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Chimica1969Aggiornato 19 set 20267 pagine

Guida Completa: Formulario di Chimica Inorganica

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Questo formulario di chimica copre i concetti più importanti della termochimica, equilibrio chimico, elettrochimica e cinetica. Sono tutti argomenti che sembrano complicati ma in realtà seguono logiche precise che ti aiuteranno a capire come funzionano le reazioni chimiche!
FORMULARIO CHIMICA INORGANICA – pagina 1

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Termochimica e Calore

Il calore molare e la capacità termica ti dicono quanta energia serve per riscaldare una sostanza. La formula base è C = m·Cs/ΔT, dove Cs è il calore specifico.

L'entalpia (ΔH) è il calore scambiato durante una reazione a pressione costante. Quando ΔH > 0 la reazione è endotermica (assorbe calore), quando ΔH < 0 è esotermica (rilascia calore). Per calcolarla usi: ΔH° = Σ nH°f(prodotti) - Σ mH°f(reagenti).

I sistemi termodinamici seguono regole semplici. In un sistema isolato nulla cambia q=0,w=0q=0, w=0. In un processo adiabatico non c'è scambio di calore q=0q=0. Se non c'è lavoro, w=0.

Ricorda: Le condizioni standard sono T=0°C, P=1 atm, e il volume molare dei gas è 22,4 L/mol.

FORMULARIO CHIMICA INORGANICA – pagina 2

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Equilibrio Chimico e Energia Libera

L'energia libera di Gibbs (ΔG) ti dice se una reazione è spontanea. Se ΔG < 0 la reazione va avanti, se ΔG = 0 sei all'equilibrio, se ΔG > 0 va al contrario. La formula è: ΔG = ΔH - TΔS.

La costante di equilibrio K ti dice dove si trova l'equilibrio. Se K >> 1 hai più prodotti, se K << 1 hai più reagenti. Il quoziente di reazione Q ti dice in che direzione va la reazione confrontandolo con K.

L'equazione di Van't Hoff mostra come K cambia con la temperatura: ln K₂ = ln K₁ - ΔH°/R$$1/T₂ - 1/T₁. Se aumenti la temperatura, K aumenta per reazioni endotermiche e diminuisce per quelle esotermiche.

Attenzione: Usa sempre R = 8,3145 × 10⁻³ kJ/mol·K quando ΔG è in kJ, e R = 0,0831 L·atm/mol·K per Kp e Kc.

FORMULARIO CHIMICA INORGANICA – pagina 3

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Principio di Le Chatelier e Dissociazione

Il principio di Le Chatelier è semplice: l'equilibrio si sposta per contrastare i cambiamenti. Se aumenti la pressione, l'equilibrio va verso meno moli di gas. Se aumenti la temperatura, favorisci la reazione endotermica.

Per la dissociazione AB⇌A+BAB ⇌ A + B, il grado di dissociazione α = nA/n°AB ti dice quanta parte del composto si dissocia. La costante Kc = α²/1−α1-α × n°AB/V.

Le frazioni molari sono cruciali: XA = nA/ntot e la somma di tutte le frazioni è sempre 1. Per i gas, la pressione parziale PA = XA × Ptot.

Trucco: Nei problemi con percentuali, imposta le pressioni parziali come x e 1−x1-x, poi risolvi uguagliando a Kp.

FORMULARIO CHIMICA INORGANICA – pagina 4

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Calcoli con Frazioni Molari

Quando lavori con le frazioni molari, ricorda che x = n(composto)/nTOT e la somma di tutte le frazioni è sempre 1. Per trovare le percentuali moltiplichi per 100.

Dal Kp puoi trovare ΔG°r e poi usare Van't Hoff per calcolare Kp a temperature diverse. Questo è utile per prevedere come cambiano gli equilibri al variare delle condizioni.

Il grado di conversione α rappresenta la frazione di reagente che si trasforma in prodotti: α = n(reagite)/n°(iniziali). È fondamentale per calcolare la composizione finale della miscela.

Nota: Le concentrazioni si riferiscono sempre a 1 mol/L e le pressioni a 1 atm come stati di riferimento.

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Elettrochimica e Pile

L'equazione di Nernst ti permette di calcolare il potenziale di una pila: E = E° + 0,0592/n0,0592/n log([ox]/[rid]) a 25°C. Il potenziale della pila è ΔE = Ecatodo - Eanodo.

All'equilibrio elettrochimico Q = K e puoi calcolare Keq = 10^ΔE°/0,0592ΔE°/0,0592. Nelle pile a concentrazione ΔE = 0,0592/n0,0592/n log(Cmax/Cmin).

L'elettrolisi segue la legge Q = I × t = F × n × z, dove F = 9,65 × 10⁴ C/mol è la costante di Faraday. Al catodo avviene la riduzione (specie con potenziale maggiore), all'anodo l'ossidazione (potenziale minore).

Ricorda: Il catodo è dove avviene la riduzione (guadagno di elettroni), l'anodo è dove avviene l'ossidazione (perdita di elettroni).

FORMULARIO CHIMICA INORGANICA – pagina 6

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Cinetica Chimica - Velocità di Reazione

La velocità di reazione V = dc/dt ti dice quanto velocemente cambia la concentrazione. Per una reazione generica aA + bB → cC + dD: V = -1/a$$d[A]/dt = 1/c$$d[C]/dt.

La legge cinetica V = k[A]^α[B]^β dipende dalle concentrazioni elevate agli ordini di reazione. L'ordine totale è α + β. La costante cinetica k dipende da temperatura, area superficiale e presenza di catalizzatori.

Per le reazioni del primo ordine: ln[A] = -kt + ln[A]₀. Il tempo di dimezzamento t₁/₂ = ln2/k è costante e non dipende dalla concentrazione iniziale.

Importante: I catalizzatori accelerano la reazione abbassando l'energia di attivazione, mentre gli inibitori la rallentano.

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Reazioni del Secondo Ordine ed Equazione di Arrhenius

Per le reazioni del secondo ordine: 1/[A] - 1/[A]₀ = kt. Il tempo di dimezzamento qui dipende dalla concentrazione iniziale, a differenza del primo ordine.

L'equazione di Arrhenius k = Ae^(-Ea/RT) mostra come la velocità dipende dalla temperatura. In forma logaritmica: ln k₂/k₁ = -(Ea/R)1/T2−1/T11/T₂ - 1/T₁.

L'energia di attivazione Ea si calcola con: Ea = RT2T1/T2−T1T₂T₁/T₂-T₁ × lnk2/k1k₂/k₁. Maggiore è Ea, più la reazione è sensibile alla temperatura.

Collegamento importante: All'equilibrio, la costante termodinamica K = k₁/k₋₁, dove k₁ e k₋₁ sono le costanti cinetiche diretta e inversa.

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