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

ΔH < 0 ΔH > 0 ΔS > 0 ΔG < 0 ΔG > 0

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 < 0 → reazione spontanea e irreversibile
• ΔG = 0 → trasformazione equilibrio
• ΔG > 0 → non avviene la trasformazione

ΔH^o = variazione entalpia

• ΔH < 0 → esotermica
• ΔH > 0 → endotermica

ΔS^o = 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 → K_C = costante di equilibrio

K_P =

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

m. moli = Massa (g) / Massa Molecolare (g/mol)

2. Dividere il numero di moli per il più piccolo di loro
3. Assegnare il numero tondo alle specie → F. minima
4. Troviamo il numero da moltiplicare alla F. minima facendo

Peso molecolare / Peso molecolare F. minima

5. 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

E’ 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