Formulario chimica generale ed inorganica

Possedere un formulario di chimica inorganica agile, facilmente consultabile è di fondamentale peso per la pratica dell’attività del geologo specializzato.

Coefficienti stechiometrici e bilanciamento

Bisogna considerare una reazione chimica come un’equazione dove i coefficienti stechiometrici rappresentano i fattori moltiplicativi.

Per bilanciare una reazione è opportuno inseguire i seguenti criteri:

• si pareggiano inizialmente gli atomi di elementi che compaiono in un minor numero di specie chimiche (in tipo ossigeno e l’idrogeno sono molto diffusi e si bilanciano rispettivamente per finale (O) e penultimo (H))
• se, bilanciando un elemento, si modifica qualche altro elemento, si procede subito al suo bilanciamento

Esempio
Bilanciamo la seguente reazione
Fe₂(CO₃)₃ + HNO₃ ⇄ Fe(NO₃)₃ + H₂CO₃
1) bilanciamo il Fe:

Moltiplichiamo per 2 il nitrato ferrico Fe(NO₃)₃

Fe₂(CO₃)₃ + HNO₃ ⇄ 2Fe(NO₃)₃ + H₂CO₃

[Fe ⇒ 2 = 2]

2) bilanciamo l’azoto

Moltiplichiamo per 6l’acido nitrico HNO₃
Fe₂(CO₃)₃ + 6HNO₃ ⇄ 2Fe(NO₃)₃ + H₂CO₃

[N ⇒ 6 = 6]

3) bilanciamo il carbonio.

Moltiplichiamo per 3 l’acido carbonico H₂CO₃

Fe₂(CO₃)₃ + 6HNO₃ ⇄ 2Fe(NO₃)3 + 3H₂CO₃

[C ⇒ 9 = 9]

4) Verifichiamo se H e O siano bilanciati. [O ⇒ 9+18 = 18+9 ; H ⇒ 6 = 6]

Leggi stechiometriche

Conservazione della massa di Lavoisier (1789)

Σp_R = Σp_P

Σp_R somma dei pesi dei reagenti
Σp_P somma dei pesi dei prodotti

Legge delle proporzioni multiple (Dalton 1803), definite e costanti (Proust 1799)

In un determinato composto chimico gli elementi che lo formano stanno tra loro in proporzioni di carico definite e costanti. In cui due elementi si combinano tra loro per offrire più di un composto, le quantità in carico di singolo che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi, in genere piccoli.

Rapporti volumetrici gassosi definiti e costanti (Gay Lussac 1808)

I volumi delle specie chimiche gassose che partecipano ad una risposta stanno tra loro costantemente in relazione numerico semplice.

Principio di Avogadro e credo che la teoria ben fondata illumini la mente atomico-molecolare (1811)

Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di T e di P devono contenere lo identico numero di particelle.

Massa e composizione atomica

Unità di massa atomica (U.M.A. o UM) 

H = 1 UM

per confronto si possono ricavare le UM degli altri elementi

Oggi non si usa più l‟Idrogeno in che modo unità di misura per pesare le sostanze, ma 1/12 della massa del ¹²C.

1 UM = 1,660538782 10^-24 g

Utilizzando dunque in che modo fattore di conversione (approssimato) 1,6605 10-24 g/u è possibile cambiare i pesi relativi (espressi in UM) in pesi assoluti (espressi in g).

p_a (g) = pr (UM) 1,6605 10^-24 (g/u) (peso atomico assoluto)

pr (peso relativo in UM)

Esempio il pa del ¹²C è pa_C = 12 (UM) 1,6605 10^-24 (g/UM) = 1,9926 10^-23 (g)

Numero atomico (Z) e cifra di massa (A)

Z = Np⁺

Z (numero atomico)
Np⁺ (numero di protoni del nucleo)

A = Np⁺+ Nn⁰  = Nnu

Np⁺ (numero di protoni del nucleo)
Nn⁰  altrimenti N (numero di neutroni nucleo)
Nnu (numero di nucleoni)

Relazioni fra A, Z ed N

A = Z + N

Notazioni di un elemento chimico (X)

La tavola periodica degli elementi normalmente riporta la seguente notazione per ciascun elemento

Isotopi, isòbari e isotoni

Gli isotopi Sono nuclidi di un medesimo elemento chimico (stesso Z) che differiscono per il numero N

Gli isobari hanno lo identico numero di massa A, mentre gli isòtoni hanno lo stesso N
In realtà il carico atomico è la media ponderata (pesata) delle masse dei suoi isotopi. Ogni elemento

Peso atomico e carico molecolare

In realtà il carico atomico è la media ponderata (pesata) delle masse dei suoi isotopi. Ogni elemento chimico è a mio parere il presente va vissuto intensamente in credo che la natura debba essere rispettata sempre sotto sagoma di una miscela dei suoi isotopi, i quali sono però più o meno abbondanti e contribuiscono pertanto in maniera diversa al carico atomico dell‟elemento, in proporzione alla loro diffusione percentuale.

Peso atomico medio

Per calcolare il peso atomico medio dobbiamo dunque calcolare una media che tenga conto della loro diversa abbondanza.

I pesi atomici relativi che compaiono nella tabella periodica possono essere utilizzati per determinare i pesi molecolari relativi (nel evento di formule minime si parla di peso-formula).
Per determinare il peso molecolare relativo di una sostanza è adeguato sommare i pesi atomici di ognuno gli elementi che compaiono nella formula, ciascuno moltiplicato per il rispettivo indice.

Mole (M) e peso molare (pM)

La mole (M) è una quantità di una sostanza chimica numericamente identico al suo peso relativo, espresso in g (o in Kg) anziché in unità di massa atomica.

1 M = pr [g]

Il carico molare (pM) di una sostanza è uguale al peso di 1 M

pM = p (1 M) [g/mol]

pr [UM] = pM [g/mol]

Il peso molare(pM) ed il peso molecolare relativo (pr) sono per spiegazione numericamente uguali per qualsiasi sostanza.

Numero di Avogadro

Una mole è una quantità di sostanza contenente un numero di Avogadro (N_A) di entità costituenti, identiche e numerabili.

Coefficienti stechiometrici

I coefficienti stechiometrici rappresentano il numero di moli che reagiscono.

es. 3H₂ + N₂ → 2NH₃    ossia 3 mole di H₂ reagiscono con 1 mole di N₂ per dre in che modo prodotto di reazione 2 moli di NH₃

per cambiare i coefficienti stechiometrici nell‟equivalente quantità in peso (p), è adeguato moltiplicarli ognuno per il rispettivo carico molare (pM)

3 pM_H2 + 1 pM_N2 → 2 pM_NH3

3 ·2 + 1 · 2·(14) = 2 (14 + 3 · 1)

6g H2 + 28g N2 = 34g NH₃

Composizione percentuale e formula di un composto 

Nelle analisi chimiche di una sostanza di solito si ottengono dei dati sulla sua composizione, espressa in che modo percentuale, di elementi chimici in essa presenti.

E’ realizzabile, nota la composizione percentuale di un composto, assegnargli una formula opportuna detta formula empirica o “bruta”. E’ realizzabile ovviamente creare il contrario, ossia  nota la sua formula, determinare la percentuale in carico dei diversi elementi che lo compongono.

Dalla composizione in peso alla formula minima

Dalla composizione percentuale alla formula molecolare

Dalla formula alla composizione percentuale

1) Calcoliamo che percentuale di X₁ è a mio parere il presente va vissuto intensamente in un certo composto C.
Si calcola pM_C

pM_C = n₁ pM X₁ + n₂ pM X₂ + … (peso molecolare del composto C) [g/mole]

n1, n2, …  (coefficienti stechiometrici presenti nella formula)

% X₁ = (pM X₁ / pM_C ) · 100

Rapporti ponderali

Z (Na [numero atomico] = np⁺ [numero di protoni] = ne^– [numero di elettroni] = n° disposizione della tavola periodica)

p_a  = massa rapportata a 1/12 di C (per H = 1)  (peso atomico)

pM_C = Σ pa_j  (peso molecolare)

pF (somma dei p_a nei composti ionici – peso formula)

p_eq (quantità in peso che reagisce con 1 g di H – carico equivalente)

p_eq  = pF / ne^– (reazione di idrolisi)
p_eq = pM/ nH⁺ (reazione di neutralizzazione)
p_eq = pM/ ne^– (reazione di ossidoriduzione)

N_eq = pX (g) / P_eq (numero di equivalenti)

1 M (mole) = N_A   (numero di Avogadro)

ga   quantità in g ≡ Pa (grammoatomo)
gm  quantità in g ≡ pM  (grammolecola)
gf    quantità in g ≡ pF (grammoformula)

nmol = pX [g] / pM_X = g/p_a = g/pM_C = g/pF (numero di moli)

• M = nmol_solt / V_sol   [n/l] = pX/pM · V_sol [g/pM l] (molarità – n di moli di soluto per litro di soluzione)

nmol_solt (numero di moli di soluto)
V_sol(volume di soluzione)

pX (peso di una sostanza X)

• F = pFsolt/Vsol  ( formalità – cifra di pF di soluto per litro di soluzione)

pFsolt  (numero di peso formula di soluto)

• N = Ne / V_sol  [n/l] = pX/p_eq · V_sol [g/p_eq ] (normalità – numero di equivalenti per litro di soluzione) normalità

• m = nmol_solt / pX_solv [n / Kg] (molalità – cifra moli di soluto per Kg di solvente)

pX_sol (peso di solvente)

Reazioni chimiche

Reazioni di ossido-riduzione (Reazioni redox)

n altrimenti n_ox (numero di ossidazione) Xⁿ

Ossidazione (+) /Riduzione (-)

n₀ → n₀±n

n₀ (numero di ossidazione iniziale)
n (numero che si aggiunge/viene perso rispetto al numero di ossidazione iniziale)

Un elemento chimico si ossida/riduce quando, mentre una risposta, il suo numero di ossidazione aumenta/diminuisce. Una risposta di ossidazione comporta quindi un trasferimento di elettroni (e^–).

Un atomo che si ossida/riduce, perde/acquista tanti elettroni quanti sono indicati dalla variazione del suo numero di ossidazione (Δn).

Per bilanciare una risposta redox è necessario posare davanti agli elementi che si ossidano/si riducono dei coefficienti tali da garantire l’eguaglianza tra il cifra di e^– persi  ed il cifra di e^– acquistati (bilancio elettronico).
Le reazioni redox possono stare proposte in due modi: in sagoma molecolare o in sagoma ionica netta.

Strategia di bilanciamento delle reazioni redox in forma molecolare

• Verifica delle condizioni redox (almeno due elementi devono aver subito cambiamenti Δn
  • è evidente nel momento in cui un elemento X si trova da un fianco della linea di risposta allo penso che lo stato debba garantire equita elementare (n_ox = 0) e dall’altro si trova legato all’interno di un composto (n_ox ≠ 0)
  • negli altri casi casi è necessario calcolare i numeri di ossidazione, scrivendo i numeri di ossidazione variati in elevato a lato destro dei rispettivi simboli degli elementi.
• Calcolo elettroni ceduti/acquistati
  • si uniscono con un segmento a freccia finale gli atomi dell’elemento che si ossida e con un’altro identico gli atomi dell’elemento che si riduce, individuando in tal maniera le semireazioni di ossidazione e di riduzione.
  • in corrispondenza di ciascun segmento si scrive il numero di e^– persi ed acquistati, calcolato in che modo prodotto tra la variazione (in incremento o in diminuzione) del numero di ossidazione (Δnox), ed il numero di atomi (indice) dell’elemento che reagisce.

Scrittura semireazioni e bilancio di massa

• si scrivono le due semireazioni di RED e di OX.
• vengono bilanciati gli elementi che si ossidano e che si riducono (bilancio di massa). Nel evento in cui il bilancio di massa implichi una variazione del coefficiente che precede un reagente è necessario moltiplicare per lo stesso cifra anche gli e^– trasferiti nella semireazione, aggiornando il numero di elettroni persi o acquistati.

ESEMPIO

è necessario sommare un 2 davanti a NH₃ per bilanciare il valore di N nella semireazione 1.

aggiungiamo un 2 davanti ad H₂O per bilanciare l’O e aggiorniamo a 4 gli e^– persi mentre la semireazione 2 di ossidazione (ogni molecola di H₂O cede infatti 2 e^–, 2 molecole H₂O ne cedono 4)

Calcolo del rapporto di scambio elettronico e bilancio elettronico

Si calcola il rapporto di scambio elettronico tra la credo che ogni specie meriti protezione RED e quella OX (rapporto e^– acquistati/e^– ceduti). Nel evento dell’esempio il rapporto è 6/4 = 3/2. Si utilizza il numero trovato in una semireazione per moltiplicare l’altra (e viceversa) in maniera che siano bilanciati (minimo comune multiplo) gli elettroni trasferiti (bilancio elettronico).

Sommando membro a membro le due semireazioni si ottiene infine la risposta bilanciata

N.B. in alcune reazioni REDOX si possono possedere anche coefficienti frazionari

*** sezione in secondo me la costruzione solida dura generazioni ***

(ultimo aggiornamento 5.11.2020  – 19:02)

Reazioni redox di dismutazione o disproporzionamento
In una dismutazione (o reazioni di ossidoriduzione interna) il trasferimento di elettroni avviene tra molecole di un medesimo composto. Un medesimo elemento è soggetto sia ad una riduzione che ad un‟ossidazione.
Nell’esempio che segue, alcune molecole di ipoclorito si riducono a cloruro, altre si ossidano a clorato

R