Giochi della chimica: argomenti da sapere

Olimpiadi della chimica

Chimica: argomenti principali

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 O₂, di ozono O₃, di acqua H₂O.
• Ione: è un’unità strutturale dotata di carica, ad esempio Na⁺, Cl⁻, SO₄²⁻, 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 uma. L’unità di massa atomica corrisponde a 1/12 della massa dell’atomo di Carbonio-12 ed equivale a 1,66 × 10⁻²⁴ grammi.
• Massa molare atomica: espressa in g mol⁻¹ secondo la IUPAC e in kg mol⁻¹ secondo il SI.
• ^A_ZX: isotopo con numero di massa A e numero atomico 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

Teorie di acidi e basi

• Teoria di Arrhenius: sono acidi quelle sostanze che in H₂O liberano ioni H⁺. Gli acidi sono forti se completamente disciolti (HClO₄ – H₂SO₄ – HNO₃ – HCl – HBr), invece sono deboli se 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.

Per le basi [H⁺] < 10⁻⁷, viceversa per gli acidi [H⁺] > 10⁻⁷. 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.