Formulario di CHIMICA con elementi di FantaChimica

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  Formulario di

CHIMICA

con elementi di FantaChimica

	in generale

Valenze:

Gas Nobili 0 Zinco 2

Gruppo N.O. (valenza) Idrogeno 1 Mercurio 1,2

I  +1 Cromo 2,3,6 Argento 1

II +2 Manganese 23467 Rame 1,2

III +3 Ferro 2,3 Piombo 2,4

atomi di H con il quale un atomo di un dato elemento si combina o reagisce. " v:shapes="_x0000_s1029"> IV +4 +2 (-4) Nichel 2,3 Ossigeno -l,-2 V -3 +5 +3 (-l)

VI -2 +6 +4 (+2)

VII -l +7 +5 +3 +1

Esistono 5 principali classi di Composti:

	Ossidi		Basi

Metalli + O₂ Þ Ossidi Basici + H₂O Þ Idrossidi

Þ Sali

Anidridi

NonMetalli + O₂ Þ Ossidi Acidi + H₂O Þ Acidi

Nomenclatura IUPAC (composti inorganici):

	Prefisso		Suffisso

Ossidi e Acidi:    IPO yyyy OSO (-)

- yyyy OSO

- yyyy ICO

PER yyyy ICO (+)

Sali:    IPO yyyy ITO (-)

di XXX

- yyyy ITO

- yyyy ATO

PER yyyy ATO (+)

Costruire la Formula (schema fantachimico):

Composti:

Binari Þ metodo "della Crocetta"

Ternari

Þ

Regola generale: tutti i composti devono risultare sempre elettricamente neutri

Composti Binari :

Gli OSSIDI sono composti di un qualunque elemento (metallo o non-metallo) con l'ossigeno nello stato di valenza -2. La forma generica è XO combinati secondo la regola della crocetta:

Regola della Crocetta: X    Y esempio: Al³⁺ O^2- Þ Al₂O₃

il composto è neutro infatti 2 (+3) = 6 e 3

se m e n sono divisibili per uno stesso numero la formula si semplifica: S₂O₆ = SO₃

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 fosse un composto binario:     esempio: Mg²⁺ (OH)^- Þ Mg(OH)₂

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 aggiungo un H e riprovo".

H⁺ I⁺⁵ O^-2 Þ HIO₃ H⁺ C⁺⁴ O^-2 Þ H₂CO₃

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.

metallo

ossianione

Esempio: Carbonato di Magnesio Mg²⁺ + (C⁴⁺O^2-)²⁺

Mg²⁺ + (C⁴⁺O^2-₃)^2-

Infatti:

Mg(OH)₂ + H₂CO₃ = MgCO₃ + 2H₂O

alcuni composti, tra cui quelli contenenti: Boro, Fosforo, Arsenico, Silicio " v:shapes="_x0000_s1152">ATTENZIONE: alcuni composti hanno la tendenza ad inglobare acqua atmosferica. Si avranno in questo caso due versioni del composto:

con acqua Þ orto composto normale

senza acqua Þ meta solo in laboratorio

Altri composti (più esotici):

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 -l). 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: Na₂HPO₄ bifosfatodisodio o idrogenofosfatodisodio o fosfato monoacido di sodio

NaH₂PO₄ diidrogenofosfatodisodio o fosfato biacido di sodio

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: NaKSO₄ solfato doppio di sodio e potassio

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

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

Esempi di nomenclatura e formule:

FeO    ossido ferroso Fe(OH)₂ idrossido ferroso

Fe₂O₃ ossido ferrico Fe(OH)₃ idrossido ferrico

H₂SO₃ acido solforoso HNO₂ acido nitroso

H₂SO₄ acido solforico HNO₃ acido nitrico

H₂SiO₃ acido metasilicico H₄SiO₄ acido ortosilicico

HPO₂ acido fosforoso HPO₃ acido metafosforico

H₃PO₃ acidoortofosforoso H₃PO₄ acido ortofosforico

ipoiodito di calcio Ca(IO)₂ metaarsenito di alluminio Al(AsO₂)₃

monoH ortoborato di Na Na₂HBO₃ nitrito di magnesio Mg(NO₂)₂

bisolfito ferrico Fe(HSO₃)₃ perclorato di bario Ba(ClO₄)₂

idrossido di alluminio Al(OH)₃ solfato di alluminio Al(HSO₄)₃

anidride solforosa (V.N.) SO₃ anidride fosforosa (V.N.) P₃O₂

ammoniaca (V.N.) NH₃ fosfina (V.N.) PH₃

soda caustica (V.N.) NaOH

ione Ammonio (NH₄)⁺ ione Acidato   (CH₄COO)^-

ione Ossalato (C₂O₄)^-2 acido formico HCOOH

Conversioni :

°K = 273 + °C

1 Atm = 760 Torr = 101325 Pa - 1 Pa = 9,87 10^-6 Atm

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

1l = 1 dm²

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)

il Peq di una sostanza che si forma o reagisce in una reazione di Þ Idrolisi  = Pf / n e

Neutralizzazione = Pm / n H⁺

Ossidoriduzione = Pm / n e

N di equivalenti: N.e. = g / Pe

Mole: 1 mole di entità = un numero di Avogadro di pezzi = 6,02 10²³ pezzi

Grammoatomo: quantità in g º Pa

Grammomolecola: quantità in g º Pm

Grammoformula: quantità in g º Pf

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

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

Formalità: F = n_Pf / V_l (numero di Pf di soluto in 1l di soluzione)

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

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

Leggi dei Gas Ideali:

L. di Boyle: P₁ V₁ = P₂ V₂ quando T = K

L. di Charles:    P₁ / T₁ = P₂ / T₂ quando V = K

L. di Gay-Lussac: V₁ / T₁ = V₂ / T₂ quando P = K

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

per n moli di Gas si ha: P V = n R T ovvero P V = (g / Pm) R T

Þ (T è sempre in K

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

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

Densità: d = g / V Þ d = P Pm / R T

e tra due gas a P e T costanti: d_a / d_b = Pm_a / Pm_b

L. di Dalton: P_tot = P₁ + P₂ + +P_n (in una miscela la P totale = somma delle P parziali dei singoli gas)

P Parziale: P₁ = (n₁ / n P_tot dove: n₁= moli di un componente

n = moli tot. della miscela

P₁ = P (v₁ / V) dove: v₁= volume che il componente occuperebbe da solo a P e T

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

[Gas ¹ 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):

Data la reazione cAB Û aA + bB se si hanno inizialmente n moli di reagente, x delle quali si dissociano (grado di dissociazione a formano u particelle, all'equilibrio si otterrà:

moli di AB iniziali = n = n

moli di A formate    = ana = ax

moli di B formate = bna = bx

moli di AB residue = n - cna = n - cx

moli tot dei soli prodotti = nan = xn

moli totali all'equilibrio = n a n-l)]

Costante di Dissociazione: K_E = (c a a) "legge di diluizione di Ostwald"

K_E c a per gli elettroliti poco dissociati (a << 1)

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

Nella dissociazione di elettroliti deboli tutte le proprietà colligative (P , K_eb, K_cr, p) vanno calcolate moltiplicando il

valore per il fattore di correzione: a u-l)] dove a = grado di dissociazione e u = numero di ioni formatisi

Nella dissociazione di elettroliti forti (sali, molecole ioniche) la dissociazione è totale (a=1) e le proprietà colligative (P , K_eb, K_cr, p) vanno calcolate moltiplicando per il fattore di correzione: u = numero di ioni formatisi

Soluzioni:

Frazione Molare: X = n₁ / n (rapporto tra moli di un componente e moli totali)

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

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

(Vedi anche .9 "Titolazioni") V₁ N₁ = V₂ N₂

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

L. di Raoult: P = P _a X_a + P _b X_b + P _c X_c +

dove P _a, P _b, P _c, sono le tensioni di vapore

dei componenti puri A, B, C, a quella T e

X_a, X_b, X_c, sono le rispettive frazioni molari.

Si ha inoltre:

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

Þ   P - P / P = g_b Pm_a / g_a Pm_b per soluzioni diluite; g_a = grammi solvente puro

Þ   Pm_b = (P g_b Pm_a) / (DP g_a) Pm_b = peso molecolare soluto

Innalz. Ebullioscopico ed Abbass. Crioscopico: Dt = K_eb m

m = molalità  Dt = K_cr m

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

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

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

Equilibri di Solubilità: Ab_solido Û nA⁺ + nB^-

Prodotto di Solubilità: K_S = costante = [A⁺]ⁿ [B^-]ⁿ (di un elettrolita forte poco solubile)

K_S = nSⁿ nSⁿ dove S = Solubilità (Moli/Litro)

Effetto dello Ione Comune:

considerando che:

esempio: AgCl_(s) Û _pAg⁺ + _qCl^- [Ag⁺] = S + C

AgNO₃ Û Ag⁺ + NO₃^- [Cl^-] = S

avremo: K_S = S^q (C + S)^p da cui, quando C >> S: K_S SC

Solubilità dei Gas nei Liquidi

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

V_G/V_L = cost RT dove V_G = Volume del Gas e V_L = Volume del Liquido

Costante di Equilibrio

data la reazione nA + nB Û nC + nD avremo:

	[C]n [D]n [A]n [B]n

K_C valida per reazioni in fase gassosa o in soluzione

dove [x] = concentrazione molare del reagente x

XCn XDn XAn XBn

K_X valida per reazioni in fase gassosa o in soluzione

dove X = frazione molare = moli componente / moli miscela

	PCn PDn PAn PBn

K_P valida solo per reazioni in fase gassosa

dove P_X = pressione parziale del componente x

Ptot XCn Ptot XDn Ptot XAn Ptot XBn

K_P valida solo per reazioni in fase gassosa

dove X = frazione molare = moli componente / moli miscela

K_P = K_C (R T)^Dn se Dn = 0 Þ K_P = K_C

K_P = K_X P_tot^Dn se Dn = 0 Þ K_P = K_X

Idrolisi salina

data la molecola ionica AB e la reazione: AB + H₂O Û HB + A⁺ + OH^-

avremo la reazione di idrolisi:   B + H₂O Û HB + OH^- poiché A di fatto non ha reagito

Grado di Idrolisi: b (K_i/C) (è dell'ordine di 10^-2 - 10^-3)

	[HB] [OH-] [B]

Costante di Idrolisi   K_i =

o anche: K_i = K_w/K_debole per un sale proveniente da un costituente debole (acido o base) K_i = K_w/(K_a K_b) per un sale proveniente da acido e base entrambi deboli.

Termodinamica

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

per DG < 0 Þ la reazione è spontanea (esotermica)

per DG = 0 Þ la reazione è all'equilibrio

per DG > 0 Þ la reazione non è spontanea (endotermica)

En. Libera Standard: DG = - R T ln K^* = -2,30 R T log₁₀ K^*

Equazione di Van't Hoff: log(K_p1/ K_p2) = -(DH /2,3R) (1/T₁-l/T₂) con: T₁>T₂

Equazione di Boltzman: N_E=N e ^-E/RT dove N_E = numero di molecole con energia ³E sulle N presenti

Equazione di Clapeiron: dP/dT=DH/TDV ovvero log P₂/ P₁=(DH/2,303R)(1/T₁-l/T₂)

Acidi e Basi pH = - log [H⁺] [H⁺] = 10^-pH

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

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

Soluzioni di Acidi e Basi Forti

solo per i poliprotici: pH = - log 2c

pH = - log c se c > 10^-6 M

[H⁺]² - c [H⁺] - K_W = 0 se c < 10^-6 M

Soluzioni di Acidi Monoprotici Deboli: HA + H₂O Û H₃O⁺ + A^-

[H⁺] = ( K_a c ) quando K_a < 10^-3 o c > 10^-3

[H⁺]² + K_a [H⁺] - c K_a = 0 quando K_a > 10^-3 o c < 10^-3

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

Soluzioni di Basi Monoprotiche Deboli: B + H₂O Û BH⁺ + OH^-

[OH^-] = ( K_b c )    quando K_b < 10^-3 e c > 10^-3

[OH^-]² + K_b [OH^-] - c K_b = 0  quando K_b > 10^-3 e c < 10^-3

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

Soluzioni di Acidi Poliprotici Deboli

[H⁺] c quando K_a < 10^-3

[H⁺]² + K_a [H⁺] - c K_a = 0   quando K_a > 10^-3

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

Acido Debole + suo Sale: [H⁺] = K_a (c_a / c_s) pH = - log K_a + log (c_s / c_a)

Base Debole + suo Sale: [OH^-] = K_b (c_b / c_s) pOH = - log K_b + log (c_s / c_b)

Miscela di Sali di Acido Polibasico: [H⁺] = K_a (c₁ / c₂) pH = - log K_a + log (c₂ / c₁)

( c₁ = concentrazione acido di I ionizzazione c₂ = concentrazione. acido di II ionizzazione )

Equilibri Acido-Base in Soluzioni Saline (quando metto sale in acqua)

sale di Acido Forte + Base Forte Þ PH = 7 (soluz. neutra)

sale di Acido Debole + Base Forte Þ K_b = K_W / K_a [OH^-] = ( K_b c ) (soluz. basica)

sale di Acido Forte + Base Debole Þ K_a = K_W / K_b [H⁺] = ( K_a c ) (soluz. acida)

sale di Acido Debole + Base Debole Þ [H⁺] = [K_W (K_a / K_b)] ; PH = 7 ½ log K_a + ½ log K_b

sali di Acidi Poliprotici ed altri Anfoliti    Þ [H⁺] = [ K_a1 (K_a2 c + K_W) / (K_a1 + c) ]

Titolazioni: vedi .6 "Soluzioni Þ Titolate"

Indicatori: H_Ind Û H⁺ + Ind^-

log ( [Ind^-] / [H_Ind] ) = pH + log K_ind

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_Eq) / F dove: m = massa in g della sostanza formatasi

Q = quantità di elettricità (I t)

P_Eq = peso equivalente

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

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

Semireazione: pox + ne^- Û qrid

Eq. Nernst: E_X = E log

Regoletta fondamentale

f.e.m. = E_C - E_A con: E_C > E_A

	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

Pila a Concentrazione Me | Meⁿ c || Meⁿ c' | Me

Regola del cavolo

C1p C2p

Pila dove i semielementi sono uguali ma le concentrazioni diverse

			dove:  C1 > C2 Se la DC è nella specie OX Þ la specie con C=max è al catodo Se la DC è nella specie RID Þ la specie con C=min è al catodo
	n

 

f.e.m = log

In generale nelle Pile:

F = Kfaraday = 96500 Coulomb = 26,8 Ah n = numero di elettroni scambiati E = Ec - Ea = differenza tra i potenziali normali

DG = - n F E dove:

log K = 16,9 n E a 25 C

se DG < 0 Þ la reazione è spontanea Þ esiste una f.e.m.

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