Scarica DISPENSA (FORMULE) STECHIOMETRIA e più Formulari in PDF di Chimica Inorganica solo su Docsity! Dispensa stechiometria GRANDEZZE FISICHE E UNI TÀ DI MISURA --------------------------------- -K=°C+273,15 -1L=10-3m=1 dm3=103 cm3 //// 1mL=10-3L=10-6 m3=1 cm3 -1atm= 760 mmHg =760 torr //// 1 bar=0,98692 atm 1atm=1,01325 bar -1 uma=1/12 massa esatta 126C= 1,66054•10-24 g= 1 uma= 1 dalton //// 1g=6,02214•1023 -Numero di Avogadro NA=6,022•1023 MASSA E MOLE ---------------------------------------------------- numerodimoli , n= massadel campione g(m) massamolare g /mol (MM ) COMPOSIZIONE PERCENTUALE DI SISTEMI E DI COMPOST I; FORMULA MINIMA E FORMULA MOLECOLARE ------------- -Composizione percentuale dei composti chimici: AxBy , MMAxBy=xMMA+yMMB % A= xMM A MM AxBy ⋅100 %B= yMMB MM AxBy ⋅100 -Calcolo formula minima: • scrivere la massa in g di ciascun elemento presente in 100 g di composto, cioè la sua percentuale in massa • calcolare il numero di moli di ciascun elemento • dividere il numero di moli di ciascun elemento per il più piccolo numero di moli calcolato: I numeri interi che si ottengono sono gli indici numerici della formula. • Se capita ,5 , moltiplico tutto per 2 -Risoluzione con sistema • metodo 1 con le masse=imposto un bilancio in massa della mix e un bilancio in moli dell’elemento comune • metodo 2 con le % in massa=imposto un bilancio in mix della miscela e un bilancio in massa dell’elemento comune • metodo 3 con le moli=imposto un bilancio sulle moli dell’elemento e un bilancio in massa della mix LE REAZIONI CHIMICHE E I BILANCIAMENT I -------------------------------------------------------------- -Bilanciare redox • Metodo con variazione del numero di ossidazione (metodo diretto) • Metodo delle semireazioni • Metodo se nessuno degli altri due funziona -Legge di Avogadro:Il volume è direttamente proporzionale al numero di moli, a T e P costanti RAPPORT I PONDERALI NELLE REAZIONI CHIMICHE --------------------------------------------------------- -Determinare agente limitante aA+bB cC+dD:→ • metodo 1, calcolo le moli di b necessarie per reagire con A (nA/a)•b=x ho x moli del reagente B? Se si, A è l’agente limitante, se no è B l’agente limitante • metodo2 , calcolo le moli di A e B per reazione 1/1 e vedo chi è in difetto nA/a=x nB/b=y se x>y allora è B l’agente limitante, se y>x allora è A l’agente limitante -Resa percentuale: rapporto percentuale tra le moli o la massa di prodotto realmente ottenute e le moli o la massa teoricamente ottenibili sino al completo esaurimento del reagente limitante Resa%= moli (massa)effettive moli (massa)teoriche ⋅100 LE SOLUZIONI -------------------------------------------------------------------------------------- -Concentrazione in unità fisiche a) composizione percentuale in massa o percentuale in peso (%mm o %wt) Massa%di soluto= msoluto msoluto+msolvente ⋅100 Massa%di solvente= msolvente msoluto+msolvente ⋅100 b) percentuale in volume (%v/V) (NB: i volumi, a meno che non sia specificato, non sono additivi!!) volume%= v V ⋅100 -Concentrazione in unità chimiche a) molarità :indica il numero di moli di soluto sciolte in un litro di soluzione, cioè il rapporto tra le moli di soluto e il volume di soluzione M A=[A]= nA(mol) V soluzione = mA(g) MM A(g /mol)⋅V soluzione(L) espressa anche in mol/dm3 • conversione% m/m M si può fare a patto di conoscere la densità della soluzione→ → due metodi: 1) V soluz (mL)⋅densitàsoluz(g /ml)=massa soluz(g) massa soluz(g)⋅%m /m=massa soluto(g) n soluto= massa soluto(g) MM soluto (g /mol) M= nsoluto (mol) V soluz(L) 2) al numeratore: massaA(g) MM A(g /mol) al denominatore: 100 gdi sol . densitàsoluzione(g /ml) ⋅10−3(L/mL) b) normalità : indica il numero di equivalenti di soluto sciolti in un litro di soluzione, cioè è il rapporto tra equivalenti di soluto e volume di soluzione NA= n eqA V soluz = mA(g ) PEA (g /eq . l )V soluz (L) neq= massadellasostanza(g) pesoequivalente pesoequivalente PE= peso moleocolare numero di equivalenza numerodiequivalenza z=neq n → neq=z (eq /mol)⋅n(mol) Reazioni acido-base= z è il numero di protoni coinvolti nella reazione per mole di soluto(o, nel caso più generale di reazioni acido-base, il numero delle cariche elettriche delle sostanze ioniche che partecipano alla reazione). L’equivalente è la frazione di mole dell’acido (o della base) che cede (o accetta) una mole di H+ pi Ptot = V i V tot = ni ntot =χ i e quindi %P=%V=%n=χ • Massa molare media della miscela gassosa: il rapporto tra la massa di tutta la miscela e la Σ delle moli di gas che la costituiscono MM= m (Σ ni) -Miscele di gas reattivi • Quando la miscela gassosa è costituita da gas che reagiscono tra loro, le leggi dei gas si possono applicare solo dopo aver calcolato le moli a fine reazione ( che dipendono dalle moli iniziali dei reagenti gassosi e dalla stechiometria della reazione) Le moli dei reagenti liquidi o solidi non vanno prese in considerazione perché non contribuiscono alla pressione finale • Legge di combinazione dei volumi: il rapporto dei volumi di ognuno dei gas coinvolti in una reazione e T e P costanti è uguale al rapporto molare dei reagenti L’EQUILIBRIO CHIMICO------------------------------------------------------------------------------- -Equilibrio chimico • Legge di azione di massa : secondo questa legge per una generica reazione aA+bB cC+dD, le ⇄ concentrazioni all’equilibrio delle varie specie soddisfano costante di eq. espressa in funzione delle concentrazioni K c= [C ]c [D ]d [A ]a[B]b Kc è costante a T costante concentrazioni nell’espressione Keq sono quelle all’equilibrio, non iniziali K di equilibrio ha significato univoco solo quando è associata ad una reazione Se moltiplico tutta la reazione per un numero x: Kcʼ= (Kc)x Se divido tutta la reazione per un numero y: Kc’’=(Kc)1/x Se prendo la reazione inversa: Kc’’’=1/Kc Se sommo più reazioni: K3= K1•K2 • Per gli eq. In fase gassosa può essere utile scrivere la Keq in termini di pressioni parziali dei gas Kp= PC c⋅PD d PA a⋅PB b (anche Kp è costante a T costante) • Supponendo che i gas siano ideali: Kp=Kc (RT)Δn Δn=c+d-a-b • Costante di equilibrio espressa in funzione delle frazioni molari pi=χ P Kp= PC c⋅PD d PA a⋅PB b = χ C c⋅χ D d χ A a⋅χ B b pΔn Kχ= χ C c⋅χ D d χ A a⋅χ B b Kp=Kχ(P/RT)Δn Il valore di Kχ quando Δn ≠ O dipende anche dalla P totale • Costante di equilibrio espressa in funzione delle moli pi=ni RT V K p= PC c⋅PD d PA a⋅PB b = nC c⋅nD d nA a⋅nB b ( RT V ) Δn =K n( RT V ) Δn RT V = P Sni Kp=K n( P Sn i ) Δn K n= nC c⋅nD d nA a⋅nB b Il valore di Kn quando Δn ≠ O dipende anche da P e dal numero di moli totali Quando Δn≠O, cioè non si ha variazione del numero di moli totali tra reagenti e prodotti: Kc=Kp=Kχ=Kn Le costanti sono numericamente uguali e adimensionali -Uso della costante di equilibrio 1. Interpretazione qualitativa della costante di equilibrio ~se Kc è grande (Kc >>1) L’eq. È spostato verso i prodotti, cioè nella miscela di equilibrio le → concentrazioni dei prodotti sono maggiori di quelle dei reagenti ~se Kc è piccola (Kc<<1) L’eq. È spostato verso i reagenti→ 2. Previsione della direzione della reaz., per una reaz. che non si trovi all’eq. e che lo debba raggiungere quoziente di reazione Qc ad un dato istante i Qc= [C ]i c [D]i d [A ]i a[B]i b Per capire verso quale direzione procede la reazione, si calcola Qc con le concentrazioni iniziali [A]0, [B]0, [C]0, [D]0, e si confronta il suo valore con quello di Kc La direzione in cui la reaz. si sposta può essere prevista usando il principio di Le Chatelier: quando un sistema all’eq. chimico viene perturbato mediante una variazione delle condizioni di reazione, esso modifica la propria composizione all’eq. in modo da opporsi a tale variazione • L’aggiunta o sottrazione di prodotti o reagenti modifica la reazione secondo il principio visto (può essere utile per aumentare la resa per esempio) • Una variazione di P può essere ottenuta mediante una variazione del volume del recipiente di reaz. In generale una reaz. all’eq. In seguito ad un aumento di P si sposta nella direzione in cui diminuisce il numero di moli di gas. Se la reaz. avviene senza variazione del numero di moli, non c’è effetto della pressione • In generale se la T viene aumentata si ha: ~ se ΔH>0 reaz. si sposta verso dx ~ se ΔH<0 reaz. si sposta verso sx ~ se ΔH=0 reaz. non varia ~e viceversa se T diminuisce -La presenza di un catalizzatore in una reazione di equilibrio non influenza la composizione della miscela di reazione, ma aumenta solo la velocità con cui si raggiunge l’eq. -Equilibri eterogenei • Equilibrio omogeneo= reagenti e prodotti si trovano tutti in una sola fase • Equilibrio eterogeneo= reagenti e prodotti si trovano in più di una fase • f • La Keq per gli equilibri eterogenei si scrive ignorando solidi o liquidi puri che partecipano alla reaz. -Schema generale di risoluzione dei problemi sugli equilibrio. Si risolvono in 3 stadi: 1. Si costruisce una tabella con le concentrazioni iniziali, con le variazioni di concentrazioni espresse tutte in termini di una sola variabile x e con le concentrazioni all’eq. 2. Si sostituiscono le concentrazioni all’eq. , espresse in termini di x nell’espressione della costante di equilibrio, ottenendo così un’equazione algebrica in genere di primo o secondo grado 3. Si risolve l’equazione rispetto all’incognita x e questa si sostituisce nell’espressione per i valori dell’equilibrio -Grado di dissociazione (di avanzamento, di conversione) • Grado di dissociazione: rapporto fra il numero di moli (o mol/L) reagite e il numero di moli (o mol/L) iniziali (n0 ) α= nreagite n0 0 ≤ α≤1 ~di n0 moli (o mol/L) iniziali ne ha reagito una percentuale pari a α, cioè n0 α: nreagite= n0 α= x GLI ELET TROLI T I ----------------------------------------------------------------------------------- -Elettroliti: sostanze che sciolte in H20 la rendono una soluzione conduttrice -Dissociazione elettrolitica: processo con cui un solvente polare separa gli ioni di carica opposta presenti in un composto ionico circondandoli (solvatandoli) F=k q1 q2 ε r2 ε=costante dielettrica nel mezzo (per H20 circa 81) -Elettroliti forti ed elettroliti deboli • Un elettrolita forte in soluzione si dissocia completamente, mentre uno debole si dissocia parzialmente ed il processo di dissociazione è un processo di equilibrio. Il valore della costante di equilibrio è un indice della natura dell’elettrolita (in genere tutti i composti ionici sono elettr. Forti) • Elettrolita forte non significa alta solubilità!! • La forza di un elettr. Può essere misurata mediante grado di dissociazione α, che esprime la frazione di molecole che si è dissociata ed è dato dal rapporto tra il numero di particelle dissociate e il numero totale di particelle inizialmente presenti. ( può assumere valori tra 0 e 1, per gli elettroliti forti è sempre 1) [gli eq. che si stabiliscono tra gli ioni in soluzione acq. vengono interpretati secondo le leggi generali che regolano gli equilibri chimici, !!!Kc] -Grado di dissociazione • Verranno considerati due tipi di eq. chimici: ~eq. che si stabilisce tra una specie indissociata e i suoi ioni dissociati (eq. di dissociazione, omogeneo) che principalmente riguarda acidi e basi e complessi ~eq. esistente tra un solido indisciolto e le sue specie disciolte (eq. di solubilità, eterogeneo) EQUILIBRI IONICI: ACIDI E BASI ----------------------------------------------------------------------- -Teoria di Arrhenius: un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua produce ioni H+ e una base è una sostanza che produce ioni ossidrile • La forza di un acido o di una base dipende dalla quantità di ioni che produce • Limiti: unico solvente considerato è acqua (che però non è coinvolta nella reazione acido base); alcune cose “non tornano” ( es. una soluzione di NH3 in acqua è basica) -Teoria di Br ø nsted-Lowry : un acido è una sostanza capace di donare uno ione H+ ad un’altra specie chimica, e una base è una sostanza in grado di accettare uno ione H+ da un’altra specie chimica • Le reazioni acido-base non sono più limitate alle soluzioni acquose; alcune specie possono agire sia da acidi che da basi; introduce il concetto di complementarietà (non c’è acido senza base e viceversa) -Teoria di Lewis: un acido è una specie che può formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni (doppietto) da un’altra specie, e una base è una specie che può formare un legame covalente donando una coppia di elettroni (doppietto) ad un’altra specie -Acidi e basi sono elettroliti (acidi forti e basi forti sono elettroliti forti, acidi deboli e basi deboli solo elettroliti deboli) • Gli acidi e le basi forti sono completamente ionizzati in acqua, quelli deboli solo parzialmente • La forza relativa di un acido (o di una base) può essere considerata in funzione della loro tendenza a perdere (accettare) un protone. Gli acidi più forti sono quelli che perdono facilmente i loro protoni, analogamente le basi forti sono quelle che accettano un protone più facilmente. • Ogni acido ha una base coniugata e viceversa (se uno dei due è forte, l’altro sarà debole)