Materie: | Appunti |
Categoria: | Chimica |
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Testo
Formulario di
CHIMICA
con elementi di FantaChimica1
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
IV +4 +2 (-4) Nichel 2,3 Ossigeno -1,-2 V -3 +5 +3 (-1)
VI -2 +6 +4 (+2)
VII -1 +7 +5 +3 +1
Esistono 5 principali classi di Composti:
Metalli + O2 ==> Ossidi Basici + H2O ==> Idrossidi
+ ==> Sali
NonMetalli + O2 ==> Ossidi Acidi + H2O ==> Acidi
Nomenclatura IUPAC (composti inorganici):
Ossidi e Acidi: IPO yyyy OSO (-)
- yyyy OSO
- yyyy ICO
PER yyyy ICO (+)
Sali: IPO yyyy ITO (-)
- yyyy ITO
- yyyy ATO
PER yyyy ATO (+)
Costruire la Formula (schema fantachimico):
Composti:
• Binari ==> metodo “della Crocetta”
• Ternari
==>
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+ O2- ==> Al2O3
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: 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)- ==> 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 ==> HIO3 H+ C+4 O-2 ==> 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.
Esempio: Carbonato di Magnesio Mg2+ + (C4+O2-)2+
Mg2+ + (C4+O2-3)2-
Infatti:
Mg(OH)2 + H2CO3 = MgCO3 + 2H2O
ATTENZIONE: alcuni composti hanno la tendenza ad inglobare acqua atmosferica. Si avranno in questo caso due versioni del composto:
con acqua ==> orto... composto normale
senza acqua ==> 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 -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: 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 -1.
SUPEROSSIDI: ossidi in cui l’O ha eccezionalmente valenza -1/2.
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 = 9,87110-6 Atm
1 Torr = 0,00131 Atm = 133,3 Pa = 1mm Hg a 01C
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 ==> Idrolisi = Pf / n/e-
Neutralizzazione = Pm / n/H+
Ossidoriduzione = Pm / n/e-
NN di equivalenti: N.e. = g / Pe
Mole: 1 mole di entità = un numero di Avogadro di pezzi = 6,02M1023 pezzi
Grammoatomo: quantità in g G Pa
Grammomolecola: quantità in g G Pm
Grammoformula: quantità in g G Pf
NN di moli: n = grammi di sostanza / peso di una mole = g / Pa = g / Pm = g / Pf
Molarità: M = n / Vl = g / (Pm /Vl) (numero moli di soluto in 1l di soluzione)
Formalità: F = nPf / Vl (numero di Pf di soluto in 1l di soluzione)
Normalità: N = Ne / Vl = g / (Peq /Vl) (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 1 V1 = P2 2 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: PE V / T/ = P V / T (date tutte le condizioni inizialii e due delle finali)
per n moli di Gas si ha: P P V = n R T ovvero P P V = (g / Pm) / R T
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 ==> d = P Pm / R / T
e tra due gas a P e T costanti: da / db = Pma / Pmb
L. di Dalton: Ptot = P1 + P2 + ... +Pn (in una miscela la P totale = somma delle P parziali dei singoli gas)
P Parziale: P1 = (n1 / n) ) Ptot 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 [ 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 aA + bB se si hanno inizialmente n moli di reagente, x delle quali si dissociano (grado di dissociazione d) formano particelle, all’equilibrio si otterrà:
moli di AB iniziali = n = n
moli di A formate = an = ax
moli di B formate = bn = bx
moli di AB residue = n - cn = n - cx
moli tot dei soli prodotti = noo = x
moli totali all’equilibrio = n [1+ ( -1)]
Costante di Dissociazione: KE = (c 2) / (1 - /) “legge di diluizione di Ostwald”
KE c 2 per gli elettroliti poco dissociati (p % = ga 100 / gtot
% in volume: ml di soluto contenuti in 100ml di soluzione ==> % = mla 100 / mltot
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 pag.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 Xa + P b Xb + P c Xc + ...
dove PPa, PPb, P c, sono le tensioni di vapore
dei componenti puri A, B, C, a quella T e
Xa, Xb, Xc, sono le rispettive frazioni molari.
Si ha inoltre:
==> PP - P / P/ = Xb PP = Tens. di vapore solvente puro; Xb = fraz. Mol. Soluto non volatile
==> PP - P / P/ = gb Pma / ga Pmb per soluzioni diluite; ga = grammi solvente puro
==> Pmb = (P gb Pma) / (/P P ga) Pmb = peso molecolare soluto
Innalz. Ebullioscopico ed Abbass. Crioscopico: It = Keb m
m = molalità t = Kcr m
t = 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 verrà espressa in Atm
Equilibri di Solubilità: Absolido nA+ + nB-
Prodotto di Solubilità: KS = costante = [A+]n [B-]n (di un elettrolita forte poco solubile)
KS = nSn nSn dove S = Solubilità (Moli/Litro)
Effetto dello Ione Comune:
esempio: AgCl(s) pAg+ + qCl- [Ag+] = S + C
AgNO3 Ag+ + NO3- [Cl-] = S
avremo: KS = Sq (C + S)p da cui, quando C >> S: KS SC
Solubilità dei Gas nei Liquidi:
Legge di Henry: S = cost P dove P = Pressione Parziale del Gas, il valore cost dipende da T
VG/VL = cost RT dove VG = Volume del Gas e VL = Volume del Liquido
Costante di Equilibrio:
data la reazione nA + nB B nC + nD avremo:
KC = valida per reazioni in fase gassosa o in soluzione
dove [x] = concentrazione molare del reagente x
KX = valida per reazioni in fase gassosa o in soluzione
dove X = frazione molare = moli componente / moli miscela
KP = valida solo per reazioni in fase gassosa
dove PX = pressione parziale del componente x
KP = valida solo per reazioni in fase gassosa
dove X = frazione molare = moli componente / moli miscela
KP = KC (R T)Tn se n = 0 ==> KP = KC
KP = KX Ptottn se n = 0 ==> KP = KX
Idrolisi salina:
data la molecola ionica AB e la reazione: AB + H2O O HB + A+ + OH-
avremo la reazione di idrolisi: B + H2O O HB + OH- poiché A di fatto non ha reagito
Grado di Idrolisi: G = (Ki/C) (è dell’ordine di 10-2 - 10-3)
Costante di Idrolisi Ki =
o anche: Ki = Kw/Kdebole per un sale proveniente da un costituente debole (acido o base) Ki = Kw/(KaaKb) ) per un sale proveniente da acido e base entrambi deboli.
Termodinamica:
Energia Libera: G = H - T S G = H - T H S dove H = Entalpia e S = Entropia
• per pG < 0 ==> la reazione è spontanea (esotermica)
• per pG = 0 ==> la reazione è all’equilibrio
• per pG > 0 ==> la reazione non è spontanea (endotermica)
En. Libera Standard: EGG = - R T ln K* = -2,30 R T log10 K*
Equazione di Van’t Hoff: log(Kp1/ Kp2) = -()HH/2,3R)/(1/T1-1/T2) con: T1>T2
Equazione di Boltzman: NE=N=e -E/RT dove NE = numero di molecole con energia =E sulle N presenti
Equazione di Clapeiron: dP/dT=TH/T/V ovvero log P2/ P1=(=H/2,303R)(1/T1-1/T2)
Acidi e Basi: pH = - log [H+] [H+] = 10-pH
pOH = - log [OH-] [OH-] = 10-pOH
pH + pOH = 14 ==> pH = 14 - pOH e pOH = 14 - pH
Soluzioni di Acidi e Basi Forti:
pH = - log c se c > 10-6 M
[H+]2 - c [H+] - KW = 0 se c < 10-6 M
Soluzioni di Acidi Monoprotici Deboli: HA + H2O O H3O+ + A-
[H+] = ] ( Ka c ) quando Ka < 10-3 o c > 10-3
[H+]2 + Ka [H+] - c Ka = 0 quando Ka > 10-3 o c < 10-3
qualora fosse noto q ==> [H+] = ] c e pH = - log c
Soluzioni di Basi Monoprotiche Deboli: B + H2O O BH+ + OH-
[OH-] = ] ( Kb c ) quando Kb < 10-3 e c > 10-3
[OH-]2 + Kb [OH-] - c Kb = 0 quando Kb > 10-3 e c < 10-3
qualora fosse noto q ==> [OH-] = ] c e pOH = - log c
Soluzioni di Acidi Poliprotici Deboli:
[H+] ] c quando Ka < 10-3
[H+]2 + Ka [H+] - c Ka = 0 quando Ka > 10-3
Soluzioni Tamponanti (quando ho in soluzione un sale + il suo componente debole):
• Acido Debole + suo Sale: [H+] = Ka (ca / cs) pH = - log Ka + log (cs / ca)
• Base Debole + suo Sale: [OH-] = Kb (cb / cs) pOH = - log Kb + log (cs / cb)
• Miscela di Sali di Acido Polibasico: [H+] = Ka (c1 / c2) pH = - log Ka + 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 ==> PH = 7 (soluz. neutra)
• sale di Acido Debole + Base Forte ==> Kb = KW / Ka [OH-] = ] ( Kb c ) (soluz. basica)
• sale di Acido Forte + Base Debole ==> Ka = KW / Kb [H+] = ] ( Ka c ) (soluz. acida)
• sale di Acido Debole + Base Debole ==> [H+] = ] [KW (Ka / Kb)] ; PH = 7 - ½ log Ka + ½ log Kb
• sali di Acidi Poliprotici ed altri Anfoliti ==> [H+] = ] [ Ka1 (Ka2 c + KW) / (Ka1 + c) ]
Titolazioni: vedi pag.6 “Soluzioni ==> Titolate”
Indicatori: HInd H+ + Ind-
log ( [Ind-] / [HInd] ) = pH + log Kind
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 PEq) / F dove: m = massa in g della sostanza formatasi
Q = quantità di elettricità (IQt)
PEq = peso equivalente
F = costante di Faraday = 96500 Coulomb = 26,80 Ah
Pila Chimica: Elettrodo | Ox; Rid || Ox; Rid | Elettrodo
Semireazione: pox + ne- qrid
Eq. Nernst: EX = EE + log
f.e.m. = EC - EA con: EC > EA
Pila a Concentrazione: Me | Men c || Men c’ | Me
Pila dove i semielementi sono uguali ma le concentrazioni diverse
f.e.m = log
In generale nelle Pile:
IGG = - n F E dove:
log K = 16,9 n E a 25aC
se sGG < 0 ==> la reazione è spontanea ==> esiste una f.e.m.
1 “FantaChimica” = chimica empirica appositamente studiata per risolvere i problemi in modo rapido e meccanico senza troppi perché. Le regole fantachimiche sono qui riportate entro riquadri a tratto intero. Si rende noto che le leggi della Fantachimica, pur portando a risultati corretti, sono malviste dal corpo docente. Si declina ogni responsabilità circa gli effetti diseducativi, le reazioni negative degli insegnanti e gli eventuali errori causati dall’uso scorretto, arbitrario o non ponderato delle suddette leggi.
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!Me encanta este faltimo!!yo tendreda que pomerne con la casita de muf1ecas de mi hija. Es una casa inglesa del siglo XIX, y jugf3 mucho con ella cuando era peque, ahora ya este1 en la universidad y le gustareda que se la pusiese "en condiciones" . Ased que cuando me ponga ya se9 a df3nde tengo que acudir para perdir ayuda!!Bicos
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