Chimica · Semestre Filtro

La chimica è una delle materie più impegnative del semestre filtro di Medicina e delle Professioni Sanitarie. Per affrontarla al meglio, abbiamo raccolto in un unico documento tutte le formule, costanti e relazioni fondamentali che devi conoscere per superare test ed esami.

Formulario di Chimica – PDF

Formule essenziali, costanti, pH, equilibri, legami, reazioni organiche.

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Cosa trovi nel formulario

• Atomo e legami chimici – configurazione elettronica, regole di Hund e Pauli, legami ionici e covalenti, elettronegatività e energia di legame.
• Stati della materia e leggi dei gas – Boyle, Charles, Gay-Lussac, Avogadro e formula generale PV = nRT.
• Termodinamica – ΔU = Q − W, ΔH = ΔU + PΔV, ΔG° = −RT ln K e relazione ΔG° = −nFE°.
• Equilibri chimici e principio di Le Châtelier – Kc, Kp, Q, equilibrio acido-base e sistemi tampone.
• pH e soluzioni – formule per pH, pOH, Ka, Kb, Kw e equazioni di Henderson–Hasselbalch.
• Proprietà colligative – innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, pressione osmotica e osmolarità.
• Chimica organica – ibridazione, gruppi funzionali, ossidoriduzioni, esterificazioni e reazioni tipiche di alcheni e aldeidi.
• Biochimica e applicazioni fisiologiche – sistemi tampone del sangue, respirazione, NAD⁺/NADH e reazioni di ATP.

Come usare il formulario per studiare

Il formulario è progettato per essere uno strumento pratico, pensato per il ripasso rapido e per la verifica immediata dei concetti durante lo studio. Ti aiuta a collegare formule, fenomeni e applicazioni biomediche, migliorando la comprensione e la memorizzazione.

Suggerimenti d’uso:

• Ripassa per moduli (chimica generale, organica, biochimica) seguendo il tuo programma.
• Affianca il formulario alle simulazioni per testare la comprensione e i tempi di risposta.
• Annota nel PDF formule extra o note del docente: diventa il tuo quaderno “smart”.

FAQ sul Formulario di Chimica

Cosa contiene il formulario di chimica per il semestre filtro?

Include formule di termodinamica, leggi dei gas, equilibrio chimico, pH e tamponi, legami e reazioni organiche fondamentali, organizzati per argomenti.

È utile per la preparazione al semestre filtro di Medicina?

Sì. Copre in modo sintetico i concetti richiesti nei test e negli esami del semestre filtro, facilitando ripasso e memorizzazione.

Posso scaricarlo gratuitamente?

Sì. Puoi scaricare gratuitamente il PDF completo dal link ufficiale Futura qui sotto.

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Download del Formulario

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Il formulario è gratuito e aggiornato secondo il programma del semestre filtro 2025/2026.

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Requisiti fondamentali

Per rendere solida la preparazione di un esame di chimica ti servono alcune basi: stechiometria e bilanciamenti, legami e ibridazione, rappresentazioni di Lewis e proiezioni, logica acido–base e un po’ di dimestichezza con pH e logaritmi. Un ripasso mirato di questi temi, anche solo di una settimana, rende più fluido tutto ciò che segue e ti aiuta a leggere con naturalezza gli esami chimica organica.

Importanza della frequenza delle lezioni

La chimica organica è un linguaggio: più esempi vedi, più lo parli. Partecipare a lezioni ed esercitazioni, fare domande e rivedere subito gli errori ti permette di collegare teoria e pratica. Annotare i passaggi con le frecce curve, riscrivere in modo pulito i meccanismi appena spiegati e aggiungere un micro–esercizio per ogni concetto crea un quaderno che vale oro. Anche quindici minuti al giorno di “ripetizione ad alta voce” possono molto aiutarti durante l’orale dell’esame di chimica organica.

Dove si trova questo esame

È presente in Farmacia, CTF, Scienze Biologiche, Biotecnologie, Chimica, Ingegneria Chimica e dei Materiali, Scienze Ambientali, Agraria ed Enologia. A volte cambia il nome (Chimica organica I/II, Fondamenti di organica), ma i nuclei restano gli stessi: struttura–reattività, meccanismi, sintesi e prime tecniche spettroscopiche. Sapere questo ti aiuta a cercare esercizi compatibili e a confrontare tracce di diversi atenei per simulare al meglio gli esami chimica organica.

Struttura dell’esame

Prova scritta

Di solito ti chiedono meccanismi con frecce, riconoscimento di nucleofili e basi, previsione di prodotti principali e secondari, problemi di stereochimica (R/S, E/Z) e piccole sintesi. In molti corsi compaiono esercizi di IR e NMR elementare per identificare funzioni e scheletri. Tratta la prova come “matematica delle molecole”: passaggi chiari, notazione pulita, ipotesi esplicitate. Questa mentalità paga in tutti gli esami chimica.

Prova orale

Serve a verificare profondità e chiarezza: perché un intermedio è più stabile, cosa cambia se il solvente è protico o aprotico, quando prevale SN1 o SN2. Allenati a spiegare con tono calmo e lineare: cinque–dieci minuti al giorno bastano per rendere naturale l’esposizione e blindare l’esame di chimica organica.

Preparazione esame di chimica: metodo in quattro passi

1. Mappe per famiglie di reazioni.

Crea pagine dedicate ad alcheni, alchini, alogenuri alchilici, carbonili, ammine e aromatica. Per ciascuna scrivi schema generale, condizioni tipiche, limiti e due esempi risolti. Queste mappe sono il tuo GPS negli esami chimica organica.

2. Esercizi a gradini.

Parti dal riconoscimento (chi è il nucleofilo? qual è il leaving group?), passa ai meccanismi completi, poi alle mini–sintesi e infine a un set di spettroscopia. Alternare i blocchi mantiene alta la memoria di lavoro e prepara bene agli esami chimica.

3. Registro degli errori.

Ogni sbaglio diventa una riga con causa e correzione (“ho confuso SN1/SN2 → substrato terziario + solvente protico favorisce SN1”). Rivedilo ogni due giorni: è il modo più rapido per salire di livello.

4. Simulazioni cronometrate.

Una volta a settimana, ricrea una prova completa con tempo reale e correzione severa. Confronta i punteggi per area (meccanismi, sintesi, spettroscopia) e indirizza il ripasso. Le simulazioni sono l’asse portante della preparazione esame di chimica e ti abituano al ritmo degli esami chimica organica.

Focus Medicina: perché conta nel semestre filtro

Nel semestre filtro l’esame di chimica organica è uno dei tre esami obbligatori. Farlo bene ti semplifica il percorso, migliora le medie e rende più agevole l’ingresso agli insegnamenti successivi come Biochimica e Farmacologia. La logica acido–base, la stabilità degli intermedi, la capacità di leggere una reazione e di prevederne l’esito sono competenze che usi continuamente. Per questo molti studenti scelgono di farsi guidare nella preparazione esame di chimica con un percorso strutturato: con Futura trovi lezioni live e registrate, tutor dedicati, simulazioni e correzioni che rispecchiano il taglio degli esami di chimica organica del semestre filtro.

Esempi di domande frequenti nell’esame

• Come distingui la prevalenza tra SN1 e SN2 in presenza di un alogenuro secondario?
• Quali segnali NMR ti fanno riconoscere rapidamente un gruppo etilico o un carbonile coniugato?
• Come imposti una sintesi breve per ottenere un estere a partire da un acido carbossilico?

Saper rispondere con passaggi ordinati e motivazioni chimiche è ciò che fa la differenza in un esame di chimica organica ben condotto.

Mini–piano di due settimane

• Settimana 1: mappe reazioni e drill di riconoscimento ogni giorno, più un set di meccanismi a tempo.
• Settimana 2: due simulazioni complete, revisione del registro errori e orale “a specchio” con un compagno o davanti allo smartphone. 

Questo ciclo è ripetibile e si integra bene con il calendario delle lezioni, anche quando hai altri esami nella stessa sessione.

Conclusioni

L’esame di chimica organica si supera costruendo routine e chiarezza: mappe sintetiche, esercizi a gradini, registro degli errori e simulazioni. Questo approccio funziona per gli esami chimica organica di diversi corsi e atenei e ti allena a ragionare come vuole il docente. Se punti a Medicina, ricordati che nel semestre filtro l’esame di chimica organica è decisivo; investire ora nella preparazione esame di chimica ti ripaga subito e nei corsi successivi. Quando vuoi farlo in modo guidato, Futura ti accompagna con docenti esperti, tutoraggio costante e prove in stile reale: un supporto concreto per arrivare sereno agli esami chimica e chiudere l’esame di chimica organica al primo tentativo.

Domande Frequenti

L'articolo Esame di chimica organica: come prepararlo davvero  proviene da Futura Blog.

La nomenclatura, tradizionale o IUPAC, varia a seconda del numero di atomi di ossigeno presenti nell’acido e della sua forza (o del suo stato di ossidazione)

Sappiamo che di composti chimici ne esistono parecchi e, sì, ognuno di loro ha un nome che ci permette di associarlo a diverse categorie. Una volta individuato il settore adatto a quel composto saprai utilizzare regole facili e veloci per scegliere il nominativo corretto

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Nei prossimi scroll approfondiamo come utilizzare la nomenclatura per identificare correttamente gli elementi coinvolti nelle reazioni di idratazione

Ossiacidi e nomenclatura

Cominciamo dando un’occhiata alle regole generali per la nomenclatura degli ossiacidi:

Queste regole sono utilizzate nella nomenclatura tradizionale. Tuttavia, esiste anche la nomenclatura IUPAC, che utilizza prefissi e suffissi per indicare la struttura dell’elemento chimico
Tale metodo è particolarmente utile per gli elementi che possono avere diverse forme e legami.

Andiamo con ordine. Tutte le molecole inorganiche con formula iniziale H sono acidi, esclusa l’acqua.
Si dividono in idracidi (composti binari) e ossiacidi (composti ternari con ossigeno)

Le molecole inorganiche con un metallo seguito da un non metallo (ad eccezione di H e O, che formano idruri e ossidi) sono sali, distinti in:

• sali binari (da idracidi, con un metallo e un non metallo)
• sali ternari (da ossiacidi, con ossigeno)

Gli ossiacidi si formano di solito in idratazione delle anidridi, composti di un non metallo e ossigeno.
Come abbiano già detto, il numero di atomi di ossigeno e lo stato di ossidazione del non-metallo in una molecola di acido possono essere indicati sia attraverso la nomenclatura IUPAC che quella tradizionale. Vediamo alcuni esempi.

Nomenclatura IUPAC

Utilizza prefissi numerici come “mono-“, “di-“, “tri-“, “tetra-“, ecc., per indicare il numero esatto di atomi di ogni elemento presente nella formula dell’acido

Non fa distinzioni tra ossidi basici e acidi e assegna un nome costituito dal prefisso numerico di ossigeno seguito da: “osso”, la radice del non metallo, “ato di”, il prefisso numerico di idrogeno e “idrogeno”.

Il nome del non metallo è seguito dal suo stato di ossidazione in numero romano racchiuso tra parentesi

Ad esempio, H₂CO₃ può essere chiamato “triossocarbonato di diidrogeno”

In generale, la nomenclatura IUPAC tende a essere più sistematica e riflette più direttamente la composizione chimica del composto

Nomenclatura Tradizionale

Utilizza suffissi come “-ico” e “-oso” per indicare lo stato di ossidazione del non metallo.
Il suffisso “-ico” è usato per lo stato di ossidazione più alto e “-oso” per quello più basso

In alcuni casi, si usano i prefissi “per-“ per indicare lo stato di ossidazione più alto e “ipo-” per quello più basso.

Per gli ossiacidi derivati da anidridi che si combinano con una sola molecola di acqua, si usano i prefissi “meta-” e “orto-” per distinguere tra quelli che derivano dall’idratazione di una o due molecole di anidride.

Gli ossiacidi formati da elementi come P, Si, As, Sb, e B hanno nomenclature tradizionali particolari, come acido meta-, acido piro-, e acido orto-, a seconda del numero di atomi d’idrogeno o di non metallo presenti nella formula molecolare

In generale, la nomenclatura tradizionale può includere informazioni storiche o funzionali che non sono immediatamente evidenti dalla formula chimica

Nomenclatura e numeri di ossidazione

I numeri di ossidazione giocano un ruolo cruciale nella nomenclatura chimica, specialmente quando si tratta di composti inorganici come gli ossiacidi e i loro sali.

Il numero di ossidazione di un elemento in un composto indica il numero di elettroni che un atomo ha guadagnato, perso o condiviso rispetto al suo stato neutro.

Tutti gli elementi del primo gruppo hanno n.o. +1, quelli del secondo +2 e quelli del terzo +3. 

Il fluoro ha n.o. -1 mentre tutti gli altri alogeni fanno “la scala dei dispari” ovvero +1, +3, +5 e +7 insieme al negativo -1. I pochi gruppi rimanenti vanno imparati a memoria, direi però che abbiamo sfoltito il lavoro

Può essere utile tenere a mente che l’ossigeno ha numero -2 se non in poche eccezioni e nelle molecole è l’elemento da cui dobbiamo partire per assegnare i numeri ai composti.

Ma quindi come si assegnano i numeri di ossidazione nei composti? Dobbiamo tenere presente che la somma dei numeri di ossidazione deve sempre fare zero in una molecola neutra, in uno ione invece la somma sarà pari alla carica stessa dello ione. 

La nomenclatura degli ossiacidi segue regole ben precise, che permettono anche di convertire il nome di un ossiacido nella sua formula chimica.

Dalla nomenclatura alla reazione: esempi pratici

Acido Carbonico
Partendo dall’anidride carbonica (CO₂), aggiungiamo H₂O. La reazione di idratazione CO₂ + H₂O H₂CO₃ ci fornisce la formula dell’acido carbonico.

Acido Solforoso
Dall’anidride solforosa (SO₂), aggiungendo H₂O, otteniamo SO2 + H₂O H₂SO₃, la formula dell’acido solforoso.

Acido Solforico
Partendo dall’anidride solforica (SO₃) e aggiungendo H₂O, abbiamo SO₃ + H₂O H₂SO₄, che ci dà l’acido solforico.

Acido Nitrico
Dall’anidride nitrica (N₂O₅), con l’aggiunta di H₂O, otteniamo N₂O₅ + H₂O H₂N₂O₆. Semplificando per il minimo comune multiplo, arriviamo a HNO₃.

Acido Nitroso
Partendo dall’anidride nitrosa (N₂O₃) e aggiungendo H₂O, otteniamo N₂O₃ + H₂O H₂N₂O₄. Semplificando, la formula diventa HNO₂.

La chiave per padroneggiare la nomenclatura degli ossiacidi è la pratica regolare. Esercitati con esempi diversi per familiarizzare con le regole e le eccezioni. Ricorda, la chimica è una scienza pratica: più ti eserciti, più diventerà naturale comprendere e applicare le sue regole.

Nomenclatura degli ossiacidi: rispondi a ogni quiz

Come puoi vedere, ricordare i fattori e le condizioni che influenzano la nomenclatura degli ossiacidi ti aiuta a capire meglio la chimica e a risolvere gli esercizi senza difficoltà

Per ripassare in modo approfondito tutti gli argomenti di chimica per il test facendo un po’ di pratica con gli esercizi, c’è Futura

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È bene sapere che questa tipologia di fenomeno riveste un’importanza fondamentale nell’ambito della chimica, proprio perché molte reazioni dell’idrolisi salina determinano lo scambio di ioni di idrogeno (H+) e di idrossido (OH-), con la formazione di sostanze acide o basiche

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In questa guida, andremo a esplorare nel dettaglio tutti gli elementi principali che caratterizzano l’idrolisi salina, i suoi processi e le funzioni chimiche che svolge.

Come funziona l’idrolisi: gli elementi del processo

Partiamo subito con il premettere che i sali che vengono sottoposti a idrolisi possono essere sia acidi forti e basi deboli, sia acidi deboli e basi forti.

All’interno della prima categoria troviamo, ad esempio, il cloruro di ammonio (NH₄Cl) e il nitrato di sodio (NaNO₃), mentre per quanto riguarda la seconda abbiamo il cloruro di sodio (NaCl) e il bromuro di potassio (KBr).

Ogni singolo sale, naturalmente, ha una sua specifica costante di idrolisi, che serve a determinare il grado di reazione acido-base che si genera all’interno di una soluzione acquosa

Entrando nel vivo dell’argomento dobbiamo considerare il concetto di costante di equilibrio dell’idrolisi. Tale fattore ci permette di capire quanto il sale riesce a dissociarsi in ione acido o in ione base dentro una soluzione acquosa.

Ma da cosa dipende la costante di equilibrio?

Principalmente dalla temperatura e dal livello di concentrazione degli ioni in soluzione. Un ulteriore elemento fondamentale è la reazione di idrolisi stessa. Questa avviene tra l’acqua e il sale e permette di produrre ioni acido e ioni base. Precisiamo che è possibile calcolarla utilizzando l’equazione di equilibrio dell’idrolisi

In parole povere, se prendiamo in considerazione il sale di ammonio (NH₄Cl), la reazione di idrolisi sarà

NH₄Cl + H₂O -> NH₄OH + HCl

Cosa avviene in questo caso? Il sale di ammonio si dissocia in ione ammonio (NH₄+) e in ione cloruro (Cl-) in soluzione, dando vita allo ione ammonio e all’acido cloridrico.

Idrolisi salina e calcolo del pH

Nelle reazioni di idrolisi salina bisogna considerare il pH della soluzione ottenuta, esso dipende dall’effettiva concentrazione degli ioni acido e base in soluzione.

Per calcolare il pH si può utilizzare l’equazione di equilibrio della reazione di idrolisi e valutare la costante di equilibrio:

• Se è bassa, la soluzione sarà caratterizzata da un pH acido
• Se è alta, la soluzione avrà un pH basico

Ovviamente, ci teniamo a sottolineare che la reazione di idrolisi salina può avere effetti differenti, che variano in base alle caratteristiche specifiche del sale.
Ad esempio, determinati tipi di sale possono dar vita a soluzioni neutre, mentre altri formano soluzioni basiche o acide. Tutto ciò dipende, principalmente, dalla reale capacità del sale di riuscire a produrre ioni acido o base in soluzione.

Quando il pH della soluzione (ottenuta tramite la reazione di idrolisi) è diverso da 7, ovvero quando produce acqua, la reazione che sta avvenendo coinvolge ioni idrogeno e ioni idrossido.
Per chiarirti tale concetto, considera la reazione tra ioni ammonio e ioni idrossido, che ti permette di ottenere:

NH₄OH + HCl -> NH₄Cl + H₂O

In quest’ultimo caso, gli ioni ammonio e quelli idrossido arrivano a combinarsi, così da formare acqua e sale.

Infine, è doveroso citare anche gli effetti che l’idrolisi salina ha sulle proprietà fisiche e chimiche delle soluzioni. La presenza di ioni acido e base, soltanto per fare un esempio, può influire in modo determinante sulla reattività della soluzione e sulla solubilità dei suoi composti.

In più, le soluzioni che si ottengono tramite la reazione di idrolisi possono anche avere un effetto tampone sul pH, così da stabilizzare la concentrazione di H+ e OH- in soluzione.

Il pH delle soluzioni in relazione a cationi e anioni

Nelle soluzioni di cloruro di potassio e cloruro di ammonio il pH dipende dalla natura dei cationi e degli anioni presenti all’interno delle soluzioni stesse.

Per comprendere appieno se una soluzione sarà neutra, basica o acida è fondamentale tener conto delle proprietà specifiche di:

• Potassio (K+)
• Ammonio (NH₄+)
• Cloruro (Cl-)

Il cloruro di potassio, indicato con KCl, è caratterizzato dal catione potassio (K+) e dall’anione cloruro (Cl-). Il potassio è un catione che ha origine da un metallo alcalino.

Tendenzialmente, forma delle soluzioni neutre (e in alcuni casi leggermente basiche).
Il pH di KCl sarà 7 perché la soluzione è neutra. Ti ricordiamo, inoltre, che KCl è un sale che deriva dalla neutralizzazione di KOH e HCl, entrambi forti.

Il cloruro, d’altra parte, è un anione che nasce da un acido forte (HCl) e non influenza in maniera significativa il pH della soluzione. Di conseguenza, una soluzione di cloruro di potassio sarà neutra o leggermente basica

Invece il cloruro di ammonio, NH₄Cl, è composto dal catione ammonio (NH₄+) e dall’anione cloruro (Cl-). L’ammonio è un catione derivato dall’ammoniaca, che è una base debole.

Nel momento in cui si dissolve in acqua, l’ammonio può rilasciare ioni H+, dando vita a una soluzione acida. Il cloruro, come quello di potassio ad esempio, non ha influenze rilevanti sul pH della soluzione. Ecco perché una soluzione di cloruro di ammonio sarà acida

Il pH, in questo caso, è minore di 7, proprio perché deriva da una base debole (NH₃) e da un acido forte (HCl), che fanno risultare la soluzione acida per l’appunto (pH = 7).

Reazioni acide, basiche e neutre

È possibile affermare, quindi, che la natura dei cationi e degli anioni che caratterizzano una soluzione può determinare se essa sarà neutra, basica o acida, seguendo tale logica:

• È neutra se nella soluzione l’anione e il catione hanno origine da acidi e basi forti – per esempio se unisci un acido acetico (CH₃COOH) con idrossido di sodio (NaOH), avrai un acetato di sodio (CH₃COONa) e acqua (H2O).
  La reazione che si ottiene, quindi, è: CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O
• È basica se l’anione deriva da un acido debole, mentre il catione da una base forte (ad esempio CH₃COONa – per esempio unendo acido nitrico (HNO₃) con idrossido di sodio (NaOH), il risultato sarà nitrato di sodio (NaNO₃) e acqua (H₂O).
  La reazione chimica, invece, è: HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O.
• È acida se nella soluzione l’anione proviene da un acido forte e il catione da una base debole (come NH₄Cl) – per esempio se unisci acido cloridrico (HCI) con idrossido di alluminio (Al(OH)₃), avrai come risultato il cloruro di alluminio (AlCl₃) e acqua (H₂O). In questo caso, la reazione chimica è: HCl + Al(OH)₃ → AlCl₃ + H₂O

Come avrai bene capito, quindi, le combinazioni tra acidi e basi possono portare ad avere soluzioni con livelli di acidità o basicità differenti. Il risultato dipende dalla forza dei reagenti che vengono utilizzati.

Comprendere questi risultati è importante per riuscire a controllare e per prevedere le reazioni chimiche.

Qual è il ruolo della carica nell’idrolisi salina?

Se desideri comprendere in maniera completa tutto ciò che riguarda l’idrolisi salina, non puoi non conoscere in modo approfondito le cariche legate a questo processo. Quelle positive derivano dalla base, mentre le negative dall’acido

Entrambe hanno un ruolo attivo nel determinare il pH. Dato che l’acqua va incontro all’idrolisi in maniera del tutto naturale, all’interno della soluzione tendono ad apparire delle molecole negative e positive in quantità equilibrata. L’annullamento reciproco di quest’ultime porta a una soluzione neutra.

Infine, dopo tutte le informazioni acquisite sull’idrolisi salina, c’è un ultimo concetto che devi assolutamente conoscere, ovvero come riuscire a calcolare con precisione l’entità di una soluzione.

Per prima cosa, devi fare una distinzione tra i composti forti e quelli deboli, sia che si tratti di acidi che di basi.

Per comprendere se un acido o una base è forte o debole, è utile conoscere alcune caratteristiche generali e fare riferimento a liste o tabelle che classificano gli acidi e le basi più comuni:

Comprendere se un acido o una base è forte o debole è fondamentale per prevedere il comportamento di un sale in soluzione. Questi esempi illustrano come la natura degli acidi e delle basi che formano un sale influenzi il pH della soluzione risultante dall’idrolisi salina.

Idrolisi salina: rispondi a ogni quiz

Come puoi vedere, ricordare i fattori e le condizioni che influenzano il calcolo del pH e le reazioni di idrolisi ti aiuta a capire meglio la chimica e a risolvere gli esercizi senza difficoltà

Per ripassare in modo approfondito tutti gli argomenti di chimica per il test facendo un po’ di pratica con gli esercizi, c’è Futura

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Riuscire a raggiungere l’equilibrio chimico è fondamentale per riuscire a ottenere i risultati desiderati e a massimizzare i rendimento delle reazioni. Quindi vediamo tutto ciò che c’è da sapere a riguardo.

Che cosa si intende per equilibrio chimico?

In chimica, uno dei concetti che da sempre detiene un’importanza primaria è quello di equilibrio chimico.

Ma cosa intendiamo con questa espressione? Essenzialmente lo stato in cui le reazioni chimiche si verificano in entrambe le direzioni e nel medesimo ritmo.

Spieghiamo tale concetto in maniera ancora più chiara e intuitiva. All’interno di un sistema in equilibrio chimico, la velocità delle reazioni dirette e inverse è uguale, così da dar vita a una stabilizzazione delle concentrazioni dei prodotti e dei reagenti

A questo punto, è bene darti un esempio che ti chiarisca maggiormente tale definizione. Prendiamo una reazione generica, come A + B ⇌ C + D

A e B rappresentano i reagenti, mentre C e D sono i prodotti.

Quando avviene una reazione chimica la formazione dei prodotti deriva dal consumo dei reagenti.

Inizialmente, la reazione avviene in tempi rapidi, fino al momento in cui non si ottiene una determinata concentrazione di prodotti. È in questo momento che la velocità comincia a ridursi, mentre la reazione inversa accelera. Il momento esatto in cui le due reazioni si eguagliano corrisponde all’equilibrio chimico.

Quest’ultimo può essere rappresentato tramite la costante di equilibrio K, che:

• Cambia in base alla pressione e alla temperatura specifica del sistema
• Indica l’entità della reazione e la posizione dell’equilibrio

Quando la costante di equilibrio è:

• Maggiore a 1 vuol dire che i prodotti sono favoriti rispetto ai reagenti
• Inferiore a 1, i reagenti sono favoriti rispetto ai prodotti

Inoltre, l’equilibrio chimico può essere influenzato da vari fattori, come la concentrazione dei reagenti e dei prodotti, la pressione e la temperatura. Per esempio:

• Facendo crescere (o diminuire) la concentrazione dei reagenti, viene favorita la formazione di prodotti (o viceversa)
• Modificando la temperatura o la pressione di un sistema in equilibrio chimico, viene favorita la formazione o di prodotti o di reagenti

Fatte queste premesse, ora scopriamo quando è possibile affermare che una reazione riesce a raggiungere l’equilibrio chimico.

Come sapere se una reazione è in equilibrio?

Come già accennato, l’equilibrio nelle reazioni chimiche è raggiunto se la velocità della reazione diretta è uguale a quella della reazione inversa. Ciò vuol dire che le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti rimangono costanti nel tempo, anche se le reazioni avvengano in contemporanea

Tuttavia, bisogna fare attenzione a un dettaglio molto importante: quando una reazione chimica raggiunge l’equilibrio, non vuol dire che si è fermata, ma solamente che la velocità della reazione diretta e inversa sono uguali

Tale condizione implica che la reazione avviene ancora in tutte e due le direzioni, ma senza che si verifichi alcuna variazione determinante nelle concentrazioni di prodotti e di reagenti.

Cosa influenza l’equilibrio di una reazione?

Ciò che influenza e modifica l’equilibrio di una reazione chimica è la differenza di proporzioni tra i reagenti e i prodotti della reazione stessa.

Esistono, naturalmente, vari modi per poter raggiungere tale risultato. Quelli più importanti, che devi assolutamente conoscere, sono:

• Cambiare la concentrazione dei reagenti o dei prodotti.
  In questo caso, se aggiungi o rimuovi uno dei reagenti o uno dei prodotti, hai la possibilità di spostare l’equilibrio verso la formazione maggiore di uno o dell’altro.
  Per esempio, se decidi di aggiungere uno dei reagenti, la reazione si sposterà verso la formazione di più prodotti, al fine di compensare l’aumento della concentrazione del reagente

• Modificare la temperatura.
  Quest’ultima influisce in modo determinante sull’equilibrio di una reazione.
  In linea generale, se una reazione è esotermica (ovvero rilascia calore), intervenire aumentando la temperatura provoca lo spostamento dell’equilibrio verso i reagenti.
  Quando è endotermica (cioè che assorbe calore), la crescita della temperatura, in questo caso, porta l’equilibrio verso i prodotti

• Modificare la pressione.
  Nel caso in cui una reazione coinvolge i gas, cambiare la pressione determina un’influenza sull’equilibrio. Se si decide di accrescere questo valore, l’equilibrio andrà verso il lato con un quantitativo minore di molecole di gas, mentre riducendo la pressione, andrà verso la parte con un numero più alto di molecole di gas

In linea generale, tramite la modifica dell’equilibrio si ha l’obiettivo di raggiungere un rendimento superiore del prodotto.

Per fare in modo che ciò avvenga, devi necessariamente considerare, in maniera molto precisa, l’effetto che ciascun fattore (concentrazione, temperatura, pressione) avrà sull’equilibrio della reazione, così da poter agire di conseguenza.

Equilibrio chimico e aumenti di pressione

Abbiamo appena accennato a ciò che accade se decidi di aumentare la pressione all’interno di un sistema in equilibrio chimico. Nello specifico, le molecole sono costrette a occupare un quantitativo maggiore di spazio a causa della crescita della densità stessa delle molecole.

Qual è la conseguenza diretta di tali modifiche? In primis, l’aumento della frequenza di collisioni tra le varie molecole, che si traduce in una crescita della velocità delle reazioni chimiche.

Ed è qui che entra in gioco il principio di Le Chatelier, che consente di regolare la risposta di un sistema in equilibrio a una perturbazione che arriva dall’esterno

Questo principio ci dice che se l’equilibrio chimico viene disturbato dalla crescita del livello di pressione, il sistema si sposterà nella direzione che permette di ridurre il numero totale di molecole di gas per unità di volume. Ciò vuol dire che se il sistema ha al suo interno una miscela di gas che si trova in uno stato di equilibrio perfetto, quest’ultimo si sposterà proprio per far in modo che si generino meno molecole e si riduca il livello di pressione totale

Possiamo affermare, dunque, che la decomposizione di sostanze che si genera permette di raggiungere un nuovo equilibrio in cui la pressione è più bassa. Tuttavia, bisogna ricordare che questo può avere un’influenza sulla resa di un determinato prodotto o sulla velocità di una reazione chimica.

Cosa accade una volta raggiunto l’equilibrio?

Se un sistema raggiunge l’equilibrio chimico a livello microscopico avvengono vari fenomeni e interazioni tra le varie particelle che caratterizzano il sistema. Quelli che meritano maggiore attenzione sono:

• Il movimento casuale delle particelle.
  Dopo essere arrivati all’equilibrio, le particelle non si fermano, ma continuano a muoversi in modo del tutto casuale. Ciò avviene per via dell’energia termica che è presente all’interno del sistema. Tale movimento è conosciuto come moto browniano e rappresenta una delle caratteristiche più importanti quando si parla di sistemi in equilibrio

• L’interazione tra le diverse particelle.
  Dal punto di vista microscopico, le particelle interagiscono tra loro tramite varie forze, come quella elettromagnetica, quella nucleare o, ancora, quella gravitazionale.
  Quando si raggiunge l’equilibrio, le interazioni si stabilizzato e si eguagliano, garantendo quello che in gergo si chiama equilibrio dinamico

• La distribuzione delle particelle.
  Quando in un sistema si arriva all’equilibrio, quest’ultimo viene raggiunto anche per quanto concerne la distribuzione delle particelle. Esse, infatti, vengono collocate in maniera uniforme e casuale all’interno dello spazio disponibile.
  Tale distribuzione è influenzata, in maniera determinante, dalla temperatura, dalla pressione e da ulteriori condizioni

• Le fluttuazioni quantistiche.
  Dal punto di vista microscopico è possibile notare che le particelle subiscono anche delle fluttuazioni quantistiche che possono incidere sul comportamento del sistema.
  Infatti, si possono verificare delle variazioni immediate nelle proprietà del sistema. A livello complessivo, però, si equilibrano nel corso del tempo e contribuiscono a creare una stabilità complessiva

Quindi, le particelle in un sistema non sono mai completamente statiche, ma continuano a muoversi e ad interagire tra loro. Queste interazioni si bilanciano in modo che, nel complesso, il sistema raggiunga uno stato di equilibrio.

Reazione reversibile e irreversibile

Se vuoi capire quando una reazione chimica è reversibile o irreversibile, devi prendere in considerazione vari fattori come:

• la natura dei reagenti e dei prodotti
• le condizioni specifiche della reazione
• l’equilibrio chimico

Specifichiamo che le reazioni reversibili sono quelle in cui i reagenti possono generare prodotti e viceversa. In poche parole, si tratta di reazioni che hanno la possibilità di procedere in tutte e due le direzioni, così da raggiungere un equilibrio dinamico.

In questo caso, dunque, è possibile scrivere un’equazione chimica bilanciata per poter rappresentare entrambe le direzioni della reazione.

Le irreversibili, invece, non sono altro che quelle in cui i reagenti si tramutano in prodotti e non possono tornare allo stato iniziale. Si tratta di reazioni che possono procedere verso una sola direzione, non raggiungendo l’equilibrio chimico.

I fattori che devi osservare per comprendere se una reazione è reversibile o irreversibile sono:

• La presenza di gas.
  Quando vengono coinvolte la formazione o la decomposizione di gas, le reazioni sono il più delle volte reversibili, dato che tali sostanze si possono comprimere o espandere per favorire una direzione piuttosto che un’altra

• La presenza di particolari solventi.
  Può succedere che delle reazioni irreversibili diventino reversibili a causa della presenza di solventi che rendono più semplice la formazione di un equilibrio chimico

• Le condizioni di temperatura e di pressione.
  Questi fattori determinano la reversibilità delle reazioni. Infatti, possono influire sulla formazione di prodotti o di reagenti, in base alle condizioni specifiche

• L’effetto catalitico.
  Quando sono presenti dei catalizzatori, viene favorita la reversibilità

Quindi, analizzando questi fattori e osservando il comportamento della reazione nel corso del tempo, hai la possibilità di determinare se una reazione è reversibile o irreversibile. Non dimenticare, però, che esistono tante reazioni che vengono considerate reversibili in alcune condizioni e irreversibili in altre.
Per questo è utile valutare sempre il contesto preciso in cui si verifica la reazione.

Equilibrio chimico: rispondi a ogni quiz

Come puoi vedere, ricordare i fattori e le condizioni che influenzano l’equilibrio chimico ti aiuta a capire meglio la chimica e a risolvere gli esercizi senza difficoltà

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Se pensi di avere bisogno di un ripasso sulle formule e sui concetti principali che regolano tali proprietà, non preoccuparti: questo è il momento perfetto per poter rinfrescare la memoria
In questa guida, ti daremo tutte le informazioni che stavi cercando riguardo le proprietà colligative, così da darti più sicurezza sulle conoscenze chimiche.

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Preparati a immergerti in un mondo di soluzioni e di concentrazioni, riscoprendo l’importanza di questi concetti nella tua formazione scientifica. Qui troverai tutto quello di cui hai bisogno per poter ripassare le proprietà colligative

Le propietà colligative e la solubilità

Si definisce solubilità, in campo chimico, la quantità massima di soluto che è possibile disciogliere in uno specifico volume di solvente a una temperatura fissata.

Infatti, per convenzione è stato stabilito che la solubilità va espressa in grammi di soluto disciolti all’interno di 100 grammi di solvente, a una temperatura prestabilita.

Le soluzioni possono essere sia sature, sia insature. Ma cosa le differenzia?

Si definisce satura quella soluzione che è in grado di raggiungere la concentrazione massima di soluto che può contenere in condizioni di equilibrio
Invece, nel caso in cui la quantità di soluto è più elevata, si va a generare una parte di soluto depositato, ovvero che non è in grado di sciogliersi. È quello che, in gergo, viene chiamato corpo di fondo

Al contrario, parliamo di soluzione insatura se al suo interno troviamo una quantità totale di soluto più bassa rispetto alla solubilità.

Ma analizziamo insieme un esempio che può aiutarti a chiarire questa differenza. Prendiamo il caso del classico sale da cucina, anche conosciuto come cloruro di sodio (NaCl).

La sua solubilità è di 35,7 grammi/100 millilitri di acqua a una temperatura di 20 °C. Quando una soluzione ha al suo interno una quantità più bassa rispetto ai suddetti 35,7 g di NaCl la definiamo insatura. Se, invece, ne contiene 35,7 g o più è considerata satura.

Soluzione, soluto e solvente in chimica

Dopo aver chiarito cosa si intende per solubilità, prima di passare nel cuore di questa guida, ovvero le proprietà colligative, è bene chiarire alcuni concetti: cosa significano soluzione, soluto e solvente in chimica

La soluzione non è altro che un mix tra due o più sostanze. Quest’ultime possono trovarsi allo stato liquido, gassoso o solido. Possono essere

• semplici se contengono un solvente e un soluto
• complesse se sono formate da più soluti

Ma cosa si intende con quest’ultimo termine? Con soluto intendiamo la sostanza che troviamo in concentrazioni minori all’interno di una soluzione.
Infine, il solvente è la sostanza che si trova esattamente nel medesimo stato di aggregazione della soluzione

Per comprendere più a fondo la differenza tra questi ultimi due termini, ovvero solvente e soluto, prendiamo nuovamente come esempio il sale da cucina sciolto all’interno dell’acqua.

Il sale rappresenta il soluto, mentre l’acqua il solvente. Se misceli questi due elementi, otterrai una soluzione liquida. In questo caso, è proprio l’acqua a trovarsi nello stesso stato di aggregazione della soluzione

Quando ciò avviene, il soluto viene identificato con la sostanza presente in una quantità minore.
Tuttavia, se la soluzione è composta da elementi che hanno egual numero di molecole e stesso stato di aggregazione, è indifferente quale delle due sostanze viene identificata con il solvente e con il soluto.

Proprietà colligative: le caratteristiche principali

Le proprietà colligative non sono altro che le proprietà fisiche delle soluzioni e dipendono esclusivamente dal numero totale di particelle disperse, qualsiasi sia la loro natura specifica

In poche parole, nel momento in cui un soluto viene disciolto all’interno di un solvente per dar vita a una soluzione, le particelle che lo compongono vanno a interferire con le proprietà stesse del solvente, così da originare diverse variazioni misurabili.

Come vedremo fra poco, le principali proprietà colligative sono quattro:

• abbassamento della tensione di vapore
• abbassamento crioscopico
• innalzamento ebullioscopico
• pressione osmotica

Ad esempio, una soluzione acquosa di glucosio e una di fruttosio che contengono lo stesso numero di particelle presentano lo stesso valore di:

• congelamento
• ebollizione
• pressione

In soluzione diluita, ciascuna delle proprietà colligative dipende dalla frazione molare del soluto e ciò è espresso dalla formula:

∆y = costante ∙ X_soluto

Precisiamo che le prime tre sono strettamente legate fra di loro. Questo perché se in una soluzione il soluto non è volatile in acqua, si verifica un abbassamento della tensione di vapore che genera un abbassamento crioscopico e un innalzamento ebullioscopico

Ecco perché quando ci troviamo di fronte a un soluto non volatile possiamo riscontrare un cambiamento delle proprietà colligative della soluzione.

L’abbassamento della tensione di vapore

La prima delle quattro proprietà colligative che andremo ad analizzare è l’abbassamento della pressione di vapore.

Nel caso di una sostanza che si scioglie in un liquido, questa occupa uno spazio intermolecolare tra le varie particelle solventi.

Ciò fa in modo che il vapore di solvente in equilibrio contenga un quantitativo minore di particelle di solvente, rispetto a quello del vapore puro. Ecco perché la pressione di vapore della soluzione è più bassa rispetto a quella del solvente puro

Tale fenomeno è spiegato dalla legge di Raoult, che afferma che la pressione parziale di un componente in una soluzione è direttamente proporzionale alla frazione molare di quella componente.

Cosa significa? In poche parole, che più alta è la concentrazione di soluto in una soluzione, più bassa sarà la pressione di vapore della stessa

Devi anche sapere che questa proprietà colligativa ha delle implicazioni pratiche molto importanti, specialmente nella cottura degli alimenti.

Se aggiungi del sale all’acqua in cui stai cuocendo la pasta, la sua pressione di vapore diminuirà e, di conseguenza, il punto di ebollizione sarà più elevato
Inoltre, tale proprietà viene sfruttata anche in ambito industriale, come nei processi di distillazione e di estrazione di sostanze chimiche.

L’abbassamento crioscopico

Passiamo all’abbassamento crioscopico, ovvero quel fenomeno specifico che avviene nel momento in cui si aggiunge un soluto a un solvente, riducendo il punto di congelamento della soluzione rispetto al solvente puro.

Ma perché ciò avviene? Essenzialmente, in quanto il soluto si comporta come una sorta di ostacolo per le molecole di solvente, diminuendone le capacità di dar vita a una rete cristallina nel corso del processo di congelamento

Questo determina che la soluzione avrà bisogno di una temperatura più bassa rispetto a quella del solvente puro per potersi solidificare.

L’equazione di Clausius-Clapeyron ci restituisce la formula dell’abbassamento crioscopico

∆T = Kf * m

dove:

• ∆T rappresenta l’abbassamento del punto di congelamento (calcolato in Kelvin)
• Kf è la costante crioscopica del solvente (che troviamo in Kelvin chilogrammi per mole)
• m rappresenta la molalità della soluzione (che calcoliamo in moli di soluto per chilogrammo di solvente)

La costante crioscopica dipende dalla natura chimica del solvente e ci consente di ottenere la quantità precisa di abbassamento del punto di congelamento che si ha con una molalità di 1 mol/kg.

Come abbiamo già visto per l’abbassamento di tensione del vapore, anche l’abbassamento crioscopico influisce in tante applicazioni pratiche, soprattutto nel settore alimentare, nello specifico nella produzione di sorbetti e gelati

In quest’ultimo caso, infatti, l’aggiunta di zucchero o di altre tipologie di soluti è determinante per ottenere la consistenza desiderata.

L’innalzamento ebullioscopico

Il cambiamento della temperatura di ebollizione di una soluzione rispetto a quella del solvente puro è detta innalzamento ebullioscopico.

Tale fenomeno avviene perché la quantità di soluto in una soluzione riduce la pressione di vapore solvente. Ciò determina il bisogno di innalzare la temperatura per farlo evaporare.

Anche in questo caso, esiste una formula che descrive in modo preciso l’innalzamento ebullioscopico, ovvero

ΔTe = Keb * m

dove:

• ΔTe si rappresenta l’innalzamento della temperatura di ebollizione
• Keb è una costante molare specifica del solvente
• m è la molalità del soluto in soluzione

Le applicazioni pratiche di questo fenomeno sono diverse, ma le più significative sono quelle che si riscontrano in cucina.

Ad esempio, se aggiungi il sale nell’acqua che stai facendo bollire, cresce l’innalzamento ebullioscopico e si abbassa, di conseguenza, il tempo di cottura.

Infine, tale proprietà è alla base del funzionamento di specifici sistemi di raffreddamento ad acqua come, ad esempio, i radiatori che troviamo nelle comuni automobili.

La pressione osmotica

Infine, parliamo della quarta proprietà colligativa, ovvero la pressione osmotica, che si verifica quando si ha una soluzione che contiene al suo interno una concentrazione diversa di soluto rispetto a quella del solvente

In tali condizioni, le molecole di solvente si spostano attraverso una particolare membrana semipermeabile e passano dalla soluzione più diluita a quella più concentrata.

L’obiettivo di questo spostamento è quello di dare equilibrio alla concentrazione di soluto da tutte e due le sezioni della membrana. La pressione che si genera da questo movimento di solvente è nota come pressione osmotica, che puoi calcolare usando la formula di van’t Hoff

Π = iMRT

dove:

• Π identifica la pressione osmotica
  i è il coefficiente di van’t Hoff (che si riferisce al numero di particelle in soluzione)
• M è la molarità del soluto
• R è la costante dei gas
• T è la temperatura assoluta

Le applicazioni pratiche della pressione osmotica sono svariate, sia nel settore chimico che biologico.
Per farti un esempio, è determinante per il corretto funzionamento delle cellule, dato che consente di regolare l’equilibrio idrico tramite le membrane cellulari

Inoltre, viene utilizzata in diversi processi industriali, come la conservazione degli alimenti o la produzione di bevande gassate.

Esercizi con le proprietà colligative

Mettiamoci alla prova con alcuni esercizi.

Domanda 1: Quanti grammi di glucosio C₆H₁₂O₆ è necessario sciogliere in 1 kg di acqua per avere lo stesso innalzamento ebullioscopico causato da 1 mol di saccarosio?

Soluzione: consideriamo che 1 mol di saccarosio contiene 6,023 ∙ 10²³ particelle, esattamente come 1 mol di glucosio.

Calcoliamo che 1 mol di glucosio ha un peso corrispondente a: m = n * MM = 1 mol * 180 g/mol= 180 g

Domanda 2: Una soluzione è ottenuta sciogliendo 5 g di saccarosio C₁₂H₂₂O₁₁, in 100 g di acqua. Calcola la sua tensione di vapore a 20 gradi, sapendo che, alla stessa temperatura, la tensione di vapore del solvente è pari a 17,54 mmHg

Soluzione: consideriamo la formula P_soluzione= P_solvente ∙ X_solvente

Come prima cosa troviamo la frazione molare del solvente:

• n_saccarosio= 5 g/ 342 g/mol = 0,0146 mol
• n_acqua= 100 g/ 18 g/mol = 5,549 mol
• n_{moli totali} = 0,0146 mol + 5,549 mol = 5,564 mol

Sostituiamo i valori e otteniamo X_solvente= 5,549 mol /5,564 mol = 0,99

Domanda 3: Cosa accade se 2 kg di acqua contengono 15 g di NaCl? L’aggiunta di sale provoca un innalzamento ebullioscopico. Quale è il valore dell’innalzamento ebullioscopico in questione?

Soluzione: consideriamo la formula ∆T_eb= k_eb * m  e calcoliamo

1. n_NaCl= 15 g / 58,44 g/mol = 0,25 mol
2. molalità m = n_NaCl / m_solvente m = 0,25 mol / 2 kg = 0,13 m
3. Per calcolare l’innalzamento ebullioscopico, si applica la formula, tenendo conto che la dissociazione di 1 mol di NaCl produce 2 mol di ioni.

Dunque otteniamo ∆T_eb= (0,51 ^०C kg/mol ) ∙ 0,13 m ∙ 2 = 0,13 ^०C

Proprietà colligative: ripasso veloce con ADT

Come puoi vedere, conoscere le proprietà dell soluzioni chimiche ti aiuta a capire meglio la materia e a risolvere gli esercizi senza difficoltà

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Tutti gli studenti che si approcciano alla chimica avranno visto almeno una volta questo insieme di lettere e numeri in caselle e si saranno chiesti la sua utilità o come ricordarsi tutto. Ti rassicuro dicendoti che non tutti gli elementi sono importanti: per il test basterà ricordarsi i gruppi più importanti e i primi 20-30 elementi, in quanto questi saranno quelli più richiesti

So che all’apparenza può sembrare difficile, ma posso garantirti che con le giuste conoscenze e i giusti trucchetti ti sorprenderai di quanto possa essere divertente e facile studiarla.

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La tavola periodica, con tutti i suoi elementi, risulta essere di grande aiuto nella risoluzione dei quiz.
Per acquisire più sicurezza nella materia ti consiglio di approcciare fin da subito la memorizzazione delle informazioni più importanti, iniziamo

Cos’è la tavola periodica?

La tavola periodica è un modello che permette di riordinare gli elementi chimici in base al loro numero atomico crescente (Z).

Gli elementi fino ad ora conosciuti sono 118, ma solamente i primi 30 risultano essere i più importanti ai fini del test.

I periodi e i gruppi sono due concetti fondamentali da imparare nella tavola periodica degli elementi.

Scopri di più

Grazie alla tavola periodica è possibile conoscere le proprietà chimiche degli elementi, che consentiranno di capire anche argomenti più complessi come i legami chimici o le reazioni di ossidoriduzione

Come si rappresentano gli elementi?

Nella tavola periodica gli elementi vengono rappresentati tramite dei simboli chimici caratteristici per ogni singolo elemento.

A volte questi simboli riprendo l’iniziale corrispondente in italiano o le prime due lettere (come per esempio Boro viene indicato con la B oppure l’ossigeno viene indicato con la O).

A volte invece i simboli non corrispondono al nome, quindi è bene prestare attenzione a non confonderli con altri elementi (per esempio lo zolfo viene rappresentato con la S ma questo non deve trarre in inganno!).

Ogni elemento viene poi rappresentato tramite dei numeri, ai fini del test risulta utile ricordare soprattutto

• Z: numero atomico – rappresenta il numero di protoni nel nucleo e si trova in basso a sinistra
• A: numero di massa – rappresenta il peso di quell’elemento e si trova in alto a destra.
  È dato dalla somma di neutroni e protoni (ovvero le particelle presenti nel nucleo)
• Numeri di ossidazione – sono i numeri che si ritrovano sopra l’elemento chimico e rappresentano la valenza che ha quell’elemento, ovvero quanti elettroni può cedere o attrarre su di se

Gli elementi possono presentare più numeri di ossidazione, per questo motivo risulta importante ricordarli quando si svolgono delle reazioni chimiche o si prendono in considerazione delle molecole.

Per esempio il Cloro può avere numeri di ossidazione 0 (quando si trova allo stato elementare), 1,3,5,7 in base ai composti o agli elementi che lega).

Com’è organizzata la tavola periodica?

La tabella degli elementi è organizzata seguendo il numero atomico e li raggruppa in:

• 7 periodi (che corrispondono alle righe orizzontali)
• 18 gruppi (che corrispondono alle righe verticali)

Gli elementi che presentano la stessa configurazione elettronica esterna, ovvero lo stesso numero di elettroni nell’orbitale più esterno, si trovano nello stesso gruppo

Questi presentano simili proprietà chimiche e fisiche e vengono definite “famiglie”.

Per esempio: gli elementi del Gruppo I (o Gruppo 1) fanno parte della famiglia dei metalli alcalini e presentano configurazione elettronica ns¹

Le famiglie più importanti da memorizzare ai fini del test sono :

• Gruppo I: Metalli Alcalini 1⃣
• Gruppo II: Metalli alcalino-terrosi 2⃣
• Gruppo VII: Alogeni 7⃣
• Gruppo VIII: Gas Nobili 8⃣

Invece, gli elementi che possiedono la stessa energia e presentano lo stesso numero di orbitali si trovano nello stesso periodo.

Gli elementi possono essere suddivisi inoltre in blocchi, in base all’ultimo orbitale riempito:

• Il blocco s (in rosa) è costituito dai metalli alcalini (primo gruppo) e metalli alcalino-terrosi (secondo gruppo) – in questi elementi l’ultimo orbitale riempito è di tipo s
• Il blocco p (in arancione) è costituito da 6 gruppi, dal tredicesimo al diciottesimo – in questi elementi l’ultimo orbitale riempito è di tipo p
• Il blocco d (in azzurro) è costituito da 10 gruppi, dal terzo al dodicesimo – in questi elementi l’ultimo orbitale riempito è di tipo d
• Il blocco f (in giallo) è costituito dai lantanidi e dagli attinidi – in questi elementi l’ultimo orbitale riempito è di tipo d

Le proprietà periodiche: cosa sono e come variano?

Nell’esplorazione della tavola periodica, emergono cinque proprietà periodiche fondamentali, che variano seguendo un pattern preciso attraverso i periodi e i gruppi.

Queste proprietà sono essenziali per comprendere la natura e il comportamento degli elementi.

• Raggio Atomico: Indica le dimensioni dell’atomo
  • Aumenta lungo un gruppo per l’aggiunta di nuovi livelli energetici
  • Diminuisce lungo un periodo a causa dell’aumento della forza di attrazione tra elettroni e nucleo
• Energia di Ionizzazione: Rappresenta l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro
  • Aumenta lungo un periodo per l’accresciuta forza nucleare
  • Diminuisce lungo un gruppo per l’allontanamento degli elettroni dal nucleo
• Affinità Elettronica: Misura la tendenza di un atomo a attrarre elettroni verso di sé, formando anioni
  • Aumenta lungo un periodo per l’aumento della carica nucleare efficace
  • Diminuisce lungo un gruppo
• Elettronegatività: Valuta la capacità di un atomo di attrarre su di sé elettroni di legame, cruciale per determinare il tipo di legame chimico. Il Fluoro (F) è l’elemento più elettronegativo, mentre il Francio (Fr) è il meno elettronegativo
  • Aumenta lungo un periodo
  • Diminuisce scendendo lungo un gruppo
• Carattere Metallico: Descrive la capacità di un elemento di cedere elettroni, con i metalli situati principalmente a sinistra della tavola che sono duttili, malleabili e buoni conduttori
  • Aumenta scendendo lungo un gruppo
  • Diminuisce attraversando un periodo

In base a quest’ultima proprietà periodica gli elementi sono classificati in metalli, semimetalli e non metalli.

I metalli si trovano a sinistra e al centro della tavola, caratterizzati da alta conducibilità e capacità di formare cationi.
I semimetalli, situati lungo una diagonale che parte dal Boro (B), hanno proprietà intermedie e possono comportarsi sia da metalli che da non metalli.
I non metalli, posizionati a destra, sono generalmente isolanti con caratteristiche opposte ai metalli.

Queste proprietà periodiche forniscono un quadro dettagliato della struttura e della reattività degli elementi, essenziali per studiare chimica e imparare la tavola periodica.

Come memorizzare la tavola periodica

So che stavi aspettando questo momento, quindi ecco qui qualche trucco che può essere molto utile per imparare gli elementi dei gruppi della tavola periodica.

La tecnica che usano tutti gli studenti (io in primis) è quella di utilizzare delle mnemofrasi. Per esempio: il primo gruppo della tavola periodica è composto da idrogeno (H), litio (Li), Sodio (Na), Potassio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs) e Francio (Fr)

Per esempio, puoi utilizzarela frase “LiNa Korre RuBando CoSe a Franscesco” per rivcordare questi elementi.

Crea analogie e frasi divertenti che possono essere utili a memorizzare i gruppi, la preparazione sarà più leggera
Inoltre, esercitati con i quiz divisi per argomento oppure utilizza la space repetition, una tecnica per ripetere gli argomenti a distanza di tempo: io per esempio la utilizzavo andando a scrivermi i gruppi ogni 2/3 giorni fino a quando non li ho imparati a memoria!

Se fatichi a imparare la tavola periodica, utilizza la tavola periodica di ADT (è fatta con le emoji)

Ripassa gli argomenti di chimica

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La diversità degli isomeri è dovuta al diverso modo in cui gli atomi si legano e si organizzano tra loro.
In sostanza, questi composti sono come cugini nella grande famiglia delle molecole: condividono alcuni tratti, ma ognuno ha la sua unicità

Gli isomeri sono un concetto che sembra complesso, ma con il giusto approccio può diventare molto interessante e affascinante.

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Nei prossimi scroll (come avrai intuito) ci concentreremo sugli isomeri, un argomento fondamentale in chimica e spesso presente nei test d’ingresso. Scopriamo insieme cosa sono e perché sono così importanti.

Isomeri: definizione e classificazione

La scienza che studia gli isomeri viene definita isomeria e si incentra sulle differenze che caratterizzano i composti con medesima formula bruta.

Infatti, identificare un isomero richiede attenzione alla formula molecolare e alla struttura. La chiave sta nel notare se due composti con la stessa formula bruta hanno strutture diverse (isomeri di struttura) o un diverso orientamento degli atomi nello spazio (stereoisomeri)

Proprio per questo in chimica si possono trovare diversi isomeri, che vengono suddivisi in due macro-categorie principali:

• isomeri di struttura
• stereoisomeri

Ora è necessario addentrarci nell’analisi di questi composti chimici e analizzare le tipologie esistenti cercando si capirne le differenze

Isomeri di struttura

Gli isomeri di struttura presentano sempre la stessa formula bruta, ma i legami sono differenti e di conseguenza possono presentare caratteristiche fisiche e chimiche completamente diversi.

L’isomero strutturale più “famoso” è il butano con formula bruta C₄H₁₀, quattro legami di carbonio e uno di idrogeno. Cambiando i legami otteniamo due isomeri strutturali:

• n-butano
• isobutano

Attraverso la rappresentazione grafica degli isomeri del butano comprendiamo che non cambia la massa molecolare. I legami diversi invece creano l’isobutano, che è un fluido refrigerante che non ha niente a che vedere con il gas

Gli isomeri di struttura (chiamati anche costituzionali) presentano ulteriori suddivisioni e sottocategorie

Isomeri di Catena

Questi isomeri differiscono nella disposizione dello scheletro di carbonio. Alcuni sono lineari, altri ramificati, ma con proprietà fisiche differenti.

Prendendo come esempio il pentano, con formula bruta C₅H₁₂, si possono formare tre diversi isomeri:

• n- pentano: (CH₃)₂CHCH₂CH₃
• isopentano: (CH₃)₂CHCH₂CH₃
• neopentano: C(CH₃)₄

Come possiamo vedere, in questo caso cambiano solo le catene di carbonio e tutto il resto rimane invariato. Per comprendere meglio la differenza vediamo quali sono le caratteristiche fisiche e chimiche diverse dei tre isomeri del pentano:

• n-pentano e isopentano sono due liquidi altamente infiammabili, incolore e dall’odore simile alla benzina
• neopentano è un gas volatile e infiammabile

Quindi il legame diverso degli atomi di carbonio con la catena carboniosa cambia le caratteristiche chimiche e fisiche di ogni isomero.

Isomeri di Posizione

Gli isomeri di posizione sono una classificazione interessante in cui i composti differiscono per la posizione del gruppo funzionale lungo la catena carboniosa.
Il caso più emblematico di isomero di posizione è un alchene derivante dal butano, l’1-butene con formula bruta C₄H₈.

In questo composto la posizione del doppio legame cambia e si creano due isomeri di posizione:

• 1- butene
• 2- butene

La struttura dell’1-butene è CH₂ = CH-CH₂-CH₃, mentre quella del 2-butene è CH₃-CH= CH- CH₃

L’unica differenza tra le due riguarda la posizione del doppio legame, che è in grado di modificare le proprietà fisiche e chimiche.

Per esempio, i reagenti possono attaccare il doppio legame in modi diversi a seconda della sua posizione, portando a prodotti diversi. Questo aspetto è cruciale nella chimica organica, specialmente nella sintesi e nella reattività dei composti

Isomeri di Gruppo Funzionale

In questa classificazione troviamo gli isomeri con la stessa formula bruta, ma con gruppi funzionali organizzati in modi diversi.

In chimica, vi sono tantissimi gruppi funzionali che hanno la capacità di determinare le caratteristiche fisiche e chimiche dei composti (alcoli, fenoli, chetoni, ecc.)

Se prendiamo la formula bruta C₂H₆O, ci troveremo con due composti differenti. Con una diversa disposizione degli atomi si creano differenti gruppi funzionali:

• l’etanolo C₂H₅OH (alcol etilico)
• l’etere dimetilico CH₃OCH₃

La differenza è lampante perché l’alcool etilico è un liquido e viene usato in tutte le bevande alcoliche, invece l’etere dimetilico è un gas incolore utilizzato in ambito chimico e industriale.

Stereoisomeri

Questa macro-categoria è caratterizzata da isomeri sia con la medesima formula bruta, sia con gli stessi legami. In tal caso, gli atomi si dispongono nello spazio in maniera diversa e quindi nella rappresentazione grafica sono riconoscibili come composti differenti.

Gli isomeri hanno tante sottili differenze tra loro e anche gli stereoisomeri presentano altre suddivisioni.

Isomeri configurazionali

Questi isomeri, divisi ulteriormente in isomeri ottici e geometrici (cis-trans), condividono la stessa formula strutturale, ma differiscono nell’orientamento spaziale degli atomi

Gli isomeri ottici hanno la stessa formula strutturale, ma presentano un’immagine speculare che non può essere sovrapposta. Ciò vuol dire che questi composti, sebbene abbiano le stesse proprietà fisiche e chimiche, si comportano in modo diverso quando interagiscono con la luce polarizzata

La classificazione geometrica (cis-trans), invece, è caratterizzata da composti che si formano quando cambia la posizione degli atomi nello spazio rispetto a un doppio legame o a un anello.

Nei composti con legame doppio o ad anello, come gli alcheni o i cicloalcani, i gruppi attaccati agli atomi di carbonio coinvolti nel doppio legame possono essere orientati in due modi diversi:

• il composto è detto “cis” quando i gruppi simili o gli stessi atomi sono sullo stesso lato del doppio legame. Per esempio, se nel 2-butene i due gruppi metile sono sullo stesso lato del doppio legame ci troviamo di fronte alla forma “cis” del 2-butene.
• il composto è detto “trans” quando i gruppi o gli atomi si trovano su lati opposti del doppio legame. Utilizzando lo stesso esempio del 2-butene, la forma è “trans” se un gruppo metile si trova su un lato del doppio legame e l’altro sul lato opposto.

La differenza nella disposizione spaziale porta a proprietà fisiche e chimiche diverse tra gli isomeri -cis e -trans, implicando usi diversi in chimica organica, farmaceutica e biologia

Isomeri conformazionali

In questa classificazione rientrano gli isomeri formati dalla rotazione attorno ai legami semplici C-C, creando diverse disposizioni spaziali

Tale tipo di isomeria si manifesta in due forme: eclissata e sfalsata. Per esempio, nel butano, la rotazione attorno al legame centrale C-C può produrre diverse disposizioni degli atomi di idrogeno e di carbonio, con effetti significativi sulle proprietà fisiche e chimiche del composto.

Gli isomeri conformazionali possono inter-convertirsi semplicemente con il movimento dei legami chimici, senza romperne o formarne di nuovi. Tale capacità conferisce a queste molecole una flessibilità unica, che è essenziale in molti processi biologici e chimici

L’importanza degli isomeri in chimica e biologia

Gli isomeri ci fanno capire come piccole variazioni portano a differenze sostanziali.

Rianalizziamo il butano (C₄H₁₀): se cambiamo i legami otteniamo n-butano e isobutano, che hanno la stessa formula bruta, ma strutturalmente e funzionalmente sono diversi
Lo stesso vale per l’etanolo (C₂H₅OH) e l’etere dimetilico (CH₃OCH₃), che pur condividendo la formula C₂H₆O sono sostanze completamente diverse.

Un altro esempio di isomeria è rappresentato da glucosio e fruttosio. Entrambi hanno la formula C₆H₁₂O₆, ma la loro diversa struttura influisce notevolmente sul modo in cui vengono metabolizzati nel corpo umano.
Mentre il glucosio è essenziale per molte funzioni corporee, un’eccessiva assunzione di fruttosio può portare a complicazioni sanitarie

Come puoi vedere capire cosa sono gli isomeri e come sono classificati ti aiuta a capire meglio la chimica organica e a risolvere gli esercizi senza difficoltà

Per ripassare in modo approfondito gli isomeri e tutti gli argomenti di chimica organica per il test facendo un po’ di pratica con gli esercizi, c’è Futura

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Capire come si formano i legami e quali sono le loro proprietà ti aiuta a studiare la chimica a un livello più avanzato e ad affrontare le domande sull’argomento con più sicurezza, anche nel caso del test di ammissione

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Quello ionico è un tipo di legame chimico che si forma tra due atomi quando uno o più elettroni vengono trasferiti da un atomo all’altro.
Tale processo porta alla formazione di ioni: atomi o molecole che hanno una carica elettrica netta a causa della perdita o dell’acquisizione di particelle a carica negativa

Nei prossimi scroll approfondiamo cos’è e come si forma il legame ionico e vediamo alcuni esempi ed esercizi pratici

I legami chimici e la regola dell’ottetto

Nel 1916 il chimico statunitense G.B. Lewis formulò un modello capace di dare una spiegazione all’esistenza delle molecole. Secondo Lewis, gli atomi possono raggiungere la configurazione
stabile tipica di un gas nobile sia scambiandosi elettroni, sia condividendoli

Gli elettroni presenti in un atomo possono essere divisi in due gruppi:

• elettroni di valenza – determinano le proprietà chimiche dell’atomo
• elettroni interni – non sono coinvolti nel legame e nelle reazioni chimiche

Lewis introdusse una maniera utile per descrivere gli elettroni nel guscio di valenza di un atomo.

I primi quattro elettroni di valenza, rappresentati da puntini, sono posti uno alla volta attorno al simbolo atomico. Se ci sono altri elettroni di valenza, questi vengono appaiati a quelli già presenti.
Tale configurazione comprende complessivamente otto elettroni, viene chiamata ottetto ed è particolarmente stabile

La regola dell’ottetto dice che, quando un atomo si combina con altri, raggiunge il massimo di stabilità scambiando o condividendo elettroni, in modo da conseguire una configurazione elettronica esterna a otto elettroni (o a due elettroni, nell’idrogeno) simile a quella del gas nobile più vicino nella tavola periodica

Che cos’è un legame ionico?

Tenendo presente la regola dell’ottetto, il legame ionico è quel legame chimico che si forma quando uno o più elettroni di valenza si trasferiscono da un atomo all’altro, creando ioni positivi e negativi.

Per la creazione di un legame ionico saranno preferiti gli elementi che si trasformano più facilmente in ioni:

• elementi metallici del I, II e III gruppo che, avendo pochi elettroni, tendono a perderli diventando ioni positivi
  Il catione che si forma ha la configurazione del gas nobile che lo precede, per esempio il sodio Na [1s² 2s² 2p⁶ 3s] diventa Na+ [1s² 2s² 2p⁶], che è la configurazione del Neon
• elementi non metallici del VI e VII gruppo che, avendone molti, tendono ad acquistarli diventando ioni negativi
  L’anione che si forma ha la configurazione del gas nobile che lo segue, per esempio il cloro Cl {[Ne] 3s² 3p⁵｝diventa Cl- {[Ne] 3s² 3p⁶｝che è la configurazione dell’Argon

Tra cationi e anioni si crea attrazione elettrostatica e si forma un composto ionico

Come capire se un legame è ionico?

L’attrazione tra gli ioni è regolata dalla Legge di Coulomb, la quale stabilisce che la forza tra due cariche elettriche è direttamente proporzionale al prodotto delle loro cariche e inversamente proporzionale al quadrato della distanza tra di loro.

In pratica vuol dire che gli ioni di carica opposta si attraggono con una forza che dipende da quanto sono carichi e da quanto sono vicini

I composti ionici sono generalmente solidi a temperatura ambiente e molti si dissolvono in acqua, separando gli ioni e rendendo la soluzione conduttiva.
Ciò massimizza l’attrazione elettrostatica e minimizza la repulsione tra atomi e particelle, dando a ogni composto:

• Una struttura cristallina ordinata – l’attrazione tra le cariche di segno opposto si sviluppa uniformemente in ogni direzione all’interno del reticolo
• Dei punti di fusione ed ebollizione elevati a testimonianza della forza dei legami ionici

Un esempio del tipico composto ionico è il cloruro di sodio (NaCl), ovvero il sale da cucina.

In esso, il sodio (Na), un metallo del I gruppo, ha un solo elettrone di valenza che tende a cedere, mentre il cloro (Cl), un non metallo del VII gruppo, ha sette elettroni di valenza e tende ad accoglierne uno per raggiungere la configurazione elettronica stabile di un gas nobile

Quando il sodio cede il suo elettrone al cloro, il sodio diventa un catione Na+ e il cloro diventa un anione Cl-.

Questi ioni opposti si attraggono elettrostaticamente formando il cloruro di sodio solido, che ha una struttura cristallina caratteristica e un alto punto di fusione, dimostrando le classiche proprietà dei composti ionici

Come si forma un legame ionico

Per formare un legame ionico, di solito serve una differenza di elettronegatività piuttosto elevata, tra 1.7 e 1.9 sulla scala di Pauling

L’elettronegatività è una misura di quanto fortemente un atomo attrae gli elettroni in un legame. Nei legami ionici, generalmente si ha un atomo con bassa elettronegatività (che cede facilmente elettroni) e un atomo con alta elettronegatività (che attrae elettroni)

Questa differenza porta al trasferimento di elettroni dall’atomo meno elettronegativo a quello più elettronegativo, formando ioni positivi (cationi) e negativi (anioni). Infatti, un atomo deve essere abbastanza “egoista” da strappare via un elettrone a un altro atomo, creando così un catione (positivo) e un anione (negativo)

L’attrazione insieme alla dimensione e alla carica degli ioni influenzano il modo in cui le particelle si organizzano nel reticolo cristallino. Ioni più piccoli o più carichi possono permettere un numero di coordinazione più elevato, poiché possono avvicinarsi di più tra loro senza causare repulsione eccessiva

Un alto numero di coordinazione generalmente indica una maggiore stabilità del reticolo cristallino, poiché ci sono più interazioni attrattive che contribuiscono alla coesione del composto. Questo numero rappresenta il numero di ioni negativi che circonda uno ione positivo e viceversa

Per esempio, nel cloruro di sodio NaCl ogni ione di sodio è circondato da sei ioni di cloruro e viceversa

Differenza di legame: ionico o covalente?

Come abbiamo visto il legame ionico è un fenomeno complesso che coinvolge l’interazione tra cariche elettriche, differenze di elettronegatività e la formazione di strutture cristalline stabili.
Differisce significativamente dal legame covalente per natura e proprietà, giocando un ruolo cruciale in molteplici aspetti della chimica e della fisica dei materiali

Il legame covalente, al contrario del legame ionico, si instaura quando due atomi mettono in condivisione una o più coppie di elettroni di valenza, in modo tale che ciascuno degli atomi che partecipa al legame raggiunga l’ottetto.

Inoltre, il legame covalente si instaura tra atomi con differenza di elettronegatività < 1,9 perché gli atomi condividono elettroni piuttosto che scambiarli
Questa condivisione porta alla formazione di molecole con proprietà diverse rispetto ai composti ionici.

I composti covalenti possono esistere in vari stati fisici (solidi, liquidi, gas) a temperatura ambiente e hanno punti di fusione e di ebollizione più bassi rispetto ai composti ionici
Inoltre a differenza di questi ultimi, che conducono elettricità quando sciolti o fusi, i composti covalenti generalmente non conducono elettricità, a meno che non siano ionizzati in soluzione

Per esempio due atomi di cloro condividono una coppia di elettroni, un elettrone da ogni atomo, per formare un legame covalente. La condivisione di elettroni crea una forte attrazione tra gli atomi, ma senza la formazione di ioni come nel caso del legame ionico

I legami chimici e le forze intermolecolari

Comprendere le caratteristiche di un legame ionico è fondamentale per poter studiare chimica.
Questo tipo di legame, caratterizzato dalla trasmissione di elettroni tra atomi con notevole differenza di elettronegatività, costituisce la base per comprendere sia la struttura e le proprietà dei composti ionici, sia i principi fondamentali dell’interazione chimica

Le proprietà uniche dei composti ionici, come i loro alti punti di fusione e di ebollizione, la loro solubilità in acqua e la loro capacità di condurre elettricità in soluzione, sono tutte conseguenze dirette della natura dei legami ionici.

Se devi sostenere il test di ammissione, ti consigliamo di sviluppare una profonda comprensione di come e perché gli atomi formano legami ionici. La conoscenza dell’argomento ti aiuterà a rispondere correttamente alle domande del test e ti fornirà anche una base solida per i tuoi studi futuri.

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Avere dimestichezza con il pH significa capire meglio la chimica, rendendo più facile affrontare altri argomenti correlati nei test. Con la pratica, sarai in grado di risolvere i quiz sull’argomento in modo più veloce, ottimizzando il tempo a disposizione durante il test.

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Inoltre, fare esercizi sul pH permette di avere un metodo per ridurre l’incertezza e l’ansia durante i test di ammissione o i compiti in classe, permettendoti di affrontare le domande con maggiore sicurezza.

Nei prossimi scroll vediamo come calcolare: il pH da concentrazioni note, la concentrazione da un pH Notato, la quantità di acido o base che serve per neutralizzare una soluzione.

Teorie su acidi e basi

Per svolgere gli esercizi sul pH bisogna conoscere prima cosa sono gli acidi e le basi. Questi concetti sono stati studiati a lungo nell’ambito della chimica e molti scienziati hanno contribuito a definirli in modo sempre più dettagliato.

La prima definizione di acido e base è stata data dal chimico svedese Arrhenius ed è fondata sulla capacità di tali sostanze di condurre la corrente elettrica in soluzione acquosa. 

Teoria di Arrhenius

• Gli acidi sono sostanze che sciolte in acqua liberano ioni H⁺
• Le basi sono sostanze che quando sciolte in acqua liberano ioni OH^–

Secondo tale definizione l’acido cloridrico è un acido perché in acqua libera uno ione H⁺:

HCl → H⁺ + Cl^–

Tutti gli acidi che rientrano nella definizione di Arrhenius sono facilmente riconoscibili perché l’idrogeno è il primo elemento della loro formula

A seconda del numero di ioni H⁺ liberati da ciascuna molecola possiamo distinguere 

• acidi monoprotici: liberano un solo H⁺ (es. HCl e HNO₃)

HCl → H⁺ + Cl^–

• acidi poliprotici: liberano più ioni H⁺ (es. H₂SO₄ e H₃PO₄)

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

Per la sua semplicità, la teoria di Arrhenius è ancora oggi molto utilizzata, ma essa è molto restrittiva. Infatti, è applicabile soltanto alle sostanze solubili in acqua e non spiega il comportamento basico di sostanze come l’ammoniaca, NH₃, che non rilasciano OH^–.

Teoria di Bronsted e Lowry

Una teoria più generale fu proposta successivamente dai chimici Bronsted e Lowry. 

Essi, indipendentemente l’uno dall’altro, proposero la seguente definizione di acido e di base:

• Un acido è una specie chimica in grado di donare protoni
• Una base è una specie chimica in grado di accettare protoni

Secondo Bronsted e Lowry una sostanza presa singolarmente non è nè acida, nè basica. 

Per poter definire il carattere acido o basico è necessario considerare la coppia di sostanze che devono reagire: HA (acido) + B (base) → A^– (base) + BH⁺ (acido)

Il punto fermo della teoria quindi è che ci deve essere sempre un trasferimento del protone affinché possano manifestarsi le proprietà acide e basiche delle sostanze.

• Un donatore di protoni è quindi una qualsiasi specie (molecola neutra, catione o anione) che possiede atomi di idrogeno legati covalentemente ad altri atomi più elettronegativi
• Un accettore di protoni può essere una qualsiasi specie (molecola neutra o anione) che dispone di una coppia di elettroni

Quando si stabilisce un equilibrio chimico nella reazione, ogni acido, donando il proprio protone, si trasforma in una base, chiamata base coniugata.
Allo stesso modo, ogni base, accettando il protone, si converte nel corrispondente acido coniugato.

Per comprendere i vantaggi di questa nuova definizione, consideriamo la reazione fra i gas HCl e NH₃:

HCl + NH₃ → NH₄⁺ + Cl^–

Il comportamento acido e basico è indipendente dalla presenza dell’acqua come solvente e non è necessaria la presenza del gruppo OH⁻ per giustificare la basicità.
Nella reazione, l’acido HCl cede un protone e si trasforma nella sua base coniugata Cl^– capace a sua volta di accettare un protone. La base NH₃, riceve il protone e si trasforma nel suo acido coniugato NH₄⁺, capace a sua volta di cedere un protone.

Teoria di Lewis

Un’ulteriore estensione dei concetti di acido e base fu realizzata dal chimico Lewis. 

Gli acidi di Lewis sono specie elettrofile (povere di elettroni), le basi invece sono specie nucleofile (con una o più coppie elettroniche solitarie disponibili).

Si dicono:

• Acidi le specie che possono accettare una coppia di elettroni  
  Questi sono molecole con struttura elettronica incompleta (orbitali molecolari vuoti in grado di accettare coppie di elettroni)
  Per esempio BF₃, AlCl₃, FeCl₃ è una reazione reazione avviene senza liberazione di protoni, di ioni H⁺ e OH^–.
  Tali sostanze non potrebbero rientrare ne’ nella classificazione di Bronsted-Lowry ne’, tantomeno, in quella di Arrhenius.
  
• Basi le specie che possono mettere a disposizione una coppia di elettroni libera da legami
  Queste sono cationi metallici, soprattutto di metalli di transizione, che in acqua condividono i doppietti elettronici trasformandosi in ioni complessi, come [Cu(H₂O)₆]²⁺
  Le basi di Lewis sono sostanze con una o più coppie elettroniche solitarie (lone pairs), come NH₃ o O^2–.

Il pH e il pOH

Nel 1909 il chimico danese Sørensen introdusse la scala del pH. La scala del pH ci consente di esprimere in modo semplice la concentrazione degli ioni idrogeno presenti nelle soluzioni diluite, senza far ricorso ai numeri esponenziali.

Il pH è il logaritmo decimale negativo della concentrazione molare degli ioni H⁺pH = – log [H⁺]

La lettera p posta davanti a una grandezza ci informa che bisogna calcolare il logaritmo negativo di quella grandezza: p = – log

Il pH corrisponde all’esponente, cambiato di segno, della concentrazione molare degli ioni H⁺, quando essa è espressa come potenza del 10, cioè:

pH = – log [H⁺]                   [H⁺] = 10^-pH

• [H⁺] = 10^-7 → pH = 7  → SOLUZIONE NEUTRA
• [H⁺] = 10^-1 → pH = 1  → SOLUZIONE ACIDA
• [H⁺] = 10^-13 → pH = 13  → SOLUZIONE BASICA
  

Il pOH corrisponde all’esponente, cambiato di segno, della concentrazione molare degli ioni OH^–, quando essa è espressa come potenza del 10, cioè:

pOH = – log [OH^–]                      [OH^–] = 10^-pOH

• [OH^–] = 10^-7 → pOH = 7  → SOLUZIONE NEUTRA
• [OH^–] = 10^-13 → pOH = 13  → SOLUZIONE ACIDA
• [OH^–] = 10^-1 → pOH = 1  → SOLUZIONE BASICA

Per capire la relazione che vi è tra pH e pOH, calcoliamo il logaritmo negativo dell’espressione K_w:

K_w= [H⁺]∙[OH^–] -log K_w = – log [H⁺] – log [OH^–]

Introducendo la notazione p al posto di -log, avremo: pK_w= pH + pOH
Poiché a 298 K (25 °C) la K_w è uguale a 1,00 ∙10^-14, l’equazione sopra si trasforma in: 14,00 = pH + pOH

Con questa relazione è possibile calcolare sia il pH sia il pOH di qualsiasi soluzione acida o basica.

La costante di equilibrio nella ionizzazione dell’acqua

L’acqua pura è un cattivo conduttore di elettricità dal momento che possiede pochissimi ioni liberi che derivano dalla ionizzazione delle sue molecole → elettrolita debole!

La formazione degli ioni disciolti è dovuta allo scambio di un protone fra due molecole di acqua:

H₂O + H₂O ⇆ H₃O⁺ + OH^– + H₂O

A questa reazione si da il nome di autoprotolisi o autoionizzazione

Poiché H₂O (distillata) si può considerare un liquido puro, la sua concentrazione non compare nell’espressione della costante di equilibrio K_w della reazione di autoionizzazione:  

K_w= [H⁺]∙[OH^–]

K_w viene anche chiamata prodotto ionico dell’acqua ed è un concetto chiave negli esercizi sul pH

A temperatura costante, la K_w si mantiene costante, non soltanto in acqua pura, ma anche in tutte le soluzioni acquose di sali, acidi e basi

Tuttavia, la reazione di autoionizzazione è endotermica e quindi il valore di K_w varia con la temperatura:

Capire come varia Kw con la temperatura aiuta a prevedere come il pH di una soluzione possa cambiare in diverse condizioni.

Esercizi sul calcolo del pH

Oltre alla teoria vista fino a ora, un concetto fondamentale da comprendere per cimentarti negli esercizi sul pH, è la molarità (M).

Essa rappresenta la concentrazione di una soluzione e si definisce come il numero di moli di soluto per litro di soluzione. Questo parametro diventa cruciale nel calcolare il pH di soluzioni acide o basiche.

Per esempio, se ti viene fornita la concentrazione degli ioni H⁺ o OH⁻ in molarità, questa informazione ti permetterà di calcolare il pH in modo diretto e accurato.
La molarità si rivela uno strumento essenziale per interpretare correttamente la composizione chimica di una soluzione e per prevedere le sue proprietà acido-base.

Ora, armati di conoscenza e prontezza, mettiamoci alla prova con alcuni esercizi pratici.

Esercizi sul pH: muoversi con i logaritmi

Qual è il pH di una soluzione con [H⁺] = 2 x 10^-5 ? E quello di una soluzione con [OH^–] = 5 x 10^-11

Soluzione: per velocizzare il calcolo del pH puoi utilizzare delle scorciatoie matematiche, come la memorizzazione delle potenze di 10 per semplificare i calcoli del logaritmo.

Questi valori forniscono una scorciatoia rapida per stimare il logaritmo di un numero senza dover fare calcoli complessi.

Ad esempio, sapendo che log(2) è circa 0,3, puoi rapidamente determinare che il logaritmo di un numero come 0,02 (che è 2×10−2−2) sarà approssimativamente -2 + 0,3 = -1,7. Questo tipo di stima può semplificare notevolmente i calcoli manuali negli esercizi sul pH.

Infatti, per la prima richiesta dell’esercizio possiamo scrivere: pH = – log [H⁺]
Quindi pH = – log [2 x 10^-5] che è come dire: -log 2 + (- log 10^-5) → – 0,3 + 5 = 4,7

Per la seconda domanda invece, scriviamo: pOH = – log [OH^–] 
Quindi pOH = – log [5 x 10^-11] che è come dire: -log 5 – log 10^-11 → – 0,7 + 11 = 10,3

Se il pOH è 10,3 allora il pH è: 14 – pOH 14 – 10,3 = 3,7

Esercizi sul pH: moli e soluzioni acido-base

Quante moli di HCl sono necessarie per preparare 500 ml di una soluzione a PH=3?

•  5×10³
• 5 x 10^-2
• 5×10^-4
• 10^-3
• 10³

Soluzione: Per risolvere questo problema, seguiamo alcuni passaggi chiave:

1. Determinare la concentrazione di ioni H++ nella soluzione:
   • Dato che il pH della soluzione è 3, la concentrazione di ioni H⁺ è 10⁻³ M (poiché pH = -log[H⁺].
2. Calcolare il numero di moli di HCl necessarie:
   • La concentrazione di HCl sarà la stessa di quella degli ioni H⁺, perché HCl è un acido forte che si dissocia completamente.
   • Usiamo la formula: Moli = Concentrazione (M) × Volume (L)
   • Volume = 500 ml = 0.5 L.
   • Moli di HCl = 10⁻³ M × 0.5 L = 5 × 10⁻⁴ moli.

Quindi, sono necessarie5 × 10⁻⁴ moli di HCl per preparare 500 ml di una soluzione a pH 3

Esercizi sul pH: unità di misura

Qual è il pH di una soluzione di NaOH di 1mM?

• 10
• 7
• 9
• 13
• 11

Soluzione: bisogna fare molta attenzione all’unità di misura: si tratta di millimoli!

Perciò, convertendo il valore avremo 1 mM = 0,001 M.

A questo punto, poiché si tratta di una base forte, sapremo che la concentrazione molare corrisponderà alla concentrazione di ioni OH- e procediamo a trovare il pOH = – log [OH-] – log 0,001 = 3.
Troviamo dunque il pH = 14 – pOH 14 – 3= 11

Ripassa il pH con teoria ed esercizi

Dopo aver esplorato acidi e basi e svelato i segreti del pH, hai qualche strumento in più per affrontare il mondo della chimica.

In questa materia la costanza è fondamentale. Dedica del tempo ogni giorno per esercitarti, anche solo per pochi minuti.

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