²³ Atomi = n moli · Na

Formula minima e molecolare

32,3% C 7,7% H M.M. = 78 g/mol

n mol C = ^32,3/₁₂ = 2,7 n mol H = ^7,7/₁ = 7,7

n mol C = 1 n mol H = 3 H:M. di CH = 12+1 = 13 g/mol M.M. min = M.M. teorico ⁷⁸/₁₃ = 6(C₁H₁)₆ = C₆H₆

% in massa degli elementi di un composto

C₂H₄ → M_M = 12·2 + 1·4 = 28 g/mol

• %C = ^12·2/₂₈ ·100 = 85,71%
• %H = ^1·4/₂₈ ·100 = 14,29%

Reagente limitante

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

massa Zn = 2,428 g massa HCl = 1,82 g

n mol Zn = ^2,428/_65,4 g = 3,7·10^-2

n mol HCl = ^1,82/_36,5 g/mol = 4,9·10^-2

mol Zn → ZnCl₂ = mol Zn = 3,7·10^-2

mol H₂ = mol Zn = 3,7·10^-2

mol ZnCl₂ = 2 mol HCl = 2,15·10^-2

mol ZnCl₂ = mol HCl = 2,15·10^-2

mol ZnCl₂ = 2,15·10^-2 ∙ 136,3 = 3,34 g

mol H₂ = 4,9·10^-2 ∙ 2 = 4,9·10^-2 g

Massa di Zn in miscela di mon in ordine reazione

mol H₂ = 1,25·10^-2 ∙ 65,4 = 0,8 g

Resa in una reazione

RESA = ^{quantità effettiva}/_{quantità teorica} ·100

CaCl₂ + 2 KF → CaF₂ + 2 HCl

con 10 g di CaCl₂ ottengo 6,5 g di CaF₂

RESA? RESA = ^6,5/_{CaF2 mod di CaF2 in base al CaCl2} ^6,5/_7,01 ·100 = 92,2%

Numeri quantici e ordine riempimento orbitali

• PRINCIPALE = n = 1,2,3,...,∞
• ANGOLARE = l = 0,...n-1 → s,p,d,f
• MAGNETICO = m = -l, ...0,...+l → ^l=0
• SPIN = m_s = ± 1/2

Ordine riempimento degli orbitali

SIMBOLOGIA DI LEWIS: NH₄OH

Se(N)+6e⁽⁰⁾+3e^(H)=14e^-

14e^--14e^-=6e^-

Calcolo della carica formale

0 + N elettroni di valenza-2 per ogni coppia o elettroni non condivisa-1 per ogni coppia di elettroni di legame

si scrive con la simbologia dalla quale ne consegue il più piccolo valore al carica formale possibile

Reazioni di ossidoriduzione

ki⁰I⁰ + K₂Cr₂O₇ Cr⁺⁶ +H⁺¹Cl^-1 → I₂⁰ + k⁺¹cl^-1 + Cr⁺³ Cr⁺³ + H₂O

- ossidazione = perdita di elettroni, il N.O. cresce.

- riduzione = acquisto di elettroni, il N.O. diminuisce.

I^- → OXI(-e^-) → I₂

Cr⁺⁶ → RID(+3e^-) → Cr⁺³

Si aggiunge un coefficiente per pareggiare i numeri di atomi messi prima e dopo la reazione

Riscrivo la reazione e pareggio la massa con i coefficienti in faccia

6ki₈ + k₂ Cr₂ O₇₈ + _H Cl₃ → 3I_{2 10} + kCl₁₀ + 2 Cr₃ + 7H₂ O

Pressione e temperatura

PRESSIONE → 760 mmHg = 760 Torr = 1 atm = 1,013·10⁵ Pa = 1,013 bar

TEMPERATURA → T(k) = T(°C) + 273,15

Legge dei gas

T = cost → P₁ V₁ = P₂ V₂ ISOTERMA

V = cost → ^P₂/_P1 = ^T₂/_T1 ISOCORA

p = cost → ^V₁/_V1 = ^T₁/_T2 ISOBARA

Eq. di stato dei gas perfetti

PV = nRT

R = 0,0821 con P=atm, V=lt

R = 8,31 con P=Pa, V=dm³

Legge di Avogadro

Volume molare = V_m = ^V/_n

A T e P costanti → V_m1·n₂ = V_m2·n₂

Condizioni

• NORMALE → 1 atm e 0°C
• STANDARD → 1 atm e 25°C

Volume molare normale = 22,414 lt

Densità di un gas

d = p. (M.M.)/RT

Pressioni parziali

n_tot = n₁ + n₂ + ... + n_n = ∑ n_i

P_tot = n_totRT/V

P_i = h_i/h_totx_i = n_iRT/h_tot = x_iP_tot

Volumi parziali

V_tot = V₁+V₂+...+V_n = ∑ V_i

V_i = V_tot n_i/n_tot = V_tot x_i

Frazione molare

x_i = moli del componente/moli tot soluzione

∑ x_i = 1

Molalità

m = moli soluto/kg solvente

Diluizione

M_i ∙ V_i = M_f ∙ V_f

Prodotto tra molarità e volume della soluzione non cambia cioè le moli di soluto non variano, n_i = n_f

Legge di Henry

Solubilità gas = S_gas = k_H ∙ p_gas = c (concentrazione molare)

Legge di Raoult

(Soluz. di non Elettroliti non Volatili)

Solvente A = solvente

Solvente B = soluto non volatile

P^*_A - P_A = ΔP = x_B P^*_A

x_A + x_B = 1

Abbassamento del punto di ebollizione

(Soluzioni di Elettroliti Volatili)

P_tot = P_A + P_B = x_A P^*_A + x_B P^*_B

P_tot = P^*_A + P^{*_B = P*_B + x_A (P*_A - P*_B)}

Temperature di ebollizione e solidificazione

T_eb. misc. - T_eb. matura = ΔT_eb. = K_eb. ∙ m (molalità)

T_{sol. misc.} - T_sol. matura = ΔT_sol. = K_cr. ∙ m (molalità)

(Soluzioni di Elettroliti)

i = Coefficiente di Van't Hoff = numero di ioni in cui si dissocia il soluto

ΔP = P_A x_B

ΔT_eb. = i ∙ k_eb ∙ m

ΔT_cr. = i ∙ k_cr. ∙ m

π = i c RT

Equilibrio liquido-gas: Eq. di Clausius-Clapeyron

ln P₀/P_f = ΔH_vap/R (1/T₂ - 1/T₀)

Con ΔH_vap = Calore molare di vaporizazione

Pressione osmotica

π = cRT = HRT

Concentrazione molare (molalità)

Energia interna

• W>0 → ne compiuto nel interno dell'universo
• W<0 → ne compiuto dal interno nell' esterno
• Q>0 → ne onorato del interno (processo endotermico)
• Q<0 → ne cedato del interno (processo esotermico)

ΔU = W + Q

Pressione costante (ΔU=Q-W)

Q_P = ΔU + P · ΔV ∴ ΔH (entalpia)

Volume costante (ΔU=Q-W)

Q_V = ΔU

Entalpia

ΔH = H_modotti - H_reagenti

• ΔH>0 → processo endotermico
• ΔH<0 → processo esotermico

Entalpia standard di reazione

ΔH⁰_r = ∑ ν_p ΔH⁰_f (modotti) - ∑ ν_P ΔH⁰_f (reagenti)

VP = coefficente stechiometrico

Esempio

Metodo Diretto:

• Ca(OH)₂ (s) + CO₂ (g) → CaCO₃ (s) + H₂O (ℓ)
• ΔH⁰_f Ca(OH)₂ = -986,1 _kJ/_mol
• ΔH⁰_f CO₂ = -393,5 _kJ/_mol
• ΔH⁰_f CaCO₃ = -120,1 _kJ/_mol
• ΔH⁰_f H₂O = -285,8 _kJ/_mol

ΔH_r = [(1)·(-120,1) + (1)·(-285,8)] - [(1)·(-986,1) + (1)·(-393,5)] = -113,3 _kJ/_mol

Metodo Alseglio (o Indiretto):

1. Ca (s) + H₂ (g) + 1/2 O₂ (g) → Ca(OH)₂ (s) ΔH⁰_f = -986,1
2. C (s) + O₂ (g) → CO₂ (g) ΔH⁰_e = -393,5
3. 3/2 Ca (s) + 2C (s) + 3/2 O₂ (g) → CaCO₃ (s) ΔH⁰_e = -120,1
4. H₂ (g) + 1/2 O₂ (g) → H₂O (ℓ) ΔH⁰_e = -285,8

Giro la seconda equazione

perché devo avere CO₂ tra i reagenti (cambio segno):

↓ la prima:

1. Ca(OH)₂ (s) → Ca (s) + H₂O (ℓ) + O₂ (g) ΔH⁰₂ = +986,1
2. CO₂ (g) + O₂ (g) → C (s) + O₂ (g) ΔH⁰_e = +393,5
3. 1/2 CaCO₃ (s) + 1/2 O₂ (g) → CaO₃ (A) ΔH⁰_e = -120,1
4. H₂ (g) + 1/2 O₂ (g) → H₂O (ℓ) ΔH⁰₂ = -285,8

Conclusione

Ca(OH)₂ (s) + CO₂ (g) → CaCO₃ (s) + H₂O (e)

ΔH¹_r = ∑ ΔH⁰_i = -113,3 _kJ/_mol

Capacità termica

C = _Q/ _ΔT ^{[ J / K ]}

calore metafisico Q = C_s · m · ΔT = C · ΔT_Cs = ^{[ J / g · K ]}

Capacità Termica Fisica = _Q/ _{n · ΔT} = ∑ C_mp cost = C_m = _ΔH/ _{n · ΔT}

Capacità Termica = ∑ C_m = _ΔU/ _{n · ΔT}

Volume costante

→ C_V = _ΔU/ _ΔT ^{[ ])}

Pressione costante

→ C_P = _ΔH/ _ΔT ^{[ ])}

Entropia

∆S = ∫_rev δq_rev / T

∆S = k ln W / W₀

W = numero di macrostati

k = 1,38×10^-23 J/k

Entropia standard di reazione

∆S⁰_r = ∑ ν_p ∆S⁰_p prodotti - ∑ ν_p ∆S⁰_r reagenti

ν_p = coeff. stechiometrici

Energia libera di Gibbs

∆G = ∆H - T ∆S

Energia libera di Gibbs standard di reazione

∆G⁰_r = ∑ ν_p ∆G⁰_p prodotti - ∑ ν_p ∆G⁰_r reagenti

Quando si raggiunge l'equilibrio

Q = k ∆G⁰ = -RTln K

Legge dell'equilibrio chimico

aA + bB ⇌ cC + dD

Costante di equilibrio = k = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b

[X] = concentrazione molare

a, b, c, d = coefficienti stechiometrici

k > 1 → eq. spostato a destra

Se la reazione finale è la somma di più reazioni → k_eq = k₁ * k₂ * ... * k_n

Equilibrio omogeneo in fase liquida

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

Equilibrio omogeneo in fase gassosa

k_p = k_c (RT)^∆v con ∆T = (c+d) - (a+b)

Situzione di non equilibrio

Q = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b → ∆G = RT ln Q / K

Reazione inversa

Q_c / K_c inversa = 1 / Q_c / K_c diretta

Esempio

2 HI ⇋ H₂ + I₂

0,2 mol di HI in 2 litri; [HI_aq] = 0,078 → k_c = ?

Concentrazione molare

[HI] = 0,2 / 2 = 0,1

k_c = [H₂]_aq[I₂]_aq / [HI]²_aq = 0,020[HI]²_aq

Numero di moli

2 HI ⇋ H₂ + I₂

n HI_aq = 0,078 ⋅ 2ℓ = 0,156 mol

0,156 = 0,1 - 2x → x = 0,021 = n_H2.eq = n_I2.eq

[H₂]_aq [I₂]_aq [HI]_eq

[H₂]_aq = 0,021 = 0,11 → k_c = [H₂]_aq[I₂]_aq / [HI]²_aq = 0,020

Equazione di Van't Hoff

ln (_k2/_k1) = -ΔH⁰_R (1/_T2 - 1/_T1)

R = 8,31 l J/_k·mol

k₂ = keq a T₂

k_a = keq a T₁

Attività

• Gas ideale a_i = P_i = Pressione (atm)
• Soluti e liquidi puri a_i = 1
• Soluto non elettrolito [X] < 0,1 M a_i = [X]

Costanti di ionizzazione acida e basica

HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)

k_a = [H₃O⁺][A^-]/[HA]

A^- (aq) + H₂O (l) ⇌ HA (aq) + OH^- (aq)

k_b = [HA][OH^-]/[A^-]

Prodotto ionico dell'acqua

A 25°C K_w = K_c [H₂O]² = [H₃O⁺][OH^-] = 1·10^-14

K_w = k_a·k_b

• [H₃O⁺] = [OH^-] soluzioni neutre
• [H₃O⁺] > [OH^-] soluzioni acide
• [H₃O⁺] < [OH^-] soluzioni basiche

pH

pH = -log₁₀ a_H3O⁺

pOH = -log₁₀ a_OH^-

pH + pOH = 14

Acidi forti

HA + H₂O = A^- + H₃O⁺ → pH = -log₁₀ [H₃O⁺]

Basi forti

B + H₂O = B H⁺ + OH^- → pOH = -log₁₀ [OH^-]

Basi e acidi forti in modo diluito

[HA] o [B] < 10^-6 M Metodo Wilit:

Acidi deboli

HA + H₂O ⇌ A^- + H₃O⁺

Metodo approssimato

[H₃O⁺] ≈ radice_{ka [HA]}

Metodo non approssimato

k_a = x·x/[HA]₀-x = x² + k_a x - k_a [HA]₀ = 0 → [H₃O⁺] = x

• Se x = [H₃O⁺] < 5% di [HA]₀ x si può trascurare → metodo approx.
• Se x = [H₃O⁺] > 5% di [HA]₀ → tengo la x

pH = -log₁₀ [H₃O⁺] = -log₁₀ x

Basi liberoli

B + H₂O ⇌ B H⁺ + OH^-

Metodo approssimato

[OH^-] ≈ radice_kb[OH^-]

Metodo non approssimato

[8] + kb [8] + OH - [ OH -] → [ O M -] ≈ xx² + kb x - kb [ B ] ₀ = 0 → [ O M -] ≈ x- - → - - - [8] ₂x x x₂ - - - - -

se x= [OH -] ≤ 5% ou [ B ] ₀ → tengo la x

Idrolisi

Base forte + acido forte ( K C ι , N α C ι , N α N 0 ₃ , . . )

Nessuna idrolisi pH = 7

Base forte + acido devole

(Ε C ι , Κ Ν Ο ₂ , Ν α C Ι θ )

Idrolisi basica pH > 7

[OH -] = √(_{C J · K w} /^{Κ a})

Base devole + acido forte

(N Η ₄ C Ι , Ν Η ₄ Λ C , Α \( C Ι ₃ , F E ( C Ι ) ₃ \)

Idrolisi acida pΗ [H ₃ O⊕ ] = √(_{C J · K w} /^{K b})

Base devole + acido devole

(N H ₄ C N)

K b > K a → pH > 7 → basica

Velocità di reazione

v= k [ A ]^h [ B ]^m

K = costante n A R R E N I U S = A e ( -^{E a}/_{R T})

Legge cinetica integrata

A -> B

v= k [ A ] → ordine ɾ → l n [ A ] = l n [ A_o ] - k t

v = k [A]² → secondo ordine

Cella voltaica

A g⊕ ( Α q ) ⊕ E → Α g C Ι ( S )

C Ι⊕ ( Α q ) → C r ₃⊕ ⊕ 3 E⊕

3 A g⊕ ( Α q ) ⊕ C r ( Α q ) → 3 A g ( S ) ⊕ C r ³⊕

Potenziale D Μ Ε

Condizione non standard ΔΕ = Ε c e Ι Ι o - Ε apparatus

Condizione standard ΔΕ° = Ε `c e I Ι o ` - Ε `apparatus`ΔΕ > 0 spontaneaΔΕ ΔΕ = 0 `Ha raggiunto`