Giochi della chimica: argomenti da sapere

OLIMPIADI DELLA CHIMICA

CHIMICA: ARGOMENTI PRICIPALI

GENERALITÀ

 ATOMO: è la più piccola particella costitutiva di un elemento (ad esempio, un atomo di Fe, di

H, di O).

 MOLECOLA: è la più piccola particella costitutiva di un elemento o di un composto che può

esistere in modo indipendente (esempi: molecola di ossigeno O , di ozono O , di acqua H O).

2 3 2

IONE: + - 42-

è un’unità strutturale dotata di carica, ad esempio Na , Cl , SO , ecc. In particolare, si

parla di cationi se la carica dell’unità strutturale è positiva, di anioni se è negativa. Dunque,

la differenza esistente tra l’atomo e uno ione qualsiasi di un elemento è la differenza di

elettroni.

NUMERO ATOMICO: rappresenta il numero dei protoni.

RAGGIO ATOMICO: è convenzionalmente la metà della distanza internucleare tra due atomi

dello stesso elemento, legati in modo covalente e l’unità di misura è picometri (pm) oppure

angstrom (Å).

ENERGIA DI IONIZZAZIONE: energia minima richiesta per allontanare da esso/a un elettrone

e portarlo a distanza infinita.

ELETTRONEGATIVITÀ (E.N.): misura relativa della capacità di un atomo di attrarre elettroni

quando prende parte ad un legame chimico. E.N massima è quella del fluoro il cui valore è

pari a 4 mentre E.N minima è quella del francio il cui valore è pari a 0,7.

PRINCIPALI GAS CONTENUTI NELL’ARIA ATMOSFERICA : ossigeno (O) e azoto (N).

SIMBOLI DELLE UNITÀ DI MISURA: tutti minuscoli tranne quelli che derivano da nomi di

persone e il litro(L).

 MASSA ATOMICA RELATIVA: rapporto tra la sua massa assoluta e il valore in grammi di 1

uma. È espressa da un numero adimensionale.

MASSA ATOMICA: si misura in Kg o in un’unità di massa atomica, simboleggiata da u o da

'unità di massa atomica corrisponde a 1/12 della massa dell'atomo di Carbonio-

Da. L

12 ed equivale a 1,66 x 10 grammi.

-24

MASSA -1 -1

MOLARE ATOMICA: espressa in g mol secondo la IUPAC e in Kg mol secondo il SI.

 A X: isotopo con numero di massa A e numero atomico Z.

Z

Numero atomico di un atomo = numero di protoni (Z).

Numero di massa di un atomo = somma protoni e neutroni (A=Z+N).

pH: ACIDI E BASI

 +

TEORIA DI ARHENIUS: sono acidi quelle sostanze che in H O liberano ioni H . Gli acidi sono

2

forti se completamente disciolti (HClO – H SO – HNO – HCl – HBr) invece sono deboli se

4 2 4 3 -

parzialmente disciolti Le basi sono, invece, quelle sostanze che in acqua liberano ioni OH ; le

basi forti sono quelle completamente disciolte mentre quelle deboli sono le basi parzialmente

disciolte.

 +

TEORIA DI BRØNSTED-LOWRY: un acido è una sostanza capace di cedere ioni H ad un'altra

+

specie chimica detta base. Una base è, invece, una sostanza capace di acquisire ioni H da

un'altra specie chimica, detta acido.

 :

TEORIA DI LEWIS un acido è una sostanza capace di accettare un doppietto elettronico da

un'altra specie chimica (detta base). Una base, invece, è una sostanza capace di donare un

doppietto elettronico ad un'altra specie chimica (detta acido).

¿ ¿

+ -7 + -7

Per le basi [H ] 10 , viceversa per gli acidi [H ] 10 . Da questo ne segue che per le basi

¿ ¿

il pH 7 e per gli acidi il pH 7.

Tra due acidi è più acido quello con pH più vicino allo 0. Una soluzione tampone riduce il pH e

può essere acido se formato da un acido e una base debole o basico se formato da una base e

un acido debole.

 SALE: composto ottenuto dalla reazione tra un acido ed una base (o idrossido), diverso

quindi da un ossido o un idruro.

 pH DEL SALE :

 un sale formato da acido forte e base forte avrà un pH neutro;

 un sale formato da acido forte e base debole avrà un pH acido;

 un sale formato da acido debole e base forte avrà un pH basico;

 un sale formato da acido debole e base debole avrà un pH acido se Ka>Kb, basico se

Kb>Ka.

TAVOLA PERIODICA

GUPPI: sono compresi degli elementi chimici con proprietà simili: 1.metalli alcalini, 2.metalli

alcalini-terrosi, 3.metalli terrosi, 4.gruppo del carbonio, 5.gruppo dell’azoto, 6.gruppo

dell’ossigeno, 7.algoeni, 8.gas nobili.

Sinteticamente nel I, II e III gruppo sono compresi i metalli che, in genere, cedono elettroni,

invece nel IV, V, VI, VII e VIII gruppo sono compresi i non metalli che hanno la tendenza a

perdere elettroni. I gas nobili non cedono né perdono elettroni e non reagiscono

chimicamente; essi sono così chiamati perché hanno l’ultimo orbitale completo di elettroni.

Bisogna ricordare però, che tra gli elementi del II e III gruppo sono compresi gli elementi di

transizione, così chiamati perché, in alcuni casi si comportano da metalli e cedono elettroni e,

in altri casi, si comportano da non metalli e acquistano elettroni.

BLOCCHI:

blocco S: in cui gli elettroni più esterni occupano orbitali s, e che comprende i gruppi I e II

(primi due gruppi a sinistra).

blocco P: in cui gli elettroni esterni occupano orbitali p, e che comprende i gruppi III, IV, V,

VI, VII, oltre al gruppo 0 (ultimi sei gruppi a destra).

blocco D: in cui vengono progressivamente riempiti gli orbitali d, e che comprende elementi

nella parte centrale della tavola che, oltre a presentare proprietà analoghe verticalmente, si

blocco

somigliano anche orizzontalmente. F: in cui vengono riempiti gli orbitali f, e che

comprende lantanidi ed attinidi.

PROPRIETÀ DELLA TAVOLA PERIODICA:

gli elementi sono ordinati secondo un numero crescente di n°atomico;

il raggio atomico aumenta dall'alto verso il basso e da destra verso sinistra;

l'energia di ionizzazione aumenta dal basso verso l'alto e da sinistra verso destra;

l'elettronegatività aumenta da sinistra verso destra e dal basso verso l’alto;

le proprietà metalliche aumentano da destra verso sinistra e dall'alto verso il basso;

SOLUZIONI - MOLE

SOLUZIONE: miscuglio omogeneo di due o più sostanze di cui un è chiamata soluto (sostanza

disciolta) e l’altra solvente (sostanza che scioglie). Una soluzione può essere definita anche

come una miscela fisicamente e chimicamente omogenea.

SOLUZIONE SATURA: se contiene più soluto di quanto è capace di sciogliere.

SOLUZIONE INSATURA: se è una soluzione omogenea ( il solvente scioglie il soluto).

Per convenzione si ritiene che una soluzione del soluto A indicata commercialmente come al

10% contenga 10g di A e 90g di solvente.

SOLUBILITÀ: quantità massima di soluto che può sciogliere, ad una determinata t (°C), in

una data quantità di sovente.

MOLE: nel SI viene definita in mol. Essa rappresenta la quantità di sostanze che contiene

23 23

6,02 x 10 particelle: 1mol=6,02 x 10 particelle (n° di Avogrado).

 MOLARITÀ: moli di soluto disciolte in 1000mL di soluzione; viene calcolata facendo il

rapporto tra il n° di moli soluto con il volume espresso il L ed è infatti espressa in mol/L.

CONVERSIONI 3 3 3 3

PER VOLUME IN L: dm = 1L; 1 cm = 0,1 L; 1 m = 10 L.

FORMULE DA RICORDARE: M=n°moli soluto/V=> n°moli soluto = M × V; n°moli=

m(g)/P.M.=> m(g)= n°moli × P.M.

REAZIONI CHIMICHE - BILANCIAMENTO

REAZIONE CHIMICA: modifica sempre la natura delle specie chimiche che reagiscono. In una

reazione (non nucleare) tra reagenti e prodotti non si scontrano variazioni di massa.

REAZIONI IRREVERSIBILI: i reagenti si trasformano in prodotti.

REAZIONI INCOMPLETE: i reagenti si trasformano solo in parte in prodotti.

REAZIONI REVERSIBILI: i reagenti si trasformano nei prodotti e i prodotti nei reagenti; le

reazioni, dal punto di vista energetico, possono essere esotermiche (se sviluppano calore) o

endotermiche (se assorbono calore).

LEGGE DI LAVOISIER: la massa dei reagenti che partecipano ad una reazione chimica deve

essere uguale alla massa dei prodotti.

SCOPO DEL BILANCIAMENTO: fare in modo che il numero di atomi di un elemento sia uguale

tra reagenti e i prodotti. Per questo bisogna inserire dei numeri chiamati

COEFFICIENTI STECHIOMETRICI: numero di molecole coinvolte nella reazione. Indicano, a

livello macroscopio e in modo immediato, anche le quantità chimiche di reagenti e prodotti.

REAZIONI REDOX: i reagenti si “scambiano elettroni” e il numero degli elettroni “ceduti” da

una specie deve corrispondere al numero di elettroni “acquisiti” dall’altra. In una reazione

redox si verifica l’uguaglianza tra il numero di elettroni ceduti dal riducente e acquistati

dall’ossidante. Perdita di

elettroni = aumento del N.O. ossidazione (OX specie riducente); acquisto di elettroni =

diminuzione del N.O. (RED specie ossidante)

riduzione

 REGOLE RELATIVE AL NUMERO DI OSSIDAZIONE (n.o.):

ciascun atomo di un elemento puro ha n.o. pari a 0;

il n.o. di uno ione monoatomico è pari alla sua carica;

l’idrogeno ha n.o. pari a +1 tranne quando è legato con un metallo (idruri) che ha n.o. pari a

l’ossigeno

-1; ha n.o. pari a -2 tranne quando è legato con fluoro

i

e con un perossido che ha n.o. pari a -1; n.o negativi possono

essere assunti solo dagli elementi di transizione e dai non metalli;

il n.o. degli elementi noti va da +8 a -4;

in un composto neutro, la somma dei n.o. è pari a 0.

VELOCITA’ REAZIONI CHIMICHE

VELOCITÀ DELLE REAZIONI CHIMICHE: velocità con cui i reagenti si trasformano in prodotti.

Si calcola facendo il rapporto tra la concentrazione (moli) e tempo (s).

 FATTORI CHE INFLUISCONO LA VELOCITÀ DI REAZIONE :

natura dei reagenti: fattore principale in quanto non può variare;

concentrazione: n° di particelle di sostanza in un’unità di volume;

superficie di contatto: zona su cui può reagire la reazione;

temperatura: ad un aumento di temperatura di 10°C corrisponde un raddoppio o un triplo di

catalizzatore:

velocità; sostanza chimica che riduce l’energia di

attivazione.

GAS

LEGGE DI BOYLE: per una certa massa di gas a temperatura costante, il prodotto del volume

del gas V per la sua pressione P è costante. (PV=nRT).

PRIMA LEGGE DI GAY-LUSSAC: in condizioni di pressione costante il volume di un gas

aumenta linearmente con la temperatura.

SECONDA LEGGE DI GAY-LUSSAC: in condizioni di volume costante la pressione di un gas

aumenta linearmente con la temperatura.

MOLE DI GAS IN CONDIZIONI STANDARD ( 1atp e 0°C): occupa un volume pari a 22,4L.

ELEMENTI GASSOSI IN NATURA: H, N, O, F, Cl e i gas nobili.

 RICORDA: se una contenitore rigido contiene xL di O e se ne prelevano yL, il volume di gas

residuo è xl.

LEGAMI CHIMICI

LEGAMI CHIMICI: forza di attrazione. Si ha un legame chimico quando una forza di natura

elettrostatica tiene uniti più atomi in una molecola o in un cristallo o più molecole in una

sostanza allo stato condensato.

LEGAMI CHIMICI FORTI: contenuto energetico maggiore e sono più difficili da rompere.

LEGAMI CHIMICI DEBOLI: contenuto energetico minore e sono più facili da rompere.