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GEOLOGIA 2000 - http://space.tin.it/scienza/adnardi F C by Adriano Nardi

ORMULARIO DI HIMICA

[Gas alle stesse condizioni hanno = n || 1 mole di qualsiasi gas a C.N. (P=1Atm, T=0C) occupa

V=22,4l]

Dissociazione Elettrolitica (vale anche per la D.Termica):

cAB aA + bB

Data la reazione se si hanno inizialmente n moli di reagente, x delle quali si

) 

dissociano (grado di dissociazione formano particelle, all’equilibrio si otterrà:

AB iniziali = n = n 

moli di Grado di dissociazione: = n / n

d i

A formate = an = ax ( = moli dissociate / moli iniziali)

moli di B formate = bn = bx

moli di Moli di reagenti dissociate: x = n

AB residue = n - cn = n - cx

moli di

tot dei soli prodotti = n = x

moli 

N di paricelle prodotte: = a + b

totali all’equilibrio = n [1+ (-1)]

moli   )

2

Costante di Dissociazione: K = (c ) / (1 - “legge di diluizione di Ostwald”

E    2

K c per gli elettroliti poco dissociati ( << 1)

E 

n

(dove c = /V e = moli dissociate / moli iniziali)

+ - -14

K = [H ] [OH ] = 110

Costante di dissociazione (Prodotto Ionico) dell’acqua: W )

Nella dissociazione di elettroliti deboli tutte le proprietà colligative (P , K , K , vanno calcolate moltiplicando il

eb cr

(-1)]  

[1 +

valore per il fattore di correzione: dove = grado di dissociazione e = numero di ioni formatisi

Nella dissociazione di elettroliti forti (sali, molecole ioniche) la dissociazione è totale (=1) e le proprietà colligative

)

 = numero di ioni formatisi

(P , K , K , vanno calcolate moltiplicando per il fattore di correzione:

eb cr

Soluzioni: n

Frazione Molare: X = n / (rapporto tra moli di un componente e moli totali)

1  

% in peso: g di soluto contenuti in 100g di soluzione % = g 100 / g

a tot

 

% in volume: ml di soluto contenuti in 100ml di soluzione % = ml 100 /

a

ml tot

NB: la somma delle % in peso dei dei vari componenti è 100% ma non è sempre così per la somma delle % in volume.

Soluzioni Titolate: Ne della soluzione titolata= Ne della soluzione da titolare

 

V N = V N

(Vedi anche pag.9 “Titolazioni”) 1 1 2 2

dove V è il volume in litri e N la normalità (=Eq/l)

  

Raoult: P = P X + P X + P X + ...

L. di a a b b c c Tensione di Vapore (P)

  

dove P , P , P , sono le tensioni di vapore di un solido o di un liquido, data una T, è la

a b c

dei componenti puri A, B, C, a quella T e pressione della fase vapore in equilibrio con la

fase solida o liquida considerata

X , X , X , sono le rispettive frazioni molari.

a b c

Si ha inoltre:

 

 

P - P / P = X P = Tens. di vapore solvente puro; X = fraz. Mol. Soluto non volatile

b b

   

 P - P / P = g Pm / g Pm per soluzioni diluite; g = grammi solvente puro

b a a b a

  

 Pm = (P g Pm ) / (P g ) Pm = peso molecolare soluto

b b a a b

t 

Innalz. Ebullioscopico ed Abbass. Crioscopico: = K m

eb C!

Qui le temperature in

t 

= K m

m = molalità cr

t = differenza tra il punto di ebollizione o congelamento della soluzione e quello del solvente puro

  

Presione Osmotica: = c R T dove: C = n / V ovvero la concentrazione in moli/litro 6

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se V è in litri e R = 0,0821 la pressione osmotica verrà espressa in Atm

L’abbassamento della pressione di vapore, l’innalzamento ebullioscopico, l’abbassamento crioscopico e la pressione

osmotica sono proprietà che dipendono dal numero di particelle di soluto e vengono perciò dette colligative

 + -

Equilibri di Solubilità: Ab nA + nB

solido 

+ n - n

Prodotto di Solubilità: K = costante = [A ] [B ] ( di un elettrolita forte poco solubile)

S 

n n

K = nS nS dove S = Solubilità (Moli/Litro)

S

Effetto dello Ione Comune:

 + - +

esempio: AgCl Ag + Cl [Ag ] = S + C

considerando che:

(s) p q

 + 3- -

AgNO Ag + NO [Cl ] = S

3 

q p

avremo: K = S (C + S) da cui, quando C >> S: K SC

S S

ATTENZIONE: in questo caso occorre considerare come misura della solubilità solo la concen-

trazione dello ione che deriva esclusivamente dalla dissociaxzione dell’elettrolita poco solubile.

Solubilità dei Gas nei Liquidi:

Legge di Henry: S = cost P dove P = Pressione Parziale del Gas, il valore cost

dipende da T 

V /V = cost RT dove V = Volume del Gas e V = Volume del Liquido

G L G L

ATTENZIONE: la legge è valida solo per Gas che NON reagiscono con il solvente

Costante di Equilibrio: 

data la reazione nA + nB nC + nD avremo:

 L’attività di una

n n

[C] [D]

K = sostanza pura allo

valida per reazioni in fase gassosa o in soluzione

C 

n n

[A] [B] dove [x] = concentrazione molare del reagente x stato solido o

n n

X X liquido = 1

C D

K = valida per reazioni in fase gassosa o in soluzione

X 

n n

X X dove X = frazione molare = moli componente / moli miscela

A B

n n

P P

C D

K = valida solo per reazioni in fase gassosa

P 

n n N.B.: la costante di equilibrio

P P dove P = pressione parziale del componente x

A B X dipende sempre soltanto

n n

P X P X

C D dalla temperatura

tot tot

K = valida solo per reazioni in fase gassosa

P 

n n

P X P X dove X = frazione molare = moli componente / moli miscela

A B

tot tot

 n  n

n

K = K (RT) se = 0 K = K = n + n - (n + n )

P C P C C D A B

 n 

n

K = K P se = 0 K = K (considerare solo i componenti gassosi)

P X P X

tot

Idrolisi salina:  + -

AB + H O HB + A + OH

data la molecola ionica AB e la reazione: 2

 -

B + H O HB + OH

avremo la reazione di idrolisi: poiché A di fatto non ha reagito

2

 (K

Grado di Idrolisi: = /C) -2 -3

(è dell’ordine di 10 - 10 )

i  -

[HB] [OH ]

Costante di Idrolisi K =

i [B] 7

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o anche: K = K /K per un sale proveniente da un costituente debole (acido o base)

i w debole

K 

K = K /(K ) per un sale proveniente da acido e base entrambi deboli.

i w a b

Termodinamica: G

 H  S

Energia Libera: G = H - T S = - T dove H = Entalpia e S = Entropia

G 

 per < 0 la reazione è spontanea (esotermica)

G 

 per = 0 la reazione è all’equilibrio

G 

 per > 0 la reazione non è spontanea (endotermica)

G    

* * K

En. Libera Standard: = - R T ln K = -2,30 R T log K T = R=1,98 cal/grado

10

Equazione di Van’t Hoff: log(K / K ) = -(H/2,3R)(1/T -1/T ) con: T >T

p1 p2 1 2 1 2

-E/RT E

Equazione di Boltzman: N =Ne dove N = numero di molecole con energia sulle N presenti

E E

Equazione di Clapeiron: dP/dT=H/TV log P / P =(H/2,303R)(1/T -1/T )

ovvero 2 1 1 2

+

+ -pH

Acidi e Basi: pH = - log [H ] [H ] = 10

-

- -pOH

pOH = - log [OH ] [OH ] = 10

pH + pOH = 14 pH = 14 - pOH e pOH = 14 - pH

Acidi e Basi Forti = “che si dissociano totalmente” 

+ -

Acidi e Basi Monoprotici = “che dissociano un solo H o OH ” Per acidi e basi Monoprotici M = N

Principali Acidi Forti: Principali Basi Forti:

HClO HNO HCl NaOH KOH LiOH

4 3

HBr HI H SO Ca(OH) Ba(OH) RbOH

2 4 2 2

H SCO HSCN HIO CSOH SrOH TlOH

2 4 3 2

Soluzioni di Acidi e Basi Forti: dove:

 -6 C = concentrazione

pH = - log c se c > 10 M solo per i poliprotici:

iniziale dell’acido

+ 2 + -6

[H ] - c [H ] - K = 0 se c < 10 M pH = - log 2c

W o della base  + -

Soluzioni di Acidi Monoprotici Deboli: HA + H O H O + A

2 3

  

+ -3 -3

[H ] = ( K c ) quando K < 10 o c > 10

a a

+ 2 + -3 -3

[H ] + K [H ] - c K = 0 quando K > 10 o c < 10

a a a

   

+

qualora fosse noto [H ] = c e pH = - log c

 + -

Soluzioni di Basi Monoprotiche Deboli: B + H O BH + OH

2

  

- -3 -3

[OH ] = ( K c ) quando K < 10 e c > 10

b b

- 2 - -3 -3

[OH ] + K [OH ] - c K = 0 quando K > 10 e c < 10

b b b

   

-

qualora fosse noto [OH ] = c e pOH = - log c

Soluzioni di Acidi Poliprotici Deboli: Considerare solo la prima ionizzazione.

 

+ -3

[H ] c quando K < 10

a -7

Quando Kc è molto piccolo (tipo 10 )

+ 2 + -3

[H ] + K [H ] - c K = 0 quando K > 10 si avrà Ka = [acido dissociato]

a a a

Soluzioni Tamponanti :

(quando ho in soluzione un sale + il suo componente debole) 8

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+

 [H ] = K (c / c ) pH = - log K + log (c / c )

Acido Debole + suo Sale: a a s a s a

-

 [OH ] = K (c / c ) pOH = - log K + log (c / c )

Base Debole + suo Sale: b b s b s b

+

 [H ] = K (c / c ) pH = - log K + log (c / c )

Miscela di Sali di Acido Polibasico: a 1 2 a 2 1

( c = concentrazione acido di I ionizzazione c = concentrazione. acido di II ionizzazione )

1 2

Equilibri Acido-Base in Soluzioni Saline :

(quando metto sale in acqua)

 PH = 7

sale di Acido Forte + Base Forte (soluz. neutra)

  

-

 K = K / K [OH ] = ( K c )

sale di Acido Debole + Base Forte (soluz. basica)

b W a b

  

+

 K = K / K [H ] = ( K c )

sale di Acido Forte + Base Debole (soluz. acida)

a W b a

+

  [H ] = [K (K / K )] PH = 7 - ½ log K + ½ log K

sale di Acido Debole + Base Debole ;

W a b a b

   

+

 [H ] = [ K (K c + K ) / (K + c) ]

sali di Acidi Poliprotici ed altri Anfoliti a1 a2 W a1

Titolazioni: vedi pag.6 “Soluzioni Titolate” Al punto di eq.: Oltre il punto di eq.:

 + -

Indicatori: H H + Ind 

[X](KC ) [X] C

Ind s sale

-

log ( [Ind ] / [H ] ) = pH + log K se Acido Forte X=H se Acido Forte X=H

Ind ind se Base Forte X=OH se Base Forte X=OH

Reazioni di Ossidoriduzione: “ricetta della sora Lella”

 Riscrivere l’equazione molecolare in forma ionica (si dissocino tutti gli elettroliti, negli acidi si separino gli H dall’ossianione, nelle basi si separi

il metallo dall’OH)

 si osservi quali elementi cambiano il numero di ossidazione.

 si scriva la semireazione di ciascuno di questi elementi sommando l’opportuno numero di elettroni all’elemento più positivo per colmare la

differenza con l’altro

 si bilancino le cariche e le masse: la somma algebrica delle cariche di destra deve eguagliare quella delle cariche di sinistra; a destra e a sinistra

devono trovarsi le stesse quantità degli stessi elementi

 si scriva a fianco di ciascuna semireazione il numero di elettroni che è in gioco nell’altra. Questo numero verrà usato come fattore di

moltiplicazione per tutti gli elettroliti di quella semireazione.

 si riscriva dunque l’equazione ionica sommando membro a membro le due semireazioni. Nel far ciò si dovrà anche moltiplicare il coefficiente

stechiometrico di ciascuno ione per il fattore che gli era stato assegnato.

tralasciando gli elettroni, si ricompongano ora tutti gli elettroliti per riformare tutti i composti che si avevano inizialmente con il coefficiente che ne

deriva. Si eliminino le quantità uguali di composti uguali eventualmente presenti in entrambi i membri della reazione. L’equazione molecolare è ora

bilanciata.

Elettrolisi: 

L. di Faraday: m = (Q P ) / F dove: m = massa in g della sostanza formatasi

Eq Q = quantità di elettricità (It)

P = peso equivalente

Eq

F = costante di Faraday = 96500 Coulomb = 26,80 Ah

Pila Chimica: Elettrodo | Ox; Rid || Ox; Rid | Elettrodo

-

Semireazione: pox + ne qrid An. (-) Cat. ()

  

p

0,0592

 [ox]

Eq. Nernst: E = E + log - -

e e

X Riduzione

n q

[rid] Ossidazione

f.e.m. = E - E con: E > E

C A

C A Regoletta fondamentale

OX = specie ossidante = specie ridotta = specie che acquista elettroni = specie con maggior numero di ossidazione

RID = specie riducente = specie ossidata = specie che cede elettroni = specie con minor numero di ossidazione 9


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DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in chimica
SSD:
A.A.: 2007-2008

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Exxodus di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica generale ed inorganica e Laboratorio e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Napoli Federico II - Unina o del prof Vacatello Michele.

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