Appunti completi del corso di Chimica

Università di Modena e Reggio Emilia

Corso di Laurea in Ingegneria Elettronica

Appunti di Chimica

Autore: Filippo Viappiani

Docente: Cristina Leonelli

Anno Accademico 2022/2023

Indice

• 1 Struttura dell’atomo 1
• 1.1 Modello quantomeccanico dell’atomo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1
• 1.1.1 Atomo di idrogeno . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1
• 1.1.2 Atomi multielettronici . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
• 1.2 Tavola periodica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
• 1.2.1 Altre proprietà della tavola periodica . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8
• 2 Leggi ponderali 9
• 2.1 Aspetti ponderali delle reazioni chimiche . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11
• 3 Legami chimici 12
• 3.1 Legame ionico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12
• 3.2 Legame covalente . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
• 3.2.1 Teoria del legame di valenza . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
• 3.2.2 Legame covalente omeopolare o eteropolare . . . . . . . . . . . . . . 19
• 3.2.3 Teoria dell’orbitale molecolare . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20
• 3.3 Legame metallico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
• 3.3.1 Modello a nube elettronica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
• 3.3.2 Teoria delle bande . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
• 3.4 Legami a ponte di idrogeno . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24
• 3.5 Legami di van der Waals . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25
• 3.5.1 Legami ione-dipolo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25
• 3.5.2 Legami dipolo-dipolo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26
• 3.5.3 Legami dipolo-dipolo indotto . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26
• 4 Gas reali e gas ideali 27
• 4.1 Leggi dei gas ideali . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 27
• 4.1.1 Equazione di stato dei gas ideali . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29
• 4.1.2 Miscele di gas ideali . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31
• 4.2 Leggi dei gas reali . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31
• 5 Equilibri 35
• 5.1 Equilibri in fase gassosa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35
• 5.1.1 Altre espressioni della costante di equilibrio . . . . . . . . . . . . . 37
• 5.1.2 Principio di Le Châtelier . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38
• 5.1.3 Grado di completamento di una reazione . . . . . . . . . . . . . . . 38
• 5.2 Equilibri eterogenei . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39
• 5.2.1 Equazione di Clausius-Clapeyron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39
• 5.2.2 Diagrammi di stato . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 41
• 5.3 Soluzioni ed equilibri in fase acquosa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 47
• 5.3.1 Effetto del soluto sul diagramma di stato . . . . . . . . . . . . . . . 47
• 5.3.2 Soluzioni sature . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 49
• 5.4 Acidi e basi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 50
• 5.4.1 Equilibrio di autoprotolisi e definizione di pH . . . . . . . . . . . . . 50
• I
• 5.4.2 Definizioni di acido e base . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51
• 5.4.3 Forza di un acido o base . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55
• 5.4.4 Acidi e basi polifunzionali . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55
• 5.4.5 Calcolo del pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 57
• 5.4.6 Idrolisi salina . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64
• 5.4.7 Indicatori di pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 68
• 6 Termodinamica 71
• 6.1 Primo principio ed entalpia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72
• 6.2 Secondo principio e spontaneità . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 76
• 7 Elettrochimica 80
• 7.1 Ossidoriduzioni . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 80
• 7.2 Pile . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 83
• 7.2.1 Equazione di Nernst . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 85
• 7.2.2 Esempi di pile e tavola dei potenziali . . . . . . . . . . . . . . . . . 86
• 7.3 Elettrolisi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 90
• 7.3.1 Elettrolisi dell’acqua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93
• A Nomenclatura 98
• A.1 Ossidi metallici . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 98
• A.2 Ossidi non metallici o anidridi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 99
• A.3 Idrossidi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 100
• A.4 Ossiacidi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 101
• A.5 Idruri . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 102
• A.6 Idracidi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 103
• A.7 Ioni . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 104
• A.7.1 Anioni derivanti dagli idracidi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 104
• A.7.2 Anioni derivanti dagli ossiacidi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 104
• A.7.3 Cationi metallici . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 105
• A.8 Sali . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 105

II Struttura dell’atomo

1 Struttura dell’atomo

La chimica è la branca della scienza che si occupa di studiare la materia e la sua capacità di trasformazione, quindi in questa sezione si cercherà di analizzare gli elementi che compongono la materia.

La materia è composta da particelle sferiche il cui diametro è nell’ordine di 10⁻¹¹ m e che può essere scomposto ulteriormente in quelle che vengono chiamate particelle subatomiche dalle seguenti caratteristiche.

L’atomo è formato da un nucleo dove si trovano protoni e neutroni e attorno al quale si muovono con un movimento caotico gli elettroni; in particolare, il diametro del nucleo è nell’ordine di 10⁻¹⁴ m.

Gli atomi sono caratterizzati dal loro numero atomico, indicato con Z, e che rappresenta il numero di protoni che il nucleo dell’atomo possiede.

def Z = numero di protoni di un atomo

Il comportamento chimico di un atomo è strettamente legato al numero Z: infatti, ogni Z definisce un elemento chimico al quale si può associare un nome e un simbolo.

Esempio 1. L’elemento il cui nucleo contiene un protone si chiama idrogeno, indicato con il simbolo H.

Due atomi possono avere lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni: in tal caso, si dice che i due atomi sono isotopi dello stesso elemento; le proprietà chimiche di tali atomi saranno esattamente le stesse ma possono variare le proprietà fisiche in quanto un atomo con più neutroni ha più massa.

In generale, si indica con N il numero di neutroni di un atomo.

def N = numero di neutroni di un atomo

1.1 Modello quantomeccanico dell’atomo

1.1.1 Atomo di idrogeno

Per iniziare l’analisi atomica della materia si analizza l’atomo più semplice, ovvero quello di idrogeno.

Precedenti modelli dell’atomo hanno cercato di descrivere il moto dell’elettrone dell’atomo di idrogeno grazie alle leggi della fisica della meccanica newtoniana e dell’elettromagnetismo, ma non sono riusciti nel loro intento.

Infatti, il movimento dell’elettrone non segue una traiettoria fissata, bensì è un movimento aleatorio: grazie ai metodi della meccanica quantistica si riesce a trovare una funzione che esprima la probabilità di trovare un elettrone in un certo punto dello spazio.

Grazie a questa funzione di densità di probabilità si riesce a ricavare una zona dello spazio dove la probabilità di trovare l’elettrone è del 95%, quindi dove è ragionevole pensare che l’elettrone passi il 95% del tempo; questo volume è detto orbitale.

A ogni orbitale è associato un certo livello di energia, quindi se l’elettrone di idrogeno si trova in un certo orbitale e gli viene fornita energia esso può cambiare orbitale; l’energia dell’elettrone, però, non può assumere qualunque valore bensì solo alcuni valori discreti: a questi livelli di energia è possibile associare un numero naturale, indicato con n e detto numero quantico principale.

Come è stato detto, a ogni orbitale è associato un livello di energia quantizzato, ma non è vero il viceversa in quanto alla stessa energia possono essere associati diversi orbitali, ovvero diversi volumi in cui l’elettrone passa il 95% del tempo.

La forma degli orbitali in cui si può trovare un elettrone a un dato livello energetico è associata al numero quantico angolare, indicato con l e che può assumere valori compresi tra zero ed n − 1.

Infine, ogni orbitale può avere diverse orientazioni nello spazio: l’orientazione dell’orbitale al livello n e con forma indicata da l può assumere 2l + 1 orientazioni, ognuna delle quali associata al numero quantico magnetico, indicato con m, e che può variare tra −l ed l.

Quanto detto nel precedente paragrafo è riassumibile dal seguente schema.

Salendo con i livelli energetici, si incontrano anche altri orbitali la cui trattazione non risulta interessante.

Questi vari tipi di orbitali, nell’atomo di idrogeno si trovano tutti alla stessa energia.

Energia 3s 3p 3d 2s 2p 1s Figura 1

Per concludere, visto che ogni sistema tende alla situazione in cui si trova con la minore energia possibile, l’unico elettrone dell’atomo di idrogeno si posiziona nell’orbitale 1s.

1.1.2 Atomi multielettronici

Per gli atomi che hanno più di un protone nel nucleo e più di un elettrone valgono considerazioni analoghe a quanto visto per l’atomo di idrogeno.

Per gli atomi multielettronici ha senso introdurre un ulteriore numero quantico, indicato con s, che indica il verso della rotazione degli elettroni attorno al proprio asse; questo numero quantico può assumere solo due valori, ovvero 1/2 oppure -1/2.

Per quanto riguarda la distribuzione degli elettroni negli atomi multielettronici, vale la seguente legge.

Legge 1 (Principio di esclusione di Pauli). Non possono esistere due o più elettroni descritti dagli stessi numeri quantici.

Ne deriva che ognuno dei singoli orbitali può ospitare al massimo due elettroni con rotazione opposta, poiché tali elettroni avranno uguali i primi tre numeri mentre l’ultimo opposto.

Modello di Hartree-Fock. Per gli atomi multielettronici, non vale più la proprietà illustrata nella figura 1 tale per cui diversi orbitali appartenenti allo stesso livello energetico hanno la stesso energia, bensì ci si trova in una situazione come la seguente.

Energia 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s

Quindi ci si ritrova in uno scenario in cui l’orbitale 4s ha un’energia inferiore dell’orbitale 3d.

Una visualizzazione più in generale di questo concetto è il seguente schema.

1s 2p 2s 3p 3s 3d 4p 4f 4s 4d 5p 5f 5s 5d 6p 6f 6s 6d

Per creare la struttura elettronica di un elemento, ovvero una scrittura che permetta di capire su quali orbitali sono messi gli elettroni dell’atomo di quell’elemento, è sufficiente tenere a mente che qualunque sistema tende alla situazione di più bassa energia possibile, quindi ogni elettrone si posiziona nell’orbitale con la più bassa energia disponibile.

Esempio 2. L’atomo di idrogeno ha solo un elettrone che si sistema nell’orbitale 1s.

H : Z = 1 → 1s¹

L’atomo di elio ha due elettroni con cui riempie il livello energetico uno.

He : Z = 2 → 1s²

L’atomo di litio ha tre elettroni con cui si comincia il livello energetico due.

Li : Z = 3 → 1s² 2s¹

L’atomo di berilio ha quattro elettroni con cui si riempie l’orbitale 2s ma con il quale non si finisce il livello energetico due.

Be : Z = 4 → 1s² 2s²

Gli atomi dal boro al neon hanno tra i cinque e i dieci elettroni con i quali si completa l’orbitale 2p e di conseguenza il livello energetico due.

B : Z = 5 → 1s² 2s² 2p¹x

C : Z = 6 → 1s² 2s² 2p¹x 2p¹y

N : Z = 7 → 1s² 2s² 2p¹x 2p¹y 2p¹z

O : Z = 8 → 1s² 2s² 2p²x 2p¹y 2p¹z

F : Z = 9 → 1s² 2s² 2p²x 2p²y 2p¹z

Ne : Z = 10 → 1s² 2s² 2p²x 2p²y 2p²z

Per le prossime configurazioni elettroniche non si espliciterà la distinzione tra i tre orbitali di tipo p per non appesantire la notazione.

Gli atomi tra l’azoto e l’argon riempiono gli orbitali di tipo s e p del terzo livello energetico.

Na : Z = 11 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Ar : Z = 18 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

L’elemento successivo, il potassio, posiziona l’elettrone in più rispetto all’argon non nell’orbitale 3d bensì nel 4s poiché quest’ultimo si trova a un’energia più bassa.

K : Z = 19 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

1.2 Tavola periodica

Come detto in precedenza, il comportamento degli atomi neutri di un elemento è fortemente influenzato dal numero di protoni del suo nucleo, e quindi dal numero di elettroni che vi orbitano intorno; questo comportamento può variare essere una tendenza a guadagnare elettroni o perderne.

Nella precedente sezione, si è parlato della configurazione elettroniche e nell’esempio 2 ne sono riportate alcune in ordine crescente secondo il numero atomico.

Di seguito si riportano alcune di esse, raggruppate in modo differente.

Per iniziare si prendano le configurazioni di elio, neon e argon.

He : Z = 2 → 1s² (1)

Ne : Z = 10 → 1s² 2s² 2p⁶ (2)

Ar : Z = 18 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (3)

Questi sono elementi in cui si realizza il riempimento dei vari orbitali s e p ed rappresentano configurazioni stabili: un atomo con la configurazione elettronica uguale a quella di un atomo come quelli riportati sopra, chiamati gas nobili, tende a non perdere né guadagnare elettroni.

Si sposti l’attenzione verso litio, sodio e potassio.

He : Z = 2 → 1s² 2s¹ (4)

Ne : Z = 10 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ (5)

Ar : Z = 18 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ (6)

Queste configurazioni possono essere riscritte in funzione del gas nobile più vicino.

He : Z = 2 → [He] 2s¹ (7)

Ne : Z = 10 → [Ne] 3s¹ (8)

Ar : Z = 18 → [Ar] 4s¹ (9)

Quindi, gli elementi presentati hanno in comune di avere l’elettrone più esterno su un orbitale s, subito al di sopra della configurazione del gas nobile più vicino: un atomo con la configurazione elettronica uguale a quella di un atomo come quelli riportati sopra, tende a perdere l’elettrone più esterno per arrivare alla configurazione del gas nobile appena sotto.

Si continui con fluoro, cloro e bromo.

F : Z = 9 → 1s² 2s² 2p⁵ (10)

Cl : Z = 17 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ (11)

Br : Z = 35 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ (12)

Anche queste configurazioni, se scritte in funzione del gas nobile più vicino, sottolineano similarità.

F : Z = 9 → [He] 2p⁵ (13)

Cl : Z = 17 → [Ne] 3s² 3p⁵ (14)

Br : Z = 35 → [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ (15)

A questi elementi manca solo un elettrone per riuscire a completare l’orbitale più esterno p e quindi raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile successivo: un atomo con la configurazione elettronica uguale a quella di un atomo come quelli riportati sopra, tende ad acquisire un elettrone.

La tavola periodica degli elementi è un sistema di organizzazione dei vari elementi conosciuti che mette in luce le varie similarità di comportamento chimico esemplificate in precedenza.

La tavola è la seguente.

Tavola periodica degli elementi

1 IA 18 VIIIA