CHIMICASesta edizione

John C. KotzState University of New YorkCollege at Oneonta

Paul M. TreichelUniversity of Wisconsin–Madison

John R. TownsendWest Chester University of Pennsylvania

David A. TreichelNebraska Wesleyan University

Titolo originale:

John C. Kotz, Paul M. Treichel, John R. Townsend and David A. Treichel

Chemistry & Chemical Reactivity - 9th ed.

Copyright © 2015, Brooks/Cole, Cengage Learning

Chimica - VI Edizione

Copyright © 2017, EdiSES srl - Napoli

9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

2021 2020 2019 2018 2017

Le cifre sulla destra indicano il numero e l’anno dell’ultima ristampa effettuata.

A norma di legge è vietata la ripro-duzione, anche parziale, del pre-sente volume o di parte di esso con qualsiasi mezzo.

L’Editore

Fotocomposizione

doma book di Di Grazia Massimo – Napoli

Stampato presso la

Petruzzi s.r.l. - Via Venturelli, 7/B

Zona Ind. Regnano – 06012 Città di Castello (PG)

per conto della

EdiSES s.r.l. - Piazza Dante, 89 – Napoli

http://www.edises.it e-mail: info@edises.it

ISBN 978 88 7959 9665

Autori

GIANANTONIO BATTISTUZZI Università degli Studi di Modena e Reggio Emilia

PAOLA BERGAMINIUniversità degli Studi di Ferrara

MAURO BOTTAUniversità degli Studi del Piemonte Orientale

LAURA CARBONARO Università degli Studi di Pisa

MAURO CARCELLIUniversità degli Studi di Parma

GUIDO DE GUIDIUniversità degli Studi di Catania

MARIA PIA DONZELLOUniversità degli Studi di Roma La Sapienza

GIULIANA DRAVAUniversità degli Studi di Genova

GUIDO ENNASUniversità degli Studi di Cagliari

LUCILLA FAVEROUniversità degli Studi di Pisa

TIZIANA FIOREUniversità degli Studi di Palermo

MARIA ASSUNTA GIRASOLOUniversità degli Studi di Palermo

PIO IANNELLIUniversità degli Studi di Salerno

LUCREZIA LAMASTRAUniversità Cattolica del Sacro Cuore, Piacenza

GEMMA LEONEUniveristà degli Studi di Siena

AGNESE MAGNANIUniversità degli Studi di Siena

ADRIANO MARTINELLIUniversità degli Studi di Pisa

ENRICO MONZANIUniversità degli Studi di Pavia

LORENZA OPERTIUniversità degli Studi di Torino

SILVIA PANZAVOLTAUniversità degli Studi di Bologna

FRANCESCO RUFFOUniversità degli Studi di Napoli Federico II

ORESTE TARALLOUniversità degli Studi di Napoli Federico II

ENZO TERRENOUniversità degli Studi di Torino

Alla precedente edizione hanno collaborato:Cecilia Coletti, Valeria Costantino, Antonio Famulari, Andrea Marchi, Carlo Punta, Cecilia Coletti, VCecilia Coletti, VNazzareno Re

Revisione a cura di: Giaime Marongiu

c S E Z I O N E U N OGLI STRUMENTI FONDAMENTALI

DELLA CHIMICA

1 I concetti alla base della chimica | 1

Riesaminiamo: Gli strumenti della chimica quantitativa | 22

2 Atomi, molecole e ioni | 44

3 Le reazioni chimiche | 96

4 La stechiometria: informazioni quantitativesulle reazioni chimiche | 138

5 I principi della reattività chimica:l’energia e le reazioni chimiche | 180

c S E Z I O N E D U EATOMI E MOLECOLEAA

6 La struttura degli atomi | 218

7 La struttura degli atomie gli andamenti periodici | 248

8 Legame e struttura molecolare | 282

9 Legame e struttura molecolare: ibridazione di orbitali e orbitali molecolari | 338

c S E Z I O N E T R ESTATI DELLA MATERIASTST

10 I gas e le loro proprietà | 370

11 Le forze intermolecolari e i liquidi | 404

12 Lo stato solido | 436

13 Le soluzioni e il loro comportamento | 468

c S E Z I O N E Q U A T T R OIL CONTROLLO DELLE REAZIONI

CHIMICHE

14 Cinetica chimica: la velocità delle reazioni chimiche | 506

15 Principi di reattività chimica: gli equilibri chimici | 554

16 Principi di reattività chimica: la chimica degli acidi e delle basi | 584

17 Principi di reattività chimica: altri aspetti degli equilibri in fase acquosa | 630

18 Principi di reattività chimica: entropia ed energia libera | 678

19 Principi di reattività chimica: le reazioni a trasferimento di elettroni | 712

c S E Z I O N E C I N Q U EARGOMENTI SPECIALI

20 La chimica nucleare | 762

21 Il carbonio: un elemento fuori dal comune | 796

c ELENCO DELLE APPENDICI

A Uso dei logaritmi e soluzione dell’equazione quadratica | A-2

B Alcuni importanti concetti di fisica | A-6

C Abbreviazioni e fattori di conversione utili | A-9

D Costanti fisiche | A-13

E Nomenclatura dei composti organici | A-15

F Valori dell’energia di ionizzazione e dell’entalpia di acquisizione elettronica degli elementi | A-18

G Pressione di vapore dell’acqua al variare della temperatura | A-19

H Costanti di ionizzazione di acidi deboli a 25 °C | A-20

I Costanti di ionizzazione di basi deboli a 25 °C | A-22

J Costanti del prodotto di solubilità di alcuni composti inorganici a 25 °C | A-23

K Costanti di formazione di alcuni ioni complessi in soluzione acquosa a 25 °C | A-25

L Una selezione dei valori termodinamici | A-26

M Potenziali standard di riduzione in soluzione acquosa a 25 °C | A-34

N Risposte alle Domande di fine capitolo e delle sezioni “Verifica l’apprendimento”, “Riesame e verifica”, “Studio di un caso” | A-38

c INDICE/GLOSSARIO I-1

Sommario

v

1 I concetti alla base della chimica 1

ORO! 1

1-1 La chimica e i suoi metodi 3

Ipotesi, leggi e teorie 3

Gli obiettivi della scienza 5

Dubbi e integrità nella scienza 5

1-2 Sviluppo sostenibile e chimica verde 5

APPROFONDIMENTO: Principi della chimica verde 6

1-3 Classificazione della materia 6

Gli stati di aggregazione della materia

e la teoria cinetico-molecolare 6

La materia a livello

macroscopico e particellare 7

Le sostanze pure 8

Miscele omogenee ed eterogenee 9

1-4 Gli elementi 10

1-5 I composti 11

APPROFONDIMENTO: I nomi e i simboli degli elementi 12

1-6 Le proprietà fisiche 13

Le proprietà estensive e intensive 14

1-7 Le trasformazioni fisiche e chimiche 15

1-8 L’energia: alcuni principi di base 17

Conservazione dell’energia 18

STUDIO DI UN CASO: La CO2 negli oceani 19

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 20

EQUAZIONI CHIAVE 21

DOMANDE 21

Riesaminiamo: Gli strumenti della chimica quantitativa 22

IL RAME 22

1 Le unità di misura 23

Le scale per misurare la temperatura 24

Lunghezza, volume e massa 25

Unità di misura dell’energia 27

APPROFONDIMENTO: Energia e cibo 28

2 Le misure: precisione, accuratezza,errore sperimentale e deviazionestandard 29

L’errore sperimentale 29

La deviazione standard 31

3 La matematica e la chimica 32

La notazione esponenziale o scienti"ca 32

Le cifre signi"cative 33

4 La risoluzione dei problemi mediante l’analisi dimensionale 38

5 I grafici 39

STUDIO DI UN CASO: Senza carburante! 40

6 Risoluzione dei problemi e aritmetica applicata alla chimica 41

DOMANDE 43a

2 Atomi, molecole e ioni 44

“VEDERE” GLI ATOMI 44

2-1 La struttura atomica: protoni, elettroni e neutroni 45

2-2 Il numero atomico e la massa atomica 46

Il numero atomico 46

La massa atomica relativa e l’unità di massa atomica 46

Il numero di massa 47

2-3 Gli isotopi 48

L’abbondanza isotopica 49

Determinazione della massa atomica e dell’abbondanza isotopica 49

2-4 Il peso atomico 50

2-5 La tavola periodica 52

STUDIO DI UN CASO: Utilizzare gli isotopi: Ötzi, l’uomo venuto dal ghiaccio delle Alpi 53

Le caratteristiche della tavola periodica 53

ESPERIMENTI CHIAVE: Come conosciamo la natura dell’atomo e i suoi componenti? 54

SEZIONE UNO c GLI STRUMENTI FONDAMENTALI DELLA CHIMICA

Indice generalePrefazione xix

vi

Indice generale vii

APPROFONDIMENTO: Mendeleev e la tavola periodica 57

Un breve sguardo alla tavola periodica e agli elementi chimici 58

2-6 Le molecole, i composti e le formule 63

Le formule 63

I modelli molecolari 64

2-7 I composti ionici: formule, nomenclatura e proprietà 65

Gli ioni 66

Le formule dei composti ionici 68

I nomi degli ioni 71

Le proprietà dei composti ionici 73

APPROFONDIMENTO: Composti ionici idrati 75

2-8 I composti molecolari: formule e nomenclatura 76

2-9 Gli atomi, le molecole, la mole 77

APPROFONDIMENTO: Amedeo Avogadro e il suo numero 78

Gli atomi e la massa molare 78

Le molecole, i composti e la massa molare 80

APPROFONDIMENTO: La mole, un’unità di misura 81

2-10 Analisi chimica: determinazione della formula dei composti 84

La composizione percentuale 84

Le formule empiriche e le formule molecolari dalla composizione percentuale 85

La determinazione della formula dai valori delle masse atomiche 88

STUDIO DI UN CASO: Arsenico, medicina e la formula del composto 606 90

La determinazione della formula mediante la spettroscopia di massa 91

APPROFONDIMENTO: La spettrometria di massa, la massa molare e gli isotopi 91

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: L’ARGON, UNA SCOPERTA STUPEFACENTE 92

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 93

EQUAZIONI CHIAVE 94

DOMANDE 95

3 Le reazioni chimiche 96

FUMAROLE NERE E VULCANI 96

3-1 Introduzione alle equazioni chimiche 97

APPROFONDIMENTO: Antoine Laurent Lavoisier, 1743–1794 99

3-2 Bilanciamento delle equazioni chimiche 99

3-3 Introduzione all’equilibrio chimico 102

3-4 Soluzioni acquose 105

Ioni e molecole in soluzione acquosa 105

Solubilità dei composti ionici in acqua 107

3-5 Reazioni di precipitazione 110

Previsione del prodotto di una reazione di precipitazione 110

Equazioni ioniche nette 112

3-6 Acidi e basi 114

Acidi e basi: la de"nizione di Arrhenius 116

Acidi e basi: la de"nizione di Brønsted-Lowry 116

APPROFONDIMENTO: Lo ione idrossonio – Lo ione H+ in acqua 118

Reazioni degli acidi e delle basi 119

Ossidi dei metalli e dei non metalli 121

APPROFONDIMENTO: Acido solforico 122

3-7 Reazioni che sviluppano gas 123

3-8 Reazioni di ossido-riduzione 125

Reazioni di ossido-riduzione e trasferimento di elettroni 125

Numeri di ossidazione 127

APPROFONDIMENTO: I numeri di ossidazione sono “reali”? 129

Riconoscimento delle reazioni di ossido-riduzione 129

3-9 Classificazione delle reazioni in soluzione acquosa 131

STUDIO DI UN CASO: Uso dell’argento come battericida 132

APPROFONDIMENTO: Una classificazione alternativa delle reazioni chimiche 133

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: SUPERCONDUTTORI 135

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 136

DOMANDE 137a

4 La stechiometria: informazioni quantitative sulle reazioni chimiche 138

TERMITE 138

4-1 Rapporto tra le masse nelle reazioni chimiche: stechiometria 139

4-2 Reazioni nelle quali un reagente è presente in difetto 143

Indice generaleviii

Un calcolo stechiometrico con un reagente in difetto 144

4-3 Resa percentuale 147

STUDIO DI UN CASO: Chimica verde ed econo-mia degli atomi 150

4-4 Equazioni chimiche e analisi chimiche 150

Analisi quantitativa di una miscela 150

Determinazione della formula di un composto dai prodotti della sua combustione 152

4-5 Misura delle concentrazioni dei composti in soluzione 156

Concentrazione delle soluzioni: molarità 156

Preparazione di soluzioni a concentrazione nota 159

4-6 pH, una scala per la misura della concentrazione degli acidi e delle basi 161

APPROFONDIMENTO: Diluizioni successive 162

4-7 Stechiometria delle reazioni in soluzione acquosa 164

Stechiometria delle soluzioni 164

La titolazione: un metodo di analisi chimica 166

Standardizzazione di un acido o di una base 168

Determinazione della massa molare per titolazione 169

Titolazione con una reazione di ossido-riduzione 170

STUDIO DI UN CASO: Quanto sale è contenuto nell’acqua marina? 172

4-8 Spettrofotometria 172

STUDIO DI UN CASO: Chimica forense: titolazioni e adulterazione delle sostanze alimentari 173

Trasmittanza, assorbanza e la legge di Lambert-Beer 174

Analisi spettrofotometrica 175

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: ANTIACIDI 177

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 178

EQUAZIONI CHIAVE 179

DOMANDE 179a

5 I principi della reattività chimica: l’energia e le reazioni chimiche 180

ENERGIA E DIETA 180

5-1 Energia: alcuni principi fondamentali 182

Sistema e ambiente 182

Direzione ed entità del trasferimento di calore: equilibrio termico 182

APPROFONDIMENTO: Cos’è il calore? 183

5-2 Capacità termica specifica: riscaldamento e raffreddamento 184

Aspetti quantitativi dell’energia trasferita come calore 186

5-3 Energia e cambiamenti di stato 189

5-4 La prima legge della termodinamica 193

APPROFONDIMENTO: Lavoro P–V 195

Entalpia 195

Funzioni di stato 197

5-5 Variazioni di entalpia nelle reazioni VVchimiche 198

5-6 Calorimetria 201

Calorimetria a pressione costante: misura del ∆H 201

Calorimetria a volume costante, misura del ∆U 203

5-7 Calcoli di entalpia 205

Legge di Hess 205

Diagrammi dei livelli di energia 206

Entalpie standard di formazione 208

Variazioni di entalpia di una reazione 209

APPROFONDIMENTO: Legge di Hess e l’Equazione 5.6 211

STUDIO DI UN CASO: La controversia dei carburanti: alcol e benzina 212

5-8 Reazioni che favoriscono i prodotti o i reagenti e la termodinamica 213

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: POLVERE DA SPARO 214

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 215

EQUAZIONI CHIAVE 216

DOMANDE 217

Indice generale ix

6 La struttura degli atomi 218

SORRIDI! 218

6-1 La radiazione elettromagnetica 220

6-2 Quantizzazione: Planck, Einstein, energia e fotoni 222

L’equazione di Planck 222

Einstein e l’effetto fotoelettrico 223

APPROFONDIMENTO: Scottature, creme solari e radiazioni ultraviolette 225

6-3 Gli spettri di emissione a righe degli atomi e Niels Bohr 226

Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno 227

La teoria di Bohr e gli spettri degli atomi eccitati 230

STUDIO DI UN CASO: Che cosa genera i colori nei fuochi d’artificio? 233

6-4 Dualismo onda-particella: preludio alla meccanica quantistica 234

6-5 La visione moderna della struttura elettronica: meccanica ondulatoria o quantistica 235

I numeri quantici e gli orbitali 237

Livelli e sottolivelli 238

6-6 La forma degli orbitali atomiciLa fLa f 239

Orbitali s 239

Orbitali p 241

Orbitali d 241

APPROFONDIMENTO: Ulteriori considerazioni sulla forma degli orbitali e delle funzioni d’onda dell’atomo di idrogeno 242

Orbitali f 243

6-7 Un’ulteriore proprietà dell’elettrone: lo spin elettronico 243

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: LA CHIMICA DEL SOLE 244

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 244

EQUAZIONI CHIAVE 246

DOMANDE 247

7 La struttura degli atomi e gli andamenti periodici 248

RUBINI E ZAFFIRI - PIETRE PREZIOSE 248

7-1 Il principio di esclusione di Pauli 250

7-2 Le energie dei sottolivelli dell’atomo e l’assegnazione degli elettroni 251

Ordine delle energie dei sottolivelli e regole per l’assegnazione 251

La carica nucleare ef#cace, Z* 252

7-3 Le configurazioni elettroniche degli atomi 254

Con#gurazione elettronica degli elementi dei gruppi

principali 256

Gli elementi del terzo periodo 258

Con#gurazione elettronica degli elementi di transizione 260

APPROFONDIMENTO: Energie degli orbitali, Z*, e configurazioni elettroniche 262

APPROFONDIMENTO: Domande riguardanti la configurazione elettronica degli elementi di transizione 263

7-4 Le configurazioni elettroniche degli ioni 263

Anioni e cationi 263

Diamagnetismo e paramagnetismo 264

APPROFONDIMENTO: Paramagnetismo e ferromagnetismo 266

7-5 Proprietà atomiche e andamenti periodici 267

La dimensione degli atomi 267

L’energia di ionizzazione 269

Entalpia di acquisizione elettronica e af#nità elettronica 271

APPROFONDIMENTO: La spettroscopia fotoelettronica 272

Le dimensioni degli ioni 274

7-6 Andamenti periodici e proprietà chimiche 276

STUDIO DI UN CASO: I metalli in biochimica e in medicina 278

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: GLI ELEMENTI DELLE TERRE RARE NON SONO COSÌ RARI 279

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 280

DOMANDE 281

SEZIONE DUE c ATOMI E MOLECOLE

Indice generalex

8 Legame e struttura molecolare 282

IL LEGAME CHIMICO NEL DNA 282

8-1 Formazione del legame chimico 283

APPROFONDIMENTO: Una prospettiva triango-lare del legame chimico 284

8-2 Legame covalente e strutture di Lewis 285

Elettroni di valenza e strutture di Lewis per gli atomi 285

Le strutture di Lewis e la regola dell’ottetto 286

Disegnare le strutture di Lewis 287

Prevedere le strutture di Lewis 292

8-3 Cariche atomiche formali in molecole e ioni covalenti 296

APPROFONDIMENTO: Carica formale e numero di ossidazione 297

8-4 Risonanza 298

APPROFONDIMENTO: Risonanza 298

APPROFONDIMENTO: Una controversia scientifica – Ci sono doppi legami negli ioni solfato e fosfato? 300

8-5 Eccezioni alla regola dell’ottetto 302

Composti nei quali un atomo ha meno di otto elet-troni di valenza 302

Composti nei quali un atomo ha più di otto elettroni di valenza 303

APPROFONDIMENTO: Il legame chimico con gli orbitali d 305

Molecole con un numero dispari di elettroni 305

STUDIO DI UN CASO: Radicali ossidrile, chimica dell’atmosfera e tinture per capelli 306

8-6 Forma delle molecole 307

Atomi centrali circondati solo da legami singoli 307

Atomi centrali circondati da coppie di legame e coppie solitarie 309

Legami multipli e geometria molecolare 313

8-7 Polarità di legame ed elettronegatività 314

Distribuzione di carica: combinare la carica formale e l’elettronegatività 317

8-8 Polarità del legame e polarità della molecola 320

APPROFONDIMENTO: Le molecole polari in un campo elettrico 320

APPROFONDIMENTO: Visualizzare la distribuzione di carica e la polarità molecolare —Superfici del potenziale elettrostatico e cariche parziali 324

8-9 Proprietà del legame: ordine, lunghezza ed energia di legame 326

Ordine di legame 326

Lunghezza di legame 326

Entalpia di dissociazione di legame 328

STUDIO DI UN CASO: Ibuprofene, uno studio di chimica verde 331

8-10 DNA, un riesame 332

APPROFONDIMENTO: DNA—Watson, Crick e Franklin 333

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: LINUS PAULING E L’ELETTRONEGATIVITÀ 334

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 335

EQUAZIONI CHIAVE 336

DOMANDE 337

9 Legame e struttura molecolare: ibridazione di orbitali e orbitali molecolari 338

GAS NOBILI: NON COSÌ INERTI 338

9-1 Orbitali e teorie del legame chimico 340

9-2 Teoria del legame di valenzaTT 340

Il legame come sovrapposizione di orbitali atomici 340

Ibridazione degli orbitali atomici s e p 342

La teoria del legame di valenza e i legami multipli 349

Benzene: un caso speciale di legame π 353

9-3 Teoria degli orbitali molecolariTT 354

I principi della teoria degli orbitali molecolari 355

APPROFONDIMENTO: Orbitali molecolari nei composti formati dagli elementi del blocco p 361

Le con#gurazioni elettroniche di molecole biatomiche eteronucleari 362

La risonanza e la teoria MO 362

APPROFONDIMENTO: Legami a tre centri in HF2

−, B2H6 e SF6 364

STUDIO DI UN CASO: Chimica verde, coloranti sicuri e orbitali molecolari 366

LE MOLECOLE CON LA SPETTROSCOPIA FOTOELETTRONICA 367

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 368

EQUAZIONI CHIAVE 369

DOMANDE 369

Indice generale xi

10 I gas e le loro proprietà 370

L’ATMOSFERA E IL MALESSERE DA LLALTITUDINE 370

10-1 La pressione dei gas 372

APPROFONDIMENTO: Misurare la pressione di un gas 373

10-2 Le leggi dei gas: le basi sperimentali 374

La legge di Boyle: la comprimibilità dei gas 374

L’effetto della temperatura sul volume dei gas: la legge di Charles 376

Combinare la legge di Boyle e la legge di Charles: la legge generale dei gas 378

L’ipotesi di Avogadro 379

APPROFONDIMENTO: Gli studi sui gas: Robert Boyle e Jacques Charles 381

10-3 La legge del gas ideale 381

La densità dei gas 383

Calcolo della massa molare di un gas dati P, Ve T 384

10-4 Le leggi dei gas e le reazioni chimiche 386

10-5 Miscele di gas e pressioni parziali 387

10-6 La teoria cinetico-molecolare dei gas 390

Velocità molecolare ed energia cinetica 391

APPROFONDIMENTO: L’atmosfera terrestre 392

STUDIO DI UN CASO: Il mistero del metano 394

Teoria cinetico-molecolare e leggi dei gas 395

10-7 Diffusione ed effusione 396

APPROFONDIMENTO: La scienza delle superfici e la necessità di sistemi per vuoto ultra-alto (Ultra High Vacuum, UHV) 398

10-8 Comportamento non ideale dei gas 399

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: IL DIRIGIBILE GOODYEAR 401

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 402

EQUAZIONI CHIAVE 403

DOMANDE 403a

11 Le forze intermolecolari e i liquidi 404

I GECHI POSSONO ARRAMPICARSI SUI MURI 404

11-1 Stati della materia e forze intermolecolari 406

11-2 Interazioni tra ioni e molecole dotati di un di-polo permanente 407

11-3 Interazioni tra molecole dotate di un dipolo 409

Forze dipolo-dipolo 409

Legami idrogeno 411

APPROFONDIMENTO: Sali idrati: il risultato di interazioni ione-dipolo 411

APPROFONDIMENTO: Il legame idrogeno in biochimica 414

Il legame idrogeno e le straordinarie proprietà dell’acqua 414

11-4 Forze intermolecolari che coinvolgono molecole non polari 416

Forze dipolo/dipolo indotto 416

Forze di dispersione di London: forze dipolo indotto/dipolo indotto 417

11-5 Riepilogo delle forze intermolecolari di van der Waals 420

11-6 Proprietà dei liquidi 421

L’evaporazione e la condensazione 421

STUDIO DI UN CASO: Una catastrofe negli alimenti per animali 422

Pressione di vapore 425

Pressione di vapore, entalpia di evaporazione ed equazione di Clausius-Clapeyron 427

Punto di ebollizione 428

Temperatura e pressione critiche 429

APPROFONDIMENTO: CO2 supercritico e chimica verde 430

Tensione super#ciale, azione capillare e viscosità 430

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: CROMATOGRAFIA 432

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 433

EQUAZIONI CHIAVE 434

DOMANDE 435

SEZIONE TRE c STATI DELLA MATERIA

Indice generalexii

12 Lo stato solido 436

LA GIADA, UN BELLISSIMO SOLIDO 436

12-1 Reticoli cristallini e celle elementari 437

Celle cubiche 439

APPROFONDIMENTO: Impaccamento delle arance e delle biglie 442

12-2 Strutture e formule dei solidi ionici 444

STUDIO DI UN CASO: Litio e automobili “green” 445

12-3 Il legame nei composti ionici: energia reticolare 449

Calcolo dell’entalpia reticolare da dati termodinamici 451

12-4 Il legame nei metalli e nei semiconduttori 452

I semiconduttori 454

12-5 Lo stato solido: altri tipi di materiali solidi 456

Solidi molecolari 456

Solidi reticolari 457

STUDIO DI UN CASO: Grafene: il solido reticolare del momento 458

Solidi amor# 459

12-6 Cambiamenti di fase che coinvolgono i solidi 460

Fusione: la conversione da solido a liquido 460

APPROFONDIMENTO: Le nuove memorie per il tuo computer basate su cambiamenti di fase 462

Sublimazione: conversione di un solido in vapore 462

12-7 Diagrammi di fase 463

Acqua 463

Diagrammi di fase e termodinamica 464

Diossido di carbonio 464

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 465

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: LA MALATTIA DELLO STAGNO 466

DOMANDE 467

13 Le soluzioni e il loro comportamento 468

NARCOSI E MALATTIA DA DECOMPRESSIONE 468

13-1 Le unità di misura della concentrazione 471

13-2 Il processo di dissoluzione 473

APPROFONDIMENTO: Soluzioni soprasature 474

Solubilizzazione di liquidi in liquidi 474

Solubilizzazione di solidi in acqua 474

Entalpia di soluzione 475

Entalpia di soluzione: dati termodinamici 478

13-3 I fattori che influenzano la solubilità: pressione e temperatura 479

Soluzioni di gas in liquidi: la legge di Henry 479

Effetto della temperatura sulla solubilità: il principio di Le Chatelier 481

STUDIO DI UN CASO: Rilasci esplosivi di gas nei laghi e legge di Henry 482

APPROFONDIMENTO: Crescita di cristalli 483

13-4 Le proprietà colligative 484

Variazione della pressione di vapore: legge di Raoult 484

Innalzamento del punto di ebollizione 486

Abbassamento del punto di congelamento 488

Pressione osmotica 489

APPROFONDIMENTO: Osmosi inversa per ottenere acqua pura 492

Proprietà colligative e determinazione della massa molare 493

APPROFONDIMENTO: Osmosi e medicina 494

Proprietà colligative delle soluzioni contenenti ioni 495

13-5 I colloidi 498

Tipi di colloidi 499

I tensioattivi 500

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: LA DISTILLAZIONE 502

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 503

EQUAZIONI CHIAVE 504

DOMANDE 505

Indice generale xiii

14 Cinetica chimica: la velocità delle reazioni chimiche 506

CHE FINE HA FATTO L’INDICATORE?HA FHA F 506

14-1 La velocità delle reazioni chimiche 508

Calcolo della velocità 508

Velocità relative e stechiometria 510

14-2 Condizioni di reazione e velocità 512

14-3 Effetto della concentrazione sulla velocità di EffEffreazione 515

Equazioni cinetiche 515

L’ordine di reazione 515

La costante di velocità, k 516

Determinazione dell’equazione cinetica 517

14-4 Relazione tra concentrazione e tempo: leggi cinetiche integrate 520

Reazioni del primo ordine 520

Reazioni del secondo ordine 523

Reazioni di ordine zero 524

Metodi gra#ci per la determinazione dell’ordine di reazione e della costante di velocità 524

Tempo di dimezzamento e reazioni del primo ordine 525

APPROFONDIMENTO: Leggi cinetiche, costanti di velocità e stechiometria delle reazioni 529

14-5 La velocità di reazione dal punto di vista microscopico 529

Teoria delle collisioni: effetto della concentrazione sulla velocità di reazione 530

Teoria delle collisioni: energia di attivazione 531

Teoria delle collisioni: energia di attivazione e temperatura 532

Teoria delle collisioni: effetto dell’orientazione molecolare sulla velocità di reazione 532

L’equazione di Arrhenius 533

Effetto dei catalizzatori sulla velocità di reazione 535

APPROFONDIMENTO: Relazione fra cinetica ed energia di legame 536

APPROFONDIMENTO: Diagrammi delle coordinate di reazione 538

14-6 Meccanismi di reazione 539

STUDIO DI UN CASO: Enzimi: catalizzatori naturali 540

Molecolarità degli stadi elementari 541

Equazioni cinetiche per gli stadi elementari 541

APPROFONDIMENTO: Reazioni organiche di sostituzione bimolecolare 542

Meccanismi di reazione ed equazioni cinetiche 543

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: CINETICA E MECCANISMI: UN MISTERO RISOLTO DOPO 70 ANNI 550

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 551

EQUAZIONI CHIAVE 552

DOMANDE 553

15 Principi di reattività chimica: gli equilibri chimici 554

DINAMICO E REVERSIBILE! 554

15-1 L’equilibrio chimico: un riesameLL 556

15-2 La costante di equilibrio e il quoziente di reazione 557

Scrivere le espressioni della costante di equilibrio 558

APPROFONDIMENTO: Attività e unità di misura di K 559

APPROFONDIMENTO: Espressione della costante di equilibrio per i gas—Kc e Kp 560

L’entità della costante di equilibrio, K 561

Il quoziente di reazione, Q 562

15-3 Calcolo della costante di equilibrio 564

15-4 Uso della costante di equilibrio 567

Procedura di calcolo nel caso di espressioni quadratiche 568

15-5 Approfondimenti sulle equazioni bilanciate e le costanti di equilibrio 571

Usare coef#cienti stechiometrici diversi 571

Invertire un’equazione chimica 572

Sommare due equazioni chimiche 572

15-6 Perturbare un equilibrio chimico 575

Effetto dell’aggiunta o della rimozione di un reagente o di un prodotto 575

Effetto delle variazioni di volume sugli equilibri in fase gassosa 577

Effetto delle variazioni di temperatura sulla composi-zione di un equilibrio 578

STUDIO DI UN CASO: Applicazione dei concetti dell’equilibrio— il processo Haber-Bosch 579

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: CARBONIO TRIVALENTE 581

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 582

EQUAZIONI CHIAVE 583

DOMANDE 583a

SEZIONE QUATTRO c IL CONTROLLO DELLE REAZIONI CHIMICHE

Indice generalexiv

16 Principi di reattività chimica: la chimica degli acidi e delle basi 584

ALCALOIDI E TOSSINE 584

16-1 Il concetto di acido e base secondo Brønsted–Lowry 586

Coppie coniugate acido-base 588

16-2 L’acqua e la scala di pHLL 589

Autoionizzazione dell’acqua e costante di ionizzazione dell’acqua, Kw 589

La scala di pH 591

Calcolare il pH 591

16-3 Costanti di equilibrio per acidi e basi 592

Valori di Ka e Kb per acidi poliprotici 596

Scala logaritmica di forza acida relativa, pKa 597

Correlare le costanti di ionizzazione di un acido e della sua base coniugata 597

16-4 Proprietà acido-base dei sali 598

16-5 Prevedere la direzione di una reazione acido-base 601

16-6 Tipi di reazioni acido-base 603

La reazione tra un acido forte e una base forte 603

La reazione tra un acido debole e una base forte 604

La reazione tra un acido forte e una base debole 604

La reazione tra un acido debole e una base debole 604

16-7 Calcoli con costanti di equilibrio 605

Determinazione di K da concentrazioni iniziali e mi-sure di pH 605

Qual è il pH di una soluzione acquosa di un acido o di una base debole? 607

STUDIO DI UN CASO: Ti piacerebbe un po’ di succo di belladonna nella tua bevanda? 614

16-8 Acidi e basi poliprotici 615

16-9 Struttura molecolare, legami e comportamento acido-base 617

Forza acida degli alogenuri di idrogeno, HX 617

Confronto tra ossiacidi: HNO2 e HNO3 618

APPROFONDIMENTO: Forza degli acidi e struttura molecolare 619

Perché gli acidi carbossilici sono acidi di Brønsted? 621

Perché i cationi idrati metallici sono acidi di Brønsted? 622

Perché gli anioni sono basi di Brønsted? 622

16-10 Il concetto di acido e base secondo Lewis 622

Acidi di Lewis cationici 623

Acidi di Lewis molecolari 624

Basi di Lewis molecolari 626

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: L’EFFETTO LIVELLANTE, SOLVENTI NON ACQUOSI E SUPERACIDI 627

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 628

EQUAZIONI CHIAVE 629

DOMANDE 629a

17 Principi di reattività chimica: altri aspetti degli equilibri in fase acquosa 630

GLI ACIDI NEI PRODOTTI NATURALI 630

17-1 L’effetto dello ione comuneLL 632

17-2 Controllo del pH: soluzioni tampone 636

Espressioni generali per le soluzioni tampone 638

Preparazione di soluzioni tampone 640

Come controlla il pH una soluzione tampone? 642

17-3 Titolazioni acido-base 644

Titolazione di un acido forte con una base forte 644

STUDIO DI UN CASO: Fare un respiro profondo 645

Titolazione di un acido debole con una base forte 647

Titolazione di acidi deboli poliprotici 650

Titolazione di una base debole con un acido forte 651

Indicatori di pH 653

17-4 Solubilità dei sali 655

La costante del prodotto di solubilità, Kps 656

Relazione tra solubilità e Kps 657

APPROFONDIMENTO: Minerali e gemme - L’importanza della solubilità 658

Solubilità ed effetto dello ione comune 661

APPROFONDIMENTO: Calcoli di solubilità 662

L’effetto di anioni basici sulla solubilità di un sale 665

17-5 Reazioni di precipitazione 667

Kps e il quoziente di reazione, Q 667

Kps, il quoziente di reazione e le reazioni di precipitazione 668

17-6 Equilibri che coinvolgono ioni complessi 670

17-7 Solubilità e ioni complessi 672

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: TUTTO QUELLO CHE LUCCICA. . . 674

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 675

EQUAZIONI CHIAVE 676

DOMANDE 677

Indice generale xv

18 Principi di reattività chimica: entropia ed energia libera 678

IDROGENO PER IL FUTURO? 678

18-1 Processi spontanei ed energia trasferita sotto forma di calore 681

18-2 Dispersione di energia: entropia 682

APPROFONDIMENTO: Processi reversibili e irreversibili 682

18-3 Entropia: comprensione a livello microscopico 683

Dispersione di energia 683

Dispersione della materia: un riesame della dispersione dell’energia 685

Un riepilogo su entropia, variazioni di entropia e dispersione di energia 687

18-4 Misura e valori dell’entropia 687

Valori dell’entropia standard, S˚ 687

Calcolo delle variazioni di entropia nei processi #sici e chimici 689

18-5 Variazioni di entropia e spontaneitàVV 691

Riassumendo: reazioni spontanee o no? 694

18-6 Energia libera di Gibbs 696

Variazione in energia libera di Gibbs, ∆G 696

Energia libera di Gibbs, spontaneità ed equilibrio chimico 697

Riepilogando: energia libera di Gibbs (∆rG e ∆rG°), quoziente di reazione (Q) costante di equilibrio (K), e previsione sull’andamento della reazione 699

Che cos’è l’energia “libera”? 699

18-7 Calcolo e uso dell’energia libera 700

Energia libera di formazione standard 700

Calcolo della variazione dell’energia libera per una reazione in condizioni standard ∆rG° 700

Energia libera e temperatura 702

Come usare la relazione tra ∆rG° e K 704

STUDIO DI UN CASO: La termodinamica e gli organismi viventi 706

Calcolare la variazione di energia libera che accom-pagna una reazione (∆rG) usando ∆rG° e il quoziente di reazione Q 707

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: UN DIAMANTE È PER SEMPRE? 709

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 710

EQUAZIONI CHIAVE 711

DOMANDE 711a

19 Principi di reattività chimica: le reazioni a trasferimento di elettroni 712

BATTERIE E PRODUZIONE DI ENERGIABABA 712

19-1 Reazioni di ossido-riduzione 715

Bilanciamento delle equazioni di ossido-riduzione 715

19-2 Celle voltaiche semplici 723

Celle voltaiche con elettrodi inerti 726

Convenzioni usate per le celle elettrochimiche 727

19-3 Celle voltaiche in commercio 729

Batterie primarie: pile a secco e batterie alcaline 730

Batterie secondarie o ricaricabili 731

Celle a combustibile 732

19-4 Potenziali elettrochimici standard 734

Forza elettromotrice 734

Come misurare i potenziali standard 734

APPROFONDIMENTO: Fem, potenziale di cella e voltaggio 734

Potenziali di riduzione standard 736

Tabella dei potenziali di riduzione standard 737

Come usare la tabella dei potenziali di riduzione standard 739

Forza relativa di agenti ossidanti e riducenti 740

APPROFONDIMENTO: Un mal di denti elettrochimico 741

STUDIO DI UN CASO: Manganese negli oceani 743

19-5 Celle elettrochimiche in condizioni non standard 744

L’equazione di Nernst 744

19-6 Elettrochimica e termodinamica 747

Lavoro ed energia libera 747

E˚ e costante di equilibrio 749

19-7 Elettrolisi: reazioni chimiche mediante energia elettrica 751

Elettrolisi di sali fusi 751

Elettrolisi di soluzioni acquose 753

APPROFONDIMENTO: L’elettrochimica e Michael Faraday 754

19-8 Conteggio degli elettroni 757

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: SACRIFICIO 758

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 759

EQUAZIONI CHIAVE 760

DOMANDE 761

Indice generalexvi

20 La chimica nucleare 762

UN REATTORE NUCLEARE PRIMORDIALEREAREA 762

20-1 La radioattività naturale 764

20-2 Reazioni nucleari e decadimento radioattivo 765

Equazioni delle reazioni nucleari 765

Serie di decadimento radioattivo 766

Altri tipi di decadimento radioattivo 768

20-3 Stabilità dei nuclei atomici 770

La banda di stabilità e il decadimento radioattivo 771

L’energia di legame nucleare 772

20-4 Velocità di decadimento radioattivoVV 775

Tempo di dimezzamento (emivita) 775

Cinetica del decadimento nucleare 777

La datazione al radiocarbonio 778

20-5 Reazioni nucleari artificiali 780

APPROFONDIMENTO: La ricerca di nuovi elementi 781

20-6 La fissione nucleare 784

20-7 La fusione nucleare 786

20-8 Salute e sicurezza con l’utilizzo delle radiazioni 786

Le unità di misura delle radiazioni 786

Radiazioni: dosi ed effetti 787

APPROFONDIMENTO: Qual è un’esposizione sicura? 788

20-9 Applicazioni della chimica nucleare 789

Medicina nucleare: produzione di immagini in medicina 789

STUDIO DI UN CASO: Il tecnezio-99 m 790

Medicina nucleare: radioterapia 791

Metodi analitici: l’uso di isotopi radioattivi come traccianti 791

Metodi analitici: la diluizione isotopica 791

Scienze spaziali: analisi per attivazione da neutroni e rocce lunari 792

Scienze alimentari: irradiazione degli alimenti 793

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: L’ETÀ DEI METEORITI 793

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 794

EQUAZIONI CHIAVE 795

DOMANDE 795a

21 Il carbonio: un elemento fuori dal comune 796

IL CIBO DEGLI DEI 796

21-1 Perché il carbonio? 798

La diversità strutturale 798

Gli isomeri 798

APPROFONDIMENTO: Scrivere una formula e disegnare una struttura 800

La stabilità dei composti del carbonio 801

21-2 Gli idrocarburi 802

Gli alcani 802

Gli alcheni e gli alchini 807

APPROFONDIMENTO: Molecole flessibili 807

I composti aromatici 812

21-3 Alcoli, eteri e ammine 817

Alcoli ed eteri 817

Le proprietà degli alcoli 820

Le ammine 821

21-4 I composti carbonilici 822

STUDIO DI UN CASO: Un risveglio con L-DOPA 823

Aldeidi e chetoni 825

Gli acidi carbossilici 826

Gli esteri 827

Le ammidi 829

APPROFONDIMENTO: Acidi grassi omega-3 831

21-5 I polimeri 832

La classi#cazione dei polimeri 832

I polimeri di addizione 832

APPROFONDIMENTO: Copolimeri e ingegneria delle materie plastiche per mattoncini Lego e tatuaggi 836

I polimeri di addizione 837

APPROFONDIMENTO: Chimica verde: il riciclaggio del PET 838

STUDIO DI UN CASO: Adesivi ecologici 840

APPLICAZIONE DI PRINCIPI CHIMICI: IL BISFENOLO A 841

RIESAME DEGLI OBIETTIVI DEL CAPITOLO 842

DOMANDE 843a

SEZIONE CINQUE c ARGOMENTI SPECIALI

Indice generale xvii

Elenco delle appendici A-1

A Uso dei logaritmi e soluzione dell’equazione quadratica A-2

B Alcuni importanti concetti di fisica A-6

C Abbreviazioni e fattori di conversione utili A-9

D Costanti fisiche A-13

E Nomenclatura dei composti organici A-15

F Valori dell’energia di ionizzazione e dell’entalpia di acquisizione elettronica VVdegli elementi A-18

G Pressione di vapore dell’acqua al variare della temperatura A-19

H Costanti di ionizzazione di acidi deboli a 25 °C A-20

I Costanti di ionizzazione di basi deboli a

25 °C A-22

J Costanti del prodotto di solubilità di alcuni composti inorganici a 25

°C A-23

K Costanti di formazione di alcuni ioni complessi in soluzione acquosa a 25

°C A-25

L Una selezione dei valori termodinamici A-26

M Potenziali standard di riduzione in soluzione acquosa a 25 °C A-34

N Risposte alle Domande di fine capitolo e delle sezioni “Verifica l’apprendi-

mento”, “Riesame e verifica”, “Studio di un caso” A-38

Indice analitico/Glossario I-1

Prefazione

La prima edizione di questo libro è stata concepita 30 anni fa. Da allora oltre un milione di studenti, sparsi per tutto il mondo, hanno usato questo li-

bro per cominciare il loro studio della chimica. Al pas-sare degli anni e delle edizioni i nostri obiettivi sono rimasti gli stessi: fornire un’ampia trattazione dei prin-cipi della chimica, della reattività degli elementi e dei composti chimici, e delle applicazioni della chimica. Per raggiungere questi obiettivi abbiamo tentato di mettere in evidenza la stretta relazione tra le osservazioni che i chimici fanno sui cambiamenti chimici e #sici (sia in laboratorio sia in natura) e il modo in cui questi cambiamenti sono analizzati a livello atomico e molecolare.

Un altro obiettivo è stato quello di presentare la chimica non solo come una materia con una storia molto vivace, ma anche caratterizzata da una grande dina-micità, con importanti nuovi sviluppi che si realizzano giorno per giorno. In più vorremmo fornire alcune informazioni sugli aspetti della chimica del mondo che ci circonda. Infatti, uno dei principali obiettivi di questo libro è fornire gli stru-menti necessari per avere una “coscienza chimica”. Imparare delle nozioni di chimica è impor-tante tanto quanto apprendere alcuni principi di mate-matica e di biologia, o anche quanto avere una discreta conoscenza di storia, musica e letteratura. Ad esempio, si potrebbe imparare a conoscere quali materiali sono im-portanti per l’economia, quali sono alcune delle reazioni che hanno luogo nelle piante, negli animali e nell’am-biente in cui viviamo, quale ruolo i chimici svolgono nel proteggere l’ambiente. A questo proposito, un’area della chimica in via di sviluppo, evidenziata in questa edi-zione, è la chimica “verde”, detta anche chimica sostenibile.

Dando uno sguardo alle precedenti edizioni è possi-bile osservare come nel corso del tempo il libro sia cam-biato. Vi sono, infatti, molti inserti nuovi e interessanti. In questi anni ci sono stati signi#cativi progressi nel campo dell’informatica e da ciò abbiamo tratto dei van-taggi per un nuovo approccio alla materia. Il desiderio di rendere il libro sempre migliore per i nostri studenti è stato la spinta per la preparazione di ogni nuova

edizione. Sono stati inclusi nuovi approcci alla risolu-zione dei problemi, nuovi modi di descrivere l’uso con-temporaneo della chimica e migliori integrazioni con le tecnologie esistenti.

Utilizzatori del testoIl testo è stato progettato per un corso introduttivo alla chimica indirizzato a studenti di chimica o di altre disci-

pline scienti#che quali biologia, ingegneria, geologia, #sica. Si presume che gli studenti abbiano una certa preparazione in algebra e nelle discipline scienti#che e, anche se decisamente utile, non è necessaria alcuna conoscenza preliminare di chimica.

Modalità di approccio al programma di studio

Sin dalla prima edizione del libro, ci siamo pre#ssati molti obiettivi fondamen-tali, non indipendenti tra loro. Il primo obiettivo era quello di ottenere un libro che risultasse piacevole da leggere e che allo stesso tempo fosse organizzato in modo tale da risultare adatto ai corsi uni-versitari attuali. Il secondo obiettivo era quello di dare un’idea dell’utilità e dell’im-portanza della chimica, introducendo le

proprietà degli elementi, dei loro composti e le loro reazioni il più presto possibile e focalizzando la discus-sione su questi argomenti. Per raggiungere tale obiet-tivo, siamo intervenuti attraverso i seguenti accorgimenti:

• l’introduzione di materiale sulle proprietà degli ele-menti e dei composti appena possibile negli Esempi e nelle Domande (specialmente nelle domande di Ap-plicazione di principi chimici) e l’introduzione di nuovi principi usando delle situazioni chimiche realistiche;

• utilizzo di numerose fotogra!e a colori degli ele-menti e composti comuni, delle reazioni chimiche, dei procedimenti tipici di laboratorio e dei processi industriali;

• l’introduzione, all’inizio di ciascun capitolo, di pro-blemi di attualità chimica che sono rilevanti nel capitolo, quali, per esempio, una breve discussione

xix

© C

enga

ge L

earn

ing/

Cha

rles

D.

Win

ters

Lo zolfo brucia con

ossigeno puro con una

brillante fiamma blu.

Prefazionexx

Novità in questa edizione

Commenti generaliCome nelle precedenti edizioni, abbiamo

esaminato ogni paragrafo controllando

accuratezza, chiarezza e brevità. Dove po-

tevano essere fatti dei miglioramenti, in-

tere sezioni o singoli paragrafi sono stati

riscritti. Abbiamo anche riscritto o modifi-

cato alcune storie introduttive dei capi-

toli, riquadri di Approfondimento e Studio

di un caso.

Alcune novità della precedente edi-

zione sono state mantenute, in

particolare:

• le domande di Riesame e verifica;

• l’organizzazione dei problemi negli

esempi;

• i percorsi strategici;

• l’enfasi sulla chimica verde;

• i problemi proposti nei riquadri Appli-

cazione di principi chimici.

Novità rispetto all’edi-zione precedenteSono state introdotte molte novità, que-

sta pagina riporta un breve elenco delle

innovazioni principali, un elenco più det-

tagliato è presente a p. xxi.

• Molte illustrazioni sono state modifi-

cate per portare l’informazione pre-

sente nella didascalia direttamente

nell’illustrazione stessa.

∘ RICORDARE concetti e fatti

fondamentali.

• Tali obiettivi sono ripetuti e ampliati

alla fine del capitolo, nella sezione Rie-

same degli obiettivi del capitolo.

• Le risposte alle Domande dispari di

fine capitolo, delle sezioni Verifica l’ap-

prendimento, Riesame e verifica, Studio

di un caso e Applicazione dei principi

chimici sono riportante tutte nell’Ap-

pendice N (e non sparpagliate in di-

verse appendici come nella precedente

edizione), questo permetterà agli stu-

denti di verificare più facilmente le

risposte.

• Sono state aggiunte oltre do-

mande, e altrettante sono state riviste

e modificate.

• I problemi degli esempi e le Domande

di fine capitolo sono stati riesaminati

controllando chiarezza e rilevanza con

gli argomenti trattati.

• La sezione Applicazione di principi chi-

mici è stata spostata dalla fine del capi-

tolo (dopo le Domande), ora precede

la parte del Riesame degli obiettivi del

capitolo.

• Parte del materiale di approfondi-

mento è stato spostato e integrato nei

capitoli:

∘ gli sviluppi storici sono stati incor-

porati nel Capitolo , con richiami

in altri capitoli.

∘ il materiale sulla chimica dello stato

solido è stato aggiunto al Capitolo

, dedicato alla chimica dei solidi.

• Gli obiettivi dei capitoli sono stati “ri-

modellati” in tre categorie, che espri-

mono meglio ciò che gli studenti

dovrebbero padroneggiare. Tali cate-

gorie sono:

∘ COMPRENDERE, i concetti pre-

senti nel capitolo.

∘ FARE, essere in grado di effettuare

calcoli, disegnare strutture moleco-

lari, prendere decisioni.

sull’energia contenuta nei cibi o sulla fonte di litio nelle batteria delle auto.

• l’uso di numerosi Studi di un caso e delle domande in Applicazione di Principi chimici che riguardano la chimica pratica.

Organizzazione del testo

Come nelle precedenti edizioni, il testo abbraccia due temi principali: la reattività chimica e il legame e la struttura molecolare. Nei capitoli sui principi della reattività sono introdotti i fattori responsabili del successo delle reazioni chimiche nel convertire i reagenti in prodotti. A tal propo-sito saranno discussi i principali tipi di reazioni, l’energia coinvolta nelle reazioni e i fattori che in&uenzano la

velocità di una reazione. Negli ultimi decenni, una delle ragioni dell’enorme progresso della chimica e della biolo-gia molecolare è stata la comprensione della struttura molecolare. I paragra# relativi al legame e alla struttura molecolare forniscono le basi per comprendere questi pro-gressi. Particolare attenzione è stata dedicata alla compren-sione degli aspetti strutturali di alcune importanti molecole biologiche, come il DNA.

Flessibilità dell’organizzazione dei capitoli

Uno sguardo ai testi di chimica attualmente disponibili mostra una sequenza degli argomenti comunemente adot-tata dai docenti. Con poche variazioni, abbiamo seguito questo ordine, che non è obbligatorio, perché i capitoli possono essere studiati con un ordine diverso. Questo testo

© C

enga

ge L

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ing/

Cha

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D.

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ters

Cristalli di fluorite

(CaF2).

Prefazione xxi

è stato scritto per essere il più &essibile possibile. Per esem-pio, il capitolo sul comportamento dei gas (Capitolo 10) è stato posto insieme ai capitoli che trattano i liquidi, i solidi e le soluzioni (Capitoli 11-13), perché è logico collegarlo con questi argomenti; tuttavia esso potrebbe essere letto e compreso già dopo i primi quattro capitoli.

Allo stesso modo, i capitoli sulle strutture atomiche e molecolari (Capi-toli dal 6 al 9) potrebbero essere stu-diati prima dei capitoli sulla stechiometria e sulle reazioni comuni (Capitoli 3 e 4). Per facilitare ciò, ab-biamo spostato l’introduzione sull’ener-gia e le sue unità di misura nel Capitolo 1.

Anche i capitoli sull’equilibrio chi-mico (Capitoli da 15 a 17) potrebbero essere trattati prima dei capitoli sulle soluzioni e sulla cinetica (Capitoli 13 e 14).

L’ordine degli argomenti nel testo è stato concepito per introdurre, non ap-pena possibile, le conoscenze richieste per gli esperimenti di laboratorio, ese-guiti comunemente nei corsi introdut-tivi di chimica. Per questa ragione, i capitoli sulle proprietà chimiche e #siche, i tipi più comuni di reazioni, e la stechio-metria, sono trattati all’inizio in questo testo. Inoltre, giac-ché l’argomento energia è così importante per lo studio della chimica, un’introduzione sull’energia e le sue unità di misura è presente già nel Capitolo 1 e la termochimica è introdotta nel Capitolo 5.

Organizzazione e obiettivi del testo

SEZIONE UNO: Gli strumenti fondamentali della chimica

Nella Sezione 1 sono introdotti concetti e metodi che sono le basi di tutta la chimica. Il Capitolo 1 de#nisce termini importanti ed è seguito dall’intercapitolo Riesa-miniamo, che descrive le unità di misura e i metodi mate-matici. Il Capitolo 2 introduce i concetti base di atomi, molecole e ioni e descrive il più importante strumento organizzativo della chimica, la tavola periodica. Nei Ca-pitoli 3 e 4 inizia la discussione sui principi della reattività chimica e sono introdotti i metodi numerici utilizzati dai chimici per trarre informazioni quantitative dalle reazioni chimiche. Il Capitolo 5 introduce l’energia coinvolta nei processi chimici.

SEZIONE DUE: La struttura degli atomi e delle molecole

Lo scopo della Sezione 2 è di descrivere le attuali teorie sulla disposizione degli elettroni negli atomi (Capitoli 6 e 7). Questa discussione è strettamente legata alla di-sposizione degli elementi nella tavola periodica e alle

loro proprietà periodiche. Nel Capitolo 8 si discutono in dettaglio i legami chimici e le loro proprietà. Inoltre, è illustrato come ricavare la struttura tridimensionale di molecole semplici. Il Capitolo 9, infine, tratta in detta-glio le principali teorie dei legami chimici.

SEZIONE TRE: Gli stati della materia

Il comportamento dei tre stati della mate-ria – gassoso, liquido e solido – è de-scritto in questo ordine nei Capitoli 10-12. La trattazione dei liquidi e dei so-lidi è collegata a quella dei gas attraverso la descrizione delle forze intermolecolari nel Capitolo 11, con particolare atten-zione alla struttura dell’acqua in forma liquida e solida. Nel Capitolo 13 sono descritte le proprietà delle soluzioni, mi-scele omogenee di gas, di liquidi e di solidi.

SEZIONE QUATTRO: Il controllo delle reazioni chimiche

Questa sezione è dedicata interamente ai Principi di reattività. Il Capitolo 14 esamina l’importante questione delle velocità dei processi chimici e i fattori che controllano queste velocità. Successivamente, nei Capitoli dal 15 al 17, vengono descritte le reazioni chimiche all’e-quilibrio. Dopo un’introduzione all’equilibrio nel Capi-tolo 15, sono descritte dettagliatamente le reazioni che coinvolgono gli acidi e le basi in acqua (Capitoli 16 e 17) e le reazioni che portano alla formazione di sali insolubili (Capitolo 17). Gli argomenti che legano la discussione dell’equilibrio e la termodinamica sono l’entropia e l’e-nergia libera, la cui discussione occupa il Capitolo 18. Come argomento #nale di questa sezione, nel Capitolo 19 sono descritte le reazioni chimiche che coinvolgono il trasferimento di elettroni e l’uso di queste reazioni nelle celle elettrochimiche.

SEZIONE CINQUE: Argomenti speciali

Il Capitolo 20 presenta una breve discussione della chi-mica nucleare, comprensiva di una parte sull’utilizzo dei materiali radioattivi e sulla questione della sicurezza.

Il Capitolo 21, disponibile online, include una breve di-scussione sulla chimica organica enfatizzando la struttura molecolare, i fondamentali tipi di reazione coinvolti e al-cune informazioni sui polimeri.

Caratteristiche del libro Molti anni fa uno studente di uno degli autori, che attual-mente è un amministrativo, condivise con noi una visione interessante. Egli disse che nonostante la chimica generale fosse stata una delle materie per lui più dif#cili, il corso si

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Fuochi d’artificio.

Prefazionexxii

Obiettivi dei capitoli rivisitatiGli obiettivi da perseguire per cia-scun capitolo sono elencati sulla prima pagina del capitolo. In que-sta edizione abbiamo organizzato gli obiettivi sulle s#de che lo stu-dente deve superare:

• cosa è necessario COMPREN-DERE all’interno del capitolo.

• cosa si deve essere in grado di FARE.

• cosa è necessario RICORDARE.

Questi obiettivi vengono rivisi-tati alla #ne del capitolo, con un maggiore dettaglio e una lista di Domande speci#che, che permet-tono allo studente di comprendere se ha raggiunto quegli obiettivi.

Domande alla fine del capitoloCiascun capitolo termina con le Domande, da 50 a più di 150 (e le risposte delle domande dispari sono

riportate in Appendice N), raggruppate come segue.Domande di veri!ca: Queste domande sono raggrup-pate per argomento.Domande di carattere generale: Queste domande non si riferiscono a un argomento speci#co.In laboratorio: Questi sono problemi che si potreb-bero incontrare in un esperimento di laboratorio.Domande concettuali e di ricapitolazione: Queste domande richiedono l’uso di concetti introdotti nel capitolo e in capitoli precedenti.In#ne, bisogna notare che alcune domande presen-

tano un triangolo arancione (▲) per indicare che si tratta dei quesiti di maggiore dif#coltà.

Altri inserti del testoCome nella precedente edizione sono presenti gli inserti Approfondimento (per esaminare un argomento rilevante) e Suggerimento per la risoluzione dei problemi. Inoltre sono stati rivisitati o aggiunti nuovi Studi di un caso, di cui qualcuno riguarda la chimica “verde” o sostenibile.

Cambiamenti nella sesta edizioneGli inserimenti signi#cativi nel libro sono stati elencati nel riquadro “Novità in questa edizione”. Inoltre abbiamo in-serito molte foto e illustrazioni, provando continuamente a migliorare le diciture al loro interno. L’elenco seguente ri-porta, capitolo per capitolo, i principali cambiamenti di questa edizione rispetto alla precedente.

è poi rivelato il più utile tra quelli seguiti, in quanto gli aveva insegnato a risolvere i problemi.

Noi siamo grati#cati da questa vi-sione. Abbiamo sempre pensato che, per molti studenti, un obiettivo importante nella chimica generale non debba essere solo quello di insegnare la chimica ma piuttosto di aiutare gli studenti a fare dei ragionamenti critici e ad acquisire l’abilità nel risolvere i problemi. Molte delle carat-teristiche di questo libro sono #nalizzate a sostenere tali obiettivi.

Approccio alla risoluzione dei problemi: organizzazione e percorsi strategiciGli Esempi sono problemi risolti e rappre-sentano una parte essenziale di ciascun capitolo. Per agevolare gli studenti nel seguire la logica della soluzione, questi problemi sono stati organizzati in base allo schema seguente:

ProblemaSi espone il problema.Conoscenze preliminariSi elencano le informazioni note da cui partire per trovare la soluzione. StrategiaSi associano gli obiettivi con le informazioni disponi-bili per ipotizzare un percorso.SoluzioneSi procede per stadi, sia logici che matematici, per trovare la risposta.Ulteriori considerazioniSi chiede se la risposta è ragionevole o quale sia il suo signi#cato.Veri!ca dell’apprendimentoViene posto un problema simile allo studente per esercitarsi. La soluzione di tali problemi è riportata nell’Appendice N.Per molti problemi un percorso strategico può rivelarsi

uno strumento utile per la soluzione del problema. Per esempio, alle pp. 42-43, si chiede quanto dovrebbe essere spesso uno strato di olio quando si distribuisce una data massa di olio sulla super#cie dell’acqua in un piatto. Per aiutare la visualizzazione della logica del problema, l’Esem-pio è accompagnato dal percorso strategico riportato. Nel libro vi sono circa 60 percorsi strategici associati agli Esempi.

Riesame e verifica: nuove brevi do-mande di verifica Abbiamo aggiunto nuove domande con risposta multi-pla alla #ne della maggior parte dei paragra#. Gli stu-denti possono controllare l’apprendimento del paragrafo rispondendo a queste brevi domande. Le risposte alle domande sono riportate nell’Appendice N.

Percorso strategico

dell’Esempio 5

D A T I / I N F O R M A Z I O N I

Massa e densità dell’olio e

diametro della super!cie circolare

da ricoprire.

Calcolare il volume dell’olio volume dell’oliodell’olio

dalla massa e dalla densità

Dividere il volume dell’olio

per l’area della super%cie per

calcolare lo spessore in cm. cm

Spessore dello strato d’olio in cm

Area da ricoprire in cm2

Volume dell’olio in dell’olio i cm3

Calcolare l’area della

super%cie dal suo diametro..diametrodiametro

Quanto sarà spesso uno strato d’olio

quando una certa massa d’olio deve

ricoprire una certa super%cie?

P R O B L E M A

STADIO 1.

STADIO 2.

STADIO 3.

Prefazione xxiii

• Aggiunto un nuovo Approfondimento: scottature, creme solari e radiazioni ultraviolette.

• Il paramagnetismo e il diamagnetismo sono stati spo-stati al Capitolo 7.

Capitolo 7 La struttura degli atomi e gli andamenti periodici

• Maggiore rilievo alla spettroscopia fotoelettronica nel riquadro di Approfondimento, con quattro nuove Domande (33-36).

Capitolo 8 Legame e la struttura molecolare

• Nuovo Approfondimento: Una prospettiva triango-lare del legame chimico. Qui viene introdotto il dia-gramma di Arkel-Ketelaar, che evidenzia la continuità

tra i tipi di legami, un concetto importante in un corso introduttivo.

• L’introduzione alle strutture di Lewis è stata modi#cata per mostrare con mag-giore chiarezza i passaggi coinvolti nella costruzione di queste strutture; sono stati aggiunti, inoltre, nuovi esempi.

• Aggiunta una nuova sottosezione sulla rappresentazione di molecole organiche con le strutture di Lewis.

Capitolo 9 Legame e struttura molecolare: l’ibridazione degli orbitali e gli orbitali molecolari

• I chimici hanno riconsiderato l’im-portanza degli orbitali d nei legami. dCome riportato in questo capitolo, “re-centi studi indicano che ci sono poche evidenze che supportano la partecipa-zione di orbitali d nei legami di molecole dipervalenti”. Tale conclusione è stata ampiamente accettata dalla comunità chimica ed è stata integrata nella discus-sione dei legami di composti come PF5 e SF6.

• Le domande sulla spettroscopia fotoelettronica nell’Applicazione dei principi chimici sono state mantenute.

Capitolo 10 I gas e le loro proprietà

• Aggiunta una nuova discussione sul comportamento dei gas reali (Paragrafo 10-8).

• Aggiunto un nuovo Studio di un caso: il mistero del metano.

• Nuovo Approfondimento: La scienza delle super!ci e la necessità di sistemi per vuoto ultra-alto.

Capitolo 1 I concetti alla base della chimica

• La storia introduttiva sull’oro è stata riscritta.

• La #gura sulle proprietà #siche e chimiche è stata modi#cata completamente.

Capitolo 2 Atomi, molecole e ioni

• Nuova storia introduttiva su come “vedere gli atomi” con un microscopio a scansione a effetto tunnel.

• Due nuove pagine aggiunte, Esperimenti chiave: Come conosciamo la natura dell’atomo e dei suoi componenti? Questo approfondimento comprende le idee principali presenti negli intercapitoli sulla storia della chimica, presenti nelle precedenti edizioni.

• La sezione sui composti ionici idrati presente nella scorsa edizione è ora un Approfondimento.

Capitolo 3 Le reazioni chimiche

• Un nuovo riquadro di Approfon-dimento: Una classi!cazione al-ternativa delle reazioni chimiche. Tale approfondimento permette di confrontare i diversi modi in cui le reazioni chimiche possono essere classi#cate.

Capitolo 4 La stechiometria: in-formazioni quantitative sulle reazioni chimiche

• L’introduzione alla risoluzione dei problemi stechiometrici è organiz-zata in modo diverso, per aiutare gli studenti a seguire questo argo-mento d’importanza fondamentale.

Capitolo 5 I principi della reattività: l’energia e le reazioni chimiche

• La prima legge della termodinamica viene affrontata in modo più approfondito. Sono inclusi un nuovo riquadro di Approfondimento, un nuovo Esempio e delle nuove domande.

• Sono stati aggiornati i dati sull’utilizzo dell’energia nel mondo, e, in un riquadro di Approfondimento, aggiornate le informazioni sull’uso di etanolo nelle benzine.

Capitolo 6 La struttura degli atomi

• Nuova storia introduttiva sui dispositivi ad accop-piamento di carica.

• Nuovo Esempio sull’uso della legge di Planck.

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Cristallo di corindone (AI2O3).

Prefazionexxiv

• Nuovo Suggerimento 14.1 per la risoluzione dei problemi: De-terminare l’equazione cinetica.

Capitolo 15 Principi di reat-tività chimica: gli equilibri chimici

• La storia introduttiva sugli equi-libri dello ione Co(II) in solu-zione acquosa è stata riscritta.

Capitolo 16 Principi di reattività chimica: la chimica degli acidi e delle basi

• Nuovo storia introduttiva su Alcaloidi e tossine.

Capitolo 17 Principi di reattività chimica: altri aspetti degli equilibri in fase acquosa

• La storia introduttiva sugli Acidi nei prodotti naturali è stata riscritta.

• Maggiore enfasi nell’uso dell’equazione di Hender-son-Hasselbalch nei calcoli con i tamponi.

Capitolo 18 Principi di reattività chimica: entropia ed energia libera

• La storia introduttiva sull’idrogeno è stata riscritta.

• L’importante paragrafo sull’energia libera di Gibbs (18-6) è stato riesaminato attentamente per essere in linea con l’articolo di J. Quilez nel Journal of Che-mical Education (“First-Year University Chemistry Textbooks’ Misrepresentation of Gibbs Energy,” Journal of Chemical Education, Vol. 89, 87-93, 2012).

• Nuovo Esempio (18.9): calcolo della variazione di energia libera di Gibbs per un processo che avviene in condizioni non standard. Questo chiari#ca le diffe-renze tra ∆rG e ∆rG˚.

Capitolo 19 Principi di reattività chimica: le reazioni a trasferimento di elettroni

• Nuova storia introduttiva sulle batterie a ioni litio.

Capitolo 11 Le forze intermolecolari e i liquidi

• Nel 2011 la IUPAC (Interna-tional Union of Pure and Ap-plied Chemistry) ha ride#nito il concetto di legame idro-geno. Tale aggiornamento è stato incorporato e la discus-sione sul legame idrogeno è ampliata.

• L’Approfondimento sul CO2

supercritico è stato riscritto.

Capitolo 12 Lo stato solido

• Nuova storia introduttiva sulla giada, il soggetto della foto di copertina.

• Lo Studio di un caso sul grafene è stato riscritto per evidenziare le recenti ricerche e gli sviluppi in questa nuova area di ricerca.

• Nel paragrafo sui cambiamenti di fase (12-6) è pre-sente un nuovo Approfondimento: Le nuove memo-rie per il tuo computer basate su cambiamenti di fase.

Capitolo 13 Le soluzioni e il loro comportamento

• Nuova introduzione al capitolo sulla Narcosi e la malattia da decompressione.

• Nuovo Approfondimento: Crescita di cristalli, ri-guarda la crescita di cristalli giganti, un’attività in cui ogni studente può cimentarsi utilizzando mate-riali facilmente reperibili.

Capitolo 14 Cinetica chimica: la velocità delle reazioni chimiche

• Aggiunto l’Approfondimento: Leggi cinetiche, co-stanti di velocità e stechiometria delle reazioni.

• Nuovo Approfondimento: Relazione fra cinetica ed energia di legame; esso evidenzia il rapporto tra i parametri cinetici e le energie di legame.

• Diverse modi#che sono state apportate al Paragrafo 14-6, meccanismi di reazione. Molti studenti appro-fondiscono la chimica organica, quindi è stato ag-giunto un nuovo Approfondimento: Reazioni organiche di sostituzione bimolecolare. Aggiunta una sottosezione sulle reazioni radicaliche a catena.

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Minerali contenenti zolfo

Prefazione xxv

Materiale di supporto per i docentiI docenti che utilizzano il testo a scopo didattico possono scaricare dal sito www.edises.it, previa registrazione all’a-rea docenti, le immagini del libro in formato PowerPoint.

Capitolo 20 La chimica nucleare

• Nella revisione di questo capitolo abbiamo aggiunto le recenti scoperte in chimica nucleare, compresi i nuovi elementi.

Capitolo 21 Il carbonio: un elemento fuori dal comune

• Nella scorsa edizione il capitolo di introduzione alla chimica organica era il Capitolo 10.

• Il materiale di questo capitolo è disponibile online. Segui le istruzioni all’inizio del libro per accedere alle pagine 796-843h.

• Anche le risposte alle Domande presenti nel Capitolo 21 sono disponibili online, alle pagine A-110—A-116.

Prefazionexxvi

Concetti fondamentali in chimica

L’istituto di esaminazione della società chimica americana

ha redatto esami di valutazione per la chimica universitaria

per oltre 75 anni. Nel 2012 ha pubblicato un articolo in The

Journal of Chemical Education sui concetti fondamentali o

“grandi idee” della chimica. Lo scopo era quello di fornire ai

docenti una “mappa dettagliata” della chimica, in modo

che i docenti stessi potessero adeguarsi al meglio ai conte-

nuti degli esami di valutazione preparati dall’istituto. La

mappa è caratterizzata dai concetti fondamentali, suddivisi

in nozioni, che sono poi frammentate ancora in aree

dettagliate.

Crediamo che queste idee siano utili a docenti e stu-

denti di chimica, abbastanza da essere incluse in questa

prefazione.

Il College board (un ente americano che aiuta gli stu-

denti alla preparazione agli esami di accesso alle facoltà

universitarie, ndr) ha recentemente aggiornato il curricundrndr -

lum di preparazione per la chimica con un approccio

simile, basato su concetti fondamentali e nozioni. Queste

ultime sono ulteriormente suddivise in “conoscenze essen-

ziali”, “pratiche scientifiche” e “obiettivi di apprendimento”.

Ci siamo assicurati che questa edizione di Chimica includa

argomenti che rientrino tra quelli elencati nel curriculum

del College board, basando il testo sui “concetti fondamen-

tali” descritti dall’istituto di esaminazione della società

chimica americana.

Concetti fondamentali secondo l’istituto di esaminazione della società chimica amercana

1. Atomi (Capitoli 1, 2, 6, 7)

Gli atomi sono i costituenti fondamentali della chimica. I

Capitoli 1 e 2 descrivono la composizione degli atomi e gli

esperimenti che hanno permesso di delineare tale strut-

tura. La struttura elettronica degli atomi è affrontata appro-

fonditamente nel Capitolo 6 con l’introduzione dei numeri

quantici e degli orbitali atomici. Nel Capitolo 7 prosegue

con l’analisi delle configurazioni elettroniche, dei dia-

grammi dei livelli di energia degli orbitali e degli anda-

menti delle proprietà (fisiche e chimiche) degli elementi.

Viene sottolineato come la legge di Coulomb sia il princi-

pio (implicito o esplicito) alla base di molte di queste

proprietà.

2. Legami (Capitoli 8, 9, 12, 21)

La discussione sulla struttura atomica è seguita da due capi-

toli sui legami covalenti. La struttura delle molecole è intro-

dotta nel Capitolo 8 con le strutture di Lewis e continua con

l’uso della teoria VSEPR per la determinazione di strutture

elettroniche e molecolari. La discussione dettagliata della

teoria del legame di valenza e della teoria dell’ibridazione è

affrontata nel Capitolo 9, dove viene anche introdotta la

teoria degli orbitali molecolari in modo qualitativo. I legami

nei composti ionici e nei semimetalli viene affrontato nel

dettaglio nel capitolo che tratta i solidi (Capitolo 12).

Nel Capitolo 21 vengono affrontati nel dettaglio i legami

coinvlti nella chimica organica.

3. Struttura e funzione (Capitoli 11, 12, 16)

Le relazioni tra struttura e funzione sono presenti in tutto il

libro. Per esempio nel Capitolo 11 sono riportate le pro-

prietà del ghiaccio e dell’acqua liquida, nel Capitolo 12 le

proprietà fisiche dei composti ionici sono relazionate all’e-

nergia reticolare, e nel Capitolo 16 si analizza la relazione tra

la forza di un acido e la sua struttura.

4. Interazioni intermolecolari (Capitoli 10, 11)

Il Capitolo 11 è specificatamente incentrato su questo argo-

mento; qui sono introdotte le forze ione-dipolo, le forze

dipolo-dipolo e le forze di London. Queste interazioni si

basano su attrazioni coulombiane (elettrostatiche). Partico-

lare attenzione viene riservata al legame idrogeno. Viene

anche sottolineata l’importanza delle attrazioni intermole-

colari in gas reali (Capitolo 10).

5. Reazioni (Capitoli 3, 4, 16, 17, 19)

La reattività chimica è un argomento centrale in questo

libro. La chimica è composta da un’ampia collezione di rea-

zioni chimiche. I tipi di reazioni e i principi dell’equilibrio

chimico sono introdotti nel Capitolo 3 e gli aspetti quantita-

tivi (la stechiometria) viene trattata nel Capitolo 4. Un’ana-

lisi approfondita delle reazioni acido-base di Brønsted–Lowry

viene presentata nei Capitoli 16 e 17, mentre le reazioni di

ossido-riduzione sono analizzate in dettaglio nel capitolo di

elettrochimica (19)

6. Energia e termodinamica (Capitoli 1, 5–8, 12–13, 18)

L’energia è un argomento che pervade la chimica,

quindi un’introduzione generale è data già nel Capitolo 1.

La prima legge della termodinamica (calore e lavoro) e la

termochimica vengono trattate nel Capitolo 5. In questo

Prefazione xxvii

capitolo sono trattati alcuni importanti argomenti, come

il calore specifico, l’energia interna e l’entalpia, oltre agli

esperimenti di calorimetria. Con la discussione della strut-

tura atomica nel Capitolo 6 si parla ancora di energia,

mentre nel Capitolo 7 vengono introdotti l’energia di

ionizzazione e l’entalpia di acquisizione elettronica. Nel

Capitolo 8 si parla di energia di legame e nei capitoli sui

solidi (12) e sulle soluzioni (13) l’energia rimane sempre

importante. La seconda e la terza legge della termodina-

mica sono spiegate nel Capitolo 18 insieme all’entropia

(introdotta brevemente nel Capitolo 13) e all’energia

libera, quest’ultima legata al concetto dell’equilibrio.

7. Cinetica (Capitolo 14)

Il Capitolo 14 è incentrato sulla discussione della cine-

tica. Qui vengono date le definizioni di velocità di rea-

zione e legge cinetica, e vengono illustrati degli esempi

in cui la legge cinetica viene determinata da dati speri-

mentali. In questo capitolo si parla anche dell’energia di

attivazione.

8. Equilibrio (Capitoli 3, 15–19)

L’equilibrio viene introdotto nel Capitolo 3, dove si eviden-

zia che tutte le reazioni tendono spontaneamente all’equi-

librio e viene definita la terminologia applicata alle reazioni

“a favore dei prodotti” e “a favore dei reagenti”. Il soggetto

è poi approfondito in tre capitoli. Il Capitolo 15 introduce

ai principi dell’equilibrio, descrivendo gli equilibri gassosi e

quelli in soluzione in termini di costanti di equilibrio. In

questo capitolo viene introdotto anche il principio di Le

Chatelier, che fornisce un’idea di come gli equilibri rispon-

dono alle perturbazioni esterne. Nei Capitoli 16 e 17

vengono descritti in dettaglio i diversi tipi di equilibrio in

soluzione acquosa: le reazioni acido-base e quelle di preci-

pitazione. Nel Capitolo 18 l’equilibrio viene relazionato alla

funzione termodinamica dell’energia libera di Gibbs e

infine nel Capitolo 19 si introducono le misure potenzio-

metriche come sistemi che permettono di studiare gli

equilibri chimici.

9. Esperimenti, misure e dati (gran parte dei capitoli del

libro)

La chimica si basa su risultati sperimentali, ciò è reso evi-

dente dai frequenti approfondimenti presenti nel libro. Per

citare qualche esempio:

• gli esperimenti che hanno permesso di determinare la

struttura atomica nel Capitolo ;

• la calorimetria nel Capitolo ;

• l’uso di tecniche sperimentali come la spettrometria di

massa (Capitolo ) e la spettroscopia fotoelettronica

(Capitoli e ) per definire la composizione e la struttura

delle molecole e i livelli di energia negli atomi;

• lo sviluppo delle leggi dei gas nel Capitolo ;

• la misura delle velocità di reazione nel Capitolo ;

• la misura dei potenziali elettrochimici nelle celle voltai-

che nel Capitolo .

Nella sezione In laboratorio delle Domande di fine capi-

tolo sono riportati quesiti che riguardano esperimenti di

laboratorio che fanno uso delle conoscenze acquisite nel

capitolo. Non vanno tralasciate le domande presenti nelle

sezioni Applicazione di principi chimici: esse riguardano

esperimenti importanti e interessanti.

10. Figure (presenti in tutto il libro)

Questo libro è adatto a chi impara guardando, le figure sono

spesso utilizzate per illustrare concetti ed esempi. Molte

figure sono state ridisegnate per renderle più facilmente

comprensibili o più ricche di informazioni. Esempi rappre-

sentativi riguardano la visualizzazione delle radiazioni elet-

tromagnetiche, delle proprietà colligative, della dissoluzione

di precipitati, dei meccanismi di reazione, degli equilibri

chimici, degli orbitali atomici, e molti, molti altri modelli.

Ulteriori informazioni:

K. Murphy, T. Holme, A. Zenisky, H. Caruthers, and K. Knaus,

Journal of Chemical Education, Volume 89, p. 715-720, 2012.

T. Holme and K. Murphy, ibid., Volume 89, 721-723, 2012.

Gli Autori

John C. Kotz, è un “Di-stinguished Teaching Profes-sor” presso il college di Oneonta, dell’università dello stato di New York. Ha studiato alla Washington and Lee University e alla Cornell University. Ha svolto i suoi incarichi post-dotto-rato al National Institute of Health nell’istituto per la scienza e la tecnologia dell’u-niversità di Manchester, in Inghilterra, e all’Indiana Uni-versity.

È stato coautore di tre libri di testo per diverse edizioni (Inorganic Chemistry, Che-mistry & Chemical Reactivity e The Chemical World) e del General Chemistry Interactive CD. Ha pubblicato su riviste scienti#che ricerche di chimica organometallica ed elettrochimica.

È stato” Fulbright Lecturer” e “Research Scholar” in Portogallo e ha svolto il ruolo di professore in visita all’u-niversità del Wisconsin, all’università di Auckland in Nuova Zelanda e all’università di Potchefstroom in Sud Africa. È stato relatore su invito a conferenze di didattica della chimica negli Stati Uniti, Inghilterra, Sud Africa, Nuova Zelanda, Brasile e Argentina.

Ha ricevuto diversi riconoscimenti, tra cui il “Natio-nal Catalyst Award for Excellence in Teaching”, il “Visi-ting Scientist Award” dalla sezione del Connecticut occidentale della società chimica americana e il “Distin-guished Education Award” dalla sezione di Binghamton (New York) della società chimica americana. Nel 1998 è stato “Estee Lecturer in Chemical Education” all’univer-sità del South Dakota e nel 2007 è stato “Squibb Lectu-rer” all’università del North Carolina-Asheville. In#ne ha svolto il ruolo di mentore per la squadra nazionale ame-ricana di chimica. Può essere contattato all’indirizzo e-mail johnkotz@mac.com.

Paul M. Treichel ha conseguito la laurea all’univer-sità del Wisconsin nel 1958 e il dottorato all’università di Harvard nel 1962. Dopo un anno di studio post-dottorato a Londra, è divenuto professore all’università del Wiscon-sin-Madison, dove è stato direttore del dipartimento dal 1986 al 1995 e gli è stata conferita la “Helfaer Professor-ship” nel 1996. È stato professore in visita in Sud Africa

(1975) e in Giappone (1995). Nel 2007, dopo 44 anni di carriera, si è dimesso da mem-bro di facoltà e attualmente è Professore Emerito di Chimica. Nella sua carriera ha tenuto corsi di chimica generale, chi-mica inorganica, chimica orga-nometallica ed etica scienti#ca. Le sue ricerche sulla chimica dei composti organometallici, sui cluster metallici e sulla spettrometria di massa, con la collaborazione di 75 tra stu-denti laureandi e laureati, hanno portato alla pubblica-

zione di oltre 170 articoli su riviste scienti#che. Può essere contattato all’indirizzo e-mail treichelpaul@me.com.

John R. Townsend, professore di chimica all’uni-versità West Chester della Pennsylvania, ha completato la laurea in chimica e la sua certi#cazione come insegnante in chimica all’università di Delaware. Dopo aver inse-gnato nelle scuole superiori matematica e scienze, ha conseguito il master e il dottorato in bio#sica chimica presso la Cornell University, dove ha ricevuto il “DuPont Teaching Award” per il suo lavoro come assistente. Dopo aver insegnato alla Bloomsburg University, è diven-tato membro di facoltà all’università West Chester, dove coordina il programma di chimica per futuri insegnanti e il programma di lezioni di chimica sui principali aspetti scienti#ci. È stato supervisore all’università per più di 60 aspiranti professori di chimica di scuole superiori durante il loro semestre di insegnamento. I suoi interessi riguar-dano il campo della biochimica e dell’educazione della chimica. Può essere contattato all’indirizzo e-mail jtownsend@wcupa.edu.

David A. Treichel, professore di chimica all’univer-sità di Wesleyan nel Nebraska, ha studiato al Carleton College. Ha completato la laurea e il dottorato in chimica analitica presso l’università di Northwestern. Dopo lo studio di post-dottorato all’università del Texas, in Au-stin, è diventato membro della facoltà dell’università di Wesleyan nel Nebraska. I suoi interessi scienti#ci riguar-dano il campo dell’elettrochimica e della spettroscopia laser di super#cie. Può essere contattato all’indirizzo e-mail dat@nebrwesleyan.edu.

xxix

(Da sinistra a destra) John Kotz, John Townsend, David

Treichel, Paul Treichel

Cou

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Kot

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Legame e struttura molecolare

Organizzazione del capitolo

8-1 Formazione del legame chimico

8-2 Legame covalente e strutture di Lewis

8-3 Cariche atomiche formali in molecole

e ioni covalenti

8-4 Risonanza

8-5 Eccezioni alla regola dell’ottetto

8-6 Forma delle molecole

8-7 Polarità di legame ed elettronegatività

8-8 Polarità del legame e polarità della

molecola

8-9 Proprietà del legame: ordine, lunghezza

ed energia di legame

8-10 DNA, un riesame

IL LEGAME CHIMICO NEL DNA Il tema

di questo e del prossimo capitolo riguarda il legame e la

struttura molecolare, e l’argomento è ben illustrato dalla

struttura del DNA. Questa molecola è caratterizzata

dall’avvolgimento elicoidale di due filamenti di gruppi

fosfato (PO) e gruppi deossiribosio a geometria tetrae-

drica. Le basi azotate (come la timina e la citosina) di un

filamento interagiscono con le basi complementari sull’al-

tro filamento tramite legami idrogeno.

Guardando attentamente questa struttura, potreb-

bero venire in mente molte domande. Perché il fosforo

forma quattro legami? Perché gli atomi nella parte

esterna dell'elica formano angoli di °? Perché gli anelli

a sei membri della timina e della citosina sono planari?

Perché alcuni atomi di H legati a una base interagiscono

con gli atomi di N e O della base nella catena vicina? Tutte

queste domande, insieme a molte altre, possono trovare

risposta attraverso la comprensione del legame e della

struttura molecolare.

Le Domande relative a questo argomento sono: .,

., . e ..

Timina Citosina Deossiribosio

La struttura di un segmento del DNA.

SEZIONE DUE c ATOMI E MOLECOLE

283

COMPRENDERE

• I presupposti fondamentali sui legami covalenti e ionici.

• La relazione tra le strutture mole-colari e le rappresentazioni con strutture di Lewis.

• La relazione tra ordine di legame, lunghezza di legame ed energia di legame.

Obiettivi del capitoloVedere il Riesame degli obiettivi del capitolo (p. 335) per un elenco delle Domande legate a questi obiettivi.

FARE

• Rappresentare piccole molecole e ioni poliatomici con le strutture di Lewis.

• Usare la teoria della repulsione tra le coppie elettroniche del guscio di va-lenza (VSEPR) per predire la forma di piccole molecole e ioni, e compren-dere la struttura di molecole più complesse.

• Usare l'elettronegatività e la carica for-male per prevedere la distribuzione di carica nelle molecole e negli ioni, per definire la polarità dei legami e preve-dere quella delle molecole.

• Usare le entalpie di legame per sti-mare le variazioni di entalpia delle reazioni chimiche.

RICORDARE

• Le distribuzioni elettroniche co-muni (indicate dalle strutture di Lewis) e le strutture molecolari co-muni a molecole e ioni. La cono-scenza di questi modelli permette di prevedere le proprietà di mole-cole e ioni sconosciuti.

• Le strutture di Lewis per gli atomi.

• Le geometrie comuni delle coppie elettroniche e gli angoli dei le-gami a esse associate.

Gli scienziati sanno da tempo che la chiave per interpretare le proprietà di una sostanza chimica consiste prima di tutto nel riconoscere e capire la sua strut-tura e il modo in cui si formano i legami. La struttura si riferisce al modo in

cui gli atomi sono disposti nello spazio e il legame si riferisce alle forze che tengono insieme atomi adiacenti.

La nostra discussione sulla struttura e sul legame inizia con molecole piccole e verrà estesa successivamente a molecole più grandi. Passando da composto a com-posto si può prevedere come gli atomi dello stesso elemento partecipano al legame. Questa coerenza ci permette di sviluppare un insieme di principi che si applicano a molti composti diversi da una piccola molecola come l’acqua %no a strutture com-plesse come il DNA.

8-1 Formazione del legame chimicoQuando tra due atomi avviene una reazione chimica, i loro elettroni di valenza si riorganizzano in maniera che una forza attrattiva netta – un legame chimico – si esercita tra gli atomi. I chimici generalmente dividono i legami in tre categorie prin-cipali – metallico, covalente e ionico – ma, come illustrato nell’Approfondimento: Una prospettiva triangolare del legame chimico ( p. 284), i con%ni tra di loro pos-sono essere labili. In questo capitolo si parla principalmente dei legami covalenti, mentre i legami metallici e ionici sono descritti nel Capitolo 12.

Il legame covalente si instaura con la messa in condivisione degli elettroni di valenza tra gli atomi. Due atomi di cloro, per esempio, condividono una coppia di elettroni, un elettrone da ogni atomo, per formare un legame covalente.

+ ClCl Cl Cl

Coppia di elettroni di legame

C A P I T O L O 8

C A P I T O L O 8 Legame e struttura molecolare 284

Un legame ionico si forma quando uno o più elettroni di valenza si trasferiscono da un atomo all’altro, formando ioni positivi e negativi. Quando sodio e cloro gassoso (Cl2) reagiscono, possiamo immaginare la reazione che avviene per il trasferimento di un elettrone da un atomo di sodio a quello di cloro, con formazione degli ioni Na+ e Cl−.

Na Cl

trasferimento elettronico

dall'agente riducente

a quello ossidante.

Na+ −Cl+ −+ −+ −+ −

composto ionico.

Gli ioni hanno la configurazione

elettronica dei gas nobili.

Il sodio [1s22s22p63s1] ha un’energia di ionizzazione bassa, quindi perde facilmente un elettrone per formare Na+ [1s22s22p6]. Il cloro [1s22s22p63s23p5], invece, possiede un’elevata af%nità elettronica e forma con facilità lo ione Cl− [1s22s22p63s23p6]. Gli ioni che si formano, Na+ e Cl−, sono attratti uno all’altro a causa delle cariche elettrostatiche; è pro-prio l’attrazione tra ioni con cariche opposte che costituisce il legame

ionico. Gli ioni si posizionano secondo un reticolo cristallino, nel quale l’attrazione tra gli ioni con carica opposta è massimizzata mentre la repul-sione tra ioni con la stessa carica è minimizzata.

Approfondendo lo studio del legame chimico vedremo che questi due tipi di legame – trasferimento elettronico completo e condivisione equa degli elettroni – rap-presentano i casi estremi. Nella maggior parte dei composti chimici gli elettroni non sono condivisi in maniera equa e il grado di condivisione varia da una quantità molto piccola (legame quasi completamente ionico) a una condivisione estesa (le-game quasi puramente covalente).

Formazione di composti ionici.

La reazione tra sodio elementare e cloro per dare cloruro di sodio. ∆fH° [NaCl(s)] = −. kJ/mol.

© Cengage Learning/Charles D. Winters

APPROFONDIMENTOUna prospettiva triangolare del legame chimico

In chimica si pensa “limitatamente” alle tre forme di legame: covalente puro (uguale condivisione degli elettroni di legame tra due atomi), ionico puro (completo trasferi-mento di un elettrone da un atomo all’altro) e metallico. La figura riportata, un diagramma di van Arkel-Ketelaar, presenta questi casi limite ai vertici di un triangolo. A seconda degli atomi coinvolti, il legame può essere descritto come ionico (CsF), covalente (F),o metallico (Cs). Gli altri casi sono una combinazione di questi estremi. Per esempio, il legame nel CO è più cova-lente che ionico mentre in NaCl è molto ionico. Un semiconduttore come AlAs tende a formare un legame metallico, con alcune proprietà del legame ionico e cova-lente. Il legame nel Si solido, infine, risulta parzialmente metallico e parzialmente covalente.

Questo capitolo e il successivo trattano il legame covalente. Il Capitolo tratta in-vece i legami ionici e metallici. Anche se questi argomenti sono “compartimentaliz-zati”, non dimenticare che, come mostrato in

figura, il legame in praticamente tutti i

negatività”, utilizzato nella costruzione del diagramma, viene introdotto a p. di questo capitolo.

materiali è una combinazione di queste tre

forme estreme. Il fondamentale concetto di “elettro-

Dif

fere

nza

di el

ettr

oneg

ativ

ità

Elettronegatività mediaCovalente

NaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaCNaClNaCl

CsF

LiFLiF

LiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiHLiH

AlAAlAAlAAlAAlAAlAAlAssssss

MgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgOMgO

Cs

0.80 1.00

0.00

1.00

2.00

3.00

2.00 3.00 4.00

FON ClBr

C SHBSiAl

Li

Metallico

Ionico

BFBF3

OF22

CCl44

AlCAlCAlCAlCAlCl333333333333333SiOSiOSiOSiOSiOSiOSiO222

COCOCO2

FIGURA Un diagramma di van Arkel–Ketelaar. Le quattro regioni del triangolo rappresentano la posizione dei composti metallici (in blu), semiconduttori (in verde), ionici (in rosso) e covalenti (in arancione).

8-2 Legame covalente e strutture di Lewis 285

8-2 Legame covalente e strutture di LewisCi sono molti esempi di composti che possiedono legami covalenti, compresi i gas nella nostra atmosfera (O2, N2, H2O e CO2), alcuni combustibili (CH4) e la maggior parte dei composti nel nostro corpo. Il legame covalente è responsabile anche delle connessioni atomo-atomo in ioni poliatomici come CO3

2–, CN–, NH4+, NO3

–, e PO4

3–. Svilupperemo i principi base della struttura e del legame usando queste e altre piccole molecole e ioni, ma gli stessi principi si applicano a molecole più grandi che vanno dall’aspirina alle proteine e al DNA, che possiedono migliaia di atomi.

Le molecole e gli ioni citati sopra sono composti interamente da atomi di non metalli. Un punto che va sottolineato è il fatto che in molecole o ioni costituiti soloda atomi non metallici gli atomi sono legati da legami covalenti. Invece la presenza di un metallo nella formula è generalmente indice che il composto è probabilmente di tipo ionico.

Elettroni di valenza e strutture di Lewis per gli atomi

Gli elettroni presenti in un atomo possono essere divisi in due gruppi, gli elettroni di

valenza e gli elettroni interni (o elettroni di core, cioè del nocciolo). Gli elettroni di valenza determinano le proprietà chimiche dell’atomo, poiché le reazioni chimiche danno luogo a una cessione, a un acquisto o a un riarrangiamento di questi elettroni. Gli elettroni rimanenti, quelli interni, non sono invece coinvolti nel legame e nelle reazioni chimiche.

Per gli elementi dei gruppi principali (quelli dei gruppi A della tavola periodica), gli elettroni di valenza si trovano negli orbitali s e p del livello più esterno (Tabella 8.1). Tutti gli elettroni negli strati interni sono elettroni interni. Per esempio,

Na, Gruppo 1A Elettroni interni = 1s22s22p6 = [Ne] Elettroni di valenza = 3s1

As, Gruppo 5A Elettroni interni = 1s22s22p63s23p63d10 = [Ar]3d10 Elettroni di valenza = 4s44 24p4 3

Un’indicazione utile per gli elementi dei gruppi principali è che il numero di elettroni di valenza è uguale al numero del gruppo. Il fatto che tutti gli elementi in un gruppo della tavola periodica abbiano lo stesso numero di elettroni di valenza spiega la similarità delle proprietà chimiche tra i membri del gruppo.

Gli elettroni di valenza per gli elementi di transizione comprendono gli elettroni negli orbitali ns e (n – 1)d. Gli elettroni rimanenti sono elettroni interni. Così come accade per gli elementi dei gruppi principali, gli elettroni di valenza per i metalli di transizione determinano le proprietà chimiche di questi elementi.

Ti, Gruppo 4B Elettroni interni = 1s22s22p63s23p6 = [Ar] Elettroni di valenza = 3d24s2

Il chimico americano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) introdusse una ma-niera utile per descrivere gli elettroni nel guscio di valenza di un atomo. Nel sistema da lui sviluppato il simbolo dell’elemento rappresenta il nucleo atomico assieme agli elettroni interni. I primi quattro elettroni di valenza, rappresentati da puntini, sono posti uno alla volta attorno al simbolo; poi, se ci sono altri elettroni di valenza, questi vengono appaiati a quelli già presenti. I chimici oggi fanno riferimento a questa rappresentazione come ai simboli a punti di Lewis, o, semplicemente, strut-

ture di Lewis. Le strutture di Lewis per gli elementi dei gruppi principali apparte-nenti al secondo e al terzo periodo sono mostrati in Tabella 8.1.

Disporre in quattro gruppi gli elettroni di valenza attorno all’atomo di un ele-mento di un gruppo principale suggerisce che il guscio di valenza possa accogliere al massimo quattro coppie di elettroni. Poiché questa con%gurazione comprende

Gilbert Newton Lewis (1875–

1946) Lewis introdusse la teoria del

legame chimico come coppia di

elettroni condivisa in un articolo

pubblicato nel Journal of the American

Chemical Society nel 1916. Lewis

dette anche grandissimi contributi

nel campo della chimica delle

reazioni acido-base, della

termodinamica e le sue ricerche

comprendono studi sull’interazione

della luce con le sostanze.

Lewis nacque nel Massachusetts

ma crebbe nel Nebraska. Dopo essersi

laureato e aver preso il Ph.D. ad

Harvard, iniziò la sua carriera

professionale nel 1912 all’Università

della California a Berkeley. Non era

solo un ricercatore molto prolifico, ma

anche un insegnante che influenzava

profondamente i propri studenti. Una

delle sue idee fu introdurre i problemi

nella didattica, una prassi in uso

anche oggi.

Oesper Collection in the History of

Chemistry/University of Cincinnati

Tabella 8.1 Strutture di Lewis per alcuni atomi dei gruppi principali

1A

ns1

Li

2A

ns2

Be

3A

ns2np1

B

4A

ns2np2

C

5A

ns2np3

N

6A

ns2np4

O

7A

ns2np5

F

8A

ns2np6

Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar

C A P I T O L O 8 Legame e struttura molecolare 286

complessivamente otto elettroni, viene generalmente chiamata ottetto. Un ottetto di elettroni che circonda un atomo rappresenta una con%gurazione particolarmente stabile. I gas nobili, con l’eccezione dell’elio, hanno otto elettroni di valenza e sono particolar-mente poco reattivi. (L’elio e il neon non danno alcuna reazione chimica e gli altri gas nobili hanno una reattività chimica estremamente limitata). Poiché le reazioni chimi-che coinvolgono variazioni degli elettroni che si trovano nel guscio di valenza, la reattività limitata dei gas nobili è una prova della stabilità della con%gurazione elet-tronica a gas nobile (ns2np6). Molti elementi acquistano, cedono o condividono elettroni per raggiungere un ottetto con gli elettroni di valenza, cioè la con%gurazione di un gas nobile. Questo comportamento viene in genere chiamato regola dell’ottetto. L’idrogeno, che nei suoi composti ha due elettroni nel guscio di valenza, obbedisce a questa regola poiché tende a raggiungere la con%gurazione elettronica dell’elio.

Le strutture di Lewis e la regola dell’ottetto

In una descrizione semplice del legame covalente, il legame si forma quando una o più coppie di elettroni sono condivise tra due atomi.

Il legame a coppia di elettroni tra i due atomi della mole-cola di H2 si rappresenta con una coppia di puntini oppure con una linea.

La rappresentazione di molecole come H2 realizzata in questa maniera prende il nome di simboli a punti di Lewis

o semplicemente struttura di Lewis, in onore di G. N. Lewis.

Strutture di Lewis semplici, come quella per F2, possono essere disegnate partendo dai simboli degli atomi secondo la nota-zione di Lewis e sistemando gli elettroni di valenza in modo tale da formare legami. Il /uoro, elemento del gruppo 7A, ha sette elettroni di valenza. Il simbolo di Lewis mostra che un atomo di /uoro ha un unico elettrone spaiato oltre a tre cop-pie di elettroni. Nell’F2 gli elettroni singoli, uno su ciascun atomo di F, si associano per formare il legame covalente.

Nella struttura di Lewis per F2 la coppia di elettroni nel legame FOF è la coppia di legame o coppia legante. Le altre sei coppie risiedono su singoli atomi e sono chia-mate coppie solitarie. Poiché queste non sono coinvolte nel legame sono anche chiamate coppie non leganti.

Il diossido di carbonio, CO2, e il diazoto, N2, sono esempi di molecole in cui due atomi sono legati in modo multiplo, vale a dire condividono più di una coppia di elettroni.

Nel diossido di carbonio, l’atomo di carbonio condi-vide due coppie di elettroni con ogni atomo di ossigeno ed è così legato a ogni ossigeno da un doppio legame. Il gu-scio di valenza di ogni atomo di ossigeno in CO2 ha due coppie leganti e due coppie solitarie.

Nel diazoto, i due atomi di azoto condividono tre cop-pie di elettroni cosicché sono legati da un triplo legame.Inoltre, ogni atomo di azoto possiede una coppia solitaria.

H2

H H HH HH HH HH H

Legame a coppia di elettroni

Struttura di Lewis

F2

+ FF F FF oF oF o F

Struttura di Lewis

Coppia di elettroni

condivisa o di legame

Coppia solitaria

di elettroni

Il fluoro ha

sette elettroni

di valenza

CO2

O OCOttetto di elettroni

intorno a ciascun

atomo di O (quattro

nel doppio legame

e quattro nelle

coppie solitarie)

Ottetto di elettroni

attorno all’atomo di C

(quattro in ognuno

dei due doppi legami)

N2 N N

Ottetto di elettroni intorno

a ciascun atomo di N

(sei nel triplo legame e

due nella coppia solitaria)

Per le molecole che abbiamo esaminato fino a ora si può fare un’interessante os-servazione: tutti gli atomi (eccetto l’idrogeno) possiedono, comprese le coppie in condivisione, quattro coppie di elettroni; in questa maniera ogni atomo raggiunge una configurazione di gas nobile. Ogni atomo è circondato da un ottetto di elettroni. (L’i-drogeno di solito forma un legame con un solo altro atomo, così da avere due elettroni

Importanza delle coppie

solitarie Le coppie solitarie possono

essere importanti per determinare la

struttura molecolare. Poiché si trovano

nello stesso livello degli elettroni di

legame possono influenzare la geometria

della molecola (si veda il Paragrafo 8-6).

8-2 Legame covalente e strutture di Lewis 287

nel suo guscio di valenza). La tendenza delle molecole e degli ioni poliatomici ad avere strutture in cui otto elettroni circondano ogni atomo è alla base della regola dell’ot-tetto. Per esempio, af%nché nel diazoto si abbiano otto elettroni attorno a ciascun atomo di azoto è necessaria la formazione di un triplo legame. L’atomo di carbonio ed entrambi gli ossigeni in CO2 raggiungono la con%gurazione a ottetto formando doppi legami.

La regola dell’ottetto è estremamente utile, ma va tenuto a mente che rappre-senta più una guida che una regola vera e propria. In particolare, per gli elementi del secondo periodo, C, N, O e F, una struttura di Lewis in cui ogni atomo raggiunge l’ottetto è quasi sicuramente corretta. Benché esistano delle eccezioni, se un atomo come C, N, O o F in una struttura di Lewis non segue la regola dell’ottetto, potrebbe essere il caso di dubitare della validità di tale struttura. Se una struttura che rispetta la regola dell’ottetto non può essere scritta, è allora possibile che al composto in esame sia stata assegnata una formula non corretta.

Disegnare le strutture di Lewis

Esiste un approccio sistematico per costruire le strutture di Lewis per molecole o ioni poliatomici. Prendiamo come esempio il cloroformio, CHCl3, un composto un tempo usato come anestetico.

Eccezioni alla regola dell’ottetto

Benché la regola dell’ottetto sia

applicabile alla maggior parte dei casi,

esistono alcune eccezioni.

Fortunatamente molte sono ovvie,

come quando un elemento forma più

di quattro legami o quando c’è un

numero dispari di elettroni (si veda il

Paragrafo 8-5).

STADIO 1 Determinare la disposizione degli atomi nella molecola. L’atomo centrale è generalmente quello con l’af%nità elettronica più bassa (entalpia di acqui-sizione elettronica meno negativa, ◀ Paragrafo 7-5).

STADIO 2 Determinare il numero totale di elettroni di valenza nella molecola o nello ione. In una molecola neutra questo numero sarà uguale alla somma degli elettroni di valenza di ogni atomo. Il numero di coppie di elettroni è uguale alla metà del numero totale di elet-troni di valenza.

STADIO 3 Porre una coppia di elettroni tra ogni cop-pia di atomi legati per formare un legame singolo. Qui quattro coppie di elettroni sono state usate per formare quattro legami singoli (rappresentati da linee singole). Restano da utilizzare nove coppie di elettroni delle 13 disponibili.

CHCl3

Atomo centrale

Cl

Cl

HCl C

Legame singolo

Elettroni di valenza CHCl3 C = 4

H = 1

Cl = 3 × 7 = 21

Totale = 26 elettroni o 13 coppie

S U G G E R I M E N TO 8.1 P E R L A R I S O LU Z I O N E D E I P R O B L E M I

Scegliere l’atomo centrale in una struttura di Lewis

Il primo passaggio nel costruire una

struttura di Lewis è scegliere l’atomo

centrale.

1. Generalmente l’atomo centrale è

quello con minore elettronegati-

vità. L’elettronegatività è discussa

nel Paragrafo 8-7.

2. Per composti e ioni semplici, spesso

il primo atomo che compare nella

formula è quello centrale (per

esempio, SO2, NH4+, NO3

−). Questo

sistema non è sempre attendibile,

eccezioni includono l’acqua (H2O) e

molti acidi comuni (HNO3, H2SO4),

dove l’idrogeno acido è scritto per

primo, ma l’atomo centrale è un

altro (come N o S).

3. È possibile notare che alcuni ele-

menti (come C, N, P e S) costitui-

scono spesso l’atomo centrale.

4. Gli alogeni sono spesso atomi ter-

minali che formano un legame

singolo con un altro atomo, ma

possono essere l’atomo centrale

quando si combinano con l’O per

formare gli ossiacidi (come HClO4).

5. L’ossigeno è l’atomo centrale

dell’acqua, ma quando si combina

con azoto, fosforo e gli alogeni

diventa generalmente un atomo

terminale.

6. L’idrogeno è un atomo terminale

in quanto in genere si lega solo a

un altro atomo. Questa regola pre-

senta rare eccezioni.

C A P I T O L O 8 Legame e struttura molecolare 288

STADIO 4 Usare le rimanenti coppie di elettroni come coppie solitarie attorno a ciascun atomo terminale (eccetto H) in maniera che ogni atomo terminale sia circondato da otto elettroni. Se a questo punto rimangono ancora elet-troni assegnarli all’atomo centrale. Qui tutte le 13 coppie di elettroni sono state assegnate in CHCl3. L’atomo di H condivide due elettroni, come fa normalmente, e tutti gli altri atomi condividono elettroni formando ottetti. La strut-tura di Lewis per CHCl3 è completa.

STADIO 5 Se l’atomo centrale non completa l’ottetto e non sono disponibili elettroni di valenza dopo aver for-valenza dopo aver forvalenza dopo aver formato i legami singoli e aver completato l’ottetto per gli atomi terminali, allora si possono formare legami multipli per condivisione di una o più coppie elettroniche tra gli atomi terminali e quello centrale (si veda il caso di CH2O a p. 289).

HC

Legame singolo

Coppia solitaria

Cl

Cl

Cl

E S E M P I O 8.1

Disegnare le strutture di Lewis

Problema Disegnare la struttura di Lewis per la clorammina, NH2Cl (un disinfettante)

e cloruro di tionile SOCl2, un reagente usato comunemente in chimica organica.

Conoscenze preliminari Viene fornita la formula di ogni composto, è possibile

calcolare il numero di elettroni di valenza. Inoltre, ci si aspetta che ogni atomo (eccetto H)

formi un ottetto.

Strategia Seguire gli stadi descritti nell’esempio con il CHCl3 appena mostrato.

Soluzione per NH2Cl

. L’atomo centrale è N, mentre H e Cl saranno gli atomi terminali.

. Elettroni di valenza = ( coppie) = (per N) + × ( per ogni H) + (per Cl)

. Tre coppie elettroniche formano i legami singoli tra N e gli atomi terminali, H e Cl.

H

H ClNH CH C

. Si pongono tre coppie elettroniche nell’atomo di cloro terminale per completare

l’ottetto su tale atomo.

H

H ClN

. Rimane una coppia elettronica, essa viene posta sull’atomo di azoto per completare

il suo ottetto.

H

H ClN

Gli atomi di N e Cl ora condividono quattro coppie elettroniche e gli atomi di H due

elettroni. La struttura di Lewis è completa.

Soluzione per SOCl2

. Lo zolfo è l’atomo centrale. L’affinità elettronica dello zolfo è inferiore sia a quella

dell’ossigeno che a quella del cloro (l’entalpia di acquisizione elettronica di S è meno

negativa di quella di O o Cl).

Questo passaggio non è necessario per CHCl3.

8-2 Legame covalente e strutture di Lewis 289

Esistono numerose molecole che possiedono due o addirittura tre legami tra una coppia di atomi, un semplice esempio è la molecola di formaldeide, CH2O. In questo caso l’atomo centrale è il carbonio e sono presenti in totale 12 elettroni di valenza.

Elettroni di valenza per CH2O = 12 elettroni (o 6 coppie elettroniche)

= 4 (per C) + 2 × 1 (per i due H) + 6 (per O)

Come al solito, si impegna una coppia di elettroni per ogni legame singolo tra gli atomi.

C

H

H

OLegame singolo

E poi si pongono le tre coppie elettroniche rimaste sull’atomo terminale di ossigeno.

C

H

H

OLegame singolo

Coppia solitaria

Le sei coppie di elettroni sono state assegnate, ma l’atomo di C condivide solo tre coppie. Se a questo punto l’atomo centrale ha meno di otto elettroni, cambiare una delle coppie di un atomo terminale in una coppia di legame tra l’atomo considerato e quello centrale per formare un legame multiplo.

C

H

H

OSpostare la coppia solitaria

per formare un doppio

legame e soddisfare la

regola dell’ottetto per C

C

H

H

O

Legame singolo Coppia solitaria

Due coppie condivise;

doppio legame

. Elettroni di valenza = ( coppie) = (per S) + (per O) + × (per ogni Cl)

. Tre coppie elettroniche formano i legami singoli tra lo zolfo e gli atomi di ossigeno e

cloro:

Cl

O ClSO CO C

. Si pongono nove coppie elettroniche intorno agli atomi terminali O e Cl.

O ClSO CO C

Cl

. Rimane una coppia elettronica. L’atomo di zolfo centrale possiede solo tre coppie

elettroniche, quindi l’ultima coppia elettronica viene posta qui. Adesso ogni atomo

condivide quattro coppie di elettroni.

O ClSO CO C

Cl

Ulteriori considerazioni In entrambe queste molecole una coppia di elettroni

rimane dopo aver considerato le coppie impegnate nei legami e quelle necessarie a com-

pletare gli ottetti degli atomi terminali. Questa coppia di elettroni viene assegnata

all’atomo centrale.

Veri"ca dell’apprendimento

Disegnare la struttura di Lewis per CH3Cl (cloruro di metile, un anestetico locale), H2O, H2O2

(perossido di idrogeno, con un legame OOO), NH3 e NH2OH (con un legame NOO).