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SAPERE PERMANENTE

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SAPERE PERMANENTE

CLASSE PRIMA

1) DEFINIZIONE DI CHIMICA: La chimica studia la materia e le sue trasformazioni.



2) grandezze fondamentali e relative UM nel S.I:

grandezza

unità di misura

simbolo dell'unità di misura

lunghezza

metro

m

massa

chilogrammo

kg

tempo

secondo

s

temperatura

kelvin

°K

quantità di sostanza

mole

mol

intensità di corrente elettrica

ampère

A

intensità luminosa

candela

cd

3) differenza fra massa e peso: La massa indica la quantità di sostanza presente in un corpo; il peso (Newton) è la forza di gravità che si applica ad un corpo. P=m キ g

4) densità: d = m/V  [kg/m3; kg/dm3; kg/l; g/cm3]

PESO SPECIFICO: Ps: P/V  [N/m3]

5) DIFFERENZA TRA TEMPERATURA E CALORE: La temperatura è la grandezza che misura lo stato termico di un corpo, cioè indica quanto è caldo o freddo. Il calore è una forma di energia (energia termica; Joule, caloria) trasmessa da un corpo più caldo a uno più freddo

6) MISCUGLI PARTICOLARI:

Sospensione: miscuglio eterogeneo solido/liquido in cui il solido non affiora e non sedimenta, ma rimane disperso in tutta la massa del liquido.

Gel: miscuglio eterogeneo solido/liquido in cui il solido è una molecola di grandi dimensioni che forma una specie di rete in cui grandi quantità di liquido rimangono intrappolate in maniera fisica. Appare come un semi-solido.

Emulsione: miscuglio eterogeneo liquido/liquido o liquido/gas in cui i componenti, immiscibili fra loro, sono agitati energicamente. Uno dei due si frammenta in minuscole goccioline e rimane disperso nell’altro. Col tempo le goccioline tendono a riunirsi e i componenti a separarsi a meno che non si aggiungono degli emulsionanti.

7) PASSAGGI DI STATO:

solido/liquido: fusione

liquido/solido: solidificazione

liquido/aeriforme: ebollizione

aeriforme/liquido: condensazione

solido/aeriforme: sublimazione

aeriforme/solido: brinamento

Differenza tra evaporazione ed ebollizione: L’ebollizione è il vero passaggio di stato. Ad una temperatura ben precisa, tipica per ogni sostanza, tutta la massa del liquido passa allo stato aeriforme. L’evaporazione è un fenomeno di superficie: a tutte le temperature alle quali la sostanza è liquida le sole molecole superficiali passano allo stato aeriforme.

8) DIFFERENZA TRA TRASFORMAZIONE FISICA E TRASFORMAZIONE CHIMICA: In una trasformazione chimica (reazione) cambia la composizione della materia. In una trasformazione fisica cambia solo il suo stato (es: passaggi di stato, frammentazione di solidi, dilatazione di metalli, ecc.).

9) LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DELLA MASSA (Lavoisier): La materia non si crea e non si distrugge ma si trasforma, cioè la somma delle masse dei prodotti di una reazione è uguale alla somma delle masse dei reagenti.

10) IONI: sono particelle elettricamente cariche: i cationi sono positivi, gli anioni sono negativi.

11) M.A.A & M.A.R: la m.a.a è la massa reale di un atomo espressa in kg; la m.a.r è la massa di un atomo relativamente all’unità di massa atomica (u = Da = 1/12 12C = 1.66 x 10  -27 kg)

m.a.a = m.a.r キ u

12) LA MOLE: La mole è la quantità di sostanza che contiene 6.02 キ 1023   atomi o molecole. Questo numero (numero di Avogadro, NA) è scelto in maniera tale che la massa di una mole (massa molare, M) coincide numericamente con m.a.r o la m.m.r  ma espressa in g/mol.

n° moli = massa campione/M

n° molecole = n° moli キ NA

13) NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA: Il numero atomico indica il numero di protoni e quindi anche di elettroni di un elemento. Si indica con Z ed è caratterizzante per l’elemento. Il numero di massa indica quanti nucleoni (protoni + neutroni) ci sono in un atomo. Si indica con A e non è caratterizzante per un elemento.

14) ISOTOPI: Sono atomi dello stesso elemento che hanno un diverso numero di neutroni.15) MODELLO ATOMICO A ORBITALI. Nell'atomo sono presenti orbitali di diverso tipo disposti in sette livelli energetici (strati, gusci). Per individuale quali orbitali sono presenti ai diversi livelli energetici si usano i numeri quantici (n, l, m) derivati dall'equazione di Schringer. L'ordine di riempimento degli orbitali ・indicato nello schema “ORDINE DI RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI”.

16) CONURAZIONI ELETTRONICHE. Esercitarsi nell'individuazione di una conurazione elettronica davanti alla tavola periodica.

17) Tavola periodica moderna: i gruppi. Gli elementi appartenenti allo stesso gruppo (“famiglia chimica”) hanno in comune lo stesso numero di elettroni presenti nell'ultimo livello energetico. Nomi particolari:

·        I gruppo: metalli alcalini



·        II gruppo: metalli alcalino-terrosi

·        Blocco centrale: metalli di transizione

·        VII gruppo: alogeni

·        VIII gruppo: gas nobili

18) Tavola periodica moderna: i PERIODI. Gli elementi appartenenti allo stesso periodo hanno lo stesso livello energetico in fase di riempimento. Nomi particolari:

·        Dopo il lantanio: lantanidi

·        Dopo l'attinio: attinidi

NB. Gli elementi della tavola periodica sono classificati in primo luogo in base al loro numero atomico.

19) ENERGIA DI IONIZZAZIONE. E' l'energia che occorre fornire a un atomo per strappargli un elettrone. E' minima in basso a sinistra, ・massima in alto a destra.

20) AFFINIT・elettronica. E' l'energia che emette un atomo quando acquista un elettrone. E' minima in basso a sinistra, ・massima in alto a destra.

21) elettronegativit. E' l'attrazione esercitata da un atomo sugli elettroni di legame. Si misura con la scala di Pauling. E' minima in basso a sinistra, ・massima in alto a destra.

22) METALLI/NON METALLI. I metalli hanno bassa energia di ionizzazione, affinit・elettronica ed elettronegativit・ quindi cedono bene elettroni. I non metalli hanno alta energia di ionizzazione, affinit・elettronica ed elettronegativit・ quindi acquistano bene elettroni.

23) elettroni di valenza o legame. Sono gli elettroni presenti nell'ultimo livello energetico (orbitali s e p). Si rappresentano con le formule di Lewis. Il loro numero coincide con il numero romano indicante il gruppo.

24) REGOLA DELL'OTTETTO. Gli atomi sono stabili quando hanno 8 elettroni nell'ultimo livello energetico (orbitali s e p). Solo i gas nobili lo sono naturalmente. Gli altri elementi raggiungono l'“ottetto completo” cedendo, acquistando o condividendo elettroni, cio・legandosi fra loro.

25) Legame covalente (non metallo/non metallo). Si ha quando due atomi condividono una coppia (l. c. semplice), due coppie (l. c. doppio) o tre coppie (l. c. triplo) di elettroni. Il legame covalente ・“puro” quando la differenza di elettronegativit・fra i due atomi ・compresa fra 0 e 0,4; ・“polare” quando la differenza di elettronegativit・fra i due atomi ・compresa fra 0,5 e 1,7. Quando il legame ・covalente polare la molecola presenta una doppia polarit・(una carica parziale positiva a una estremit・e una carica parziale negativa all'altra estremit・ e si dice “dipolo”.

26) Legame covalente dativo. Si ha quando la coppia di elettroni condivisa in un legame covalente proviene da uno solo dei due atomi.

27) Legame ionico (metallo/non metallo). Si ha quando la differenza di elettronegativit・fra i due atomi ・superiore a 1,8.  In questo caso l'atomo pi・elettronegativo strappa un elettrone all'altro; i due atomi diventano uno un catione, l'altro un anione e si attraggono.

28) Legame metallico (metallo/metallo). Gli atomi dei metalli formano un reticolo regolare (reticolo metallico) e condividono tutti gli elettroni di legame. Questi elettroni sono liberi di muoversi fra tutti gli ioni metallici e li legano assieme.

29) Forze intermolecolari. Anche dette forze di coesione. Sono di natura fisica e tengono insieme le molecole. Condizionano le propriet・fisiche. Sono di tre tipi:

-    forze di London: fra molecole non polari. Deboli (ma aumentano con le dimensioni della molecola)

-    forze dipolo-dipolo: fra molecole polari. Mediamente forti

-    “legame” a idrogeno: fra molecole molto polari (H legato a FON). Forti

30) numero di ossidazione. Rappresenta la carica che una atomo (in un composto) assumerebbe se gli elettroni di legame fossero attribuiti all'atomo pi・elettronegativo (immaginando che il legame sia sempre ionico). E' riportato nella tavola periodica, per・alcuni atomi hanno un numero di ossidazione che deve essere ricordato anche a memoria.

31) ossidi basici. Sono composti binari dell'ossigeno con un metallo. Esempi: FeO (monossido di monoferro o ossido ferroso) e Fe2O3 (triossido di diferro o ossido ferrico).

32) ossidi acidi. Sono composti binari dell'ossigeno con un non metallo. Esempi: Cl2O (monossido di dicloro o anidride ipoclorosa), Cl2O3 (triossido di dicloro o anidride clorosa), Cl2O5 (pentossido di dicloro o anidride clorica), Cl2O7 (eptossido di dicloro o anidride perclorica).

33) perossidi. Sono ossidi particolari in cui (cosa rara) ci sono due ossigeni legati fra loro. Il numero di ossidazione dell'ossigeno in questi composti ・sempre -l. Esempio: H2O2, perossido di idrogeno.

34) idruri. Sono composti binari dell'idrogeno con un metallo. In questi composti l'idrogeno ha sempre numero di ossidazione -l. Esempi: FeH2 (di-idruro di ferro o idruro ferroso) e FeH3 (tri-idruro di ferro o idruro ferrico).

35) idracidi. Sono composti binari dell'idrogeno con un non metallo come F, Cl, I, Br e S. Esempi: HF (fluoruro di idrogeno o acido fluoridrico) e H2S (solfuro di idrogeno o acido solfidrico).

36) idrossidi. Sono composti ternari costituiti da idrogeno, ossigeno e un metallo. Sono caratterizzati dalla presenza del gruppo caratteristico OH (che ・sempre messo in evidenza), chiamato ossidrile. Il gruppo ossidrile ha numero di ossidazione complessivo -l (questo serve per scrivere correttamente gli idrossidi). Esempi: Fe(OH)2 (di-idrossido di monoferro o idrossido ferroso) e Fe(OH)3 (tri-idrossido di monoferro o idrossido ferrico).

37) ossiacidi. Sono composti ternari costituiti da idrogeno, ossigeno e un non metallo. Nella formula si scrive prima l'idrogeno, poi il non metallo e infine l'ossigeno. Si ottengono per reazione degli ossidi acidi con l'acqua: CO  +  H2O    H2CO2 (acido carbonioso); CO2  +  H2O    H2CO3 (acido carbonico).

38) radicali degli acidi. Togliendo uno o pi・ioni H+ da una molecola di un idracido o di un ossiacido si ottiene uno ione la cui carica negativa dipende dal numero di ioni H sottratti. Il nome dello ione che deriva dall'idracido si ottiene mettendo la desinenza -uro dopo il nome del non metallo. Il nome dello ione che deriva dall'ossiacido si ottiene sostituendo la desinenza -oso con la desinenza -ito e la desinenza -ico con la desinenza -ato.

39) sali. Sono composti che si ottengono per sostituzione parziale o totale degli ioni idrogeno di una molecola di un acido con uno o pi・ioni di metalli (tenendo conto delle cariche). La formula di un sale ・costituita da un metallo (che ・scritto per primo) e da un radicale di un acido (che ・scritto dopo).

40) bilanciamento di una reazione. Consiste nel mettere nell'equazione di una reazioni gli opportuni coefficienti stechiometrici in modo che tutti gli atomi presenti nei reagenti siamo presenti anche nei prodotti.

41) reazioni principali. Le reazioni sono principalmente di quattro tipi:

-    reazioni di sintesi

-    reazioni di decomposizione

-    reazioni di scambio

-    reazioni di doppio scambio

42) viscosit. E' la resistenza che i fluidi oppongono allo scorrimento.





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