Appunti completi di Chimica con quiz e temi d'esame

Dispense di Chimica

Politecnico di Torino

Indice Generale

1 Fondamenti di Chimica e Teoria Atomica 2

1.1 Introduzione e Definizioni Fondamentali . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2

1.2 La Struttura dell’Atomo e gli Esperimenti Storici . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3

1.3 Le Leggi delle Radiazioni e il Modello di Bohr . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4

1.4 La Meccanica Quantistica Moderna e gli Orbitali Atomici . . . . . . . . . . . . . 5

1.5 Configurazione Elettronica e Carica Nucleare Efficace . . . . . . . . . . . . . . . 6

2 Tavola Periodica e Proprietà Periodiche 8

2.1 La Tavola Periodica Moderna . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8

2.2 Andamento delle Proprietà Periodiche . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8

2.2.1 Raggio Atomico e Raggio Ionico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8

2.2.2 Energia di Ionizzazione (EI) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9

2.2.3 Affinità Elettronica (AE) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10

2.2.4 Elettronegatività (χ) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10

3 Legame Chimico e Geometria Molecolare 11

3.1 Introduzione al Legame Chimico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11

3.2 Il Legame Ionico e l’Energia Reticolare . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11

3.3 Il Legame Covalente: Teoria del Legame di Valenza (VB) . . . . . . . . . . . . . 12

3.4 Simboli di Lewis, Risonanza e Carica Formale . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13

3.5 Geometria Molecolare: Teoria VSEPR . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14

3.6 Ibridazione degli Orbitali Atomici . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14

3.7 Teoria degli Orbitali Molecolari (MO) e Struttura a Bande . . . . . . . . . . . . . 15

4 Lo Stato Gassoso 17

4.1 Proprietà dei Gas e Modello di Gas Ideale . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17

4.2 Miscele Gassose e Teoria Cinetica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18

4.3 Gas Reali ed Equazione di Van der Waals . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19

5 Termodinamica e Termochimica 21

5.1 Introduzione alla Termochimica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21

5.2 I Principi della Termodinamica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21

5.3 Calorimetria e Termochimica Applicata . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22

5.4 Energia Libera di Gibbs e Spontaneità . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23

6 Lo Stato Liquido e Soluzioni 24

6.1 Lo Stato Liquido e le Proprietà Coesive . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24

6.2 Tensione di Vapore ed Equilibri di Fase . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24

6.3 Sistemi Dispersi e Soluzioni . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25

6.4 Le Proprietà Colligative . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26

1

INDICE GENERALE

7 Equilibrio Chimico e Reazioni Acido-Base 27

7.1 La Legge dell’Equilibrio Chimico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 27

7.2 Le Teorie Acido-Base . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28

7.3 Autoprotolisi dell’Acqua e pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29

7.4 Calcolo del pH in Soluzione Acquosa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29

8 I Solidi Cristallini 30

8.1 Solidi Cristallini e Solidi Amorfi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30

8.2 Cella Elementare e Strutture Cubiche . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30

9 Cinetica Chimica ed Elettrochimica 32

9.1 Cinetica Chimica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32

9.2 Elettrochimica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32

9.2.1 Celle Galvaniche (Pile) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 33

9.2.2 Celle Elettrolitiche (Elettrolisi) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 34

10 Fondamenti di Chimica Organica 35

10.1 Introduzione e Isomeria . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35

10.2 Classificazione degli Idrocarburi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35

10.2.1 Idrocarburi Alifatici . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35

10.2.2 Idrocarburi Aromatici . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36

10.3 I Principali Gruppi Funzionali . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36

11 Nomenclatura Chimica Inorganica 38

11.1 Regole Fondamentali e Numeri di Ossidazione . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38

11.2 Ossidi, Idrossidi e Acidi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38

11.2.1 Ossidi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38

11.2.2 Idrossidi (Basi) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39

11.2.3 Ossoacidi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39

11.2.4 Idracidi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39

11.3 Sali . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39

12 Temi d’Esame Risolti 41

13 Eserciziario e Quiz d’Esame 47

2

Capitolo 1

Fondamenti di Chimica e Teoria

Atomica

1.1 Introduzione e Definizioni Fondamentali

La chimica è lo studio della materia, delle sue proprietà, delle trasformazioni che subisce e

dell’energia associata a tali trasformazioni. Si tratta di una scienza prettamente sperimentale:

ogni affermazione e modello teorico nasce da un’accurata osservazione della realtà macroscopica

e microscopica.

Elemento

L’elemento è il tipo di materia più semplice, dotato di proprietà fisiche e chimiche esclu-

sive. Un elemento è costituito da una sola specie di atomi e non può essere scomposto in

sostanze più semplici mediante metodi fisici o chimici ordinari.

Composto

Il composto è un tipo di materia costituito da due o più elementi diversi che sono legati

chimicamente tra loro in proporzioni definite e costanti. Le proprietà di un composto

sono radicalmente diverse da quelle degli elementi costituenti.

Molecola

La molecola è un aggregato discreto di due o più atomi legati chimicamente tra loro in

una struttura geometrica definita. Rappresenta la più piccola quantità di un composto

covalente in grado di conservarne le proprietà chimiche.

Ione

Lo ione è un atomo o un gruppo di atomi che ha ceduto o acquistato uno o più elettroni,

acquisendo una carica elettrica netta. Si dividono in:

ˆ 3+

+

Cationi: ioni con carica positiva (es. Na , Al ), formatisi per perdita di elettroni.

−

ˆ 2−

Anioni: ioni con carica negativa (es. Cl , O ), formatisi per acquisto di elettroni.

− +

Possono essere monoatomici o pluriatomici (es. OH , NH ).

4

La materia possiede sia proprietà fisiche (che possono essere osservate senza alterare

l’identità chimica della sostanza, come la densità o il punto di fusione) sia proprietà chimiche

3

CAPITOLO 1. FONDAMENTI DI CHIMICA E TEORIA ATOMICA

(che si manifestano solo quando la sostanza subisce una trasformazione chimica che ne altera

l’identità). Inoltre, si distingue tra proprietà intensive (che non dipendono dalla quantità di

campione esaminato, como la temperatura o la densità) e proprietà estensive (che dipendono

direttamente dal campione, come la massa e il volume).

La materia si presenta in tre principali stati di aggregazione:

ˆ Solido: possiede volume e forma propri, con particelle rigidamente ordinate nello spazio.

ˆ Liquido: possiede un volume proprio ma assume la forma del recipiente che lo contiene,

con particelle vicine ma libere di scorrere.

ˆ Aeriforme (Gas/Vapore): non ha né forma né volume propri, espandendosi fino a

occupare tutto lo spazio disponibile nel recipiente.

Dal punto di vista della composizione, gli elementi si suddividono in Metalli (lucenti, duttili,

ottimi conduttori), Non Metalli (cattivi conduttori, gassosi o fragili) e Semimetalli (con

proprietà chimico-fisiche intermedie). Tutti i metalli, a pressione di 1 bar e temperatura di 273

K, si trovano allo stato solido, a eccezione del mercurio (Hg) che è liquido.

1.2 La Struttura dell’Atomo e gli Esperimenti Storici

L’atomo è composto da un nucleo centrale estremamente denso e piccolo (ordine di grandezza

−15 −10

∼ ∼

del nucleo 10 m, dell’atomo intero 1 Å = 10 m). Il nucleo contiene protoni (carica

−19

×

+1.602 10 C) e neutroni (carica neutra), attorno al quale orbitano gli elettroni (carica

−19

−1.602 × 10 C).

Un atomo è identificato univocamente dalla notazione:

A X

Z

dove Z è il Numero Atomico (numero di protoni nel nucleo, che definisce l’identità chimica

dell’elemento) e A è il Numero di Massa (somma di protoni Z e neutroni N ). Gli Isotopi

sono atomi dello stesso elemento (stesso Z) che differiscono per il numero di neutroni N (e quindi

11

per il numero di massa A). L’idrogeno possiede tre isotopi principali: il Prozio ( H, privo di

21 31

neutroni), il Deuterio ( H, con 1 neutrone) e il Trizio ( H, radioattivo, con 2 neutroni).

La struttura interna dell’atomo è stata svelata da esperimenti fondamentali:

ˆ Esperimento di Thomson (1897): Thomson studiò i raggi catodici all’interno di un

tubo a vuoto (tubo di Crookes). Applicando campi elettrici e magnetici ortogonali per

deflettere e raddrizzare il flusso di raggi, dimostrò che essi erano costituiti da particelle

negative (elettroni) e ne calcolò il rapporto carica/massa:

q 8

×

= 1.75882 10 C/g

m +

Questo rapporto era 1836 volte più grande di quello dello ione H . Thomson propose

il modello a ”panettone” (plum pudding model ), in cui gli elettroni negativi erano

immersi in una sfera diffusa di carica positiva.

ˆ Esperimento di Millikan (1909): Millikan nebulizzò goccioline d’olio neutre in una

camera. Bombardandole con raggi X, le goccioline si ionizzavano negativamente. Appli-

cando un campo elettrico verticale regolabile tra due piastre, Millikan bilanciò perfetta-

mente la forza di gravità e la forza elettrica per far levitare una singola gocciolina sotto

l’osservazione di un microscopio: ·

m g

· ·

F = F =⇒ E q = m g =⇒ q =

e p E

4

CAPITOLO 1. FONDAMENTI DI CHIMICA E TEORIA ATOMICA −19

×

In questo modo determinò la carica fondamentale dell’elettrone q = 1.6 10 C e,

−28

× ×

tramite il rapporto di Thomson, la sua massa infinitesima m = 9.1 10 g (9.1

−31

10 kg).

ˆ Esperimento di Rutherford (1911): Rutherford bombardò una sottilissima lamina

2+

d’oro con particelle α (nuclei di elio, He ). Secondo il modello di Thomson, le particelle α

avrebbero dovuto attraversare la lamina subendo deviazioni minime. Invece, Rutherford

osservò che sebbene la stragrande maggioranza passasse indisturbata, alcune venivano

deviate con angoli enormi e una piccolissima frazione rimbalzava indietro. Dedusse che:

1. La maggior parte dell’atomo è costituita da spazio vuoto.

2. Tutta la carica positiva e quasi tutta la massa sono concentrate in una regione centrale

piccolissima, il nucleo.

Rutherford ipotizzò anche l’esistenza del neutrone per stabilizzare la repulsione elet-

trostatica dei protoni nel nucleo, particella scoperta poi da James Chadwick nel 1932

bombardando atomi di berillio con particelle α.

Il nucleo atomico è caratterizzato da un difetto di massa (∆m): la massa reale del nucleo è

sempre inferiore alla somma delle masse dei singoli protoni e neutroni isolati che lo compongono.

Questa massa mancante corrisponde all’energia liberata nella formazione del nucleo secondo la

celebre equazione di Einstein: 2

·

E = ∆m c

Tale energia (forza nucleare forte, mediata dai gluoni) tiene unito il nucleo contrastando la

repulsione coulombiana tra i protoni.

1.3 Le Leggi delle Radiazioni e il Modello di Bohr 8

Le onde elettromagnetiche si propagano nel vuoto alla velocità costante della luce c = 3×10 m/s

√

(c = 1/ ϵ µ ). Le onde sono caratterizzate da:

0 0

ˆ Lunghezza d’onda (λ): distanza tra due creste contigue.

ˆ −1

Frequenza (ν): numero di oscillazioni nell’unità di tempo (s o Hz).

·

Esse sono legate dalla relazione di proporzionalità inversa: c = λ ν. Lo spettro visibile

dall’occhio umano è compreso tra 400 nm (violetto) e 700 nm (rosso). Quando la luce attraversa

un mezzo materiale subisce la rifrazione (deviazione della direzione per variazione di velocità)

o la diffrazione (apertura dell’onda quando attraversa fenditure di dimensioni confrontabili

con λ).

Il modello planetario classico di Rutherford incontrava un limite invalicabile: secondo l’elettrodinamica

classica, una carica accelerata (come l’elettrone che orbita) dovrebbe emettere costantemente

radiazione elettromagnetica, perdendo energia e spiraleggiando fino a cadere sul nucleo in una

frazione di secondo. Inoltre, non spiegava gli spettri di emissione a righe dei gas rarefatti (como

l’idrogeno).

Per superare questi limiti, Niels Bohr (1913) propose un modello quantizzato basato sull’ipotesi

di Planck (E = hν):

1. L’elettrone può muoversi solo su determinate orbite circolari stazionarie senza emettere

energia.

2. L’elettrone può occupare solo orbite stazionarie il cui momento angolare sia un multiplo

intero della costante di Planck ridotta = h/(2π):

ℏ

h +

· · · ∈

m v r = n = nℏ (con n )

N

2π

5

CAPITOLO 1. FONDAMENTI DI CHIMICA E TEORIA ATOMICA

Uguagliando la forza centrifuga e l’attrazione elettrostatica:

2 2

·

m v e

1

= 2

r 4πϵ r

0

si ricavano i raggi consentiti delle orbite:

2 ·

r = n a (dove a = 0.529 Å è il raggio di Bohr per n = 1)

n 0 0

L’energia totale dell’elettrone (somma di energia cinetica e potenziale elettrostatica) su ciascuna

orbita è quantizzata secondo l’equazione:

−18

×

2.18 10 J 13.6 eV −19

− − ×

E = = (1 eV = 1.6 10 J)

n 2 2

n n

L’elettrone emette o assorbe un singolo fotone solo quando compie una transizione (”salto

quantico”) tra due orbite stazionarie a diversa energia:

− ·

∆E = E E = h ν

finale iniziale

Questo spiega perfettamente le righe spettrali dell’idrogeno (come la serie di Balmer nel visibile,

transizioni a n = 2). Tuttavia, il modello di Bohr falliva nel predire gli spettri di atomi

polielettonici. Arnold Sommerfeld cercò di correggere il modello introducendo orbite ellittiche

e un secondo numero quantico azimutale l.

Figura 1.1: Livelli energetici quantizzati dell’idrogeno e transizioni energetiche nel modello di

Bohr.

1.4 La Meccanica Quantistica Moderna e gli Orbitali Atomici

La descrizione moderna dell’atomo si fonda su tre pilastri concettuali:

ˆ Dualismo Onda-Particella di De Broglie (1924): invertendo la relazione della quan-

tità di moto del fotone (p = h/λ), De Broglie propose che a ogni particella materiale in

movimento con massa m e velocità v sia associata una lunghezza d’onda di fase:

h h

λ = = ·

p m v

6

CAPITOLO 1. FONDAMENTI DI CHIMICA E TEORIA ATOMICA

ˆ Principio di Indeterminazione di Heisenberg (1927): a causa della natura ondula-

toria delle particelle subatomiche, è intrinsecamente impossibile misurare simultaneamente

e con precisione assoluta la posizione (x) e la quantità di moto (p = mv) di una particella.

La relazione matematica è: h ℏ

· ≥

∆x ∆p =

4π 2

ˆ Equazione di Schrödinger (1926): Schrödinger formulò un’equazione differenziale

d’onda che descrive l’elettrone come un’onda stazionaria tridimensionale confinata nello

spazio attorno al nucleo: 2 2 2

2 ∂ ψ ∂ ψ 8π m

∂ ψ −

+ + + (E V )ψ = 0

Ĥψ = Eψ =⇒ 2 2 2 2

∂x ∂y ∂z h

La funzione d’onda ψ(x, y, z) in sé non ha un significato fisico diretto, ma il suo modulo

2

|ψ|

quadro rappresenta la densità di probabilità di trovare l’elettrone in un determinato

volume di spazio attorno al nucleo. L’orbitale atomico è la regione dello spazio attorno al

≥

nucleo in cui la probabilità di trovare l’elettrone è massima (convenzionalmente 90%).

Le soluzioni accettabili dell’equazione di Schrödinger sono identificate da quattro numeri

quantici:

1. Numero quantico principale (n): definisce l’energia principale del livello e la dimen-

∈ {1, ∞}.

sione dell’orbitale. Assume valori interi positivi: n 2, 3, . . . ,

2. Numero quantico secondario o azimutale (l): definisce la forma geometrica dell’orbitale.

−

Per un dato n, assume valori interi compresi tra 0 e n 1:

ˆ l = 0: orbitale s (forma sferica, simmetria radiale).

ˆ l = 1: orbitale p (forma bilobata).

ˆ l = 2: orbitale d (forma a quattro lobi).

ˆ l = 3: orbitale f (forma complessa a otto lobi).

3. Numero quantico magnetico (m): definisce l’orientamento spaziale dell’orbitale sotto

l’effetto di un campo magnetico esterno. Per un dato l, assume valori interi compresi tra

−l e +l (estremi inclusi), per un totale di 2l + 1 orientamenti.

4. Numero quantico di spin (m ): definisce il momento magnetico intrinseco (rotazione

s ∈ {+1/2, −1/2}.

ideale) dell’elettrone sul proprio asse. Può assumere solo due valori: m s

1.5 Configurazione Elettronica e Carica Nucleare Efficace

La disposizione degli elettroni nei vari orbitali di un atomo polielettronico nel suo stato fonda-

mentale segue regole rigorose:

Principio di Minima Energia (Aufbau)

Gli elettroni occupano progressivamente gli orbitali disponibili a partire da quelli a energia