Lezioni di Chemistry

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• Acidi e basi: proprietà, indicatori e reazioni – Un acido libera ioni H⁺ in acqua e una base libera ioni OH⁻. Gli indicatori mostrano quale dei due c'è con un cambio di colore o di odore, e quando H⁺ incontra OH⁻ si forma acqua e resta un sale.
• Entalpia, calorimetria e legge di Hess – L'entalpia è H = U + pV. A pressione costante il calore assorbito o ceduto è uguale a ΔH; a volume costante è uguale a ΔU. Misuriamo ΔU in una bomba calorimetrica chiusa e ΔH in un calorimetro a tazza aperto, usando q = C ΔT oppure q = m c ΔT. Per i gas vale ΔH = ΔU + Δn_g RT. L'entalpia di reazione ΔrH è negativa nelle reazioni esotermiche e positiva in quelle endotermiche, e ΔrH° = ΣΔfH°(prodotti) − ΣΔfH°(reagenti). Legge di Hess: la variazione totale di entalpia è la stessa sia che la reazione avvenga in un passaggio sia in molti, quindi le equazioni termochimiche si possono sommare come in algebra.
• Equilibrio chimico: Kc, Kp, Q ed energia di Gibbs – In un contenitore chiuso una reazione reversibile procede in entrambe le direzioni. Dopo un po' la velocità diretta e quella inversa diventano uguali, quindi le quantità smettono di cambiare, ma la reazione non si ferma. Questo è l'equilibrio dinamico. All'equilibrio il rapporto tra prodotti e reagenti (ognuno elevato al proprio coefficiente) è un numero fisso, la costante di equilibrio K. Kc usa le concentrazioni, Kp usa le pressioni parziali e Kp = Kc(RT)^Δn. Solidi e liquidi puri non compaiono in K. Il quoziente di reazione Q indica la direzione: Q < K va avanti, Q > K torna indietro, Q = K è equilibrio. K ed energia di Gibbs sono legate: ΔG = ΔG° + RT ln Q e ΔG° = −RT ln K.
• L'approccio di Kossel-Lewis e il legame ionico – Gli atomi si legano per avere un guscio esterno stabile di 8 elettroni (un ottetto), come un gas nobile. Kossel disse che gli atomi possono cedere o prendere elettroni e formare ioni (legame ionico). Lewis disse che gli atomi possono anche condividere coppie di elettroni (legame covalente). Le strutture di Lewis mostrano questi elettroni con punti e trattini. La carica formale (V − L − B/2) aiuta a scegliere la struttura di Lewis migliore. Gli ioni si dispongono in un cristallo e l'energia liberata è legata all'entalpia reticolare.
• La struttura dell'atomo – L'atomo ha al centro un nucleo minuscolo, pesante e positivo, fatto di protoni e neutroni. Gli elettroni si muovono intorno in gusci fissi: K, L, M, N. Il numero di protoni (Z) dice di quale elemento si tratta; protoni + neutroni danno il numero di massa (A). Gli elettroni più esterni decidono la valenza. Gli isotopi hanno lo stesso Z; gli isobari hanno lo stesso A.
• Metalli e non metalli: proprietà e serie di reattività – I metalli di solito sono lucenti, duri, malleabili, duttili e buoni conduttori; i non metalli di solito sono opachi, fragili e cattivi conduttori. I metalli formano ossidi basici, reagiscono con l'acqua e con gli acidi diluiti (liberando idrogeno) e un metallo più reattivo scalza uno meno reattivo dalla sua soluzione salina. Mettendo i metalli in ordine dal più al meno reattivo si ottiene la serie di reattività.
• Mole, massa molare e formule chimiche – Gli atomi sono troppo piccoli per essere contati uno a uno, quindi i chimici li contano pesandoli. Le masse atomiche si misurano in u, dove 1 u è un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio-12. Una mole contiene 6.022 × 10²³ particelle e la sua massa in grammi ha lo stesso numero della massa della formula in u. Con le moli possiamo calcolare la percentuale di ogni elemento in un composto e, al contrario, risalire dalle percentuali alla formula empirica e a quella molecolare.
• Proprietà chimiche dei composti del carbonio, etanolo e acido etanoico – I composti del carbonio bruciano in ossigeno e danno CO₂, acqua, calore e luce (combustione); forti agenti ossidanti trasformano gli alcoli in acidi (ossidazione); i composti insaturi addizionano idrogeno con un catalizzatore di nichel (addizione); i composti saturi scambiano un idrogeno con il cloro alla luce del sole (sostituzione). L'etanolo reagisce con il sodio e libera idrogeno, e per disidratazione dà etene; l'acido etanoico è un acido debole che forma esteri con gli alcoli e CO₂ con i carbonati.
• Reazioni chimiche e bilanciamento delle equazioni – In una reazione chimica gli atomi non si creano e non si distruggono: cambiano solo compagni. Per questo un'equazione chimica deve avere lo stesso numero di atomi di ogni tipo a sinistra e a destra. Si bilancia cambiando i numeri davanti alle formule, mai le formule stesse.