Chimica

Chimica — Dispensa di preparazione VPI

Prova di accesso Scienze Biologiche (L-13 R) — Università di Urbino

6 quesiti di chimica soglia 50% 4 opzioni, 1 corretta livello fine scuola superiore

Scope: syllabus ufficiale allegato. Struttura per argomento: definizione · formule · esempi svolti · trappole.

Indice

Atomo, nucleo, isotopi, radioattività
Struttura elettronica e ibridazione
Tavola periodica e proprietà periodiche
Mole e numero di Avogadro
Legame chimico e forze intermolecolari
Numero di ossidazione, nomenclatura, redox
Stati della materia, soluzioni, colligative
Equilibrio, cinetica, pH, elettrochimica
Batteria di allenamento (16 quesiti)

1Atomo, nucleo, isotopi, radioattività

L'atomo è costituito da un nucleo centrale (protoni, carica +; neutroni, neutri) circondato da elettroni (carica −). In un atomo neutro il numero di protoni eguaglia quello degli elettroni. Gli isotopi di un elemento hanno uguale numero di protoni ma diverso numero di neutroni: stesse proprietà chimiche, massa diversa.

Formule e regole chiave

$Z = \text{numero atomico} = n^\circ\ \text{protoni} = n^\circ\ \text{elettroni (atomo neutro)}$

$A = \text{numero di massa} = Z + N \quad\Rightarrow\quad N = A - Z$

Notazione: $\ce{^{A}_{Z}X}$ (es. $\ce{^{14}_{6}C}$)

$N$ = numero di neutroni. $A$ e $Z$ sono numeri puri (adimensionali).

Decadimento radioattivo: nuclei instabili emettono radiazioni per raggiungere stabilità.

$\alpha$: emissione di $\ce{^{4}_{2}He}$ $\Rightarrow$ $Z\!-\!2,\ A\!-\!4$

$\beta^-$: $\ce{n -> p + e-}$ $\Rightarrow$ $Z\!+\!1,\ A$ invariato

$\gamma$: emissione di fotone ad alta energia $\Rightarrow$ $Z$ e $A$ invariati

Esempi svolti

Esempio 1 — neutroni

Quanti neutroni ha il cloro-37 ($Z=17$)?

$A = 37$, $Z = 17$.
$N = A - Z = 37 - 17$.

$N = 20$ neutroni.

Esempio 2 — decadimento α

Prodotto del decadimento $\alpha$ dell'uranio-238 ($Z=92$)?

$\alpha \Rightarrow A: 238-4=234$; $\ Z: 92-2=90$.
L'elemento con $Z=90$ è il torio (Th).

$\ce{^{238}_{92}U -> ^{234}_{90}Th + ^{4}_{2}He}$

Trappole ricorrenti

Confondere $A$ (massa) con $Z$ (protoni): i neutroni si trovano con $A-Z$, non con $A$.
Ritenere che gli isotopi abbiano proprietà chimiche diverse: sono identiche (stesso $Z$); cambia solo la massa.
Nel $\beta^-$ il numero di massa $A$ non cambia (un neutrone diventa protone: la somma resta).

2Struttura elettronica e ibridazione

Gli elettroni occupano orbitali, regioni di spazio a massima probabilità di presenza attorno al nucleo. Ogni elettrone è descritto da quattro numeri quantici; la disposizione degli elettroni nei livelli è la configurazione elettronica.

Numeri quantici e capienza

$n$ (principale): $1,2,3,\dots$ — livello energetico e dimensione

$\ell$ (secondario): $0\dots n\!-\!1$ — forma → $s(0),\,p(1),\,d(2),\,f(3)$

$m_\ell$ (magnetico): $-\ell \dots +\ell$ — orientamento

$m_s$ (spin): $\pm\tfrac{1}{2}$

Capienza: $s=2,\ p=6,\ d=10,\ f=14$ elettroni. Un livello $n$ contiene al massimo $2n^2$ elettroni.

Regole di riempimento. Aufbau: si riempiono prima gli orbitali a energia minore. Pauli: max 2 elettroni per orbitale, con spin opposti. Hund: negli orbitali di uguale energia si occupano prima singolarmente. Ordine: $1s\ 2s\ 2p\ 3s\ 3p\ \mathbf{4s\ 3d}\ 4p\dots$

Ibridazione

Mescolamento di orbitali atomici dello stesso atomo per formare orbitali equivalenti orientati nello spazio.

Ibrido	Orbitali	Geometria	Angolo	Esempio
$sp^3$	4	tetraedrica	109,5°	$\ce{CH4}$
$sp^2$	3	trigonale planare	120°	$\ce{C2H4}$
$sp$	2	lineare	180°	$\ce{C2H2},\ \ce{CO2}$

Esempi svolti

Esempio 1 — configurazione

Configurazione elettronica dell'ossigeno ($Z=8$).

8 elettroni da distribuire secondo l'ordine di riempimento.
$1s^2\ 2s^2\ 2p^4$ (2+2+4 = 8).

$\ce{O}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^4$ → 6 elettroni di valenza (guscio $n=2$).

Esempio 2 — ordine 4s/3d

Configurazione del calcio ($Z=20$).

Dopo $3p^6$ (arrivati a 18 e⁻) si riempie $4s$ prima di $3d$.
$1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2$.

$\ce{Ca}:\ [\ce{Ar}]\,4s^2$

Trappole ricorrenti

Riempire $3d$ prima di $4s$: l'ordine energetico mette $4s$ prima.
Confondere numero di elettroni di valenza (guscio più esterno) con il totale.
Associare l'ibridazione al numero di legami: dipende dai gruppi di elettroni (legami + doppietti liberi) attorno all'atomo centrale.

3Tavola periodica e proprietà periodiche

Gli elementi sono ordinati per numero atomico crescente. I gruppi (colonne) contengono elementi con la stessa configurazione degli elettroni di valenza; i periodi (righe) elementi con lo stesso livello quantico principale massimo. Metalli a sinistra, non metalli a destra, semimetalli lungo la diagonale.

Andamenti periodici

Raggio atomico: aumenta scendendo lungo il gruppo (↓), diminuisce lungo il periodo (→).

Energia di ionizzazione (energia per togliere un e⁻): diminuisce ↓, aumenta →.

Elettronegatività (tendenza ad attrarre e⁻ in un legame): aumenta → e verso l'alto; massima per il fluoro.

Regola: raggio e proprietà "opposte" (EI, EN, affinità) hanno andamenti inversi.

Direzioni di crescita delle principali proprietà periodiche.

Esempi svolti

Esempio 1 — raggio

Ordinare per raggio atomico crescente: $\ce{Na},\ \ce{Mg},\ \ce{Cl}$ (stesso periodo).

Lungo il periodo il raggio diminuisce da sinistra a destra.
Posizione: Na (gruppo 1) < Mg (2) < Cl (17) da sinistra verso destra.

Raggio crescente: $\ce{Cl} < \ce{Mg} < \ce{Na}$.

Esempio 2 — ionizzazione

Chi ha la maggiore energia di prima ionizzazione tra $\ce{Na}$ e $\ce{Cl}$?

L'EI aumenta lungo il periodo verso destra.
Cl è più a destra di Na.

$\ce{Cl}$ ha EI maggiore (trattiene più fortemente gli elettroni).

Trappole ricorrenti

Invertire i versi: il raggio va al contrario di EI ed EN.
Dimenticare che i gas nobili hanno EI tra le più alte del periodo.
Confondere elettronegatività (in un legame) con affinità elettronica (atomo isolato che acquista un e⁻).

4Mole e numero di Avogadro

La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di entità pari al numero di Avogadro. La massa molare $M$ (g/mol) coincide numericamente con la massa atomica o molecolare espressa in unità di massa atomica.

Formule chiave

$n = \dfrac{m}{M}$

$N = n \cdot N_A$

$n$ = quantità di sostanza [mol]; $m$ = massa [g]; $M$ = massa molare [g/mol]; $N$ = numero di entità; $N_A = 6{,}022\times10^{23}\ \text{mol}^{-1}$.

Esempi svolti

Esempio 1 — massa → moli → molecole

Quante moli e quante molecole in 36 g di acqua? ($M_{\ce{H2O}}=18\ \text{g/mol}$)

$n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{36}{18} = 2\ \text{mol}$.
$N = n\cdot N_A = 2 \times 6{,}022\times10^{23}$.

$n = 2\ \text{mol}$; $\ N = 1{,}20\times10^{24}$ molecole.

Esempio 2 — moli → massa

Massa di 0,5 mol di $\ce{NaCl}$? ($M = 23 + 35{,}5 = 58{,}5\ \text{g/mol}$)

Da $n=\dfrac{m}{M}$ si ricava $m = n\cdot M$.
$m = 0{,}5 \times 58{,}5$.

$m = 29{,}25\ \text{g}$.

Trappole ricorrenti

Usare la massa atomica di un solo elemento al posto della massa molare dell'intera molecola.
Confondere numero di molecole e numero di atomi: 1 mol di $\ce{H2O}$ = $N_A$ molecole ma $3N_A$ atomi.
Dimenticare la moltiplicazione per $N_A$ quando il quesito chiede "quante particelle".

5Legame chimico e forze intermolecolari

Il legame chimico tiene uniti gli atomi entro una specie (legame intra-molecolare, forte). Le forze intermolecolari agiscono tra molecole distinte (più deboli) e determinano stati fisici e punti di fusione/ebollizione.

Tipi di legame chimico

Legame	Meccanismo	Tra	Esempio
Ionico	trasferimento di e⁻ (grande $\Delta$EN)	metallo + non metallo	$\ce{NaCl}$
Covalente	condivisione di coppie di e⁻	non metallo + non metallo	$\ce{H2},\ \ce{H2O}$
Metallico	cationi in "mare" di e⁻ delocalizzati	metallo + metallo	$\ce{Fe},\ \ce{Cu}$

Il covalente è apolare se $\Delta$EN ≈ 0 (atomi uguali), polare se $\Delta$EN è intermedia (es. $\ce{H-Cl}$). Per $\Delta$EN grande il legame diventa ionico.

Forze intermolecolari (in ordine crescente)

Forze di London (dispersione): presenti in tutte le molecole; dipoli istantanei.

Dipolo–dipolo: tra molecole polari.

Legame a idrogeno: H legato a F, O, N; la più forte tra le intermolecolari (spiega l'alto punto di ebollizione dell'acqua).

Esempi svolti

Esempio 1 — tipo di legame

Che legame tiene uniti gli atomi in $\ce{KCl}$?

K è un metallo alcalino (bassa EI), Cl un non metallo (alta EN): $\Delta$EN grande.
K cede un elettrone a Cl: si formano $\ce{K+}$ e $\ce{Cl-}$.

Legame ionico.

Esempio 2 — legame a idrogeno

Perché $\ce{H2O}$ bolle molto più in alto di $\ce{H2S}$ pur essendo più leggera?

In $\ce{H2O}$ l'H è legato all'ossigeno (F,O,N): si formano legami a idrogeno.
In $\ce{H2S}$ lo zolfo non li forma: agiscono solo dipolo–dipolo e London.

Serve più energia per separare le molecole d'acqua → ebollizione più alta.

Trappole ricorrenti

Chiamare "ionico" un covalente polare: nel polare gli e⁻ sono condivisi, non trasferiti.
Ritenere il legame a idrogeno un vero legame chimico: è una forza intermolecolare.
Cercare il legame a idrogeno dove non c'è H su F/O/N (es. $\ce{HCl}$ non forma legami a idrogeno significativi).

6Numero di ossidazione, nomenclatura, redox

Il numero di ossidazione (n.o.) è la carica formale che un atomo avrebbe se tutti gli elettroni di legame fossero assegnati all'atomo più elettronegativo. Serve per nomenclatura, bilanciamento e riconoscimento delle ossidoriduzioni.

Regole del n.o.

Elemento allo stato libero: n.o. $= 0$ (es. $\ce{O2},\ \ce{Na}$).

Ione monoatomico: n.o. $=$ carica dello ione.

$\ce{H}: +1$ (tranne idruri metallici, $-1$); $\quad \ce{O}: -2$ (tranne perossidi, $-1$).

Somma dei n.o. $= 0$ in una molecola neutra; $=$ carica in uno ione poliatomico.

Nomenclatura (cenni). Ossidi (metallo + O), anidridi/ossidi acidi (non metallo + O), idrossidi (metallo + OH), acidi (H + non metallo/ossianione), sali (metallo + residuo acido).

Redox. Ossidazione = perdita di e⁻, il n.o. aumenta. Riduzione = acquisto di e⁻, il n.o. diminuisce. L'ossidante si riduce; il riducente si ossida. Il bilanciamento conserva atomi e cariche.

Esempi svolti

Esempio 1 — n.o.

n.o. dell'azoto in $\ce{HNO3}$.

$\ce{H}=+1$, $\ce{O}=-2$ (×3 = $-6$). Molecola neutra: somma $=0$.
$+1 + x + (-6) = 0 \Rightarrow x = +5$.

$\text{n.o.}(\ce{N}) = +5$.

Esempio 2 — redox e bilanciamento

Nella reazione $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$, chi si ossida e chi è l'ossidante?

$\ce{Zn}: 0 \to +2$ → perde e⁻ → si ossida (è il riducente).
$\ce{Cu}: +2 \to 0$ → acquista e⁻ → si riduce. Quindi $\ce{Cu^2+}$ è l'ossidante.

Zn si ossida; l'agente ossidante è $\ce{Cu^2+}$.

Trappole ricorrenti

Applicare $\ce{O}=-2$ nei perossidi (es. $\ce{H2O2}$): lì vale $-1$.
Scambiare ossidante e riducente: l'ossidante si riduce (subisce riduzione).
Bilanciare le masse ma non le cariche nelle semireazioni redox.

7Stati della materia, soluzioni, proprietà colligative

Solido (forma e volume propri), liquido (volume proprio, forma del recipiente), gas (né forma né volume propri). I passaggi di stato avvengono a temperatura costante scambiando calore latente.

Passaggi di stato diretti (teal) e con salto di fase (ambra).

Miscele e soluzioni

Miscela omogenea: una sola fase, composizione uniforme (le soluzioni). Miscela eterogenea: più fasi distinguibili. In una soluzione il componente in eccesso è il solvente, gli altri sono soluti.

Molarità: $\ M = \dfrac{n_{\text{soluto}}}{V_{\text{soluzione}}}$ [mol/L]

% massa/massa: $\ \%_{m/m} = \dfrac{m_{\text{soluto}}}{m_{\text{soluzione}}}\times 100$

$V$ è il volume della soluzione (in litri), non del solo solvente.

Proprietà colligative

Dipendono solo dal numero di particelle di soluto, non dalla loro natura: abbassamento della tensione di vapore, innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, pressione osmotica.

$\Delta T_{eb} = k_{eb}\cdot m \cdot i \qquad \Delta T_{cr} = k_{cr}\cdot m \cdot i$

$m$ = molalità [mol/kg]; $k$ = costante caratteristica del solvente; $i$ = fattore di van't Hoff (n° di particelle per unità di formula: $i=1$ per non elettroliti come il glucosio, $i=2$ per $\ce{NaCl}$).

Assunzione (livello test): il fattore $i$ è richiesto solo come "conta delle particelle in cui il soluto si dissocia". La forma con $i$ è indicata per completezza; nei quesiti tipo si chiede il confronto qualitativo tra soluzioni, non il calcolo numerico di $\Delta T$.

Esempi svolti

Esempio 1 — preparare una soluzione

Grammi di $\ce{NaCl}$ per 250 mL di soluzione 0,20 M? ($M=58{,}5$)

$n = M\cdot V = 0{,}20 \times 0{,}250 = 0{,}050\ \text{mol}$.
$m = n\cdot M = 0{,}050 \times 58{,}5$.

$m = 2{,}9\ \text{g}$ circa.

Esempio 2 — confronto colligativo

A parità di molalità, chi abbassa di più il punto di congelamento: glucosio o $\ce{NaCl}$?

Glucosio: non elettrolita, $i=1$ (1 particella).
$\ce{NaCl}$: si dissocia in $\ce{Na+}$ e $\ce{Cl-}$, $i=2$ (2 particelle).

$\ce{NaCl}$ abbassa di più $T_{cr}$ (più particelle in soluzione).

Trappole ricorrenti

Usare il volume del solvente al posto di quello della soluzione nella molarità.
Confondere molarità (mol/L soluzione) e molalità (mol/kg solvente).
Dimenticare la dissociazione degli elettroliti nelle proprietà colligative (il numero di particelle conta, non la massa).

8Equilibrio, cinetica, pH, elettrochimica

Equilibrio chimico

Nelle reazioni reversibili si raggiunge l'equilibrio quando la velocità della reazione diretta eguaglia quella inversa: le concentrazioni restano costanti (equilibrio dinamico).

Per $\ce{aA + bB <=> cC + dD}$: $\quad K_c = \dfrac{[\ce{C}]^c\,[\ce{D}]^d}{[\ce{A}]^a\,[\ce{B}]^b}$

Le concentrazioni sono in mol/L. Solidi puri e liquidi puri non compaiono in $K_c$.

Principio di Le Châtelier. Perturbato l'equilibrio (concentrazione, temperatura, pressione), il sistema si sposta per contrastare la perturbazione. Un equilibrio è eterogeneo quando i componenti sono in più fasi.

Cinetica chimica

Studia la velocità delle reazioni. La velocità aumenta con: maggiore concentrazione, temperatura più alta, maggiore superficie di contatto, presenza di catalizzatore. Il catalizzatore abbassa l'energia di attivazione $E_a$ senza consumarsi e senza spostare l'equilibrio.

Reazione esotermica (prodotti a energia minore). Il catalizzatore abbassa $E_a$.

Reazione esotermica: cede calore all'ambiente (prodotti a energia minore). Endotermica: assorbe calore.

Acidi, basi e scala del pH

Arrhenius: acido libera $\ce{H+}$, base libera $\ce{OH-}$. Brønsted–Lowry: acido dona $\ce{H+}$, base accetta $\ce{H+}$. La neutralizzazione avviene tra un acido e una base.

$\text{pH} = -\log[\ce{H3O+}] \qquad \text{pOH} = -\log[\ce{OH-}]$

$[\ce{H+}]\,[\ce{OH-}] = K_w = 1\times10^{-14} \quad(25\,^\circ\text{C}) \qquad \text{pH} + \text{pOH} = 14$

pH < 7 acido, pH = 7 neutro, pH > 7 basico (a 25 °C).

Scala del pH a 25 °C: ogni unità corrisponde a un fattore 10 in $[\ce{H+}]$.

Esempio — calcolo del pH

pH di una soluzione di $\ce{HCl}$ 0,01 M (acido forte, dissociazione completa).

$\ce{HCl}$ forte: $[\ce{H+}] = 0{,}01 = 1\times10^{-2}\ \text{M}$.
$\text{pH} = -\log(10^{-2}) = 2$.

$\text{pH} = 2$ (soluzione acida).

Cenni di elettrochimica ed elettroliti

Elettroliti: sostanze che in soluzione (o fuse) conducono corrente perché si dissociano in ioni; forti (dissociazione completa, es. $\ce{NaCl}$, $\ce{HCl}$) o deboli (parziale). Le pile (celle galvaniche) sfruttano una redox spontanea per produrre corrente; l'elettrolisi forza una redox non spontanea con corrente esterna. In entrambe: anodo = ossidazione, catodo = riduzione.

Trappole ricorrenti

Dimenticare il segno meno nel pH, o invertire acido/basico (pH basso = acido).
Credere che il catalizzatore sposti l'equilibrio o aumenti la resa: cambia solo la velocità.
Legare anodo/catodo alla carica: la regola sempre valida è ossidazione all'anodo, riduzione al catodo (i segni si invertono tra pila ed elettrolisi).
Definire eterogeneo un equilibrio per "più reagenti": conta il numero di fasi, non di specie.

9Batteria di allenamento

16 quesiti in formato VPI (4 opzioni, 1 corretta). Difficoltà calibrata sugli esempi ufficiali; mix concettuale/quantitativo ~50/50.

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