🧪 CHIMICA - CAPITOLO 2: I componenti della materia - flashcard | Quizlet

2.1 Elementi, Composti e Miscele (Vista Atomica)

TEORIA: Elementi: formati da un solo tipo di atomo. Composti: formati da due o più tipi di atomi uniti chimicamente. Miscele: gruppi di due o più sostanze mescolate fisicamente (non chimicamente). QUANDO SI USA: Per distinguere sostanze pure da miscele. ERRORE TIPICO: Confondere un composto (es. acqua) con una miscela (es. acqua salata).

2.2 Legge della Conservazione della Massa (Lavoisier)

TEORIA: La massa totale rimane costante durante una reazione chimica (massa reagenti = massa prodotti). Spiegazione atomica: gli atomi non si creano né si distruggono, si riorganizzano soltanto. ESEMPIO: 16g Ossigeno + 2g Idrogeno → 18g Acqua.

2.2 Legge della Composizione Definita e Costante (Proust)

TEORIA: Un particolare composto chimico è costituito sempre dagli stessi elementi nelle stesse parti in massa, indipendentemente dalla sua origine. ESEMPIO: L'acqua pura, sia di fiume che di laboratorio, ha sempre l'11.1% in massa di H e l'88.9% di O.

2.2 Legge delle Proporzioni Multiple (Dalton)

TEORIA: Se due elementi A e B reagiscono per formare due composti diversi, le masse di B che si combinano con una massa fissa di A stanno tra loro in rapporti di numeri interi piccoli. ESEMPIO: Ossidi di Carbonio. CO (Carbonio monossido): 1.33g O per 1g C. CO₂ (Carbonio diossido): 2.66g O per 1g C. Rapporto 2.66/1.33 = 2:1.

2.3 Teoria Atomica di Dalton (Postulati)

TEORIA: 1) Materia fatta di atomi indivisibili (falso oggi: esistono particelle subatomiche). 2) Atomi di un elemento sono identici in massa e proprietà (falso oggi: isotopi). 3) Composti sono combinazioni specifiche di atomi diversi. 4) Reazioni sono riorganizzazioni di atomi. QUANDO SI USA: Base storica della chimica. ERRORE TIPICO: Dimenticare che i primi due postulati sono stati corretti dalla scoperta di isotopi e particelle subatomiche.

2.4 Scoperta dell'Elettrone (Tubo a raggi catodici)

TEORIA: J.J. Thomson scoprì che i raggi catodici erano particelle cariche negativamente (elettroni) con massa molto piccola. Determinò il rapporto carica/massa (e/m). Esperimento di Millikan (goccia d'olio) misurò poi la carica esatta.

2.4 Modello a Panettone vs Modello Nucleare (Rutherford)

TEORIA: Thomson ipotizzò atomi come sfere positive con elettroni incastonati ("panettone"). Rutherford bombardò una lamina d'oro con particelle alfa: quasi tutte passavano (atomo vuoto), poche rimbalzavano (nucleo denso e positivo). CONCLUSIONE: L'atomo ha un nucleo piccolissimo, denso e positivo al centro; gli elettroni orbitano intorno nel vuoto.

2.5 Struttura dell'Atomo (Particelle Subatomiche)

TEORIA: Protone (p⁺, nel nucleo, carica +1, massa ~1 uma). Neutrone (n⁰, nel nucleo, carica 0, massa ~1 uma). Elettrone (e⁻, esterno, carica -1, massa ~1/1836 uma).

2.5 Simbolo Atomico e Isotopi

TEORIA: Simbolo ᴬzxX. Z (Numero Atomico) = protoni. A (Numero di Massa) = protoni + neutroni. ISOTOPI: Atomi con stesso Z ma diverso A (diverso numero di neutroni). ESEMPIO: ¹²C (6p, 6n) e ¹³C (6p, 7n).

2.5 Calcolo Massa Atomica Media

TEORIA: Media ponderata degli isotopi naturali. Massa = (Massa₁ × %₁) + (Massa₂ × %₂) / 100. ESEMPIO: Cloro (75% Cl-35, 25% Cl-37) → 350.75 + 370.25 ≈ 35.45 uma. QUANDO SI USA: Per trovare il peso atomico sulla tavola periodica.

2.6 Tavola Periodica (Struttura)

TEORIA: Organizzata per Z crescente. Periodi (righe orizzontali). Gruppi (colonne verticali, elementi con proprietà simili). Metalli (sinistra/basso, conduttori, perdono e⁻). Non metalli (destra/alto, isolanti, acquistano e⁻). Metalloidi (scalinata intermedia).

2.7 Legame Ionico (Formazione)

TEORIA: Trasferimento di elettroni da un Metallo (che diventa catione +) a un Non Metallo (che diventa anione -). Si attraggono per forza elettrostatica formando un reticolo cristallino. ESEMPIO: Na + Cl → Na⁺ + Cl⁻ → NaCl. QUANDO SI USA: Composti binari metallo-non metallo.

2.7 Legame Covalente (Formazione)

TEORIA: Condivisione di una coppia di elettroni tra due atomi (solitamente Non Metalli). Formano molecole discrete. ESEMPIO: H + H → H-H (H₂). Ioni poliatomici (es. NO₃⁻) sono gruppi di atomi legati covalentemente con una carica netta.

2.8 Formula Empirica vs Molecolare vs Struttura

TEORIA: Empirica: rapporto minimo intero (HO). Molecolare: numero reale di atomi (H₂O₂). Di Struttura: mostra i legami (H-O-O-H). QUANDO SI USA: Stechiometria (empirica/molecolare), reattività (struttura).

2.8 Nomenclatura Composti Ionici Binari

TEORIA: Nome dell'anione (radice non metallo + "-uro", ossigeno diventa "ossido") + "di" + Nome del catione (metallo). ESEMPIO: CaBr₂ = Bromuro di calcio. Se il metallo ha più cariche (es. Fe²⁺, Fe³⁺), si usa numero romano (Stock) o suffisso -oso/-ico. FeCl₂ = Cloruro di ferro(II) o ferroso.

2.8 Nomenclatura Composti Covalenti Binari

TEORIA: Usare prefissi greci per il numero di atomi (mono-, di-, tri-, tetra-...). Il primo elemento mantiene il nome, il secondo prende "-uro"/"ossido". ESEMPIO: N₂O₅ = Pentossido di dinitrogeno. PCl₃ = Tricloruro di fosforo. ERRORE TIPICO: Usare i prefissi greci per i composti ionici (es. dire "dicloruro di calcio" per CaCl₂ è ridondante, si dice solo cloruro di calcio).

2.8 Massa Molecolare (Peso Formula)

TEORIA: Somma delle masse atomiche degli atomi nella formula. ESEMPIO: H₂SO₄ = 2(1.008) + 32.06 + 4(16.00) = 98.08 uma.

2.9 Miscele (Classificazione e Separazione)

TEORIA: Eterogenee (fasi visibili, es. sabbia-acqua). Omogenee (soluzioni, fase singola, es. zucchero in acqua). TECNICHE SEPARAZIONE: Filtrazione (per eterogenee solido-liquido). Cristallizzazione (per omogenee, basata su solubilità). Distillazione (per omogenee, basata su volatilità/ebollizione). Cromatografia (basata su affinità per fase stazionaria/mobile).