Prefazione alla seconde edizione italiana xviiIl sito web dedicato al libro xixPrefazione alla quarta edizione americana xxRingraziamenti xxiiiL’autore e i consulenti xxvi

Le chiavi per lo studio della chimica 11.1 Alcune definizioni fondamentali 2

Le proprietà della materia 2I tre stati di aggregazione della materia 3Il tema centrale della chimica 5L’importanza dell’energia nello studio della materia 5

1.2 Arti chimiche e origini della chimica moderna 8Tradizioni prechimiche 8L’insuccesso della teoria del flogisto e l’influenza

di Lavoisier 9

1.3 Il metodo scientifico: costruzione di un modello 11

1.4 Risoluzione dei problemi di chimica 12Unità di misura e fattori di conversione impiegati

nei calcoli 12Approccio sistematico alla risoluzione dei problemi

di chimica 14

1.5 La misurazione nella scienza 16Caratteristiche generali del Sistema Internazionale

di Unità (SI) 16Alcune unità SI importanti in chimica 17

1.6 Incertezza di misura: cifre significative 24Determinazione delle cifre significative 25Come operare con le cifre significative nei calcoli 26Precisione, accuratezza e taratura degli strumenti 29

La chimica nelle altre scienze RISOLUZIONE DEIPROBLEMI DI CHIMICA NEL MONDO REALE 30Esercizi e problemi 31

I componenti della materia 362.1 Elementi, composti e miscele: uno sguardo

d’insieme dal punto di vista atomico 37

C A P I T O L O 2

C A P I T O L O 1

2.2 Le osservazioni che condussero a una concezione atomica della materia 39Conservazione della massa 39Composizione definita e costante 39Proporzioni multiple 41

2.3 La teoria atomica di Dalton 42Postulati della teoria atomica 42Come la teoria di Dalton spiega le leggi di massa 42Le masse relative degli atomi 43

2.4 Le osservazioni che condussero al modellonucleare dell’atomo 44

Scoperta dell’elettrone e delle sue proprietà 44Scoperta del nucleo atomico 46

2.5 La teoria atomica odierna 47Struttura dell’atomo 47Numero atomico, numero di massa e simbolo atomico 48Isotopi e masse atomiche degli elementi 49Un moderno riesame della teoria atomica 51

Strumenti del laboratorioSPETTROMETRIA DI MASSA 52

2.6 Gli elementi: un primo sguardo alla tavola periodica 53

2.7 I composti: introduzione al legame chimico 55La formazione di composti ionici 56Formazione dei composti covalenti 59Ioni poliatomici: legami covalenti entro gli ioni 60

2.8 I composti: formule, nomi e masse 60Tipi di formule chimiche 60Qualche consiglio sull’apprendimento dei nomi

e delle formule 61Nomi e formule dei composti ionici 62Nomi e formule dei composti covalenti binari 67Deduzione delle masse molecolari dalle formule

chimiche 68

Gallery RAPPRESENTAZIONE DELLE MOLECOLE 69

2.9 Le miscele: classificazione e separazione 70

Strumenti del laboratorio TECNICHE DI SEPARAZIONE FONDAMENTALI 71Esercizi e problemi 75

INDICE

vii

indice p7-16 6-12-2007 16:49 Pagina vii

Stechiometria: relazioni quantità-massa-numero nei sistemi chimici 813.1 La mole 81

Definizione della mole 81Massa molare 83Interconversione di quantità di sostanza, massa

e numero di entità chimiche 84Percentuale in massa ottenuta dalla formula chimica 87

3.2 Determinazione della formula di un compostosconosciuto 89Formule empiriche 89Formule molecolari 90Analisi per combustione 92Formule chimiche e strutture delle molecole 94

3.3 Scrittura e bilanciamento delle equazionichimiche 95

3.4 Calcolo delle quantità di reagenti e di prodotti 100Rapporti molari stechiometricamente equivalenti

ottenuti dall’equazione bilanciata 100Reazioni chimiche in sequenza 103Reazioni chimiche a cui partecipa un reagente

limitante 104Reazioni chimiche in pratica: resa teorica, resa effettiva

e resa percentuale 106

3.5 Fondamenti di stechiometria delle reazioni in soluzione 109Espressione delle concentrazioni in termini

di molarità 109Conversioni quantità-massa-numero

che implicano soluzioni 110Preparazione e diluizione di soluzioni molari 111Stechiometria delle reazioni chimiche in soluzione 113

Esercizi e problemi 117

Le principali classi di reazionichimiche 1244.1 Il ruolo dell’acqua come solvente 124

La solubilità dei composti ionici 124Il carattere polare dell’acqua 126

4.2 Scrittura delle equazioni per le reazioniioniche in soluzione acquosa 129

4.3 Reazioni di precipitazione 131La forza motrice di una reazione di precipitazione 131Come prevedere se una reazione avverrà o no 132

C A P I T O L O 4

C A P I T O L O 3

Indiceviii

4.4 Reazioni acido-base 133La forza motrice e la trasformazione netta: formazione

di H2O a partire da H� e OH� 134Titolazioni acido-base 135Reazioni acido-base come processi di trasferimento

protonico 137

4.5 Reazioni di ossidoriduzione (reazioni redox) 139La forza motrice per i processi redox 139Terminologia essenziale delle reazioni redox 140Impiego dei numeri di ossidazione per monitorare

il movimento di carica elettronica 141Bilanciamento delle equazioni redox 143Titolazioni redox 145

4.6 Sostanze elementari nelle reazioni redox 1484.7 Reazioni reversibili: un’introduzione

all’equilibrio chimico 154Esercizi e problemi 157

I gas e la teoria cinetica dei gas 1645.1 Uno sguardo d’insieme agli stati fisici

della materia 164

5.2 Pressione di un gas e sua misurazione 166Dispositivi di laboratorio per misurare la pressione

di un gas 167Unità di misura della pressione 169

5.3 Le leggi dei gas e le loro basi sperimentali 170La relazione tra volume e pressione: la legge

di Boyle 171La relazione tra volume e temperatura: la legge

di Charles 172La relazione tra volume e quantità: la legge

di Avogadro 174Comportamento di un gas in condizioni normali

di temperatura e pressione 174L’equazione di stato dei gas perfetti 175Risoluzione dei problemi sulle leggi dei gas 176

5.4 Ulteriori applicazioni dell’equazione di stato dei gas perfetti 179Densità di un gas 180Massa molare di un gas 181La pressione parziale di un gas in una miscela di gas 182

5.5 Equazione di stato dei gas perfetti e stechiometria delle reazioni 185

5.6 La teoria cinetica dei gas: un modello del comportamento dei gas 187Come la teoria cinetica dei gas spiega le leggi

dei gas 188Effusione e diffusione 192

C A P I T O L O 5

indice p7-16 6-12-2007 16:49 Pagina viii

ixIndice

Il mondo caotico dei gas: cammino libero medioe frequenza degli urti 193

La chimica nelle altre scienze La chimica nella scienza planetaria: STRUTTURA ECOMPOSIZIONE DELL’ATMOSFERATERRESTRE 194

5.7 I gas reali: deviazioni dal comportamento dei gas perfetti 197Effetti di condizioni estreme sul comportamento

dei gas 198L’equazione di van der Waals: l’equazione di stato

dei gas perfetti corretta 200

Esercizi e problemi 202

Termochimica: flusso di energia e trasformazioni chimiche 2096.1 Forme di energia e loro interconversione 209

Il sistema e l’ambiente 210Flusso di energia dall’esterno all’interno di un sistema

e viceversa 210Calore e lavoro: due forme di trasferimento

di energia 211Il principio di conservazione dell’energia 213Unità di misura dell’energia 214Funzioni di stato e indipendenza della variazione

di energia dal cammino percorso 215

6.2 Entalpia: calori di reazione e trasformazionichimiche 216Significato dell’entalpia 216Confronto tra �E e �H 217Processi esotermici ed endotermici 217Alcuni tipi importanti di variazione dell’entalpia 219Variazioni delle forze di legame, ovvero: da dove

proviene il calore di reazione? 219

6.3 Calorimetria: misura dei calori di reazione in laboratorio 221Calore specifico 222La pratica della calorimetria 223

6.4 Stechiometria delle equazioni termochimiche 225

6.5 Legge di Hess dell’additività delle variazioni di entalpia 227

6.6 Calori standard di reazione (�H0r) 229

Equazioni di formazione e loro variazioni standard di entalpia 229

Determinazione di �H0r a partire dai valori di �H0

f

dei reagenti e dei prodotti 230

C A P I T O L O 6

La chimica nelle altre scienze Chimica nelle scienze ambientali: IL FUTURODELL’UTILIZZAZIONE DELL’ENERGIA 232Esercizi e problemi 237

Teoria quantistica e struttura atomica 2437.1 Natura della luce 244

Natura ondulatoria della luce 244Natura particellare della luce 248

7.2 Spettri atomici 250Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno 252Limitazioni del modello di Bohr 253Gli stati energetici dell’atomo di idrogeno 254

Strumenti del laboratorio SPETTROFOTOMETRIANELL’ANALISI CHIMICA 255

7.3 Il dualismo onda-particella di materia ed energia 257Natura ondulatoria degli elettroni e natura particellare

dei fotoni 258Il principio di indeterminazione di Heisenberg 260

7.4 Il modello quantomeccanico dell’atomo 262L’orbitale atomico e la posizione probabile

dell’elettrone 262Numeri quantici di un orbitale atomico 264Forme degli orbitali atomici 267Livelli energetici dell’atomo di idrogeno 269

Esercizi e problemi 271

Configurazione elettronica e periodicità chimica 2758.1 Sviluppo della tavola periodica 2758.2 Caratteristiche degli atomi polielettronici 277

Il numero quantico di spin elettronico 277Il principio di esclusione 278Effetti elettrostatici e separazione (splitting) dei livelli

energetici 278

8.3 Il modello quantomeccanico e la tavolaperiodica 282Costruzione dei Periodi 1 e 2 282Costruzione del Periodo 3 285Configurazioni elettroniche entro i gruppi 285La prima serie di transizione con riempimento

degli orbitali d: costruzione del Periodo 4 286

C A P I T O L O 8

C A P I T O L O 7

indice p7-16 6-12-2007 16:49 Pagina ix

Principi generali delle configurazioni elettroniche 288Schemi complessi: gli elementi di transizione

e gli elementi di transizione interna 290

8.4 Tendenze in alcune proprietà atomicheperiodiche essenziali 292Tendenze nel raggio atomico 292Tendenze nell’energia di ionizzazione 295Tendenze nell’affinità elettronica 298

8.5 La connessione tra struttura atomica e reattività chimica 300Tendenze nel comportamento metallico 300Proprietà degli ioni monoatomici 302

Esercizi e problemi 309

Modelli del legame chimico 3139.1 Proprietà atomiche e legami chimici 313

Tipi di legame chimico 313Simboli di Lewis: rappresentazione degli atomi

nei legami chimici 315

9.2 Il modello del legame ionico 316Considerazioni energetiche nella formazione del legame

ionico: l’importanza dell’energia reticolare 317Tendenze periodiche nell’energia reticolare 320Come il modello spiega le proprietà

dei composti ionici 321

9.3 Il modello del legame covalente 323La formazione di un legame covalente 323Le proprietà di un legame covalente: energia di legame

e lunghezza di legame 325Come il modello spiega le proprietà dei composti

covalenti 328

9.4 Tra i due estremi: elettronegatività e polarità di legame 329Elettronegatività 329Legami covalenti polari e polarità di legame 332Il carattere ionico parziale dei legami covalenti

polari 332Il continuo di legame lungo un periodo 333

9.5 Introduzione al legame metallico 335Il modello del mare di elettroni 335Come il modello spiega le proprietà dei metalli 335

Esercizi e problemi 338

Le forme delle molecole 34110.1 Rappresentazione delle molecole e degli ioni

con strutture di Lewis 341Impiego della regola dell’ottetto per scrivere

le strutture di Lewis 342

C A P I T O L O 1 0

C A P I T O L O 9

Indicex

Risonanza: legame a coppie di elettroni delocalizzate 345

Carica formale: scelta della migliore struttura di risonanza 347

Strutture di Lewis per le eccezioni alla regoladell’ottetto 348

10.2 Impiego delle strutture di Lewis e delle energie di legame per calcolare i calori di reazione 352

10.3 Teoria VSEPR (valence-shell electron-pairrepulsion, repulsione tra le coppie di elettronidel guscio di valenza) e forma molecolare 354Disposizioni dei gruppi di elettroni e forme

molecolari 355La forma molecolare con due gruppi di elettroni

(disposizione lineare) 356Forme molecolari con tre gruppi di elettroni

(disposizione planare trigonale) 356Forme molecolari con quattro gruppi di elettroni

(disposizione tetraedrica) 357Forme molecolari con cinque gruppi di elettroni

(disposizione bipiramidale trigonale) 359Forme molecolari con sei gruppi di elettroni

(disposizione ottaedrica) 360Impiego della teoria VSEPR per determinare la forma

molecolare 361Forme molecolari con più di un atomo centrale 363

10.4 Forma molecolare e polarità molecolare 364

Gallery Bellezza molecolare: FORME STRANECON FUNZIONI UTILI 365

Polarità di legame, angolo di legame e momento di dipolo 366L’effetto della polarità molecolare sul comportamento

fisico 367

Esercizi e problemi 369

Teorie del legame covalente 37311.1 La teoria del legame di valenza (teoria VB)

e l’ibridazione degli orbitali 373I temi centrali della teoria VB 373Tipi di orbitali ibridi 374

11.2 Il modo di sovrapposizione degli orbitali e i tipi di legami covalenti 381La trattazione VB dei legami singoli e multipli 381Sovrapposizione di orbitali e rotazione molecolare 383

11.3 Teoria degli orbitali molecolari (teoria MO) e delocalizzazione elettronica 384I temi centrali della teoria MO 385Molecole biatomiche omonucleari di elementi

del Periodo 2 388Descrizione di alcune molecole biatomiche

eteronucleari con la teoria MO 393

C A P I T O L O 11

indice p7-16 6-12-2007 16:49 Pagina x

xiIndice

Descrizione dell’ozono e del benzene con la teoria MO 394

Esercizi e problemi 396

Forze intermolecolari: liquidi, solidi e transizioni di fase 39912.1 Uno sguardo d’insieme agli stati fisici

e alle transizioni di fase 399

12.2 Aspetti quantitativi delle transizioni di fase 403Calore assorbito o rilasciato nelle transizioni di fase:

un approccio cinetico 403Le transizioni di fase come processi di equilibrio

dinamico 405Diagrammi di fase: l’effetto della temperatura

e della pressione sullo stato fisico 410

12.3 Tipi di forze intermolecolari 412Forze ione-dipolo 412Forze dipolo-dipolo 413Il legame idrogeno 414Polarizzabilità e forze carica-dipolo indotto 416Forze di dispersione (forze di London) 417

12.4 Proprietà dello stato liquido 420Tensione superficiale 420Capillarità 421Viscosità 421

12.5 L’unicità dell’acqua 422Proprietà solventi dell’acqua 422

Gallery PROPRIETÀ DEI LIQUIDI 423Proprietà termiche dell’acqua 424Proprietà di superficie dell’acqua 424La densità dell’acqua solida e liquida 425

12.6 Lo stato solido: struttura, proprietà e legami 426Caratteristiche strutturali dei solidi 426

Strumenti del laboratorio ANALISI PER DIFFRAZIONE DI RAGGI X E MICROSCOPIA ELETTRONICAA SCANSIONE A EFFETTO TUNNEL 431

Tipi di solidi cristallini e loro proprietà 434Solidi amorfi 438Legami nei solidi: teoria delle bande di orbitali

molecolari 438

12.7 Materiali avanzati 441Materiali elettronici 441Cristalli liquidi 444Materiali ceramici 447Materiali polimerici 450Nanotecnologia: progettazione di materiali atomo

per atomo 455

Esercizi e problemi 459

C A P I T O L O 1 2

Le proprietà delle miscele: soluzionie colloidi 46413.1 Tipi di soluzioni: forze intermolecolari

e previsione della solubilità 465Forze intermolecolari nelle soluzioni 465Soluzioni liquide e ruolo della polarità molecolare 466Soluzioni gassose e soluzioni solide 469

13.2 Variazioni di energia nel processo di dissoluzione 471Calori di soluzione e cicli di dissoluzione 471Calori di idratazione: solidi ionici in acqua 471Il processo di dissoluzione e la variazione

di Entropia 473

13.3 La solubilità come processo di equilibrio 475Effetto della temperatura sulla solubilità 476Effetto della pressione sulla solubilità 478

13.4 Espressioni quantitative della concentrazione 479Molarità e molalità 480Parti di soluto per parti di soluzione 481Conversione delle unità di concentrazione 483

13.5 Proprietà colligative delle soluzioni 484Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti

non volatili 485Impiego delle proprietà colligative per determinare

la massa molare del soluto 491Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti

volatili 492Proprietà colligative delle soluzioni di elettroliti 493

Gallery PROPRIETÀ COLLIGATIVENELL’INDUSTRIA E IN BIOLOGIA 494

13.6 Struttura e proprietà dei colloidi 496

La chimica nelle altre scienze Chimicanell’ingegneria sanitaria – SOLUZIONI E COLLOIDI NELLA DEPURAZIONE DELLE ACQUE 499Esercizi e problemi 502

Le principali proprietà atomiche 510Le caratteristiche del legame chimico 512Comportamento metallico 514Il comportamento acido-base degli ossidi

degli elementi 515Comportamento redox degli elementi 516Stati fisici e cambiamenti di fase 518

UNO SGUARDO D’INSIEMEALLE PROPRIETÀ DEGLI ELEMENTI

C A P I T O L O 1 3

indice p7-16 6-12-2007 16:49 Pagina xi

Indicexii

Andamenti periodici negli elementidei gruppi principali: legami,strutture e reattività 52014.1 L’idrogeno, l’atomo più semplice 520

Dove si colloca l’idrogeno nella tavola periodica? 521Punti salienti della chimica dell’idrogeno 521

14.2 Tendenze attraverso la tavola periodica: gli elementi del periodo 2 522

14.3 Gruppo 1A(1): I metalli alcalini 523Perché i metalli alcalini sono teneri, bassofondenti

e leggeri? 523Perché i metalli alcalini sono così reattivi? 523

Ritratto di famiglia GRUPPO 1A(1): I METALLI ALCALINI 526Il comportamento anomalo del litio 528

14.4 Gruppo 2A(2): I metalli alcalino-terrosi 529Un confronto tra le proprietà fisiche dei metalli

alcalino-terrosi e quelle dei metalli alcalini 529

Ritratto di famiglia GRUPPO 2A(2): I METALLI ALCALINO-TERROSI 530Un confronto tra le proprietà chimiche dei metalli

alcalino-terrosi e quelle dei metalli alcalini 532Il comportamento anomalo del berillio 532Relazioni diagonali: litio e magnesio 533Guardando indietro e avanti: i gruppi 1A(1), 2A(2)

e 3A(13) 533

14.5 Gruppo 3A(13): La famiglia del boro 533

Ritratto di famiglia GRUPPO 3A(13): LA FAMIGLIA DEL BORO 534In che modo gli elementi di transizione influenzano

le proprietà del Gruppo 3A(13)? 536Quali nuove caratteristiche compaiono nelle proprietà

chimiche del Gruppo 3A(13)? 537Punti salienti della chimica del boro 538Relazioni diagonali: berillio e alluminio 540

14.6 Gruppo 4A(14): La famiglia del carbonio 540In che modo il legame in un elemento influenza

le proprietà fisiche? 540

Ritratto di famiglia GRUPPO 4A(14): LA FAMIGLIA DEL CARBONIO 542Come cambia il tipo di legame nei composti

degli elementi del Gruppo 4A(14)? 544Punti salienti della chimica del carbonio 544Punti salienti della chimica del silicio 546Relazioni diagonali: boro e silicio 547

Gallery MINERALI SILICATICI E POLIMERISILICONICI 548Guardando indietro e avanti: i Gruppi 3A(13), 4A(14)

e 5A(15) 550

C A P I T O L O 1 414.7 Gruppo 5A(15): La famiglia dell’azoto 550

Che cosa spiega l’ampio spettro di comportamento fisico nel Gruppo 5A(15)? 550

Quali andamenti regolari si osservano nel comportamento chimico degli elementi del Gruppo 5A(15)? 551

Ritratto di famiglia GRUPPO 5A(15): LA FAMIGLIA DELL’AZOTO 552Punti salienti della chimica dell’azoto 554Punti salienti della chimica del fosforo: ossidi

e ossiacidi 557

14.8 Gruppo 6A(16): La famiglia dell’ossigeno 559Un confronto tra la famiglia dell’ossigeno e la famiglia

dell’azoto sotto l’aspetto fisico 559

Ritratto di famiglia GRUPPO 6A(16): LA FAMIGLIA DELL’OSSIGENO 560Un confronto tra le proprietà chimiche della famiglia

dell’ossigeno e quelle della famiglia dell’azoto 562Punti salienti della chimica dell’ossigeno: lo spettro

di proprietà degli ossidi 564Punti salienti della chimica dello zolfo: ossidi, ossiacidi

e solfuri 564Guardando indietro e avanti: i Gruppi 5A(15), 6A(16)

e 7A(17) 566

14.9 Gruppo 7A(17): Gli alogeni 566Che cosa spiega i cambiamenti regolari nelle proprietà

degli alogeni? 566Perché gli alogeni sono così reattivi? 566

Ritratto di famiglia GRUPPO 7A(17): GLI ALOGENI 568Punti salienti della chimica degli alogeni 570

14.10 Gruppo 8A(18): I gas nobili 573In che modo i gas nobili riescono a formare

composti? 573Guardando indietro e avanti: i Gruppi 7A(17), 8A(18)

e 1A(1) 574

Ritratto di famiglia GRUPPO 8A(18): I GAS NOBILI 575Esercizi e problemi 576

Cinetica chimica: velocità e meccanismi delle reazioni chimiche 58315.1 I fattori che influenzano la velocità

di reazione 58415.2 Espressione della velocità di reazione 586

Velocità media, istantanea e iniziale di una reazione 587Espressione della velocità di reazione in funzione

delle concentrazioni dei reagenti e dei prodotti 589

C A P I T O L O 1 5

indice p7-16 6-12-2007 16:50 Pagina xii

xiiiIndice

15.3 La legge cinetica di reazione e le sue componenti 591

Strumenti del laboratorio MISURADELLE VELOCITÀ DI REAZIONE 592Determinazione della velocità iniziale di reazione 593Terminologia degli ordini di reazione 593Determinazione degli ordini di reazione 595Determinazione della costante di velocità 598

15.4 Leggi cinetiche integrate: la concentrazionevaria nel tempo 599Leggi cinetiche integrate per reazioni del primo ordine,

del secondo ordine e di ordine zero 599Determinazione dell’ordine di reazione

in base alla legge cinetica integrata 601Tempo di dimezzamento di una reazione 602

15.5 L’effetto della temperatura sulla velocità di reazione 605

15.6 Spiegazione degli effetti della concentrazionee della temperatura 608Teoria delle collisioni: basi della legge cinetica 608Teoria dello stato di transizione: natura molecolare

dello stato attivato 611

15.7 Meccanismi di reazione: stadi nella reazionecomplessiva 614Reazioni elementari e molecolarità 615Lo stadio determinante la velocità di un meccanismo

di reazione 617Correlazione del meccanismo di reazione con la legge

cinetica 617

15.8 Catalisi: accelerazione di una reazionechimica 620Catalisi omogenea 621Catalisi eterogenea 622

La chimica nelle altre scienze Chimica nella scienza atmosferica – DEPLEZIONE DELLO STRATO DI OZONO DELLA TERRA 624Esercizi e problemi 626

L’equilibrio: l’entità delle reazionichimiche 63416.1 Natura dinamica dello stato di equilibrio 63516.2 Il quoziente di reazione e la costante

di equilibrio 637Scrittura del quoziente di reazione 638Variazioni della forma del quoziente di reazione 639

16.3 Espressione degli equilibri con termini di pressione: relazione tra Kc e Kp 644

C A P I T O L O 1 6

16.4 Direzione di una reazione: confronto di Q e K 646

16.5 Come si risolvono i problemi di equilibrio 647Uso delle quantità per determinare la costante

di equilibrio 647Uso della costante di equilibrio per determinare

le grandezze 650

16.6 Condizioni di reazione e stato di equilibrio:principio di Le Châtelier 657L’effetto di una variazione della concentrazione 658L’effetto di una variazione della pressione

(del volume) 661L’effetto di una variazione della temperatura 662L’assenza di effetto di un catalizzatore 664

La chimica nella altre scienze Chimica nellaproduzione industriale – IL PROCESSO HABERPER LA SINTESI DELL’AMMONIACA 665Esercizi e problemi 668

Equilibri acido-base 67517.1 Acidi e basi in acqua 676

Rilascio di protone o di ione idrossido e definizioneclassica di acidi e basi 677

Variazione della forza degli acidi: la costante di dissociazione acida (Ka) 677

Classificazione delle forze relative degli acidi e delle basi 680

17.2 Autoionizzazione dell’acqua e scala del pH 681Il carattere di equilibrio dell’autoionizzazione:

il prodotto ionico dell’acqua (Kw) 682Espressione della concentrazione dello ione idronio:

la scala del pH 683

17.3 Trasferimento protonico e definizione di acidie basi secondo Brønsted-Lowry 686La coppia coniugata acido-base 688Forza relativa di acidi e basi e direzione netta

di reazione 689

17.4 Risoluzione di problemi che implicanoequilibri coinvolgenti acidi deboli 691Determinazione di Ka date le concentrazioni 692Determinazione delle concentrazioni data Ka 693L’effetto della concentrazione sull’entità

della dissociazione di un acido 694Il comportamento degli acidi poliprotici 695

17.5 Le basi deboli e la loro relazione con gli acidideboli 698Molecole come basi deboli: ammoniaca e ammine 698Anioni di acidi deboli come basi deboli 701La relazione tra Ka e Kb di una coppia coniugata

acido-base 702

C A P I T O L O 1 7

indice p7-16 6-12-2007 16:50 Pagina xiii

17.6 Proprietà molecolari e forza di un acido 703Tendenze della forza acida degli idruri

non metallici 703Tendenze della forza acida negli ossiacidi 704Acidità degli ioni metallici idrati 705

17.7 Proprietà acido-base delle soluzioni saline 706Sali che producono soluzioni neutre 707Sali che producono soluzioni acide 707Sali che producono soluzioni basiche 708Sali di cationi debolmente acidi e di anioni debolmente

basici 709

17.8 Generalizzazione del concetto di Brønsted-Lowry: l’effetto di livellamento 710

17.9 Donazione di coppie di elettroni e definizionedi acidi e basi secondo Lewis 711Molecole come acidi di Lewis 712Cationi metallici come acidi di Lewis 713Uno sguardo d’insieme alle definizioni

di acidi e basi 714Esercizi e problemi 717

Equilibri ionici in soluzioneacquosa 72218.1 Equilibri dei sistemi tampone acido-base 722

Come funziona un tampone: l’effetto ione a comune 723L’equazione di Henderson-Hasselbalch 727Potere tamponante e campo di tamponamento 728Preparazione di un tampone 729

18.2 Curve di titolazione acido-base 732Monitorare il pH con indicatori acido-base 732Curve di titolazione acido forte-base forte 733Curve di titolazione acido debole-base forte 735Curve di titolazione base debole-acido forte 738Curve di titolazione per acidi poliprotici 739

18.3 Equilibri di composti ionici poco solubili 740L’espressione del prodotto ionico (Qps) e la costante

prodotto di solubilità (Kps) 741Calcoli riguardanti la costante prodotto di solubilità 743L’effetto di uno ione a comune sulla solubilità 745L’effetto del pH sulla solubilità 746Predire la formazione di un precipitato: Qps e Kps 747

La chimica nelle altre scienze Chimica

in Geologia – LA CREAZIONE DI UNA GROTTA CALCAREA 748

La chimica nelle altre scienze Chimica nelle Scienze Ambientali – Il problema della pioggia acida 749Esercizi e problemi 753

C A P I T O L O 1 8

Indicexiv

Termodinamica: entropia, energialibera e direzione delle reazionichimiche 75719.1 La seconda legge della termodinamica:

prevedere una trasformazione spontanea 758Limitazioni della prima legge della termodinamica 758Il segno di �H non permette di prevedere

una trasformazione spontanea 759Libertà di moto delle particelle e dispersione

della loro energia 760Entropia e numero di microstati 761Entropia e seconda legge della termodinamica 764Entropie molari standard e terza legge

della termodinamica 765

19.2 Calcolo della variazione di entropia di una reazione 769Variazioni di entropia nel sistema: l’entropia standard

di una reazione �S°r) 769Variazioni di entropia dell’ambiente: l’altra parte

del totale 771La variazione di entropia e lo stato di equilibrio 773

La chimica nelle altre scienze Chimica in biologia –GLI ESSERI VIVENTI UBBIDISCONO ALLE LEGGI DELLA TERMODINAMICA? 774Reazioni spontanee esotermiche ed endotermiche:

un riepilogo 774

19.3 Entropia, energia libera e lavoro 776Variazione di energia libera e spontaneità

di una reazione 776Calcolare le variazioni di energia libera standard 777�G e lavoro che un sistema può compiere 779L’effetto della temperatura sulla spontaneità

di una reazione 780Accoppiamento di reazioni per favorire

una trasformazione non spontanea 783

19.4 Energia libera, equilibrio e direzione di una reazione 784Esercizi e problemi 789

Elettrochimica: variazioni chimiche e lavoro elettrico 79420.1 Semireazioni e celle elettrochimiche 795

Riepilogo dei concetti sulle ossidoriduzioni 795

C A P I T O L O 2 0

C A P I T O L O 1 9

indice p7-16 6-12-2007 16:50 Pagina xiv

xvIndice

Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo delle semireazioni 795

Celle elettrochimiche 800

20.2 Celle voltaiche: utilizzare reazioni spontaneeper produrre energia elettrica 801Costruzione e funzionamento di una cella voltaica 802Rappresentazione di una cella voltaica 804Perché funziona una cella voltaica? 805

20.3 Potenziale di cella: l’“output” di una cellavoltaica 806Potenziali standard di cella 807Forza relativa di agenti ossidanti e riducenti 809

20.4 Energia libera e lavoro elettrico 815Potenziale standard di cella e costante di equilibrio 815L’effetto della concentrazione sul potenziale di cella 818Potenziale di cella e relazione tra Q e K 819Celle a concentrazione 820

20.5 Processi elettrochimici nelle batterie 824Batterie primarie (non ricaricabili) 824Batterie secondarie (ricaricabili) 826Celle a combustibile 827

20.6 Corrosione: un caso di elettrochimicaambientale 828La corrosione del ferro 828Protezione del ferro dalla corrosione 830

20.7 Celle elettrolitiche: utilizzare energia elettricaper far avvenire una reazione non spontanea 831Costruzione e funzionamento di una cella

elettrolitica 831Predizione dei prodotti di elettrolisi 833La stechiometria dell’elettrolisi: relazione tra quantità

di carica e prodotto 837Esercizi e problemi 841

Appendice A Operazioni matematiche di uso comune in chimica 847Manipolazione dei logaritmi 847Uso della notazione esponenziale (o notazione scientifica) 848Risoluzione delle equazioni di 2° grado 849Rappresentazione grafica dei dati sotto forma di una retta 850

Appendice B Valori termodinamici standard per sostanzescelte a 298 K 851

Appendice C Costanti di equilibrio a 298 K 854Appendice D Potenziali elettrodici (di semicella) standard

a 298 K 857Fonti delle illustrazioni 858Indice analitico 860

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