Nomenclatura e Concentrazioni

Dare il nome giusto ai composti chimici è come imparare una nuova lingua - ci sono regole precise ma una volta che le capisci diventa automatico! La nomenclatura tradizionale usa suffissi come -oso/-ico per distinguere i diversi stati di ossidazione, mentre quella IUPAC è più sistematica e usa prefissi numerici $di-, tri-, tetra-$.

Per i composti binari (due elementi), ricorda che gli idruri finiscono in -uro, gli ossidi mantengono il nome "ossido", e gli idracidi hanno la forma "acido...idrico". I composti ternari sono più complessi: idrossidi, ossoacidi e sali ternari seguono schemi specifici con terminazioni -ato/-ito.

Le concentrazioni ti dicono quanta sostanza è presente in una soluzione. Puoi esprimerle come percentuali $massa-massa, massa-volume, volume-volume$ oppure con unità più specifiche come molarità (moli per litro) e molalità (moli per kg di solvente). La normalità considera anche la reattività della sostanza.

Ricorda: Per la molarità serve il volume della soluzione, per la molalità la massa del solvente!

Equilibrio Chimico e Teoria Acido-Base

L'equilibrio chimico succede quando una reazione va avanti e indietro alla stessa velocità - è come un tira e molla perfettamente bilanciato! La costante di equilibrio Kc ti dice dove si posiziona questo equilibrio: se è grande, favorisce i prodotti; se è piccola, favorisce i reagenti.

Per capire acidi e basi, hai tre teorie da conoscere. Arrhenius è la più semplice: acidi liberano H+, basi liberano OH- in acqua. Brønsted-Lowry allarga il discorso: acidi donano protoni, basi li accettano. Lewis guarda gli elettroni: acidi li accettano, basi li donano.

L'autoionizzazione dell'acqua produce sia H+ che OH-, anche nell'acqua pura! Il prodotto delle loro concentrazioni è sempre Kw = 10^-14 a 25°C. Quando $H+$ = $OH-$ = 10^-7 M, la soluzione è neutra.

Trucco memoria: Più $H+$ è alta, più la soluzione è acida (e viceversa per le basi)!

Il pH semplifica tutto con i logaritmi: pH = -log$H+$. Scala da 0 a 14, dove 7 è neutro, <7 è acido, >7 è basico. Ricorda sempre: pH + pOH = 14.

Acidi forti si dissociano completamente (HCl, HNO₃, H₂SO₄), mentre quelli deboli solo parzialmente. Per gli acidi forti, $H+$ = concentrazione iniziale. Per quelli deboli, devi usare la costante Ka e fare qualche calcolo in più.

Le basi forti (idrossidi di metalli alcalini) si comportano come gli acidi forti, mentre quelle deboli come l'ammoniaca (NH₃) richiedono la costante Kb per i calcoli.

Quantità di Sostanza e Reazioni Redox

La mole è il ponte tra il mondo degli atomi e quello che possiamo misurare! Una mole contiene sempre 6,022×10²³ particelle (costante di Avogadro), che sia di atomi, molecole o ioni. La massa molare è semplicemente la massa atomica espressa in g/mol.

Per i gas, una mole occupa 22,4 L nelle condizioni standard (STP: 0°C, 1 atm). La legge dei gas ideali PV = nRT collega pressione, volume, temperatura e quantità di sostanza con la costante R = 0,082.

Le reazioni redox sono tutto scambio di elettroni! Ossidazione significa perdere elettroni (il numero di ossidazione aumenta), riduzione significa guadagnarli (il numero di ossidazione diminuisce). L'agente ossidante fa ossidare l'altro e si riduce, l'agente riducente fa ridurre l'altro e si ossida.

Mnemonica: OIL RIG - Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (di elettroni)!

Il numero di ossidazione rappresenta la carica che un atomo avrebbe se tutti gli elettroni di legame fossero assegnati all'elemento più elettronegativo. È fondamentale per bilanciare le reazioni redox!

Bilanciamento delle Reazioni Redox

Bilanciare le reazioni redox non è magia - è solo metodo! Il metodo della variazione del numero di ossidazione funziona sempre: identifichi chi si ossida e chi si riduce, calcoli le variazioni e fai coincidere gli elettroni scambiati.

Il metodo ionico-elettronico è perfetto per le reazioni in soluzione acquosa. Separi le due semireazioni, bilanci prima gli atomi che cambiano numero di ossidazione, poi aggiungi H₂O per l'ossigeno, H+ per l'idrogeno, e infine bilanci gli elettroni.

Alcune reazioni redox dipendono dal pH! Il permanganato (MnO₄⁻) si comporta diversamente in ambiente acido (diventa Mn²⁺), debolmente basico (diventa MnO₂) o fortemente basico (diventa MnO₄²⁻).

Ambiente basico: Aggiungi OH⁻ per neutralizzare gli H⁺ e forma H₂O!

Le reazioni di dismutazione sono particolari: la stessa specie chimica si ossida e si riduce contemporaneamente. Tipico esempio è quando I₂ diventa sia I⁻ che IO₃⁻.

Elettrochimica e Pile

L'elettrochimica trasforma le reazioni chimiche in elettricità - è così che funzionano le batterie del tuo telefono! Una cella galvanica sfrutta una reazione redox spontanea per produrre corrente elettrica.

La pila è formata da due semicelle: all'anodo (polo negativo) avviene l'ossidazione e si liberano elettroni, al catodo (polo positivo) avviene la riduzione e si consumano elettroni. Il ponte salino completa il circuito permettendo il flusso degli ioni.

Mnemonimo: NOA-PRC $Negativo-Ossidazione-Anodo, Positivo-Riduzione-Catodo$!

La forza elettromotrice (fem) è la differenza di potenziale tra i due elettrodi, misurata in volt. Si calcola come ΔE = E₊(catodo) - E₋(anodo).

I potenziali standard di riduzione sono tabulati rispetto all'elettrodo standard a idrogeno $E° = 0 V$. Più E° è positivo, più facilmente quella specie si riduce. Per sapere se una reazione è spontanea, calcoli ΔE°: se è positivo, la reazione avviene spontaneamente!

In una reazione spontanea, si riduce sempre la specie con E° maggiore e si ossida quella con E° minore. È come una gara: vince chi ha il potenziale più alto!