Chimica - Formulario

ORMULARIO DI HIMICA

n-

m+ 

X Y 3+ 2-

Regola della Crocetta: esempio: Al O Al O

2 3

n m il composto è neutro infatti 2(+3) = 6 e 3(-2) = -6

se m e n sono divisibili per uno stesso numero la formula si semplifica: S O = SO

2 6 3

 Composti Ternari: -

Gli IDROSSIDI sono composti formati da un metallo e lo ione (OH) :

Me(OH)

Si applica anche in questo caso il metodo della crocetta tra metallo e ione come se



2+ -

m+ -

fosse un composto binario: esempio: Mg (OH) Mg(OH)

Me (OH) 2

m

Gli ACIDI sono composti formati da idrogeno con valenza +1, un non-metallo, e

l’ossigeno nella valenza -2. La forma generica è: HNmO

Regola della sora Peppa: “sommo le cariche positive, divido per due e il risultato lo

attribuisco ad O. Se la somma delle cariche positive NON è divisibili per due allora

dove: b = (a + x) / 2

aggiungo un H e riprovo”. +a +x -2b

H X O

Esempio: oppure: b = (2a + x) / 2

 

+ +5 -2 + +4 -2

H I O HIO H C O H CO

3 2 3

I SALI sono composti formati dall’ossianione di un Acido e il metallo di un

Idrossido. La forma generica è MeNmO.

In pratica si stacca l’H dall’acido e al suo posto si aggancia il metallo dell’idrossido.

Bisogna calcolare che la carica complessiva dell’ossianione deve neutralizzare quella

del metallo. I due membri vanno combinati con il metodo della crocetta.

2+ 2+

4+ 2-

Esempio: Carbonato di Magnesio Mg + (C O ) La carica complessiva

metallo ossianione dell’ossianione è 2 ma

per neutralizzare la +2

2+ 2-

4+ 2-

Mg + (C O )

3 Si aumentano gli atomi di O del Mg occorre un

perché è quello che ha carica ossianione con carica -2

negativa. Con 3O la carica

Infatti: complessiva è -2 e neutralizza

Mg(OH) + H CO = MgCO + 2H O quella del Mg.

2 2 3 3 2

ATTENZIONE: alcuni composti hanno la tendenza ad inglobare acqua atmosferica.

Si avranno in questo caso due versioni del composto: Occorre allora aggiungere H O nella

2

formula di alcuni composti, tra cui quelli



con acqua orto... contenenti:

composto normale

 Boro, Fosforo, Arsenico, Silicio

senza acqua meta... solo in laboratorio

 Altri composti (più esotici): 3

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ORMULARIO DI HIMICA

Gli IDRACIDI (V.N.) sono composti binari dell’idrogeno (valenza sempre +1) con

un non-metallo (acidi binari). Seguono anch’essi la regola della crocetta. La forma

generica è HNm e prendono il suffisso idrico. Esempio: HF = acido

fluoridrico

Gli IDRURI (IUPAC) sono ancora composti binari dell’idrogeno e seguono la

regola della crocetta. Si dividono in idruri covalenti (H nella valenza +1) e idruri

salini (H con valenza -1). La forma generica è HX e il nome idruro di X.

SALI BINARI: sono binari perché provenienti da un Idracido. La forma generica è:

MeNm e prendono il nome di Nmuro di Me.

I SALI ACIDI sono quelli in cui rimane qualche H dall’acido. Nella nomenclatura

prendono la desinenza biX, idrogenoX, mono/bi acido o mono/di idrogeno.

Esempi: Na HPO bifosfatodisodio o idrogenofosfatodisodio o fosfato monoacido di sodio

2 4

NaH PO diidrogenofosfatodisodio o fosfato biacido di sodio

2 4

I SALI DOPPI sono quelli formati da due ossidi e un acido e quindi conterranno due

metalli e un non metallo. Prendono la desinenza doppio.

Esempio: NaKSO solfato doppio di sodio e potassio

4

PEROSSIDI: ossidi in cui l’O ha eccezionalmente valenza -1.

SUPEROSSIDI: ossidi in cui l’O ha eccezionalmente valenza -1/2.

Esempi di nomenclatura e formule:

FeO ossido ferroso Fe(OH) idrossido ferroso

2

Fe O ossido ferrico Fe(OH) idrossido ferrico

2 3 3

H SO acido solforoso HNO acido nitroso

2 3 2

H SO acido solforico HNO acido nitrico

2 4 3

H SiO acido metasilicico H SiO acido ortosilicico

2 3 4 4

HPO acido fosforoso HPO acido metafosforico

2 3

H PO acidoortofosforoso H PO acido ortofosforico

3 3 3 4

ipoiodito di calcio Ca(IO) metaarsenito di alluminio Al(AsO )

2 2 3

monoH ortoborato di Na Na HBO nitrito di magnesio Mg(NO )

2 3 2 2

bisolfito ferrico Fe(HSO ) perclorato di bario Ba(ClO )

3 3 4 2

idrossido di alluminio Al(OH) solfato di alluminio Al(HSO )

3 4 3

anidride solforosa (V.N.) SO anidride fosforosa (V.N.) P O

3 3 2

ammoniaca (V.N.) NH fosfina (V.N.) PH

3 3

soda caustica (V.N.) NaOH

+ -

ione Ammonio (NH ) ione Acidato (CH COO)

4 4

-2

ione Ossalato (C O ) acido formico HCOOH

2 4

Conversioni : 4

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°K = 273 + °C -6

1 Atm = 760 Torr = 101325 Pa - 1 Pa = 9,8710 Atm

1 Torr = 0,00131 Atm = 133,3 Pa = 1mm Hg a 0C

2

1l = 1 dm

Rapporti ponderali:

Numero Atomico: Z = N° di elettroni (= N° dei protoni) è il numero d’ordine della tavola periodica.

Peso Atomico: P.a. = massa rapportata ad 1/12 dell’atomo di C (P.a. del H = 1)

Peso Molecolare: P.m. = somma dei pesi atomici degli atomi che compongono la molecola.

Peso Formula: P.f. = somma dei pesi atomici nei composti ionici (che non sono molecole

discrete).

Peso Equivalente: P.eq. = quantità in peso che reagisce con 1g di H (P.eq. O = 8,00 g)

 -

Idrolisi = Pf / ne

il Peq di una sostanza che si forma o reagisce in una reazione di +

Neutralizzazione = Pm / nH



Peq valenza = Pa -

Ossidoriduzione = Pm / ne

N di equivalenti: N.e. = g / Pe 23

Mole: 1 mole di entità = un numero di Avogadro di pezzi = 6,0210 pezzi



Grammoatomo: quantità in g Pa

Peso di una mole di una sostanza: 

 Grammomolecola: quantità in g Pm

quantità in g peso atomico, molecolare o formale 

Grammoformula: quantità in g Pf

N di moli: n = grammi di sostanza / peso di una mole = g / Pa = g / Pm = g / Pf

V

Molarità: M = n / V = g / (Pm ) (numero moli di soluto in 1l di soluzione)

l l

Formalità: F = n / V (numero di Pf di soluto in 1l di soluzione)

Pf l V

Normalità: N = Ne / V = g / (Peq ) (numero di equivalenti in 1l di soluzione)

l l

Molalità: m = n / Kg (numero moli di soluto in 1Kg di solvente)

Leggi dei Gas Ideali:  

L. di Boyle: P V = P V quando T = K dove:

1 1 2 2

L. di Charles: P / T = P / T quando V = K P=Atm, V=l, T=K

1 1 2 2

L. di Gay-Lussac: V / T = V / T quando P = K

1 1 2 2

 

Equazione di stato: P V / T = P V / T (date tutte le condizioni iniziali e due delle finali)

   

     

P V = n R T P V = (g / Pm) R

per n moli di Gas si ha: ovvero

T

dove R = 0,0821 se la pressione è in Atm e il volume è in l  K)

(T è sempre in

dove R = 82,1 se la pressione è in Atm e il volume è in ml

  

Densità: d = g / V d = P Pm / R T

d / d = Pm / Pm

e tra due gas a P e T costanti: a b a b

L. Dalton:P = P + P + ... +P

di (in una miscela la P totale = somma delle P parziali dei singoli gas)

tot 1 2 n



n

P Parziale: P = (n / ) P n

dove: = moli di un componente n

1 1 tot 1 (n / ) = X

1

n Frazione Molare

= moli tot. della miscela



P = P (v / V) v

dove: = volume che il componente occuperebbe da solo a P e T

1 1 1

V = volume della miscela a P e T, somma dei volumi

parziali 5

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

[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