Chimica

Proprietà chimiche: Riguardano il comportamento della sostanza nelle trasformazioni che implicano

un cambiamento di composizione (reattività, acidità, ossidabilità, ecc.).

1.4 Sistemi di unità di misura

In ambito chimico si utilizza il Sistema Internazionale (SI). Tra le unità di misura fondamentali:

Lunghezza (m)

Massa (kg)

Tempo (s)

Quantità di sostanza (mol)

Le grandezze più ricorrenti in chimica includono, fra le altre, volume (m³ o L), pressione (Pa, a volte bar

o atm), energia (J), concentrazione (mol/L) e via dicendo.

1.5 Il concetto di mole

La mole (mol) è l’unità di misura della quantità di sostanza, definita come il numero di Avogadro di

entità elementari (atomi, molecole, ioni). Il numero di Avogadro (N_A) vale circa 6,022×10²³.

La massa molare (M) è la massa di una mole di sostanza, espressa in g/mol. Corrisponde

numericamente alla somma delle masse atomiche (in u) che compongono la sostanza.

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2. Struttura atomica

2.1 Atomi e particelle subatomiche

L’atomo è la più piccola unità di un elemento che conserva le proprietà chimiche di quell’elemento. È

composto da:

Protoni (p⁺): carica positiva, massa approssimativa di 1 u (unità di massa atomica).

Neutroni (n): carica neutra, massa simile a quella dei protoni.

Elettroni (e⁻): carica negativa, massa molto più piccola di quella dei protoni/neutroni (circa 1/1836).

2.2 Numero atomico e numero di massa

Numero atomico (Z): numero di protoni nel nucleo; caratterizza l’elemento (es. Z=1 → idrogeno, Z=2 →

elio).

Numero di massa (A): somma di protoni e neutroni (A = Z + numero neutroni).

2.3 Isotopi

Gli isotopi di un elemento sono atomi con lo stesso numero atomico (ugual numero di protoni) ma

diverso numero di neutroni. Le proprietà chimiche degli isotopi di uno stesso elemento sono

generalmente simili, perché determinate dal numero di elettroni.

2.4 Modelli atomici

1. Modello di Bohr: descrive l’elettrone che ruota in orbite quantizzate intorno al nucleo, con livelli

energetici ben definiti.

2. Modello a orbitali: sostituisce le orbite definite con la probabilità di trovare l’elettrone in una certa

regione di spazio (orbitali s, p, d, f).

2.5 Configurazione elettronica

Gli elettroni occupano gli orbitali in base a principi di minima energia:

Principio di Aufbau: l’elettrone si colloca nell’orbitale a energia più bassa disponibile.

Principio di Pauli: in un orbitale non possono coesistere più di due elettroni e devono avere spin

opposti.

Regola di Hund: negli orbitali degeneri (stessa energia) gli elettroni si distribuiscono prima a spaiarsi e

poi si appaiano.

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3. Tavola periodica e proprietà periodiche

3.1 Struttura della tavola periodica

La tavola periodica è organizzata in righe (periodi) e colonne (gruppi o famiglie), in ordine crescente di

numero atomico. Gli elementi con proprietà simili si trovano nello stesso gruppo.

3.2 Gruppi principali

Gruppo 1 (metalli alcalini): molto reattivi, tendono a formare cationi con carica +1.

Gruppo 2 (metalli alcalino-terrosi): reattivi, formano cationi con carica +2.

Gruppo 17 (alogeni): non metalli, formano anioni con carica –1 (ad es. Cl⁻).

Gruppo 18 (gas nobili): scarsa reattività (inerti), grazie alla configurazione elettronica stabile a guscio

pieno.

3.3 Proprietà periodiche

Raggio atomico: aumenta lungo un gruppo (dall’alto verso il basso) e diminuisce lungo un periodo (da

sinistra a destra).

Energia di ionizzazione: energia necessaria per rimuovere un elettrone. Aumenta da sinistra a destra

lungo un periodo e diminuisce scendendo in un gruppo.

Affinità elettronica: energia liberata quando un atomo in fase gassosa acquista un elettrone.

Generalmente diventa più negativa verso destra nel periodo.

Elettronegatività (scala di Pauling): tendenza ad attrarre elettroni in un legame chimico. Aumenta

lungo il periodo da sinistra a destra e diminuisce lungo il gruppo dall’alto verso il basso (il fluoro è

l’elemento più elettronegativo).

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4. Il legame chimico

4.1 Legame ionico

Si forma tra un metallo (che tende a perdere elettroni) e un non metallo (che tende ad acquistarli). Il

trasferimento di elettroni genera cationi e anioni, che si attraggono elettrostaticamente.

Caratteristiche:

Alti punti di fusione e di ebollizione.

Spesso solubili in acqua.

Conducono la corrente elettrica allo stato fuso o in soluzione.

4.2 Legame covalente

Risultato della condivisione di una o più coppie di elettroni tra due atomi. Può essere:

Covalente puro (non polare): i due atomi hanno elettronegatività simile (es. molecola di H₂).

Covalente polare: i due atomi hanno elettronegatività diversa, per cui la densità elettronica si sposta

verso l’atomo più elettronegativo (es. H–Cl).

4.3 Legame metallico

Presente nei metalli puri e nelle leghe: i cationi metallici sono immersi in un “mare” di elettroni mobili

e delocalizzati. Conferisce ai metalli proprietà come duttilità, malleabilità e conducibilità elettrica.

4.4 Teoria VSEPR e geometrie molecolari

La teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) consente di prevedere la geometria delle

molecole tenendo conto delle repulsioni fra coppie di elettroni di valenza. Alcuni esempi:

2 coppie di elettroni: geometria lineare (180°).

3 coppie di elettroni: geometria trigonale planare (120°).

4 coppie di elettroni: geometria tetraedrica (circa 109,5°).

4.5 Forze intermolecolari

Oltre ai legami intramolecolari, le forze che agiscono fra molecole sono:

Forze di London (o dispersione): deboli, presenti in tutte le molecole, più forti in molecole più grandi.

Forze dipolo-dipolo: agiscono fra molecole polari.

Legame a idrogeno: tipo particolare di interazione dipolo-dipolo che si instaura quando l’idrogeno è

legato a F, O o N.

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5. Stechiometria e bilanciamento delle reazioni

5.1 Concetto di reazione chimica

Una reazione chimica avviene quando una o più sostanze (reagenti) si trasformano in una o più

sostanze differenti (prodotti). In una reazione bilanciata, il numero di atomi di ciascun elemento si

conserva.

5.2 Bilanciamento

Per bilanciare occorre fare in modo che il numero di atomi di ogni elemento sia uguale su entrambi i

lati dell’equazione. Si possono utilizzare metodi di ispezione (prova ed errore ragionato) o altri metodi

formali (es. algebraico).

Esempio:

Bilanciando correttamente si ottiene:

5.3 Rapporto molare e calcoli stechiometrici

Una volta bilanciata l’equazione, i coefficienti stechiometrici indicano i rapporti molari fra reagenti e

prodotti. Eseguire calcoli stechiometrici implica:

1. Convertire la massa (o volume, concentrazione, ecc.) del reagente dato in moli.

2. Utilizzare il rapporto molare per trovare le moli del prodotto o dell’altro reagente.

3. Convertire le moli trovate nella grandezza richiesta (massa, volume, ecc.).

5.4 Resa teorica e resa effettiva

Resa teorica: massima quantità di prodotto ottenibile (calcolata stechiometricamente).

Resa effettiva (o sperimentale): quantità di prodotto effettivamente ottenuta in laboratorio.

Resa percentuale: (resa effettiva / resa teorica) × 100.

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6. Stati della materia e passaggi di stato

6.1 Stato solido, liquido e gassoso

Solido: forma e volume propri, particelle disposte in modo ordinato, interazioni intermolecolari molto

forti.

Liquido: volume proprio ma forma del recipiente, particelle meno vincolate rispetto ai solidi.

Gas: forma e volume del recipiente, particelle in moto caotico e interazioni deboli.

6.2 Passaggi di stato

I principali cambiamenti di stato e i rispettivi nomi:

Fusione: da solido a liquido.

Evaporazione/Ebullizione: da liquido a gas.

Condensazione: da gas a liquido.

Solidificazione: da liquido a solido.

Sublimazione: da solido a gas.

Brinamento (o sublimazione inversa): da gas a solido.

6.3 Gas ideali e legge dei gas

Gas ideale: modello teorico di un gas le cui molecole non hanno volume proprio né interazioni

reciproche.

Equazione di stato dei gas ideali: PV = nRT, con:

P = pressione

V = volume

n = numero di moli

R = costante dei gas (0,082057 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹ o 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹)

T = temperatura assoluta (K)

Le leggi dei gas (Boyle, Charles, Gay-Lussac) derivano da questa relazione.

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7. Soluzioni e proprietà colligative

7.1 Definizione di soluzione

Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze. In genere si distingue:

Solvente: componente presente in maggior quantità (es. acqua).

Soluto: sostanza disciolta (es. sale).

7.2 Modi di esprimere la concentrazione

Molarità (M): moli di soluto per litro di soluzione (mol/L).

Molalità (m): moli di soluto per kg di solvente (mol/kg).

Frazione molare (χ): rapporto tra le moli di un componente e le moli totali della soluzione.

% in massa, % in volume e altre unità secondo il contesto.

7.3 Proprietà colligative

Dipendono dal numero di particelle di soluto in soluzione, non dalla loro natura:

1. Innalzamento ebullioscopico: la temperatura di ebollizione della soluzione è più alta di quella del

solvente puro.

2. Abbassamento crioscopico: la temperatura di congelamento della soluzione è più bassa di quella

del solvente puro.

3. Pressione osmotica: pressione necessaria per bloccare il flusso di solvente attraverso una

membrana semipermeabile.

La formula che descrive l’innalzamento ebullioscopico e l’abbassamento crioscopico è di tipo:

dove è la costante ebullioscopica/crioscopica del solvente, la molalità e il fattore di Van ’t Hoff

(dissociazione del soluto).

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8. Termodinamica chimica

8.1 Sistemi e grandezze termodinamiche

Sistema: la parte di universo su cui si concentra l’attenzione (può essere isolato, chiuso o aperto).

Energia interna (U): somma di tutte le forme di energia del sistema.

Entalpia (H): . A pressione costante, il cambiamento di entalpia () corrisponde al calore scambiato con

l’ambiente.

Entropia (S): misura del disordine o della libertà di movimento.

Energia libera di Gibbs (G): .

8.2 Leggi della termodinamica

1. Primo principio: l’energia si conserva. La variazione di energia interna è data da:

dove è il calore scambiato e il lavoro fatto dal (o sul) sistema.

2. Secondo principio: l’entropia totale dell’universo tende ad aumentare. Nei processi spontanei, .

3. Terzo principio: a 0 K, l’entropia di un cristallo perfetto è zero.

8.3 Reazioni esotermiche ed e