Chimica generale I + Laboratorio

Atomi, reazioni, legami, gas ed energia, con tre laboratori pratici. Gratuito, al tuo ritmo e legato a progetti reali che aiutano il pianeta.

NASA/Frank Michaux (KSC-20210707-PH-FMX01_0146)NASA/Frank Michaux (KSC-20210707-PH-FMX01_0262)NASA/Michael DeMocker (MAF20210116_GR0006)NASA/GSFC/Jeff Schmaltz/MODIS Land Rapid Response Team

Corsi › CHEM 110 + CHEM 110L

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Informazioni sul corso

Questo è lo schema di un corso gratuito di autoapprendimento scritto da Saving Planets. Non è un corso universitario, non dà crediti accademici e nessuna scuola è coinvolta.

Il programma segue il primo semestre di chimica generale universitaria come viene insegnato in materiali aperti quali OpenStax Chemistry 2e e MIT OpenCourseWare, a cui rimandiamo in tutto il corso. Queste organizzazioni non approvano questa pagina.

Seguilo in ordine. Ogni unità ha obiettivi, idee chiave, equazioni, esempi passo passo, esercizi con soluzioni, errori comuni, flashcard e un quiz. I tuoi progressi sono salvati solo in questo browser.

Come questo corso aiuta a salvare il pianeta

La chimica è dietro a molte delle soluzioni di Saving Planets: misurare i gas serra dall’orbita, analizzare l’acqua, trasformare la CO₂ in pietra e costruire combustibili e razzi più puliti.

Ogni unità si chiude con una breve sezione con fonti che mostra come le sue idee aiutano persone e natura.

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Prima di iniziare

Prerequisiti

  • Algebra: risolvere per un’incognita, riordinare formule, rapporti e percentuali.
  • Notazione scientifica e logaritmi (in base 10). Userai log per pH e assorbanza.
  • Unità di misura: convertire grammi in chilogrammi, mL in L, °C in K.
  • Una calcolatrice scientifica. Va bene quella del telefono in modalità scientifica.

Come studiare

  • Leggi l’unità, poi chiudila e prova da solo gli esempi svolti prima di controllare ogni passaggio.
  • Svolgi ogni esercizio su carta prima di aprire la risposta. Sbagliare e poi correggersi è ciò che fissa il metodo.
  • Porta sempre le unità di misura lungo il calcolo. Se non si semplificano nella risposta voluta, l’impostazione è sbagliata.
  • Controlla le cifre significative: la risposta non deve essere più precisa della misura meno precisa.
  • Usa le flashcard 10 minuti al giorno (la pratica distribuita batte una lunga sessione all’ultimo momento).
  • Fai il quiz dell’unità solo quando ti senti pronto. Sotto l’80 per cento, ripassa gli errori concettuali e riprova il giorno dopo.
  • Spiega un’idea ad alta voce ogni giorno, come se la insegnassi. Dove ti blocchi, lì devi ripassare.

Attrezzatura di laboratorio (per i laboratori reali)

  • Bilancia digitale (a 0.001 g)
  • pHmetro o sonda pH
  • Spettrofotometro o colorimetro con cuvette
  • Buretta, pipette tarate e matracci
  • Crogiolo, coperchio, triangolo refrattario e becco
  • Occhiali protettivi, guanti e camice

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Programma suggerito di 15 settimane

Circa 6-9 ore a settimana: lettura, esercizi e, nelle settimane di laboratorio, il laboratorio.

SettimanaUnitàArgomentiLettura
1Teoria atomica e numeri quanticiAtomi, isotopi e massa atomica mediaOpenStax 2.2–2.3
2Teoria atomica e numeri quanticiLuce, fotoni e modello di Bohr dell’idrogenoOpenStax 6.1–6.2
3Teoria atomica e numeri quanticiNumeri quantici, configurazioni elettroniche, andamenti periodiciOpenStax 6.3–6.5
4StechiometriaLa mole, la massa molare e le formuleOpenStax 3.1–3.2
5StechiometriaBilanciamento delle equazioni e stechiometria · Laboratorio AOpenStax 4.1, 4.3
6StechiometriaReagente limitante, resa, molarità e diluizione · Laboratorio BOpenStax 3.3, 4.4–4.5
7Geometria molecolare e legameLegami ionici e covalenti, elettronegatività, strutture di LewisOpenStax 7.1–7.4
8Geometria molecolare e legameForme VSEPR e polarità molecolareOpenStax 7.6
9Geometria molecolare e legameForze intermolecolari · Serie di esercizi di metà corsoOpenStax 10.1
10Stati della materia: gas e soluzioniLeggi dei gas e legge dei gas idealiOpenStax 9.1–9.3
11Stati della materia: gas e soluzioniMiscele di gas, pressione parziale, teoria cinetico-molecolareOpenStax 9.3–9.5
12Stati della materia: gas e soluzioniSoluzioni e solubilità dei gas · Laboratorio COpenStax 11.1–11.3
13TermodinamicaEnergia, calore, calore specifico e calorimetriaOpenStax 5.1–5.2
14TermodinamicaEntalpia, legge di Hess, introduzione a entropia ed energia di GibbsOpenStax 5.3, 16.1–16.4
15RipassoRipasso, flashcard e serie di esercizi finaleTutte le unità

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I tuoi progressi

Spunta unità e laboratori man mano che li finisci, e fai i quiz. Progressi e punteggi sono salvati solo in questo browser e non ci vengono mai inviati.

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Unità 1 · Settimane 1–3

Teoria atomica e numeri quantici

Di cosa sono fatti gli atomi, come sono disposti gli elettroni e perché ogni elemento emette i propri colori di luce.

Obiettivi di apprendimento

Alla fine di questa unità saprai:

  • Trovare protoni, neutroni ed elettroni dal simbolo di un isotopo e calcolare una massa atomica media.
  • Usare c = λν ed E = hν per passare tra lunghezza d’onda, frequenza ed energia del fotone.
  • Trovare la lunghezza d’onda della luce emessa quando un elettrone dell’idrogeno scende tra due livelli.
  • Elencare i numeri quantici ammessi (n, l, mₗ, mₛ) e riconoscere le combinazioni impossibili.
  • Scrivere configurazioni elettroniche e diagrammi degli orbitali, compresi ioni e notazione abbreviata con il gas nobile.
  • Spiegare gli andamenti periodici di raggio atomico ed energia di ionizzazione.

Concetti chiave

  • Un atomo ha un minuscolo nucleo di protoni e neutroni con elettroni intorno. Il numero atomico Z conta i protoni; il numero di massa A conta protoni più neutroni.
  • Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento con un diverso numero di neutroni. La massa atomica della tavola periodica è una media ponderata degli isotopi presenti in natura.
  • La luce si comporta come un’onda (lunghezza d’onda λ, frequenza ν) e come particelle chiamate fotoni, ciascuna con energia E = hν.
  • Gli elettroni di un atomo possono avere solo certe energie. Quando un elettrone scende a un livello inferiore emette un fotone la cui energia è uguale al salto, quindi ogni elemento ha il proprio spettro a righe.
  • Quattro numeri quantici descrivono ogni elettrone: n (guscio, 1, 2, 3…), l (forma del sottoguscio, da 0 a n − 1, detto s, p, d, f), mₗ (orientazione, da −l a +l) e mₛ (spin, +½ o −½).
  • Principio di esclusione di Pauli: due elettroni di un atomo non possono avere tutti e quattro i numeri quantici uguali, quindi un orbitale contiene al massimo due elettroni, con spin opposti.
  • Principio dell’Aufbau: riempi prima gli orbitali a energia più bassa (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p…). Regola di Hund: negli orbitali di uguale energia, metti gli elettroni uno alla volta con spin paralleli prima di appaiarli.
  • Lungo un periodo gli atomi diventano più piccoli e l’energia di ionizzazione in genere aumenta, perché cresce la carica nucleare avvertita dagli elettroni esterni. Scendendo lungo un gruppo gli atomi diventano più grandi e l’energia di ionizzazione diminuisce.

Equazioni chiave

c=λνc=\lambda\nu
Velocità della luce = lunghezza d’onda × frequenza (c = 2.998 × 10⁸ m/s)
E=hν=hcλE=h\nu=\frac{hc}{\lambda}
Energia di un fotone (h = 6.626 × 10⁻³⁴ J·s)
En=−kn2,k=2.179×10−18 JE_n=-\frac{k}{n^2},\qquad k=2.179\times10^{-18}\ \text{J}
Livelli energetici di Bohr dell’atomo di idrogeno
∣ΔE∣=k(1nlow2−1nhigh2)|\Delta E|=k\left(\frac{1}{n_\text{low}^2}-\frac{1}{n_\text{high}^2}\right)
Energia del fotone per un salto tra due livelli dell’idrogeno
mˉ=∑i(fractioni)(mi)\bar{m}=\sum_i (\text{fraction}_i)(m_i)
Massa atomica media dalle abbondanze isotopiche

Esempi svolti passo passo

Esempio 1.1 Che lunghezza d’onda emette un atomo di idrogeno quando il suo elettrone scende da n = 3 a n = 2?

Mostra i passaggi
  1. Salto di energia: |ΔE| = k(1/2² − 1/3²) = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × (1/4 − 1/9) = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × 5/36 = 3.026 × 10⁻¹⁹ J.
  2. Riscrivi E = hc/λ come λ = hc/E.
  3. λ = (6.626 × 10⁻³⁴ J·s × 2.998 × 10⁸ m/s) ÷ 3.026 × 10⁻¹⁹ J = 6.564 × 10⁻⁷ m.
  4. Converti: 6.564 × 10⁻⁷ m = 656 nm.

Risposta: 656 nm, luce rossa. È la riga rossa brillante dello spettro dell’idrogeno che gli astronomi usano per individuare l’idrogeno gassoso nello spazio.

Esempio 1.2 Scrivi la configurazione elettronica del ferro (Fe, Z = 26) e dello ione Fe²⁺. Quanti elettroni spaiati ha Fe?

Mostra i passaggi
  1. Riempi in ordine con 26 elettroni: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.
  2. Notazione abbreviata: l’argon ha 18 elettroni, quindi Fe = [Ar] 4s² 3d⁶.
  3. Regola di Hund per 3d⁶: i cinque orbitali d ricevono un elettrone ciascuno, poi uno si appaia. Restano 4 elettroni spaiati.
  4. I metalli di transizione perdono prima gli elettroni 4s quando formano ioni, quindi Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶.

Risposta: Fe = [Ar] 4s² 3d⁶ con 4 elettroni spaiati; Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶.

Esempio 1.3 Il cloro è per il 75.76% cloro-35 (34.969 u) e per il 24.24% cloro-37 (36.966 u). Qual è la sua massa atomica media?

Mostra i passaggi
  1. Converti le percentuali in frazioni: 0.7576 e 0.2424.
  2. Moltiplica ogni massa per la sua frazione: 0.7576 × 34.969 u = 26.49 u; 0.2424 × 36.966 u = 8.961 u.
  3. Add: 26.49 u + 8.961 u = 35.45 u.

Risposta: 35.45 u, che corrisponde al valore della tavola periodica per il cloro.

Esercizi

Svolgi ciascuno prima su carta, poi controlla.

  1. Quanti protoni, neutroni ed elettroni ci sono in un atomo di carbonio-14?

    Mostra la risposta

    6 protoni, 8 neutroni (14 − 6) e 6 elettroni.

  2. Un laser verde ha una lunghezza d’onda di 532 nm. Trova la sua frequenza e l’energia di un fotone.

    Mostra la risposta

    ν = c/λ = (2.998 × 10⁸ m/s) ÷ (532 × 10⁻⁹ m) = 5.64 × 10¹⁴ Hz. E = hν = 6.626 × 10⁻³⁴ J·s × 5.64 × 10¹⁴ Hz = 3.73 × 10⁻¹⁹ J.

  3. Elenca i valori ammessi di mₗ quando l = 2.

    Mostra la risposta

    −2, −1, 0, +1, +2 (cinque orbitali d).

  4. Quale combinazione di numeri quantici è impossibile: (a) n = 2, l = 1, mₗ = −1; (b) n = 2, l = 2, mₗ = 0; (c) n = 3, l = 0, mₗ = 0?

    Mostra la risposta

    (b). l deve essere minore di n, quindi n = 2 ammette solo l = 0 o 1.

  5. Qual è il numero massimo di elettroni nel guscio n = 3?

    Mostra la risposta

    2n² = 2 × 3² = 18 (3s ne contiene 2, 3p ne contiene 6, 3d ne contiene 10).

  6. Scrivi la configurazione dello zolfo (Z = 16) e conta i suoi elettroni spaiati.

    Mostra la risposta

    [Ne] 3s² 3p⁴. I quattro elettroni 3p si dispongono ↑↓ ↑ ↑, quindi 2 sono spaiati.

  7. Quale è più grande, un atomo di sodio o uno di cloro? Perché?

    Mostra la risposta

    Il sodio. Sono entrambi nel periodo 3, ma il cloro ha 6 protoni in più che avvicinano lo stesso guscio di elettroni.

Errori concettuali comuni

  • Mito: Gli elettroni girano intorno al nucleo in cerchi perfetti, come pianeti.

    In realtà: Un orbitale è una regione in cui è probabile trovare un elettrone, non una traiettoria. I cerchi del modello di Bohr funzionano solo per i livelli energetici dell’idrogeno.

  • Mito: Gli elettroni 4s restano al loro posto quando un metallo di transizione forma uno ione, perché il 4s si è riempito per primo.

    In realtà: I metalli di transizione perdono gli elettroni 4s prima dei 3d. Fe²⁺ è [Ar] 3d⁶, non [Ar] 4s² 3d⁴.

  • Mito: La luce a frequenza più alta ha una lunghezza d’onda più lunga.

    In realtà: Frequenza e lunghezza d’onda sono inversamente proporzionali (c = λν). Frequenza più alta significa lunghezza d’onda più corta e più energia per fotone.

  • Mito: La massa atomica della tavola periodica è la massa di ogni atomo di quell’elemento.

    In realtà: La tavola mostra una media ponderata degli isotopi naturali. Ogni singolo atomo ha la massa del proprio isotopo.

Flashcard

  • Numero atomico (Z)

    Numero di protoni nel nucleo; definisce l’elemento.

  • Isotopo

    Atomi dello stesso elemento con un diverso numero di neutroni.

  • E = hν

    L’energia di un fotone è uguale alla costante di Planck per la sua frequenza.

  • Principio di esclusione di Pauli

    Due elettroni di un atomo non hanno mai gli stessi quattro numeri quantici; al massimo due per orbitale.

  • Regola di Hund

    Riempire gli orbitali di uguale energia uno alla volta, con spin paralleli, prima di appaiare.

  • Valori di l ammessi

    da 0 a n − 1 (s = 0, p = 1, d = 2, f = 3).

  • Energia di ionizzazione

    Energia necessaria per togliere un elettrone a un atomo gassoso; aumenta lungo un periodo.

  • Spettro a righe

    L’insieme delle lunghezze d’onda emesse da un elemento; un’impronta usata per identificarlo.

Quiz di autoverifica

1. Quale fotone trasporta più energia?

Mostra la risposta

Luce ultravioletta, 250 nm. E = hc/λ, quindi la lunghezza d’onda più corta (250 nm) ha più energia.

2. Quanti orbitali ci sono in un sottoguscio p?

Mostra la risposta

3. l = 1 dà mₗ = −1, 0, +1: tre orbitali.

3. Qual è la configurazione dell’ossigeno (Z = 8) nello stato fondamentale?

Mostra la risposta

1s² 2s² 2p⁴. 2 + 2 + 4 = 8 elettroni, che riempiono 1s, poi 2s, poi 2p.

4. Lungo il periodo 3, da Na ad Ar, la prima energia di ionizzazione in genere…

Mostra la risposta

aumenta. La carica nucleare cresce mentre il guscio resta lo stesso, quindi gli elettroni sono trattenuti più saldamente.

5. Quale combinazione di numeri quantici è ammessa?

Mostra la risposta

n = 4, l = 3, mₗ = +2. Per l = 3, mₗ può andare da −3 a +3, e l = 3 è minore di n = 4.

Come questo aiuta a salvare il pianeta

Ogni gas assorbe ed emette luce alle proprie lunghezze d’onda: è l’idea alla base degli spettri atomici a righe. Gli spettrometri sui satelliti usano queste impronte per misurare i gas dall’orbita.

Lo strumento EMIT della NASA, sulla Stazione spaziale internazionale, usa la spettroscopia per immagini per trovare grandi pennacchi di metano, aiutando a individuare e riparare le perdite. Così protegge il clima per le persone e per la natura.

Il satellite OCO-2 della NASA misura l’anidride carbonica da quanta luce solare la CO₂ assorbe a lunghezze d’onda specifiche.

Su Saving Planets: EMIT: il metano visto dall’orbita · OCO-2: misurare la CO₂

Fonti: Scienze della Terra NASA: cambiamento climatico (in inglese)

Risorse di apprendimento gratuite

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Unità 2 · Settimane 4–6

Stechiometria

La matematica delle reazioni chimiche: contare gli atomi pesando, bilanciare le equazioni e prevedere quanto prodotto si ottiene. Ti servirà più avanti per la combustione e la propulsione dei razzi.

Obiettivi di apprendimento

Alla fine di questa unità saprai:

  • Convertire tra massa, moli e numero di particelle usando la massa molare e il numero di Avogadro.
  • Bilanciare le equazioni chimiche a occhio, comprese le combustioni.
  • Usare i rapporti molari per trovare la massa di un prodotto o di un reagente.
  • Individuare il reagente limitante e calcolare la resa teorica e percentuale.
  • Calcolare la molarità e risolvere problemi di diluizione.

Concetti chiave

  • Una mole è 6.02214076 × 10²³ particelle (numero di Avogadro, esatto per definizione). La massa molare in g/mol è uguale alla massa formula in unità di massa atomica.
  • Un’equazione bilanciata ha lo stesso numero di atomi di ogni tipo da entrambi i lati. Cambia solo i coefficienti, mai i pedici.
  • I coefficienti danno rapporti molari, non rapporti di massa. Converti sempre i grammi in moli prima di usarli.
  • Il reagente limitante si esaurisce per primo e fissa la quantità massima di prodotto (la resa teorica). La resa percentuale confronta ciò che hai ottenuto davvero con quel massimo.
  • La molarità (M) è il numero di moli di soluto per litro di soluzione. Diluendo, le moli di soluto restano le stesse, quindi M₁V₁ = M₂V₂.
  • Nella combustione completa un idrocarburo reagisce con l’ossigeno dando anidride carbonica e acqua. L’ossigeno viene dall’aria, ed è per questo che la CO₂ prodotta pesa più del combustibile bruciato.

Equazioni chiave

n=mMn=\frac{m}{M}
Moli = massa ÷ massa molare
N=n NA,NA=6.02214076×1023 mol−1N=n\,N_A,\qquad N_A=6.02214076\times10^{23}\ \text{mol}^{-1}
Numero di particelle
percent yield=actual yieldtheoretical yield×100%\text{percent yield}=\frac{\text{actual yield}}{\text{theoretical yield}}\times100\%
Resa percentuale
M=nsoluteVsolution (L)M=\frac{n_\text{solute}}{V_\text{solution}\ (\text{L})}
Molarità
M1V1=M2V2M_1V_1=M_2V_2
Diluizione

Esempi svolti passo passo

Esempio 2.1 Il metano brucia: CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O. Bilancia l’equazione, poi trova la massa di CO₂ prodotta bruciando 1.00 kg di metano.

Mostra i passaggi
  1. Bilancia C: 1 CH₄ dà 1 CO₂. Bilancia H: 4 H richiedono 2 H₂O. Bilancia O: 2 (in CO₂) + 2 (in 2 H₂O) = 4 atomi di O, quindi 2 O₂.
  2. Bilanciata: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.
  3. Moli di CH₄: 1000 g ÷ 16.04 g/mol = 62.34 mol.
  4. Rapporto molare CO₂ : CH₄ = 1 : 1, quindi 62.34 mol di CO₂.
  5. Massa di CO₂: 62.34 mol × 44.01 g/mol = 2744 g.

Risposta: Circa 2.74 kg di CO₂ da 1.00 kg di metano. La massa in più è ossigeno preso dall’aria.

Esempio 2.2 I motori a razzo idrogeno–ossigeno funzionano con 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Se 10.0 g di H₂ reagiscono con 64.0 g di O₂, qual è il limitante, quanta acqua si forma e cosa avanza?

Mostra i passaggi
  1. Moli: H₂ = 10.0 g ÷ 2.016 g/mol = 4.960 mol; O₂ = 64.0 g ÷ 32.00 g/mol = 2.000 mol.
  2. Per usare tutte le 2.000 mol di O₂ servono 2 × 2.000 = 4.000 mol di H₂. Ne hai 4.960 mol, quindi O₂ finisce per primo: O₂ è il limitante.
  3. Acqua: 2 mol di H₂O per mole di O₂, quindi 4.000 mol di H₂O × 18.02 g/mol = 72.1 g.
  4. Avanzo: 4.960 − 4.000 = 0.960 mol H₂ × 2.016 g/mol = 1.94 g di H₂.
  5. Verifica: 72.1 g + 1.94 g = 74.0 g, come 10.0 g + 64.0 g. La massa si conserva.

Risposta: O₂ è il limitante; si formano 72.1 g di acqua e avanzano 1.94 g di H₂.

Esempio 2.3 Come prepari 250.0 mL di NaOH 0.100 M da una soluzione madre 1.00 M?

Mostra i passaggi
  1. Usa M₁V₁ = M₂V₂ con M₁ = 1.00 M, M₂ = 0.100 M, V₂ = 250.0 mL.
  2. V₁ = (0.100 M × 250.0 mL) ÷ 1.00 M = 25.0 mL.
  3. Preleva 25.0 mL di soluzione madre con una pipetta tarata, versali in un matraccio da 250.0 mL e porta a volume con acqua.

Risposta: 25.0 mL di soluzione madre, diluiti fino a 250.0 mL.

Esercizi

Svolgi ciascuno prima su carta, poi controlla.

  1. Bilancia: C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O (combustione del propano).

    Mostra la risposta

    C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O.

  2. Bilancia la combustione dell’ottano, C₈H₁₈.

    Mostra la risposta

    2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O.

  3. Qual è la massa molare dell’ottano, C₈H₁₈?

    Mostra la risposta

    8 × 12.011 + 18 × 1.008 = 114.23 g/mol.

  4. Quante molecole ci sono in 18.02 g di acqua?

    Mostra la risposta

    18.02 g ÷ 18.02 g/mol = 1.000 mol, cioè 6.022 × 10²³ molecole.

  5. Qual è la molarità di 5.844 g di NaCl sciolti fino a 250.0 mL di soluzione?

    Mostra la risposta

    5.844 g ÷ 58.44 g/mol = 0.1000 mol; 0.1000 mol ÷ 0.2500 L = 0.4000 M.

  6. 25.0 mL di HCl 6.00 M vengono diluiti fino a 150.0 mL. Qual è la nuova concentrazione?

    Mostra la risposta

    M₂ = (6.00 M × 25.0 mL) ÷ 150.0 mL = 1.00 M.

  7. La resa teorica di una reazione è 72.1 g, ma ne raccogli 65.0 g. Qual è la resa percentuale?

    Mostra la risposta

    65.0 ÷ 72.1 × 100% = 90.2%.

Errori concettuali comuni

  • Mito: Il reagente con la massa minore è il limitante.

    In realtà: Confronta le moli con il rapporto molare. Nell’esempio del razzo H₂ aveva meno massa, ma il limitante era O₂.

  • Mito: Puoi bilanciare un’equazione cambiando i pedici, per esempio scrivendo H₂O₂ invece di H₂O.

    In realtà: I pedici definiscono la sostanza. Cambiarli dà un’altra sostanza chimica. Cambia solo i coefficienti.

  • Mito: Bruciare 1 kg di combustibile non può produrre più di 1 kg di prodotti.

    In realtà: L’ossigeno dell’aria si unisce al combustibile, quindi i prodotti pesano più del solo combustibile (nel complesso la massa si conserva).

  • Mito: La molarità usa il volume di acqua aggiunta.

    In realtà: La molarità usa il volume finale della soluzione: per questo si porta il matraccio a volume.

Flashcard

  • Mole

    6.02214076 × 10²³ particelle (valore esatto).

  • Massa molare

    Massa di una mole di una sostanza, in g/mol.

  • Reagente limitante

    Il reagente consumato per primo; fissa la resa teorica.

  • Resa teorica

    Quantità massima di prodotto prevista dal reagente limitante.

  • Molarità

    Moli di soluto per litro di soluzione (mol/L).

  • Diluizione

    M₁V₁ = M₂V₂; le moli di soluto restano le stesse.

  • Combustione completa di un idrocarburo

    Combustibile + O₂ → CO₂ + H₂O.

  • Rapporto molare

    Rapporto tra i coefficienti in un’equazione bilanciata.

Quiz di autoverifica

1. Quante moli ci sono in 88.0 g di CO₂ (44.01 g/mol)?

Mostra la risposta

2.00 mol. 88.0 g ÷ 44.01 g/mol = 2.00 mol.

2. In C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O, quante moli di O₂ reagiscono con 2 mol di C₃H₈?

Mostra la risposta

10. Il rapporto è 5 O₂ per ogni C₃H₈, quindi 2 × 5 = 10 mol.

3. Cosa mantiene costante M₁V₁ = M₂V₂?

Mostra la risposta

Moli di soluto. Aggiungere solvente cambia volume e concentrazione, ma non le moli di soluto.

4. La resa teorica è fissata da…

Mostra la risposta

il reagente limitante. Il prodotto smette di formarsi quando il reagente limitante si esaurisce.

5. Qual è la massa molare di H₂O?

Mostra la risposta

18.02 g/mol. 2 × 1.008 + 16.00 = 18.02 g/mol.

Come questo aiuta a salvare il pianeta

La stechiometria è il modo in cui ingegneri e climatologi trasformano il consumo di combustibile in emissioni. Come mostra l’esempio svolto, bruciare 1 kg di metano libera circa 2.74 kg di CO₂.

La stessa matematica serve a dimensionare i carichi di propellente dei razzi, a confrontare combustibili più puliti e a verificare quanta CO₂ rimuove un progetto di cattura.

L’Agenzia per la protezione dell’ambiente degli Stati Uniti osserva che l’anidride carbonica entra nell’atmosfera soprattutto bruciando combustibili fossili, rifiuti solidi e legno. Contarla con precisione è il primo passo per ridurla, il che protegge sia le persone sia gli ecosistemi.

Su Saving Planets: Carbfix: trasformare la CO₂ in pietra · Programma Artemis

Fonti: EPA USA: panoramica dei gas serra (in inglese) · NASA Glenn: la spinta di un razzo (per studenti, in inglese)

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Unità 3 · Settimane 7–9

Geometria molecolare e legame

Perché gli atomi si legano, come disegnare le molecole, che forme assumono e le forze tra molecole che decidono se una sostanza è gas, liquido o solido.

Obiettivi di apprendimento

Alla fine di questa unità saprai:

  • Classificare i legami come ionici, covalenti polari o covalenti apolari usando l’elettronegatività.
  • Disegnare strutture di Lewis e verificarle con la carica formale.
  • Prevedere la geometria delle coppie elettroniche e quella molecolare con la teoria VSEPR.
  • Stabilire se una molecola è polare in base ai legami e alla forma.
  • Ordinare le sostanze per punto di ebollizione usando le forze intermolecolari.

Concetti chiave

  • I legami ionici si formano quando gli elettroni passano tra atomi con elettronegatività molto diverse (per esempio Na e Cl). I legami covalenti condividono coppie di elettroni.
  • L’elettronegatività è l’attrazione di un atomo sugli elettroni condivisi. Una condivisione diseguale crea un legame polare con cariche parziali δ+ e δ−.
  • Le strutture di Lewis mostrano gli elettroni di valenza come legami e doppietti liberi. La maggior parte degli atomi dei gruppi principali finisce con otto elettroni intorno (regola dell’ottetto); l’idrogeno con due.
  • La carica formale aiuta a scegliere la migliore struttura di Lewis: la migliore ha cariche formali il più vicine possibile a zero.
  • VSEPR: i gruppi elettronici (legami e doppietti liberi) attorno a un atomo centrale si allontanano il più possibile. 2 gruppi: lineare, 180°. 3: trigonale planare, 120°. 4: tetraedrica, 109.5°. 5: bipiramidale trigonale. 6: ottaedrica.
  • I doppietti liberi occupano più spazio dei legami, quindi stringono gli angoli di legame: l’acqua è piegata a circa 104.5°, l’ammoniaca è piramidale trigonale a circa 107°.
  • Una molecola è polare se i dipoli di legame non si annullano. CO₂ ha legami polari ma è lineare, quindi nel complesso è apolare; H₂O è piegata, quindi è polare.
  • Forze intermolecolari, dalla più debole alla più forte a parità di dimensioni: dispersione di London (tutte le molecole, maggiore con più elettroni), dipolo–dipolo (molecole polari), legame a idrogeno (H legato a N, O o F). Forze più intense significano punti di ebollizione più alti.

Equazioni chiave

FC=V−N−B2\text{FC}=V-N-\frac{B}{2}
Carica formale: V = elettroni di valenza, N = elettroni non di legame, B = elettroni di legame
Δχ=∣χA−χB∣\Delta\chi=|\chi_A-\chi_B|
Differenza di elettronegatività; più è grande, più il legame è polare

Esempi svolti passo passo

Esempio 3.1 Disegna la struttura di Lewis di CO₂ e prevedi forma e polarità.

Mostra i passaggi
  1. Conta gli elettroni di valenza: C ne ha 4, ogni O ne ha 6: 4 + 2 × 6 = 16.
  2. Metti C al centro e collega ogni O con un doppio legame: O=C=O usa 8 elettroni.
  3. Metti gli 8 rimanenti come due doppietti liberi su ogni O. Ora ogni atomo ha l’ottetto.
  4. Cariche formali: C = 4 − 0 − 8/2 = 0; ogni O = 6 − 4 − 4/2 = 0. Una buona struttura.
  5. Due gruppi elettronici su C e nessun doppietto libero: lineare, 180°. I due dipoli C=O puntano in direzioni opposte e si annullano.

Risposta: O=C=O, lineare e nel complesso apolare, anche se ogni legame è polare.

Esempio 3.2 Prevedi forma, angolo di legame e polarità dell’acqua.

Mostra i passaggi
  1. Elettroni di valenza: 2 × 1 + 6 = 8.
  2. Due legami O–H usano 4 elettroni; gli altri 4 sono due doppietti liberi su O.
  3. Quattro gruppi elettronici: geometria elettronica tetraedrica. Con due doppietti liberi, la forma molecolare è piegata.
  4. I doppietti liberi avvicinano i legami: angolo di circa 104.5°, minore di 109.5°.
  5. In una forma piegata i dipoli di legame non si annullano, quindi l’acqua è polare e può formare legami a idrogeno.

Risposta: Piegata, circa 104.5°, polare.

Esempio 3.3 Quale ha il punto di ebollizione più alto: il metano (CH₄) o l’ottano (C₈H₁₈)? Perché?

Mostra i passaggi
  1. Sono entrambi idrocarburi apolari, quindi la forza principale è la dispersione di London.
  2. L’ottano ha molti più elettroni e una forma più allungata, quindi le sue forze di dispersione sono molto più forti.

Risposta: L’ottano. Per questo l’ottano è liquido a temperatura ambiente mentre il metano è un gas.

Esercizi

Svolgi ciascuno prima su carta, poi controlla.

  1. Prevedi forma e angolo di legame di NH₃.

    Mostra la risposta

    Quattro gruppi elettronici con un doppietto libero: piramidale trigonale, circa 107°.

  2. Prevedi la forma di CH₄ e di’ se è polare.

    Mostra la risposta

    Tetraedrica, 109.5°. I quattro dipoli C–H si annullano, quindi è apolare.

  3. BF₃ è polare?

    Mostra la risposta

    No. È trigonale planare, con tre legami B–F identici i cui dipoli si annullano.

  4. Qual è la forma di SF₆?

    Mostra la risposta

    Ottaedrica (sei gruppi di legame, nessun doppietto libero su S), angoli di legame di 90°.

  5. Trova la carica formale di N nello ione ammonio, NH₄⁺.

    Mostra la risposta

    FC = 5 − 0 − 8/2 = +1.

  6. Perché H₂O bolle a 100 °C mentre H₂S, più pesante, bolle molto più in basso?

    Mostra la risposta

    Le molecole d’acqua formano legami a idrogeno tra loro; H₂S non riesce a formarli altrettanto forti, quindi serve meno energia per separarne le molecole.

  7. SO₂ è polare o apolare?

    Mostra la risposta

    Polare. Lo zolfo ha un doppietto libero, quindi SO₂ è piegata e i dipoli di legame non si annullano.

Errori concettuali comuni

  • Mito: Una molecola con legami polari deve essere polare.

    In realtà: La forma conta. CO₂ e CCl₄ hanno legami polari ma forme simmetriche, quindi sono apolari.

  • Mito: L’ebollizione rompe i legami all’interno delle molecole.

    In realtà: Far bollire l’acqua separa le molecole di H₂O l’una dall’altra. I legami O–H dentro ogni molecola restano intatti.

  • Mito: I doppietti liberi non influiscono sulla forma perché non si vedono nella formula.

    In realtà: I doppietti liberi respingono più dei legami e piegano la forma, come in H₂O e NH₃.

  • Mito: I legami a idrogeno sono legami con atomi di idrogeno in qualsiasi molecola.

    In realtà: Servono un H legato a N, O o F, attratto da un doppietto libero di un altro N, O o F.

Flashcard

  • Elettronegatività

    Quanto fortemente un atomo attira a sé gli elettroni condivisi.

  • Regola dell’ottetto

    Gli atomi dei gruppi principali tendono a finire con otto elettroni di valenza.

  • Carica formale

    CF = V − N − B/2; le strutture migliori la mantengono vicina a zero.

  • VSEPR, 4 gruppi

    Tetraedrica, 109.5°.

  • La forma dell’acqua

    Piegata, circa 104.5°.

  • Legame a idrogeno

    Attrazione tra un H legato a N/O/F e un doppietto libero di un altro N/O/F.

  • Dispersione di London

    Debole attrazione dovuta a dipoli temporanei; cresce con più elettroni.

  • Molecola polare

    I dipoli di legame non si annullano a causa della sua forma.

Quiz di autoverifica

1. Qual è la forma molecolare di un atomo centrale con 3 legami e 1 doppietto libero?

Mostra la risposta

Piramidale trigonale. Quattro gruppi elettronici, uno dei quali un doppietto libero: piramidale trigonale, come NH₃.

2. Quale molecola è apolare?

Mostra la risposta

CO₂. Nella CO₂ lineare i dipoli di legame opposti si annullano.

3. Quale forza intermolecolare è presente in tutte le molecole?

Mostra la risposta

Dispersione di London. Ogni molecola ha elettroni che possono formare dipoli temporanei.

4. Qual è l’angolo di legame ideale in una molecola tetraedrica?

Mostra la risposta

109.5°. Quattro gruppi distribuiti in 3D a 109.5°.

5. Quanti elettroni di valenza ci sono nella struttura di Lewis di CO₂?

Mostra la risposta

16. 4 dal C più 6 da ciascun O.

Come questo aiuta a salvare il pianeta

La forma delle molecole spiega l’effetto serra. Molecole come CO₂, CH₄ e H₂O possono piegarsi o allungarsi cambiando il loro dipolo, quindi assorbono il calore infrarosso irradiato dalla Terra. N₂ e O₂, che formano la maggior parte dell’aria, non possono.

I legami a idrogeno rendono il ghiaccio meno denso dell’acqua liquida, quindi il ghiaccio galleggia. I laghi gelano dall’alto, e pesci e altri organismi superano l’inverno nell’acqua sottostante.

Le forze intermolecolari guidano anche le bonifiche: il petrolio è apolare e non si mescola con l’acqua, per questo le fuoriuscite si allargano in chiazze superficiali.

Su Saving Planets: GOSAT-GW: i gas serra visti dallo spazio · Sezione Laghi

Fonti: EPA USA: panoramica dei gas serra (in inglese)

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Unità 4 · Settimane 10–12

Stati della materia: gas e soluzioni

Come i gas rispondono a pressione e temperatura, come funzionano le miscele di gas e come le sostanze (compresi ossigeno e CO₂) si sciolgono in acqua.

Obiettivi di apprendimento

Alla fine di questa unità saprai:

  • Usare le leggi di Boyle e di Charles e la legge combinata dei gas, sempre in kelvin.
  • Risolvere problemi con la legge dei gas ideali, PV = nRT, compresa la massa molare dalla densità.
  • Usare la legge di Dalton delle pressioni parziali.
  • Spiegare il comportamento dei gas con la teoria cinetico-molecolare.
  • Descrivere la solubilità e usare la legge di Henry per i gas che si sciolgono nei liquidi.

Concetti chiave

  • Le leggi dei gas richiedono la temperatura assoluta: T(K) = T(°C) + 273.15.
  • A temperatura costante, pressione e volume sono inversamente proporzionali (Boyle). A pressione costante, il volume è proporzionale alla temperatura in kelvin (Charles).
  • La legge dei gas ideali, PV = nRT, lega pressione, volume, moli e temperatura. A 0 °C e 1 atm, una mole di gas ideale occupa 22.4 L.
  • In una miscela di gas ogni gas esercita la propria pressione parziale, e la loro somma è la pressione totale (legge di Dalton). L’aria secca contiene circa il 20.95% di ossigeno in volume.
  • Teoria cinetico-molecolare: le particelle di gas si muovono velocemente e a caso, urtano in modo elastico e la loro energia cinetica media è proporzionale alla temperatura in kelvin.
  • Una soluzione è una miscela omogenea. «Il simile scioglie il simile»: i solventi polari come l’acqua sciolgono le sostanze polari e ioniche.
  • La quantità di un gas che si scioglie in un liquido aumenta con la sua pressione parziale (legge di Henry) e di solito diminuisce quando l’acqua si scalda.

Equazioni chiave

PV=nRTPV=nRT
Legge dei gas ideali
R=0.08206 L⋅atmmol⋅K=8.314 Jmol⋅KR=0.08206\ \frac{\text{L·atm}}{\text{mol·K}}=8.314\ \frac{\text{J}}{\text{mol·K}}
Costante dei gas
P1V1T1=P2V2T2\frac{P_1V_1}{T_1}=\frac{P_2V_2}{T_2}
Legge combinata dei gas (quantità di gas fissa)
Ptotal=PA+PB+…,PA=xA PtotalP_\text{total}=P_A+P_B+\dots,\qquad P_A=x_A\,P_\text{total}
Legge di Dalton; x è la frazione molare
M=dRTPM=\frac{dRT}{P}
Massa molare dalla densità d del gas
Cg=kH PgC_g=k_H\,P_g
Legge di Henry: concentrazione del gas disciolto

Esempi svolti passo passo

Esempio 4.1 Che volume occupa 1.00 mol di gas ideale a 25.0 °C e 1.00 atm?

Mostra i passaggi
  1. Converti la temperatura: 25.0 + 273.15 = 298.2 K.
  2. V = nRT/P = 1.00 mol × 0.08206 L·atm/(mol·K) × 298.2 K ÷ 1.00 atm.
  3. V = 24.5 L.

Risposta: 24.5 L, un po’ più dei 22.4 L a 0 °C, perché il gas più caldo si espande.

Esempio 4.2 Un pallone meteorologico contiene 2.00 L di elio a 1.00 atm e 300 K. Sale fin dove la pressione è 0.500 atm e la temperatura 250 K. Qual è il suo nuovo volume?

Mostra i passaggi
  1. Legge combinata dei gas risolta per V₂: V₂ = V₁ × (P₁/P₂) × (T₂/T₁).
  2. V₂ = 2.00 L × (1.00/0.500) × (250/300).
  3. V₂ = 2.00 L × 2 × 0.8333 = 3.33 L.

Risposta: 3.33 L. La pressione più bassa lo fa espandere più di quanto il freddo lo contragga.

Esempio 4.3 Stima quanto ossigeno si scioglie in acqua a 25 °C esposta all’aria a 1.00 atm. La costante di Henry di O₂ è circa 1.3 × 10⁻³ mol/(L·atm).

Mostra i passaggi
  1. Pressione parziale di O₂: 0.2095 × 1.00 atm = 0.21 atm.
  2. C = k_H × P = 1.3 × 10⁻³ mol/(L·atm) × 0.21 atm = 2.7 × 10⁻⁴ mol/L.
  3. Converti in massa: 2.7 × 10⁻⁴ mol/L × 32.00 g/mol = 8.7 × 10⁻³ g/L = 8.7 mg/L.

Risposta: Circa 9 mg di ossigeno per litro: una piccola quantità, ed è tutto ciò che pesci e altri organismi acquatici hanno per respirare.

Esercizi

Svolgi ciascuno prima su carta, poi controlla.

  1. Converti 25 °C e −40 °C in kelvin.

    Mostra la risposta

    298 K e 233 K (aggiungi 273.15).

  2. Quante moli di gas riempiono 10.0 L a 0 °C (273.15 K) e 1.00 atm?

    Mostra la risposta

    n = PV/RT = (1.00 × 10.0) ÷ (0.08206 × 273.15) = 0.446 mol.

  3. A temperatura costante, cosa succede al volume di un gas se la pressione raddoppia?

    Mostra la risposta

    Si dimezza (legge di Boyle).

  4. Un gas ha una densità di 1.25 g/L a 0 °C e 1.00 atm. Trova la sua massa molare.

    Mostra la risposta

    M = dRT/P = 1.25 × 0.08206 × 273.15 ÷ 1.00 = 28.0 g/mol (compatibile con N₂).

  5. Un serbatoio contiene 2.0 mol di N₂ e 0.50 mol di O₂ a 5.0 atm totali. Qual è la pressione parziale di O₂?

    Mostra la risposta

    x(O₂) = 0.50 ÷ 2.5 = 0.20; P(O₂) = 0.20 × 5.0 atm = 1.0 atm.

  6. Perché una lattina di bibita gassata si sgasa più in fretta quando è calda?

    Mostra la risposta

    La solubilità dei gas cala quando la temperatura sale, quindi la CO₂ disciolta sfugge più in fretta.

Errori concettuali comuni

  • Mito: Puoi usare i °C nelle leggi dei gas.

    In realtà: Usa sempre i kelvin. A 0 °C il volume non è zero; a 0 K lo sarebbe.

  • Mito: 22.4 L/mol vale per qualsiasi gas in qualsiasi condizione.

    In realtà: Vale solo per un gas ideale a 0 °C e 1 atm. A 25 °C è circa 24.5 L.

  • Mito: Alla stessa temperatura, le molecole di gas più pesanti si muovono più velocemente.

    In realtà: Alla stessa temperatura tutti i gas hanno la stessa energia cinetica media, quindi le molecole più pesanti si muovono più lentamente.

  • Mito: I gas si sciolgono meglio nell’acqua calda, come lo zucchero.

    In realtà: La maggior parte dei gas è meno solubile in acqua più calda.

Flashcard

  • Legge dei gas ideali

    PV = nRT.

  • R

    0.08206 L·atm/(mol·K) oppure 8.314 J/(mol·K).

  • Legge di Boyle

    P₁V₁ = P₂V₂ a n e T costanti.

  • Legge di Charles

    V₁/T₁ = V₂/T₂ a n e P costanti.

  • Legge di Dalton

    La pressione totale è la somma delle pressioni parziali.

  • Legge di Henry

    Concentrazione del gas disciolto = k_H × pressione parziale.

  • Kelvin

    T(K) = T(°C) + 273.15.

  • Volume molare

    22.4 L/mol per un gas ideale a 0 °C e 1 atm.

Quiz di autoverifica

1. Quale scala di temperatura si deve usare nei calcoli con le leggi dei gas?

Mostra la risposta

Kelvin. Le leggi dei gas sono proporzionali alla temperatura assoluta.

2. A pressione costante, un gas viene riscaldato da 200 K a 400 K. Il suo volume…

Mostra la risposta

raddoppia. Legge di Charles: V è proporzionale a T in kelvin.

3. L’aria a 1.00 atm contiene circa il 21% di O₂. La pressione parziale di O₂ è circa…

Mostra la risposta

0.21 atm. P(O₂) = 0.21 × 1.00 atm.

4. Cosa succede all’ossigeno disciolto quando un lago si scalda?

Mostra la risposta

Diminuisce. La solubilità dei gas in acqua di solito diminuisce con la temperatura.

5. Quanto vale R in L·atm/(mol·K)?

Mostra la risposta

0.08206. 8.314 è il valore in J/(mol·K).

Come questo aiuta a salvare il pianeta

I gas disciolti decidono cosa può vivere nell’acqua. Poiché l’acqua calda trattiene meno ossigeno, il riscaldamento di laghi e fiumi può stressare i pesci, e chi controlla la qualità dell’acqua misura l’ossigeno disciolto per proteggerli.

La legge di Henry spiega anche l’acidificazione degli oceani. Quando la CO₂ nell’aria aumenta, se ne scioglie di più nell’acqua di mare e si forma acido carbonico. La NOAA riferisce che l’oceano assorbe circa il 30% della CO₂ emessa nell’atmosfera e che il pH dell’oceano superficiale è sceso di circa 0.1 dalla rivoluzione industriale, cioè un aumento dell’acidità di circa il 30%.

Conta per le persone come per le barriere coralline: la NOAA osserva che ostriche, coralli e altri organismi con conchiglia faticano in acque più acide, e molte attività di pesca e lavori costieri dipendono da loro.

Su Saving Planets: Sezione Oceani · PACE: colore dell’oceano e plancton

Fonti: NOAA: acidificazione degli oceani (didattica, in inglese)

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Unità 5 · Settimane 13–14

Termodinamica

Energia chimica: calore, entalpia, perché alcune reazioni liberano energia, e un primo sguardo a entropia ed energia libera di Gibbs.

Obiettivi di apprendimento

Alla fine di questa unità saprai:

  • Usare q = mcΔT e la calorimetria per trovare flusso di calore e calore specifico.
  • Classificare i processi come esotermici o endotermici e indicare il segno di ΔH.
  • Usare la legge di Hess e le entalpie standard di formazione per trovare il ΔH di una reazione.
  • Enunciare il primo principio della termodinamica con la convenzione dei segni della chimica.
  • Usare ΔG = ΔH − TΔS per giudicare se un processo è spontaneo.

Concetti chiave

  • L’energia si conserva (primo principio): ΔU = q + w. In chimica, q è il calore fornito al sistema e w il lavoro compiuto sul sistema.
  • Le reazioni esotermiche cedono calore all’ambiente (ΔH < 0); quelle endotermiche assorbono calore (ΔH > 0).
  • Il calore specifico c è il calore necessario per scaldare 1 g di 1 °C. Quello dell’acqua è alto, 4.184 J/(g·°C), ed è per questo che oceani e laghi si scaldano e si raffreddano lentamente.
  • L’entalpia è una funzione di stato, quindi ΔH dipende solo da inizio e fine. Per questo la legge di Hess funziona: puoi sommare le reazioni e i loro valori di ΔH.
  • L’entalpia standard di formazione (ΔH°f) è la variazione di entalpia per formare 1 mol di un composto dai suoi elementi nei loro stati standard. Per un elemento nel suo stato standard, ΔH°f = 0.
  • L’entropia (S) misura quanto energia e materia sono disperse. La variazione di energia libera di Gibbs, ΔG = ΔH − TΔS, è negativa per un processo spontaneo a temperatura e pressione costanti.

Equazioni chiave

q=mcΔTq=mc\Delta T
Calore per una variazione di temperatura
qlost=−qgainedq_\text{lost}=-q_\text{gained}
Calorimetria: il calore perso dall’oggetto caldo è uguale a quello acquistato dall’oggetto freddo
ΔU=q+w,w=−PΔV\Delta U=q+w,\qquad w=-P\Delta V
Primo principio (convenzione dei segni in chimica)
ΔHrxn∘=∑n ΔHf∘(products)−∑n ΔHf∘(reactants)\Delta H^\circ_\text{rxn}=\sum n\,\Delta H^\circ_f(\text{products})-\sum n\,\Delta H^\circ_f(\text{reactants})
Entalpia di reazione dalle entalpie di formazione
ΔG=ΔH−TΔS\Delta G=\Delta H-T\Delta S
Energia libera di Gibbs

Esempi svolti passo passo

Esempio 5.1 Quanto calore serve per scaldare 250.0 g di acqua da 20.0 °C a 100.0 °C?

Mostra i passaggi
  1. ΔT = 100.0 − 20.0 = 80.0 °C.
  2. q = mcΔT = 250.0 g × 4.184 J/(g·°C) × 80.0 °C = 83,680 J.
  3. In kilojoule: 83.7 kJ.

Risposta: 83.7 kJ.

Esempio 5.2 Trova ΔH° della combustione del metano, CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l), con i valori di ΔH°f: CH₄(g) −74.6, CO₂(g) −393.5, H₂O(l) −285.8 kJ/mol; O₂(g) 0.

Mostra i passaggi
  1. Prodotti: −393.5 + 2 × (−285.8) = −965.1 kJ.
  2. Reagenti: −74.6 + 2 × 0 = −74.6 kJ.
  3. ΔH° = −965.1 − (−74.6) = −890.5 kJ.

Risposta: Circa −890 kJ per mole di metano: fortemente esotermica.

Esempio 5.3 Confronta il calore liberato per grammo da metano e idrogeno. Per H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH° = −285.8 kJ.

Mostra i passaggi
  1. Metano: 890.5 kJ ÷ 16.04 g = 55.5 kJ/g.
  2. Idrogeno: 285.8 kJ ÷ 2.016 g = 141.8 kJ/g.
  3. Prodotti: il metano produce CO₂; l’idrogeno produce solo acqua.

Risposta: L’idrogeno libera circa 2.6 volte più calore per grammo, e bruciarlo non produce CO₂. Se l’idrogeno sia pulito nel complesso dipende da come è stato prodotto.

Esempio 5.4 Una reazione ha ΔH = +40.0 kJ e ΔS = +120 J/K. È spontanea a 298 K? Sopra quale temperatura diventa spontanea?

Mostra i passaggi
  1. Usa le stesse unità: ΔS = 0.120 kJ/K.
  2. A 298 K: ΔG = 40.0 − 298 × 0.120 = 40.0 − 35.8 = +4.2 kJ. Positivo, quindi non spontanea.
  3. Set ΔG = 0: T = ΔH/ΔS = 40.0 ÷ 0.120 = 333 K.

Risposta: Non spontanea a 298 K; spontanea sopra circa 333 K (60 °C).

Esercizi

Svolgi ciascuno prima su carta, poi controlla.

  1. Quanto calore alza di 10.0 °C 1.00 kg di acqua?

    Mostra la risposta

    q = 1000 g × 4.184 × 10.0 = 41,840 J = 41.8 kJ.

  2. La fusione del ghiaccio è endotermica o esotermica? Qual è il segno di q per il ghiaccio?

    Mostra la risposta

    Endotermico; q è positivo perché il ghiaccio assorbe calore.

  3. Un metallo di 50.0 g a 100.0 °C viene immerso in 100.0 g di acqua a 20.0 °C. Entrambi finiscono a 22.0 °C. Trova il calore specifico del metallo.

    Mostra la risposta

    Calore acquistato dall’acqua = 100.0 × 4.184 × 2.0 = 836.8 J. Metallo: 836.8 = 50.0 × c × 78.0, quindi c = 0.215 J/(g·°C).

  4. Usa la legge di Hess: C(s) + O₂ → CO₂, ΔH = −393.5 kJ; CO + ½ O₂ → CO₂, ΔH = −283.0 kJ. Trova ΔH di C(s) + ½ O₂ → CO.

    Mostra la risposta

    Inverti la seconda e somma: −393.5 + 283.0 = −110.5 kJ.

  5. Quanto vale ΔH°f di O₂(g)?

    Mostra la risposta

    Zero: è un elemento nel suo stato standard.

  6. Un processo ha ΔH < 0 e ΔS > 0. Quando è spontaneo?

    Mostra la risposta

    A ogni temperatura, perché ΔG = ΔH − TΔS è sempre negativo.

Errori concettuali comuni

  • Mito: Calore e temperatura sono la stessa cosa.

    In realtà: La temperatura misura l’energia media delle particelle; il calore è energia trasferita. Una vasca di acqua tiepida contiene più calore di una tazza di acqua bollente.

  • Mito: Le reazioni esotermiche avvengono sempre da sole.

    In realtà: La spontaneità dipende da ΔG, che include l’entropia. Alcune reazioni esotermiche non sono spontanee ad alte temperature.

  • Mito: Una reazione spontanea è una reazione veloce.

    In realtà: «Spontaneo» indica la direzione, non la velocità. Il diamante che diventa grafite è spontaneo, ma troppo lento per accorgersene.

  • Mito: Rompere i legami libera energia.

    In realtà: Rompere i legami richiede sempre energia. L’energia si libera quando si formano nuovi legami più forti.

Flashcard

  • q = mcΔT

    Calore = massa × calore specifico × variazione di temperatura.

  • Esotermico

    Libera calore; ΔH < 0.

  • Endotermico

    Assorbe calore; ΔH > 0.

  • Legge di Hess

    Il ΔH di una somma di reazioni è la somma dei loro ΔH.

  • ΔH°f di un elemento

    Zero nel suo stato standard.

  • Primo principio

    ΔU = q + w; l’energia si conserva.

  • Energia di Gibbs

    ΔG = ΔH − TΔS; negativo significa spontaneo.

  • Calore specifico dell’acqua

    4.184 J/(g·°C).

Quiz di autoverifica

1. Il segno di ΔH per una reazione esotermica è…

Mostra la risposta

negativo. Il sistema cede calore all’ambiente.

2. Il calore specifico dell’acqua è…

Mostra la risposta

4.184 J/(g·°C). 4.184 J riscaldano 1 g di acqua di 1 °C.

3. La legge di Hess funziona perché l’entalpia è…

Mostra la risposta

una funzione di stato. ΔH dipende solo dagli stati iniziale e finale.

4. Una reazione è spontanea quando…

Mostra la risposta

ΔG < 0. Una variazione negativa dell’energia di Gibbs significa che il processo può avvenire da solo.

5. Per grammo, quale combustibile libera più calore bruciando ad acqua liquida?

Mostra la risposta

Idrogeno. Circa 142 kJ/g per l’idrogeno contro 55.5 kJ/g per il metano.

Come questo aiuta a salvare il pianeta

La termochimica è la contabilità dietro l’energia pulita. Confrontare i kilojoule per grammo e la CO₂ per kilojoule, come negli esempi svolti, mostra perché l’idrogeno prodotto con energia pulita può ridurre le emissioni.

Il Dipartimento dell’Energia degli Stati Uniti osserva che l’idrogeno usato in una cella a combustibile produce solo acqua, e che può essere prodotto da molte fonti, tra cui l’energia solare ed eolica.

L’alto calore specifico dell’acqua permette agli oceani di immagazzinare enormi quantità di calore, il che rende più stabile il clima costiero per persone e fauna.

Su Saving Planets: Sentinel-6B: monitorare il livello del mare · Sezione Osservazione della Terra

Fonti: Dipartimento dell’Energia USA: le basi del combustibile a idrogeno (in inglese)

Risorse di apprendimento gratuite

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Il laboratorio (CHEM 110L)

Il laboratorio è la parte pratica del corso, che vale 1 credito in un tipico piano universitario. Qui è gratuito e solo per esercitarsi.

Metti in pratica le idee delle lezioni con sensori digitali, strumenti di misura e vetreria di precisione. Fai le versioni di laboratorio solo in un laboratorio scolastico o universitario con supervisione; ogni esercizio ha anche una versione sicura a casa o virtuale.

Riferimento per la sicurezza: American Chemical Society: sicurezza chimica (in inglese)

Laboratorio A: formula empirica dell’ossido di magnesio

Settimana 5

Obiettivo: Riscalda il magnesio all’aria, pesa il prodotto e ricava il rapporto intero più semplice tra magnesio e ossigeno.

nMgnO=mMg/24.31mO/16.00\frac{n_\text{Mg}}{n_\text{O}}=\frac{m_\text{Mg}/24.31}{m_\text{O}/16.00}
Dividi ogni quantità di moli per la più piccola, poi arrotonda a numeri interi

Procedimento

  1. Riscalda un crogiolo vuoto con coperchio fino a massa costante; lascia raffreddare e pesa.
  2. Aggiungi un nastro di magnesio pulito arrotolato e pesa di nuovo.
  3. Riscalda con il coperchio leggermente aperto, così entra aria ma il fumo non esce, finché il metallo non smette di brillare.
  4. Lascia raffreddare, aggiungi qualche goccia d’acqua e riscalda di nuovo dolcemente (così l’eventuale nitruro di magnesio diventa ossido), poi riscalda forte.
  5. Lascia raffreddare e pesa. Ripeti il riscaldamento finché due pesate concordano entro 0.002 g.

Tabella dei dati

MisuraMassa (g)
Crogiolo + coperchio25.120
Crogiolo + coperchio + Mg25.360
Crogiolo + coperchio + prodotto25.520
Mg (per differenza)0.240
Ossigeno acquistato0.160

Dati di esempio solo per esercitarsi.

Calcolo di esempio

  1. Moli di Mg = 0.240 g ÷ 24.31 g/mol = 9.87 × 10⁻³ mol.
  2. Moli di O = 0.160 g ÷ 16.00 g/mol = 1.00 × 10⁻² mol.
  3. Dividi per il più piccolo: Mg 1.00, O 1.01, che si arrotonda a 1 : 1.
  4. Formula empirica: MgO.

Sicurezza

  • Il magnesio che brucia emette una luce molto intensa, compresi raggi ultravioletti. Non fissarla.
  • Usa le pinze; i crogioli restano caldi a lungo dopo aver smesso di brillare.
  • Non provarlo mai a casa: gli incendi di magnesio sono difficili da spegnere e l’acqua li peggiora.

Alternativa a casa o virtuale

  • Fai lo stesso calcolo da una composizione percentuale, come nella serie finale (40.0% C, 6.71% H, 53.3% O dà CH₂O).
  • La sezione 3.2 di OpenStax Chemistry 2e ha altri problemi sulla formula empirica con soluzioni (in inglese).

OpenStax 3.2 Determining Empirical and Molecular Formulas (in inglese)

Legame con il pianeta: Ricavare la formula di un composto sconosciuto è un primo passo per identificare un inquinante, un minerale o un nuovo materiale.

Laboratorio B: titolazione acido–base e diluizioni

Settimana 6

Obiettivo: Trovare la concentrazione di una soluzione di acido cloridrico titolandola con idrossido di sodio a concentrazione nota.

MaVa=MbVb(1 : 1 acid–base)M_aV_a=M_bV_b\quad(\text{1 : 1 acid–base})
Per HCl + NaOH → NaCl + H₂O, moli di acido = moli di base al punto di equivalenza

Procedimento

  1. Avvina la buretta con un po’ di NaOH 0.1000 M, poi riempila e annota la lettura iniziale a 0.01 mL.
  2. Preleva con la pipetta 25.00 mL di HCl in una beuta e aggiungi 2–3 gocce di indicatore fenolftaleina.
  3. Aggiungi NaOH agitando. Verso la fine, aggiungilo goccia a goccia.
  4. Fermati al primo rosa tenue che dura 30 secondi. Annota la lettura finale.
  5. Ripeti finché due prove concordano entro 0.10 mL. Con una sonda pH, riporta anche il pH in funzione del volume per vedere il salto netto al punto di equivalenza.

Tabella dei dati

ProvaLettura iniziale (mL)Lettura finale (mL)NaOH usato (mL)
1 (approssimativo)0.5023.1022.60
20.2022.6522.45
31.0523.5222.47

Dati di esempio solo per esercitarsi. Fai la media delle prove concordanti (2 e 3).

Calcolo di esempio

  1. Volume medio di NaOH: (22.45 + 22.47) ÷ 2 = 22.46 mL = 0.02246 L.
  2. Moli di NaOH = 0.1000 mol/L × 0.02246 L = 2.246 × 10⁻³ mol.
  3. La reazione è 1 : 1, quindi moli di HCl = 2.246 × 10⁻³ mol.
  4. Concentrazione di HCl = 2.246 × 10⁻³ mol ÷ 0.02500 L = 0.08984 M.

Sicurezza

  • Indossa gli occhiali: NaOH e HCl possono ferire occhi e pelle anche se diluiti.
  • Se uno dei due tocca la pelle, sciacqua con molta acqua e avvisa il responsabile.
  • Riempi la buretta sotto il livello degli occhi con un imbuto, e togli l’imbuto prima della lettura.

Alternativa a casa o virtuale

  • Le simulazioni PhET Acid-Base Solutions e pH Scale ti permettono di provare acidi e basi forti e deboli con un pHmetro virtuale.
  • Indicatore da cucina: il succo di cavolo rosso diventa rosso-rosa negli acidi come l’aceto e verde nelle basi come una soluzione di bicarbonato. È solo qualitativo.

PhET: Acid-Base Solutions · PhET: pH Scale · PhET: Molarity

Legame con il pianeta: Il pH è una delle misure più importanti della qualità dell’acqua. Il Servizio geologico degli Stati Uniti osserva che la pioggia normale ha un pH di circa 5.6 e che l’acqua che esce da una miniera di carbone abbandonata può arrivare a pH 2, abbastanza acida da uccidere i pesci a valle. USGS Water Science School: pH e acqua (in inglese)

Laboratorio C: analisi spettrofotometrica di una soluzione di colorante

Settimana 12

Obiettivo: Costruire una retta di taratura da standard di colorante e usarla per trovare la concentrazione di un’incognita, con la legge di Beer–Lambert.

A=εbc,A=−log⁡10TA=\varepsilon bc,\qquad A=-\log_{10}T
A = assorbanza, ε = coefficiente di assorbimento molare, b = cammino ottico (cm), c = concentrazione (mol/L), T = frazione di luce trasmessa

Procedimento

  1. Lascia riscaldare lo spettrofotometro per il tempo indicato nel manuale.
  2. Fai una scansione di uno standard per trovare la lunghezza d’onda a cui il colorante assorbe di più (λmax).
  3. Azzera lo strumento con una cuvetta contenente il bianco (il solvente, qui acqua).
  4. Prepara cinque standard da una soluzione madre per diluizione (M₁V₁ = M₂V₂).
  5. Misura l’assorbanza di ogni standard a λmax, sciacquando ogni volta la cuvetta con la soluzione successiva. Tieni le cuvette dai lati smerigliati.
  6. Misura l’incognita allo stesso modo.
  7. Riporta l’assorbanza (y) in funzione della concentrazione (x), traccia una retta passante per l’origine e usa la pendenza per trovare la concentrazione dell’incognita.

Tabella dei dati

StandardConcentrazione (µM)Assorbanza
12.000.130
24.000.261
36.000.389
48.000.522
510.000.650
Incognita?0.455

Dati di esempio solo per esercitarsi, non un valore pubblicato per un colorante reale.

Calcolo di esempio

  1. Pendenza della retta per l’origine: circa 0.0650 per µM (per esempio 0.650 ÷ 10.00 µM).
  2. Con b = 1.00 cm, ε = 0.0650 µM⁻¹ cm⁻¹ = 6.50 × 10⁴ M⁻¹ cm⁻¹.
  3. Incognita: c = A ÷ (εb) = 0.455 ÷ 0.0650 µM⁻¹ = 7.00 µM.
  4. Frazione di luce trasmessa dall’incognita: T = 10^(−0.455) = 0.351, cioè il 35.1%.

Sicurezza

  • Indossa gli occhiali; molti coloranti macchiano pelle e vestiti.
  • Asciuga subito ogni versamento e tieni i liquidi lontano dallo strumento.
  • Smaltisci le soluzioni come indica il responsabile del laboratorio.

Alternativa a casa o virtuale

  • PhET Beer’s Law Lab: cambia concentrazione, cammino ottico e lunghezza d’onda e registra l’assorbanza per costruire la tua retta di taratura.
  • Versione da cucina: prepara una serie di diluizioni di colorante alimentare in bicchieri trasparenti identici e ordinali a occhio davanti a un cartoncino bianco. Mostra l’idea, ma non dà valori reali di assorbanza.

PhET: Beer’s Law Lab · PhET: Concentration

Legame con il pianeta: La stessa idea aiuta i satelliti a valutare la salute di oceani e laghi. Le missioni NASA sul colore dell’oceano misurano i colori della luce che lascia l’acqua per stimare la clorofilla, segno della presenza di plancton. NASA Ocean Color (in inglese)

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Serie di esercizi per gli esami

Cronometrati: circa 10 minuti per problema. Poi confronta con le soluzioni complete.

Serie di esercizi di metà corso (unità 1–3)

  1. Un elettrone dell’idrogeno scende da n = 4 a n = 2. Trova la lunghezza d’onda della luce.

    Mostra la soluzione completa
    1. |ΔE| = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × (1/4 − 1/16) = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × 0.1875 = 4.086 × 10⁻¹⁹ J.
    2. λ = hc/E = (6.626 × 10⁻³⁴ × 2.998 × 10⁸) ÷ 4.086 × 10⁻¹⁹ = 4.862 × 10⁻⁷ m.

    Risposta: 486 nm (blu-verde).

  2. Scrivi la configurazione del rame (Z = 29) nello stato fondamentale.

    Mostra la soluzione completa
    1. L’ordine di riempimento semplice prevede [Ar] 4s² 3d⁹, ma un sottoguscio 3d pieno è più stabile.
    2. Un elettrone 4s passa in 3d.

    Risposta: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰, un’eccezione nota.

  3. Quanta CO₂ si produce bruciando 1.00 kg di ottano (C₈H₁₈, 114.23 g/mol)?

    Mostra la soluzione completa
    1. Bilanciata: 2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O, cioè 8 mol di CO₂ per mole di ottano.
    2. Moli di ottano = 1000 g ÷ 114.23 g/mol = 8.754 mol.
    3. CO₂ = 8 × 8.754 = 70.04 mol × 44.01 g/mol = 3082 g.

    Risposta: Circa 3.08 kg di CO₂.

  4. 28.0 g di N₂ reagiscono con 9.00 g di H₂: N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Trova il reagente limitante e la massa di NH₃.

    Mostra la soluzione completa
    1. N₂: 28.0 ÷ 28.02 = 0.999 mol. H₂: 9.00 ÷ 2.016 = 4.46 mol.
    2. N₂ richiede 3 × 0.999 = 3.00 mol di H₂; ne sono disponibili 4.46 mol, quindi N₂ è il limitante.
    3. NH₃ = 2 × 0.999 = 2.00 mol × 17.03 g/mol = 34.0 g.

    Risposta: N₂ è il limitante; 34.0 g di NH₃.

  5. Indica forma e polarità di SO₂ e di CCl₄.

    Mostra la soluzione completa
    1. SO₂: S ha due gruppi di legame e un doppietto libero, quindi è piegata e i dipoli non si annullano.
    2. CCl₄: quattro legami identici, tetraedrica, i dipoli si annullano.

    Risposta: SO₂ piegata e polare; CCl₄ tetraedrica e apolare.

  6. Ordina per punto di ebollizione, dal più basso: H₂O, He, CH₄.

    Mostra la soluzione completa
    1. He: solo debole dispersione, pochissimi elettroni.
    2. CH₄: forze di dispersione, più elettroni di He.
    3. H₂O: legame a idrogeno.

    Risposta: He < CH₄ < H₂O.

Serie di esercizi finale (tutte le unità)

  1. Che volume occupano 88.0 g di CO₂ a 25.0 °C e 1.00 atm?

    Mostra la soluzione completa
    1. n = 88.0 ÷ 44.01 = 2.00 mol.
    2. V = nRT/P = 2.00 × 0.08206 × 298.15 ÷ 1.00.

    Risposta: 48.9 L.

  2. Quanti grammi di metano bisogna bruciare (ΔH = −890.5 kJ/mol) per scaldare 500.0 g di acqua da 15.0 °C a 85.0 °C, se tutto il calore va all’acqua?

    Mostra la soluzione completa
    1. q = 500.0 × 4.184 × 70.0 = 146,440 J = 146.4 kJ.
    2. Moli di CH₄ = 146.4 ÷ 890.5 = 0.1644 mol.
    3. Massa = 0.1644 × 16.04 = 2.64 g.

    Risposta: 2.64 g di metano.

  3. 20.00 mL di acido solforico sono neutralizzati da 31.60 mL di NaOH 0.1000 M. Trova la molarità dell’acido.

    Mostra la soluzione completa
    1. H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O (due idrogeni acidi).
    2. Moli di NaOH = 0.1000 × 0.03160 = 3.160 × 10⁻³ mol, quindi moli di H₂SO₄ = 1.580 × 10⁻³ mol.
    3. M = 1.580 × 10⁻³ ÷ 0.02000 L.

    Risposta: 0.07900 M. Un errore comune è dimenticare il rapporto 1 : 2 e ottenere 0.1580 M.

  4. Un colorante ha ε = 1.20 × 10⁴ M⁻¹ cm⁻¹. Un campione in una cuvetta da 1.00 cm dà A = 0.300. Trova la sua concentrazione.

    Mostra la soluzione completa
    1. c = A ÷ (εb) = 0.300 ÷ (1.20 × 10⁴ × 1.00).

    Risposta: 2.50 × 10⁻⁵ M.

  5. Un composto contiene in massa il 40.0% di C, il 6.71% di H e il 53.3% di O, con massa molare 180.16 g/mol. Trova la sua formula empirica e quella molecolare.

    Mostra la soluzione completa
    1. In 100 g: C 40.0 ÷ 12.011 = 3.33 mol; H 6.71 ÷ 1.008 = 6.66 mol; O 53.3 ÷ 16.00 = 3.33 mol.
    2. Dividi per 3.33: 1 : 2 : 1, quindi CH₂O (30.03 g/mol).
    3. 180.16 ÷ 30.03 = 6.

    Risposta: Empirica CH₂O; molecolare C₆H₁₂O₆ (glucosio).

  6. Usa la legge di Hess per trovare ΔH di C(s) + ½ O₂ → CO, dati C + O₂ → CO₂ (−393.5 kJ) e CO + ½ O₂ → CO₂ (−283.0 kJ).

    Mostra la soluzione completa
    1. Tieni la prima reazione; inverti la seconda (+283.0 kJ).
    2. Sommale; CO₂ si elimina.

    Risposta: −110.5 kJ.

  7. Per un processo con ΔH = −10.0 kJ e ΔS = −50.0 J/K, trova la temperatura sotto la quale è spontaneo.

    Mostra la soluzione completa
    1. ΔG < 0 quando ΔH − TΔS < 0. Sono entrambi negativi, quindi funziona a T bassa.
    2. T = ΔH/ΔS = −10.0 kJ ÷ −0.0500 kJ/K = 200 K.

    Risposta: Spontaneo sotto 200 K.

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Formulario

c=λνc=\lambda\nu
E=hν=hc/λE=h\nu=hc/\lambda
En=−2.179×10−18 J/n2E_n=-2.179\times10^{-18}\ \text{J}/n^2
n=m/Mn=m/M
M=n/VM=n/V
M1V1=M2V2M_1V_1=M_2V_2
PV=nRTPV=nRT
P1V1/T1=P2V2/T2P_1V_1/T_1=P_2V_2/T_2
PA=xAPtotP_A=x_AP_\text{tot}
Cg=kHPgC_g=k_HP_g
q=mcΔTq=mc\Delta T
ΔU=q+w\Delta U=q+w
ΔH∘=∑nΔHf∘(prod)−∑nΔHf∘(reac)\Delta H^\circ=\sum n\Delta H^\circ_f(\text{prod})-\sum n\Delta H^\circ_f(\text{reac})
ΔG=ΔH−TΔS\Delta G=\Delta H-T\Delta S
A=εbcA=\varepsilon bc
FC=V−N−B/2\text{FC}=V-N-B/2

Costanti

CostanteValore
Costante di Planck, h6.62607015 × 10⁻³⁴ J·s (esatta)
Velocità della luce, c2.99792458 × 10⁸ m/s (esatta)
Costante di Avogadro, N_A6.02214076 × 10²³ mol⁻¹ (esatta)
Costante dei gas, R8.314 J/(mol·K) = 0.08206 L·atm/(mol·K)
Costante energetica dell’idrogeno, k2.179 × 10⁻¹⁸ J
Calore specifico dell’acqua4.184 J/(g·°C)
Pressione standard1 atm = 101.325 kPa = 760 mmHg
Zero assoluto0 K = −273.15 °C

Fonte: NIST: costanti fisiche fondamentali (in inglese)

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Tavola periodica

Usa una di queste tavole interattive gratuite insieme al corso.

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Glossario

Assorbanza
Quanta luce assorbe un campione; A = −log₁₀T.
Numero di Avogadro
6.02214076 × 10²³, il numero di particelle in una mole.
Calorimetria
Misurare il flusso di calore dalle variazioni di temperatura.
Configurazione elettronica
La disposizione degli elettroni di un atomo negli orbitali.
Formula empirica
Il rapporto intero più semplice tra gli atomi di un composto.
Punto di viraggio
Il punto di una titolazione in cui l’indicatore cambia colore.
Entalpia (H)
Contenuto di calore di un sistema a pressione costante.
Entropia (S)
Una misura di quanto energia e materia sono disperse.
Punto di equivalenza
Il punto in cui è stato aggiunto esattamente abbastanza titolante da reagire con il campione.
Energia libera di Gibbs (G)
G = H − TS; la sua variazione prevede la spontaneità.
Legame a idrogeno
Forte attrazione tra un H legato a N, O o F e un doppietto libero di un altro N, O o F.
Gas ideale
Un gas modello le cui particelle non hanno volume né attrazioni.
Isotopo
Atomi di uno stesso elemento con numero di neutroni diverso.
Reagente limitante
Il reagente che si esaurisce per primo.
Molarità
Moli di soluto per litro di soluzione.
Mole
L’unità SI di quantità di sostanza.
Orbitale
Una regione in cui è probabile trovare un elettrone.
Pressione parziale
La pressione che un gas di una miscela eserciterebbe da solo.
Resa percentuale
Resa effettiva ÷ resa teorica × 100%.
Fotone
Una particella di luce con energia E = hν.
Numeri quantici
n, l, mₗ, mₛ: i quattro valori che descrivono un elettrone.
Calore specifico
Calore necessario per aumentare di 1 °C la temperatura di 1 g di una sostanza.
Stechiometria
Le relazioni quantitative tra le quantità nelle reazioni.
Titolazione
Aggiungere una soluzione a concentrazione nota per trovare la concentrazione di un’altra.
VSEPR
Repulsione delle coppie elettroniche dello strato di valenza: i gruppi elettronici si allontanano e fissano la forma della molecola.

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Griglia di autovalutazione

Non si assegnano voti né crediti. Usala per valutare onestamente a che punto sei in ogni unità.

LivelloCome si presenta
4 · PadronanzaRisolve correttamente problemi nuovi, spiega perché ogni passaggio funziona e trova da solo i propri errori.
3 · CompetenteRisolve gli esercizi con unità e cifre significative corrette; qualche svista occasionale.
2 · In sviluppoSegue gli esempi svolti ma si blocca sui problemi nuovi o confonde le unità.
1 · PrincipianteRiconosce i termini ma non sa ancora impostare i calcoli.

Pesi suggeriti se vuoi un punteggio

PartePeso
Esercizi30%
Relazioni di laboratorio (o laboratori virtuali)20%
Serie di esercizi di metà corso20%
Serie di esercizi finale30%

Punta al livello 3 o superiore in ogni unità prima di passare al corso successivo.

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