Chimica: Atomi, Molecole e Tavola Periodica

Unità di Misura

• 1 metro (m) equivale a 1000 mm

Formule Molecolari

• La formula di una molecola indica il tipo di atomi presenti e le loro proporzioni.

Equivalenza Chimica

• Scrivere 3H2 non è equivalente a scrivere 6H.
• Una mole di ossigeno pesa 32 g.

Orbitali Atomici

• Gli orbitali di tipo s hanno forma sferica

Dimensioni e Proprietà Atomiche

• I protoni non hanno le stesse dimensioni degli elettroni.
• Il numero atomico e la massa atomica di un atomo non sono la stessa cosa.

Configurazione Elettronica

• Un elemento con numero atomico 12 ha la configurazione elettronica 1s2 2s2 2p6 3s2.

Livelli Energetici

• Il livello 3 (3s, 3p, 3d) può contenere un massimo di 18 elettroni.

Protoni, Elettroni e Neutroni

• In un atomo, il numero di protoni è uguale al numero di elettroni.

Gruppi della Tavola Periodica

• Gli atomi del secondo gruppo della tavola periodica hanno 2 elettroni nell'orbitale più esterno. Gli atomi dello stesso periodo della tavola periodica hanno il raggio che diminuisce da sinistra verso destra.

Reazioni Chimiche

• La reazione di un acido con un ossido produce un sale.
• Quando un atomo perde un elettrone e un altro lo riceve, si forma un legame ionico.
• Il potenziale di ionizzazione è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo.
• La reazione corretta è: 2Na + Cl2 = 2NaCl.

Ioni

• Lo ione calcio è Ca++.

Formazione di Molecole

• L'azoto (N, numero atomico 7) forma con l'idrogeno (H, numero atomico 1) la molecola NH3.
• La molecola d'acqua (H2O) è angolare, con un angolo di 109°.
• Lo zolfo (S, numero atomico 16) forma con l'idrogeno (H, numero atomico 1) la molecola H2S.
• Gli elementi del VII gruppo tendono ad acquistare 1 elettrone.
• Un'anidride e un idrossido formano un sale.

Composizione Molecolare

• Nella molecola Fe2(SO4)3 ci sono 12 atomi di ossigeno.

Cambi di Stato

• La sublimazione è il passaggio dallo stato solido a quello aeriforme.
• La fusione è il passaggio dallo stato solido allo stato liquido.
• La condensazione è il passaggio dalla fase aeriforme a quella liquida.

Leggi dei Gas Ideali

• A temperatura costante, la pressione di un gas ideale è inversamente proporzionale al volume.
• A pressione costante, il volume di un gas ideale è direttamente proporzionale alla temperatura.
• A volume costante, la pressione di un gas ideale è direttamente proporzionale alla temperatura.
• La legge di stato dei gas è PV = nRT.

Reazioni Chimiche e Equilibrio

• In una reazione, la concentrazione dei reagenti diminuisce con l'aumento della formazione dei prodotti.
• In una reazione chimica, la costante di equilibrio è il rapporto tra il prodotto dei prodotti elevati ai loro coefficienti stechiometrici e il prodotto dei reagenti elevati ai loro coefficienti stechiometrici.
• In una reazione chimica all'equilibrio, le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti sono costanti.
• Un sistema all'equilibrio sottoposto a una perturbazione esterna reagirà in modo da opporsi alla variazione, principio di Le Chatelier.

Soluzioni

• Una soluzione può essere costituita da un numero qualunque di soluti.

Molarità

• La molarità indica la quantità di moli di soluto per litro di soluzione.
• Una soluzione di NaCl 0,2M indica una concentrazione di cloruro di sodio di 0,2 moli per litro di soluzione.

pH

• Una soluzione a pH 5 è acida.
• In una soluzione a pH 8, la concentrazione degli ioni H+ è minore di quella degli ioni OH-.
• La reazione tra un acido e una base produce un sale.
• Un acido sciolto in H2O produce ioni H+.
• La reazione tra HCl e NaOH produce NaCl.
• La neutralizzazione degli ioni H+ e OH- si ottiene quando un acido reagisce con una base.
• La reazione corretta è: 2Na + Cl2 → 2NaCl.
• Il pH è la misura della concentrazione degli ioni H+.
• Il valore di pH di una soluzione è dato da -log[H+].
• La reazione corretta è: H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O.
• Rispetto a una soluzione diluita, una soluzione concentrata contiene più soluto.
• Per diluire una soluzione concentrata si può aggiungere solvente.
• Mescolando 100ml di H2O e 100ml di olio si ottiene una miscela eterogenea.
• Un'etichetta "2M NaOH" indica la concentrazione di NaOH in soluzione.
• Per aumentare il pH di una soluzione da 5 a 8 bisogna aggiungere ioni OH- e acqua.

Legge di Boyle

• L'equazione che esprime la legge di Boyle (a temperatura costante) è PV = costante.

Gas e Pressione

• Se un recipiente ermeticamente chiuso contenente gas viene posto su una fonte di calore, aumenta la pressione esercitata sul recipiente dalle particelle di gas.

Confronto tra Soluzioni

• una soluzione di NaOH 0,5M è concentrata come una soluzione 0,5 M di Na2SO4

Composti Organici

• Un composto organico con 3 atomi di carbonio e un doppio legame è il propene.
• I composti organici contenenti il gruppo -COOH sono gli acidi carbossilici.
• La formula generale di un alcano è CnH2n+2.
• La formula generale di un alchene è CnH2n.
• La formula generale di un alchino è CnH2n-2.
• Il composto organico con formula CH3CH2OH si chiama etanolo.
• Gli alcheni contengono almeno un doppio legame.
• Gli isomeri di struttura sono composti con la stessa formula bruta ma diversa formula di struttura.
• Due isomeri ottici sono uno l'immagine speculare dell'altro.
• Il composto organico con formula CH3CH2CH2CH3 (formula bruta C4H10) si chiama butano.
• Il composto organico con formula CH3CHCHCH3 (formula bruta C4H8) si chiama butene.
• Un alcano il cui nome contiene il prefisso "prop-" contiene 3 atomi di carbonio.

Molecole Biologiche

• DNA e RNA contengono fosfato ma non ribosio.
• Le membrane sono costituite principalmente da lipidi.
• La trascrizione è la sintesi dell'RNA diretta da uno stampo di DNA.
• La struttura primaria di una proteina è l'ordine degli amminoacidi.
• Gli amminoacidi contengono un gruppo amminico e un gruppo carbossilico.
• Il DNA contiene deossiribosio.
• Per la traduzione è essenziale la presenza di RNA transfer.
• Il legame peptidico è il legame tra due amminoacidi.
• Un enzima è una proteina.
• Il DNA contiene basi complementari.
• Le proteine sono costituite da amminoacidi.
• Il legame fosfodiestere è il legame tra due nucleotidi.
• Gli acidi nucleici contengono basi azotate.
• Un enzima è in grado di accelerare una reazione.
• Gli anticorpi sono proteine.
• L'emoglobina è una proteina.
• Le membrane sono costituite oltre che da lipidi anche da proteine.
• La duplicazione del DNA utilizza i nucleotidi.

Codifica Genetica e Sintesi Proteica

• Ogni amminoacido è codificato da tre basi azotate.
• La traduzione è la sintesi di una proteina diretta da uno stampo di RNA.
• Il processo di trascrizione porta alla sintesi di RNA.
• Il flusso dell'informazione genetica è: duplicazione → trascrizione → traduzione.
• L'RNA polimerasi è l'enzima deputato alla sintesi di RNA.

Lipidi e Carboidrati

• I lipidi hanno una parte polare ed una apolare
• Gli zuccheri sono carboidrati.
• I polisaccaridi sono lunghe catene di carboidrati.

Struttura delle Proteine

• La struttura terziaria di una proteina è determinata dai legami deboli tra le catene laterali degli amminoacidi.
• Le proteine contengono amminoacidi.

Condensazione

• La condensazione è il passaggio dalla fase aeriforme a quella liquida.

Orbitali e Atomi

• Dopo che si è riempito l'orbitale 2s, gli elettroni vanno a occupare gli orbitali 2p.
• L'equazione di stato dei gas ideali è p = nRT/V.
• Il legame peptidico è il legame tra un gruppo carbossilico e un gruppo amminico.
• Per bilanciare la reazione HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + H2O, si usano i coefficienti stechiometrici 2/1/1/2.
• Gli atomi del quarto gruppo della tavola periodica hanno un numero diverso di elettroni nell'orbitale più interno.
• Un orbitale è una funzione che dà la probabilità di trovare un elettrone in un certo punto dello spazio.
• Gli orbitali p possono contenere al massimo 6 elettroni.
• L'elemento con numero atomico 19 ha la configurazione elettronica 1s2-2s2-2p6-3s2-3p6-4s1.

Formule

• La formula bruta di una molecola definisce il tipo e la proporzione di elementi che la compongono.
• Quando tra due atomi si stabilisce un legame ionico, un atomo perde un elettrone e un altro lo riceve.
• Nei gas ideali, la pressione è inversamente proporzionale al volume.
• Il numero di moli di una sostanza è dato dal peso della sostanza espresso in grammi diviso il peso molecolare.
• La condensazione è il passaggio dalla fase aeriforme a quella liquida.
• In una reazione chimica all'equilibrio, la concentrazione dei reagenti e dei prodotti resta costante.
• In una soluzione a pH 3, la concentrazione degli ioni H+ è maggiore di quelli OH.
• Il pH di una soluzione è -log[H+].

Molecole e Isomeri

• Considerare una mole di idrogeno (H2),che pesa 2 grammi.
• 2H2 + O2 → 2H2O è bilanciata
• Il composto organico con formula CH3CH2CH2-OH si chiama propanolo.
• I composti organici contenenti il gruppo –COOH si chiamano acidi carbossilici.
• Gli alcani contengono solo legami semplici.
• Il composto organico con formula CH3-CH2-CH3 (formula bruta C3H8) si chiama propano.
• Gli isomeri ottici, geometrici e di struttura sono tipi di isomeri.
• Un alcano il cui nome contiene il prefisso "prop-" contiene 3 atomi di carbonio.
• L'etano è con formula CH3-CH2-CH3 (formula C3H8).

Acidi nucleici e proteine

• Negli acidi nucleici si trovano basi azotate e un gruppo fosfato.
• Gli amminoacidi contengono un gruppo carbossilico e un gruppo amminico.
• La struttura secondaria di una proteina non deve avere una doppia elica alpha.
• Una molecola che accelera una reazione è un enzima.
• il -OH gruppo si ritrova negli alcoli.
• Un alchino ha formula CnH2n-2.

Legami

• Il peptide ha un legame tra un gruppo carbonico e un amminico

Componenti cellulari e molecolari

• I nucleotidi sono utilizzati nella duplicazione del DNA.
• il DNA ha una forma a doppia elica Alpha e RNA a singola Alpha.
• il DNA contiene desossiribosio invece che ribosio.
• un amminoacido è codificato da tre basi azotate.
• Due isomeri ottici (enantiomeri) contengono un atomo di carbonio a cui sono legati 4 sostituenti diversi.

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