Chimica: Struttura & Stechiometria

Struttura dell'Atomo

📌 Particelle Subatomiche

Particella	Carica	Massa	Posizione
Protone (p⁺)	+1	1 u	Nucleo
Neutrone (n⁰)	0	1 u	Nucleo
Elettrone (e⁻)	−1	≈0 (1/1836 u)	Orbitali

Numeri caratteristici:

Z = numero atomico = n° protoni
A = numero di massa = p + n
n° neutroni = A − Z
Atomo neutro: n° e⁻ = n° p = Z

⚠️ Z identifica l'elemento: tutti gli atomi con Z=6 sono carbonio, indipendentemente dal numero di neutroni (isotopi). La massa atomica in tabella è la media degli isotopi.

Isotopi: stesso Z, diverso A (diverso numero di neutroni)

¹²C (6p, 6n) vs ¹⁴C (6p, 8n)
Stessa chimica, massa diversa

📌 Ioni: atomi che hanno guadagnato (anioni, carica −) o perso (cationi, carica +) elettroni. Na → Na⁺ perde 1 e⁻. Cl → Cl⁻ guadagna 1 e⁻.

📐 Modello Atomico — Configura

Struttura elettronica

Z (protoni)6 (C)

A (massa) 12

📌 Configurazione Elettronica e Regola delle Orbite

Gli elettroni occupano gusci (livelli di energia) in ordine crescente di n:

Guscio	n	Max e⁻	Sottolivelli
K	1	2	1s
L	2	8	2s, 2p
M	3	18	3s, 3p, 3d
N	4	32	4s, 4p, 4d, 4f

Max e⁻ per guscio n: 2n²

📌 Gli e⁻ di valenza (guscio esterno) determinano le proprietà chimiche. Gli elementi dello stesso gruppo hanno lo stesso numero di e⁻ di valenza.

Esempi di configurazione:

Elemento	Z	Config.	Val. e⁻
H	1	1s¹	1
He	2	1s²	2 (sat.)
Li	3	[He]2s¹	1
C	6	[He]2s²2p²	4
N	7	[He]2s²2p³	5
O	8	[He]2s²2p⁴	6
Ne	10	[He]2s²2p⁶	8 (sat.)
Na	11	[Ne]3s¹	1
Cl	17	[Ne]3s²3p⁵	7

Tavola Periodica

📐 Tavola Periodica — Clicca un Elemento

📌 Gruppi e Periodi

→Periodo = riga orizzontale. Gli elementi in un periodo hanno lo stesso numero di gusci elettronici (n massimo = numero del periodo).
→Gruppo = colonna verticale. Gli elementi in un gruppo hanno lo stesso numero di elettroni di valenza → stessa valenza chimica.

Gruppo	Nome	Val. e⁻	Esempi
1 (IA)	Metalli alcalini	1	Li, Na, K
2 (IIA)	Metalli alc.-terrosi	2	Mg, Ca
17 (VIIA)	Alogeni	7	F, Cl, Br
18 (VIII A)	Gas nobili	8	He, Ne, Ar

⚠️ I gas nobili (gruppo 18) hanno il guscio esterno completo → non reagiscono (quasi mai). Sono il modello di stabilità che tutti gli altri elementi cercano di raggiungere.

📌 Tendenze Periodiche

Proprietà	→ nel periodo	↓ nel gruppo
Raggio atomico	Diminuisce ←	Aumenta ↓
Elettroneg.	Aumenta →	Diminuisce ↑
Energia ioniz.	Aumenta →	Diminuisce ↑
Affinità e⁻	Aumenta →	Diminuisce ↑
Metallicità	Diminuisce ←	Aumenta ↓

💡

Elettronegatività più alta: F (3.98) — il più "avido" di elettroni.
Più bassa tra i metalli: Cs e Fr (~0.7).

⚠️ L'energia di ionizzazione è l'energia per strappare un e⁻ al gas. Aumenta andando verso destra perché il nucleo trattiene di più gli elettroni (Z cresce, raggio diminuisce).

Composti Ionici vs Molecolari

📌 Legame Ionico

Si forma tra metallo (bassa elettroneg.) e non-metallo (alta elettroneg.). Il metallo cede elettroni, il non-metallo li acquista.

ΔEN > 1.7 → legame ionico
Na (0.93) + Cl (3.16) → ΔEN=2.23 → ionico

Formano reticoli cristallini
Solidi con alto punto di fusione
Conducono corrente da fusi o in soluzione
Si dissociano in acqua (elettroliti)

Na⁺Cl⁻ → NaCl (cloruro di sodio)
Ca²⁺(Cl⁻)₂ → CaCl₂ (cloruro di calcio)

📌 Regola di neutralità: la carica totale del composto ionico è 0. Se catione è 2+ e anione è 1−, servono 2 anioni per bilanciare: MgCl₂.

📌 Legame Covalente

Si forma tra non-metalli con elettronegatività simile. Condividono coppie di elettroni.

ΔEN < 1.7 → covalente
ΔEN = 0 → covalente apolare (H₂, O₂, N₂)

Tipo	Coppie condivise	Esempi
Singolo	1 (σ)	H−H, H−Cl
Doppio	2 (σ+π)	O=O, C=O
Triplo	3 (σ+2π)	N≡N, C≡O

💡 Regola dell'ottetto: gli atomi tendono ad avere 8 elettroni nel guscio esterno (H: 2). Eccezione: BF₃ (6 e⁻ su B), PCl₅ (10 e⁻ su P).

⚠️ 1.7 è la soglia convenzionale ΔEN. Non è assoluta: HF ha ΔEN=1.78 ma è covalente polare per convenzione. In pratica metallo+non-metallo → ionico è la regola pratica.

📐 Confronto: Ionico vs Covalente vs Metallico

Ionico (es. NaCl):

→Solido cristallino
→Alto P.F. e P.E.
→Conduce da fuso
→Solubile in H₂O

Covalente (es. H₂O):

→Gas, liquido, solido
→P.F./P.E. bassi
→Non conduce
→Variabile in H₂O

Metallico (es. Fe):

→Duttile, malleabile
→Alto P.F. (spesso)
→Ottimo conduttore
→Non solubile in H₂O

La Mole e i Calcoli Molari

📌 La Mole — Definizione

La mole è l'unità di quantità di sostanza: contiene esattamente N_A entità (atomi, molecole, ioni…).

N_A = 6.022 × 10²³ mol⁻¹

n = m / M
n = N / N_A

Simbolo	Grandezza	Unità
n	Quantità di sostanza	mol
m	Massa	g
M	Massa molare	g/mol
N	Numero di entità	adimensionale
N_A	Numero di Avogadro	mol⁻¹

⚠️ M (massa molare) ha lo stesso valore numerico della massa atomica/molecolare, ma le unità sono g/mol. C: massa atomica = 12 u → M = 12 g/mol.

Masse molari utili:

Composto	Composizione	M (g/mol)
H₂	2×1	2
O₂	2×16	32
H₂O	2×1+16	18
CO₂	12+2×16	44
NaCl	23+35.5	58.5
CaCO₃	40+12+3×16	100

🔢 Calcolatore Molare Interattivo

Inserisci uno qualsiasi dei valori, gli altri si calcolano:

n (moli)

mol

m (massa)

M (massa molare)

g/mol

📝 Esempi risolti

Quanti g sono 2 mol di H₂O?
m = n·M = 2·18 = 36 g

Quante moli in 11 g di CO₂?
n = m/M = 11/44 = 0.25 mol

Quante molecole in 1 mol di H₂O?
N = n·N_A = 1·6.022×10²³ = 6.022×10²³

Quanti atomi di H in 1 mol di H₂O?
N_H = 2·N_A = 1.204×10²⁴

Bilanciamento ed Equazioni Stechiometriche

📌 Come Bilanciare un'Equazione

La conservazione della massa impone che ogni atomo compaia lo stesso numero di volte a sinistra e a destra della freccia.

📌

Metodo sistematico:
1. Scrivi l'equazione non bilanciata
2. Conta atomi di ogni elemento
3. Aggiungi coefficienti (numeri interi) davanti alle formule
4. Non modificare le formule! Solo i coefficienti.
5. Verifica che tutto torni

📝 Esempio — combustione del metano:

CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O (non bilanciata)

C: 1=1 ✓ H: 4≠2 ✗ O: 2≠3 ✗

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

C: 1=1 ✓ H: 4=4 ✓ O: 4=4 ✓

Trucchi pratici:

→Bilanciare prima i metalli, poi i non-metalli, O₂ per ultimo
→Se hai frazioni, moltiplica tutto per il denominatore
→I coefficienti devono essere interi minimi

📌 Calcoli Stechiometrici

I coefficienti dell'equazione bilanciata danno il rapporto molare tra i reagenti e i prodotti.

N₂ + 3H₂ → 2NH₃
1 mol N₂ : 3 mol H₂ : 2 mol NH₃

📌

Schema universale:
g_A → mol_A → mol_B → g_B
÷M_A → ×(coeff_B/coeff_A) → ×M_B

📝 Quanti g di NH₃ si ottengono da 14 g di N₂?

M(N₂)=28, M(NH₃)=17
n(N₂) = 14/28 = 0.5 mol
n(NH₃) = 0.5 × (2/1) = 1 mol
m(NH₃) = 1 × 17 = 17 g

Reagente limitante:

È il reagente che si esaurisce per primo e determina la quantità massima di prodotto. L'altro reagente è in eccesso.

Calcola mol di prodotto per ogni reagente
→ il reagente che dà meno prodotto
→ è il limitante

🔢 Calcolatore Stechiometrico — N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Inserisci la massa di N₂ disponibile:

g di N₂

📝 Pratica Bilanciamento — Verifica i Coefficienti

Inserisci i coefficienti corretti per bilanciare la combustione del propano: C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

🔁 Ripasso Rapido — Tutto il Necessario

Atomo

Z = n° protoni
A = p+n
n = A−Z
e⁻(neutro) = Z

Tavola

Gruppo = col. (stessa val.)
Periodo = riga (stesso n)
EN max: F (3.98)

Tendenze

Raggio: ↑↓ + ← → diminuisce
EN: → aumenta
Metall.: ← aumenta

Legami

ΔEN>1.7 → ionico
ΔEN<1.7 → covalente
Ottetto: 8 e⁻ valenza

Mole

n = m/M
N_A = 6.022×10²³
N = n·N_A

Masse Molari

H₂O = 18 g/mol
CO₂ = 44 g/mol
NaCl = 58.5 g/mol

Stechiometria

g→mol→mol→g
÷M_A × (c_B/c_A) × M_B
Limitante → meno prodotto

Bilanciamento

Conservazione massa
Solo coefficienti
Non modificare formule!

🎯

Struttura & Stechiometria

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La Mole e i Calcoli Molari

Bilanciamento ed Equazioni Stechiometriche

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