Formulario di Chimica Generale

Formulario completo di Chimica: stechiometria, struttura elettronica, legami, redox, termochimica, equilibri, elettrochimica. Tutte le formule in PDF.

Elementi, Sostanze e Calcoli Stechiometrici
Struttura dell'atomo e del nucleo
A=Z+NA = Z + N
ZAX^{A}_{Z}\mathrm{X}
N(t)=N0 e−λt,t1/2=ln⁡2λN(t) = N_0\,e^{-\lambda t},\quad t_{1/2} = \dfrac{\ln 2}{\lambda}
Massa atomica, massa molecolare e formule
Mr=∑ini Ar,iM_r = \sum_i n_i\,A_{r,i}
Formula molecolare=k×formula minima\text{Formula molecolare} = k\times\text{formula minima}
1 u=1.6605×10−27 kg1\,\mathrm{u} = 1.6605\times10^{-27}\,\mathrm{kg}
La Mole e la Costante di Avogadro
NA=6.022×1023 mol−1N_A = 6.022\times10^{23}\,\mathrm{mol^{-1}}
n=mMn = \dfrac{m}{M}
N=n NAN = n\,N_A
Equazioni stechiometriche e reagente limitante
aA+bB→cC+dDaA + bB \to cC + dD
nAa  vs  nBb  ⇒  minimo = limitante\dfrac{n_A}{a} \;\text{vs}\; \dfrac{n_B}{b}\;\Rightarrow\;\text{minimo = limitante}
η%=mrealemteorico×100\eta\% = \dfrac{m_{reale}}{m_{teorico}}\times100
Struttura Elettronica e Tavola Periodica
Modello di Bohr e spettri atomici
E=hν=hc/λE = h\nu = hc/\lambda
En=−13.6/n2 eVE_n = -13.6/n^2\,\mathrm{eV}
1λ=RH ⁣(1nf2−1ni2)\dfrac{1}{\lambda} = R_H\!\left(\dfrac{1}{n_f^2}-\dfrac{1}{n_i^2}\right)
Meccanica ondulatoria: orbitali e numeri quantici
Δx Δp≥ℏ/2\Delta x\,\Delta p \geq \hbar/2
H^ψ=Eψ\hat{H}\psi = E\psi
ℓ=0,1,…,n−1;mℓ=−ℓ,…,+ℓ\ell = 0,1,\ldots,n-1;\quad m_\ell = -\ell,\ldots,+\ell
Configurazione elettronica
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p…1s\,2s\,2p\,3s\,3p\,4s\,3d\,4p\ldots
max 2ℓ+1 orbitali,  2(2ℓ+1) e−\text{max } 2\ell+1 \text{ orbitali},\; 2(2\ell+1)\,e^-
Proprietà periodiche
X(g)+Ei→X+(g)+e−\mathrm{X(g)} + E_i \to \mathrm{X^+(g)} + e^-
X(g)+e−→X−(g)+Ae\mathrm{X(g)} + e^- \to \mathrm{X^-(g)} + A_e
Legami Chimici e Geometrie Molecolari
Legame covalente ed elettronegatività
μ=q⋅d\mu = q\cdot d
Δχ→0: covalente;  Δχ grande: ionico\Delta\chi \to 0:\,\text{covalente};\;\Delta\chi\,\text{grande}:\,\text{ionico}
Elegame=−Eminimo MorseE_{legame} = -E_{minimo\,Morse}
Legame ionico e composti ionici
Uret=−NAMz+z−e24πε0r0(1−1n)U_{ret} = -\dfrac{N_A M z^+ z^- e^2}{4\pi\varepsilon_0 r_0}\left(1-\dfrac{1}{n}\right)
F∝z+z−r2F \propto \dfrac{z^+ z^-}{r^2}
Geometria molecolare: ibridazione e VSEPR
sp:180°,  sp2:120°,  sp3:109.5°sp:180°,\; sp^2:120°,\; sp^3:109.5°
n. domini⇒geometria VSEPR\text{n. domini} \Rightarrow \text{geometria VSEPR}
Legame metallico e forze intermolecolari
London<dipolo-dipolo<legame H≪covalente\text{London} < \text{dipolo-dipolo} < \text{legame H} \ll \text{covalente}
Stati di Ossidazione e Reazioni Redox
Stato di ossidazione (numero di ossidazione, NO)
∑NO=0  (neutro),  ∑NO=Q  (ione)\sum NO = 0\;(\text{neutro}),\;\sum NO = Q\;(\text{ione})
NO(O)=−2,  NO(H)=+1\text{NO(O)} = -2,\;\text{NO(H)} = +1
Ossidazione e riduzione
Red⇌Ox+n e−\text{Red} \rightleftharpoons \text{Ox} + n\,e^-
Ossidazione: NO\uparrow;  Riduzione: NO\downarrow\text{Ossidazione: NO\uparrow};\;\text{Riduzione: NO\downarrow}
Bilanciamento redox con il metodo elettronico
Passaggi: NO→semireazioni→H2O/H+→e−→somma\text{Passaggi: NO} \to \text{semireazioni} \to \text{H}_2\text{O/H}^+ \to e^- \to \text{somma}
Correlazione con la tavola periodica
Ecella∘=Ecath∘−Eanod∘E^{\circ}_{\text{cella}} = E^{\circ}_{\text{cath}} - E^{\circ}_{\text{anod}}
Stati di Aggregazione della Materia
Stato solido
Legame ionico>covalente>metallico>molecolare  (punto di fusione)\text{Legame ionico} > \text{covalente} > \text{metallico} > \text{molecolare}\;(\text{punto di fusione})
Stato liquido
γ=FL  (N/m)\gamma = \dfrac{F}{L}\;(\text{N/m})
Gas ideale
PV=nRTPV = nRT
Ptot=∑iPiP_{tot} = \sum_i P_i
Pi=xi PtotP_i = x_i\,P_{tot}
xi=nintotx_i = \dfrac{n_i}{n_{tot}}
Gas reali: equazione di Van der Waals
(P+an2V2)(V−nb)=nRT\left(P + a\dfrac{n^2}{V^2}\right)(V - nb) = nRT
Fattore di comprimibilitaˋ: Z=PVnRT\text{Fattore di comprimibilità: } Z = \dfrac{PV}{nRT}
Cenni di Termodinamica Chimica
Sistema, ambiente e funzioni di stato
Esotermica: ΔH<0\text{Esotermica: } \Delta H < 0
Endotermica: ΔH>0\text{Endotermica: } \Delta H > 0
Primo principio: energia interna ed entalpia
ΔU=Q+L\Delta U = Q + L
ΔH=QP\Delta H = Q_P
H=U+PVH = U + PV
Legge di Hess
ΔH∘=∑νiΔHf,i∘(prod)−∑νjΔHf,j∘(reag)\Delta H^\circ = \sum \nu_i \Delta H_{f,i}^\circ(\text{prod}) - \sum \nu_j \Delta H_{f,j}^\circ(\text{reag})
ΔHf∘(elemento)=0\Delta H_f^\circ(\text{elemento}) = 0
Secondo principio ed entropia
ΔS=QrevT\Delta S = \dfrac{Q_{rev}}{T}
ΔSuniv=ΔSsis+ΔSamb>0\Delta S_{univ} = \Delta S_{sis} + \Delta S_{amb} > 0
S∘(T=0, cristallo perfetto)=0S^\circ (T=0,\,\text{cristallo perfetto}) = 0
Energia libera di Gibbs e spontaneità
G=H−TSG = H - TS
ΔG=ΔH−TΔS\Delta G = \Delta H - T\Delta S
ΔG∘=−RTln⁡K\Delta G^\circ = -RT\ln K
Equilibri tra Fasi
Passaggi di stato ed equazione di Clapeyron
dPdT=ΔSΔV\dfrac{dP}{dT} = \dfrac{\Delta S}{\Delta V}
ln⁡ ⁣(P2P1)=−ΔHvapR(1T2−1T1)\ln\!\left(\dfrac{P_2}{P_1}\right) = -\dfrac{\Delta H_{vap}}{R}\left(\dfrac{1}{T_2} - \dfrac{1}{T_1}\right)
Diagrammi di stato a un componente
Ptriplo(H2O)=611 Pa,  Ttriplo=273.16 KP_{triplo}(\mathrm{H_2O}) = 611\,\mathrm{Pa},\;T_{triplo}=273.16\,\mathrm{K}
Pcritico(H2O)=218 atm,  Tcritico=647 KP_{critico}(\mathrm{H_2O}) = 218\,\mathrm{atm},\;T_{critico}=647\,\mathrm{K}
Sistemi a due componenti: legge di Raoult
Pi=xi Pi∘P_i = x_i\,P_i^\circ
Ptot=xAPA∘+xBPB∘P_{tot} = x_A P_A^\circ + x_B P_B^\circ
ΔT=K m\Delta T = K\,m
Proprietà colligative
ΔTeb=Keb m\Delta T_{eb} = K_{eb}\,m
ΔTcr=Kcr m\Delta T_{cr} = K_{cr}\,m
Π=i M R T\Pi = i\,M\,R\,T
Equilibri Gassosi di Reazione e pH
Legge dell'equilibrio chimico: Kc e Kp
Kc=[C]c[D]d[A]a[B]bK_c = \dfrac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}
Kp=Kc(RT)ΔnK_p = K_c(RT)^{\Delta n}
ΔG∘=−RTln⁡K\Delta G^\circ = -RT\ln K
Prodotto ionico dell'acqua e pH
Kw=[H3O+][OH−]=10−14K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 10^{-14}
pH=−log⁡[H3O+]\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]
pOH=−log⁡[OH−]\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]
pH+pOH=14\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14
Acidi e basi deboli: Ka e Kb
Ka=[H3O+][A−][HA]K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}
Ka⋅Kb=KwK_a\cdot K_b = K_w
[H3O+]≈Ka Ca[\mathrm{H_3O^+}] \approx \sqrt{K_a\,C_a}
Grado di dissociazione, effetto induttivo e livellante
α=KaCa\alpha = \sqrt{\dfrac{K_a}{C_a}}
CCl3COOH>CH2ClCOOH>CH3COOH  (forza acida)\mathrm{CCl_3COOH} > \mathrm{CH_2ClCOOH} > \mathrm{CH_3COOH}\;(\text{forza acida})
Soluzioni tampone (cenni)
pH=pKa+log⁡ ⁣([A−][HA])\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\!\left(\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}\right)
Zona tampone: pKa±1\text{Zona tampone: } \mathrm{p}K_a \pm 1
Elettrochimica
Bilanciamento redox con il metodo ionico-elettronico
Semireazioni→H2O/H+→e−→somma\text{Semireazioni} \to \text{H}_2\text{O/H}^+ \to e^- \to \text{somma}
Celle galvaniche: f.e.m. ed equazione di Nernst
Ecella∘=Ecat∘−Ean∘E_{cella}^\circ = E_{cat}^\circ - E_{an}^\circ
E=E∘−RTnFln⁡QE = E^\circ - \dfrac{RT}{nF}\ln Q
E=E∘−0.0592nlog⁡Q  (25∘C)E = E^\circ - \dfrac{0.0592}{n}\log Q\;(25^\circ\mathrm{C})
Pile: tipologie
H2+12O2→H2O  (pila combustibile)\text{H}_2 + \frac12\text{O}_2 \to \text{H}_2\text{O}\;(\text{pila combustibile})
Pb + PbO2+2H2SO4⇌2PbSO4+2H2O  (accumulatore)\text{Pb + PbO}_2 + 2\text{H}_2\text{SO}_4 \rightleftharpoons 2\text{PbSO}_4 + 2\text{H}_2\text{O}\;(\text{accumulatore})
Corrosione
Anodo: Fe→Fe2++2e−\text{Anodo: Fe} \to \text{Fe}^{2+} + 2e^-
Catodo: O2+2H2O+4e−→4OH−\text{Catodo: O}_2 + 2\text{H}_2\text{O} + 4e^- \to 4\text{OH}^-
Elettrolisi e leggi di Faraday
m=I t MF zm = \dfrac{I\,t\,M}{F\,z}
F=96485 C mol−1F = 96485\,\mathrm{C\,mol^{-1}}
Q=I tQ = I\,t
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