Chimie generală

Atomul este format din nucleu (protoni și neutroni) și înveliș electronic. Numărul atomic Z dă numărul protonilor, iar numărul de masă A = Z + N. Speciile cu același Z și A diferit sunt izotopi (ex. 12C și 14C).

Învelișul electronic este organizat pe straturi (n = 1...7, notate K, L, M, N...) și substraturi (s, p, d, f). Un substrat s conține maximum 2 electroni, p maximum 6, d maximum 10, f maximum 14. Numărul maxim de electroni pe stratul n este 2n^2.

Ocuparea cu electroni respectă principiul stabilității (ordinea crescătoare a energiei: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d...), principiul lui Pauli (maximum 2 electroni într-un orbital, cu spin opus) și regula lui Hund (orbitalii unui substrat se ocupă întâi cu câte un electron). Exemplu: configurația sodiului (Z = 11) este 1s2 2s2 2p6 3s1.

Poziția unui element în tabelul periodic decurge din configurația electronică: numărul perioadei este egal cu numărul stratului exterior, iar numărul grupei principale este dat de electronii de pe ultimul strat.

Proprietățile periodice variază regulat: raza atomică crește în grupă de sus în jos și scade în perioadă de la stânga la dreapta; energia de ionizare și electronegativitatea variază invers față de rază. Cel mai electronegativ element este fluorul.

Caracterul metalic (tendința de a ceda electroni) crește în grupă de sus în jos și scade în perioadă de la stânga la dreapta; caracterul nemetalic variază invers. Astfel, cesiul este unul dintre cele mai active metale, iar fluorul cel mai activ nemetal.

Legătura ionică se realizează prin transfer de electroni de la metal la nemetal, cu formare de ioni; compușii ionici (NaCl, CaCl2) formează rețele cristaline, au puncte de topire ridicate și conduc curentul în soluție sau topitură.

Legătura covalentă se realizează prin punere în comun de electroni. Ea poate fi nepolară (între atomi identici: H2, O2, N2, Cl2) sau polară (între atomi diferiți: HCl, H2O). Legătura covalent-coordinativă se formează când ambii electroni provin de la același atom (ex. ionul amoniu NH4+, ionul hidroniu H3O+).

Între molecule se exercită forțe intermoleculare: legături de hidrogen (între H legat de F, O sau N și un atom electronegativ vecin — explică punctul de fierbere anormal de ridicat al apei) și forțe van der Waals, mai slabe. Aceste interacțiuni determină punctele de topire și fierbere ale substanțelor moleculare.

Soluția este un amestec omogen format din solvent (dizolvant, componentul majoritar — adesea apa) și solut (substanța dizolvată). Solubilitatea reprezintă masa maximă de substanță care se poate dizolva în 100 g de solvent la o temperatură dată; soluțiile pot fi nesaturate, saturate sau suprasaturate.

Concentrația procentuală masică arată câte grame de substanță dizolvată se află în 100 g de soluție: c = md / ms × 100, unde ms = md + mapa. Exemplu: dizolvând 20 g sare în 180 g apă obținem 200 g soluție de concentrație 10%.

Concentrația molară arată numărul de moli de substanță dizolvată într-un litru de soluție: CM = n / Vs (mol/L). Exemplu: 0,5 moli de NaOH dizolvați în 250 mL de soluție dau o concentrație de 0,5 / 0,25 = 2 mol/L. La diluare, cantitatea de solut rămâne constantă: C1 × V1 = C2 × V2.

Conform teoriei lui Brønsted–Lowry, acidul este specia care cedează protoni (H+), iar baza este specia care acceptă protoni. Într-o reacție acido-bazică, acidul și baza formează perechi conjugate: HCl cedează H+ și devine baza conjugată Cl-; NH3 acceptă H+ și devine acidul conjugat NH4+.

Apa este amfoteră (amfolit): poate funcționa și ca acid, și ca bază. Prin autoionizarea apei se formează ioni hidroniu și hidroxid: 2H2O ⇌ H3O+ + OH-. În apa pură, la 25 °C, concentrațiile celor doi ioni sunt egale cu 10^-7 mol/L.

pH-ul este definit ca pH = -lg[H3O+]. În soluții acide [H3O+] > 10^-7 mol/L și pH < 7; în soluții bazice pH > 7. Acizii tari (HCl, HNO3, H2SO4) ionizează total în apă, în timp ce acizii slabi (CH3COOH, H2CO3) ionizează parțial, stabilind un echilibru.