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Legge di Dalton: quando si forma un elemento dalla combinazione di altri due diversi, questi stanno tra loro  con un rapporto espresso da numeri interi e semplici. Dalton inizia a intuire che la materia era formata da corpuscoli indivisibili e indistruttibili: gli atomi. Avogadro amplia la concezione di Dalton.

Mendelev descrive le carettistiche degli elementi nella tavola periodica che venne poi perfezionata ed ampliata con la scoperta di ulteriori elementi.

Faraday invece valuta alcune proprietà elettriche di alcuni composti chimici: valuta la quantità di corrente elettrica che cationi o anioni assorbivano o cedevano per trasformarsi in composti metallici. Questo avvia all'analisi delle cariche della materia.

Thomson sperimentò che facendo passare scariche elettriche attraverso un gas rarefatto dall'elettrodo negativo (catodo) venivano originati dei raggi luminosi; questi erano prodotti dagli elettroni che così venivano scoperti. Nello stesso esperimento venivano scoperti anche i protoni tramite scariche elettriche fatte passare dall'anodo. I protoni vennero poi nominati come tali da Rutherford con il suo esperimento.

Il modello atomico di Thomson è il modello a panettone: le cariche negative sono sparse in una nube sferica di cariche positive. Con l'esperimento di Rutherford, dove le particelle α attraversate da una lamina d'oro venivano respinte (sono in una piccolissima quantità) ha fatto intuire che la carica positiva non poteva essere disposta in una sfera come nel modello di Thomson, ma in un volume molto più piccolo. Inoltre intuì la presenza di particelle neutre nel nucleo insieme ai protoni: i neutroni.

Bohr, con la tecnica dello spettro a righe, intuisce la presenza di orbitali attorno al nucleo dove è massima la probabilità di trovare un elettrone. Esempio: riscaldando l'atomo di idrogeno, questo può saltare su altri orbitali perchè passa allo stato eccitato. Questo è esprimibile con l'equazione di Plank E= hν.

De Broglie afferma la stessa: dualità che possiede la luce (ondulatoria e corpuscolare) è posseduta dagli elettroni (meccanica quantistica).

Heisemberg afferma il principio di indeterminazione secondo il quale non è possibile conoscere contemporaneamente sia la posizione che la velocità di un elettrone perchè per illuminarlo servono fotoni con un contenuto energetico talmente alto da modificare la velocità dell'elettrone stesso.

Schrodinger elabora l'equazione d'onda che permette di definire alcune zone dello spazio dove è massima la probabilità di trovare un elettrone (definizione di orbitale). Le funzioni d'onda ψ sono funzioni delle coordinate spaziali (x, y e x) e dipendono da tre numeri interi detti numeri quantici n, l ed m.

-Il numero quantico principale n: è legato al valore dell'energia potenziale; 1

-numero quantico secondario o angolare l: definisce la forma deghli orbitali e permette di individuare i tipi di sottolivelli energetici in ciascun orbitale n; 1

-numero quantico magnetico m: definisce l'orientamento degli orbitali nel campo magnetico; -l

-numero di spin ms: assume i valori -1/2 e +1/2 e indica il verso di rotazione dell'orbitale.

Primo principio della termodinamica afferma che se c'è una variazione di energia interna nel sistema che stiamo osservando, la stessa variazione ma di segno opposto avverrà da quanche parte nell'ambiente  Es = -Ea. Prendiamo ad esempio per dimostrare questo principio un gas compresso da un pistone per dimostrare che ∆Einterna=Q+L --> L= -P∆V => ∆Ei = Q-P∆V => Q = ∆E+P∆V. La variazione di entalpia ∆H è definita come la quantità di calore scambiata a pressione costante quando il lavoro compiuto è il solo lavoro di espansione del gas. Quando HambienteHsistema avremo una trasformazione endotermicha.

La radioattività è il processo secondo il quale nucleotidi instabili di particolari isotopi emettono particelle per trasformarsi in nuclei differenti.

Gli orbitali ibridi sono un modo per interpretare la tetravalenza del carbonio. Nonostante abbia solo 2 elettroni disponibili per formare un legame, esso forma 4 legami tutti con la stessa polarità.

Legge di Henry: a temperatura costante, la concentrazione del gas è direttamente proporzionale alla pressione esercitata dal gas sul solvente. Ca=kxPa dove k è la costante di Henry. Ciò vuol dire che maggiore è la pressione esercitata dal gas sul solvente, maggiore è la quantità di gas miscelato/discolto in un liquido. La k dipende dalla temperatura; aumentando T, diminuisce k.

Le proprietà collegative descrivono gli effetti esercitati da un soluto su un solvente (in una soluzione). Queste proprietà dipendono dal numero di particelle e non dalla loro natura. Queste proprietà sono quattro: l'abbassamento della tensione di vapore, innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento della tempetatura di solidificazione, pressione osmotica. Legge di rault: la tensione di vapore di una soluzione costituita da 2 specie A e B è uguale alla somma delle rispettive tensioni di vapore moltiplicata ciascuna per la frazione molare. Ptot= (pa •χa)+(pb •χb).

La tensione di vapore della soluzione è sempre minore di quella del solvente puro. Applicata nel concreto, come nel caso in cui avessimo l'acqua a cui potremmo aggiungere il soluto "sale", avremmo allora che ∆P=χsoluto x psolvente .

Innalzamento ebulloscopico rappresenta la variazione della temperatura di ebollizione al variare della pressione; maggiore è la pressione, minore sarà la temperatura di ebollizione. Questa variazione di temperatura si misura: ∆Teb=keb x m dove "m" è la molalità della soluzione che si calcola m=n soluto/kg solvente.

Una soluzione costituita da solvente, congela a temperatura più bassa rispetto alla soluzione pure. Questo è l'abbassamento crioscopico ∆Tcr=kcr x m

la pressione osmotica è la pressione esercitata contro le pareti di una membrana semipermeabile per bloccare il fenomeno dell'osmosi. L'equazione che descrive questa proprietà colligativa è stata definita da Van't hoff π=nRT/V π=MRTi. Conta il numero di molecole e non la natura del gas; è dunque importante il grado di dissociazione α.  Α=0 per non elettroliti; 0< α<1 per elettroliti deboli;  α=1 per elettroliti forti. La pressione osmotica si può calcolare anche con la formula π=osmole x RT dove l'osmole=n x i ed è la quantità in grammi di soluto che genera un numero N (numero di Avogadro) di particelle osmoticamente attive.

Reazioni redox: sono quelle reazioni dove avviene uno scambio di elettroni da una reazione chimica all'altra. Cambia il numero di ossidazione. Si riduce chi acquista elettroni, si ossida chi li cede. Il riducente nel corso della reazione si ossida e viceversa.

La velocità di reazione è la variazione nel tempo della concentrazione di una della due specie che intervengono nel processo chimico V=k x [A]. la velocità di reazione dipende molto dalla quantità di urti. Questi a loro volta dipendono dalla superficie di contatto che, se maggiore, aumenta la velocità. In una reazione si forma il complesso attivato che è una via di mezzo tra reagenti e prodotti. Per passare a prodotti, i reagenti devono superare una barriera energetica che è una barriera energetica che è l'energia di attivazione Ea; maggiore Ea, minore la velocità. Ea si calcola con l'equazione di Arrhenius K=Ae-Ea/RT.

L'equilibrio chimico si raggiunge quando le concentrazioni tra reagenti e prodotti rimangono invariate nel tempo. La costante di equilibrio viene calcolata con il rapporti tra la K di A e B. Questa Keq caratterizza le reazioni reversibili in un sistema chiuso         Keq= [C]c[D]d/[B]b[A]a  A+B->C+D. La Keq ci indica quanto una reazione può essere favorita o sfavorita: Keq>1 reazione favorita (prodotti >reagenti) l'equilibrio è spostato a dx e la reazione è endotermica; Keq<1 reazione poco favorita (reagenti >prodotti) l'equilibrio è spostato a sx e la reazione è esotermica.

L'entropia (S) è il grado di disordine del sistema. L'energia libera (G) è la quantità di lavoro che il sistema può compiere sull'ambiente o viceversa. ∆G=Gf-Gi. Gli enzimi sono catalizzatori che abbassano la Ea diminuendo la soglia di attivazione dove si forma il complesso attivo ma non toccano la ∆G e neanche la Keq.

Definizione di acidi e basi:

secondo Arrhenius: dato che verificò che alcuni acidi allo stato puro non conducevano energia mentre se immersi in acqua la soluzione diventava conduttrice, definì acidi le sostanze che in acqua liberavano ioni H+ mentre basi le sostanze che in acqua liberavano ioni OH-. Inoltre sono acidi forti quei composti che in acqua si dissociano completamente in una reazione irreversibile, mentre gli acidi deboli quei composti che si dissociano parzialmente in una reazione reversibile.

Secondo Bronsted e Lowry: un acido è la specie chimica in grado di cedere ioni H+ ad una base in grado di accettarla. Quindi una reazione acido base consiste nello scambio di ioni H+. ad ogni acido corrisponde una base coniugata e viceversa.

Secondo Lewis: un acido è una specie chimica in grado di accettare doppietti elettronici (elettrofilo) mentre una base è una specie chimica in grado di cederli (nucleofili).

Si può calcolare la costante di dissociazione di un acido o una base forte o debole con la formula Ka=[H3O+]x[A-]/[HA]  Kb=[HB]/[OH-]x[B+]   . Ad acidi forti corrispondono basi coniugate deboli e viceversa. Questo è dimostrato dalle corrispettive Ka e Kb.

Calcolo del pH: soluzione acida: -log[Ca] dove Ca= concentrazione molare dell'acido. In una soluzione basica si calcola il pOH=-log[Cb] e poi pH=14-pOH. Oppure il pH si può calcolare così: [H+] = kw/Cb e poi pH=-log[H+] ; per acidi deboli [H+]=√Ka x Ca  e pH=-log[H+]

Una reazione di idrolisi salina è una reazione che porta alla dissociazione di un sale in acqua. Questo porterà a un successivo cambiamento di pH.

Una rezione di neutralizzazione consiste nella formazione di un sale e acqua dopo la reazione da parte di un acido e una base. HA+BH-> AB+H2O. Se si fanno sciogliere in acqua un acido forte e una base forte, il pH rimane invariato; si parla di ioni spettatori. Se si fa sciogliere un sale acido allora il pH diminuisce, se si fa sciogliere un sale basico, il pH aumenta.

Una soluzione tampone è costituita da un acido debole più il sale dell'acido debole con una base forte oppure con una base debole con il sale della base debole con un acido forte (questi immersi in acqua). Le soluzioni tampone sono quei composti aggiunti in acqua che lasciano pressocchè invariato il pH della soluzione. Se il rapporto tra la concentrazione del sale e della concentrazione dell'acido è 1 allora è un perfetto tampone. L'equazione di Henderson e Hassel ci permette di calcolare il pH di una soluzione tampone. pH=pKa+log (Cs/Ca).

La titolazione acido-base è un procedimento che permette di calcolare la quantità di acido e di base di una soluzione. Viene aggiunta una soluzione a concentrazione di soluto (acido o base) in una soluzione a concentrazione sconosciuta; avrà luogo una reazione di salificazione e reagiranno tra loro tutti gli ioni H+  e OH. La stechiometria della reazione chimica tra campione da titolare e titolante si deduce dalla reazione di salificazione.