Indice

Indice
Prefazione alla sesta edizione americana xv
Ringraziamenti xvii
Prefazione alla terza edizione italiana xix
L’autore e il curatore xxi
Guida alla lettura xxiii
2.3 La teoria atomica di Dalton 35
capitolo 1
2.4 Le osservazioni che condussero al modello
nucleare dell’atomo 37
Le chiavi per lo studio della chimica 1
1.1
1.2
Alcune definizioni fondamentali 2
Le proprietà della materia 2
I tre stati di aggregazione della materia 3
Il tema centrale della chimica 5
L’importanza dell’energia nello studio della materia 5
Arti chimiche e origini della chimica
­moderna 7
Tradizioni prechimiche 8
L’insuccesso della teoria del flogisto e l’influenza
di Lavoisier 8
1.3
Il metodo scientifico: costruzione
di un modello 10
1.4
Risoluzione dei problemi di chimica 11
Unità di misura e fattori di conversione impiegati
nei calcoli 12
Approccio sistematico alla risoluzione dei problemi
di chimica 13
1.5
La misurazione nella scienza 15
1.6
Incertezza di misura: cifre significative 23
Caratteristiche generali del Sistema Internazionale
di Unità (SI) 15
Alcune unità SI importanti in chimica 16
Postulati della teoria atomica 36
Come la teoria di Dalton spiega le leggi di massa 36
Le masse relative degli atomi 36
Scoperta dell’elettrone e delle sue proprietà 37
Scoperta del nucleo atomico 38
2.5 La teoria atomica odierna 41
Struttura dell’atomo 41
Numero atomico, numero di massa e simbolo atomico 42
Isotopi e masse atomiche degli elementi 42
Un moderno riesame della teoria atomica 44
2.6 Gli elementi: un primo sguardo
alla tavola periodica 45
Spettrometria di massa 46
2.7 I composti: introduzione al legame chimico 49
La formazione di composti ionici 49
Formazione dei composti covalenti 52
Ioni poliatomici: legami covalenti entro gli ioni 53
2.8 I composti: formule, nomi e masse 53
Tipi di formule chimiche 53
Qualche consiglio sull’apprendimento dei nomi
e delle formule 54
Nomi e formule dei composti ionici 54
Nomi e formule dei composti covalenti binari 60
Deduzione delle masse molecolari dalle formule
­chimiche 61
2.9 Le miscele: classificazione e separazione 62
Rappresentazione delle molecole 63
Determinazione delle cifre significative 24
Come operare con le cifre significative nei calcoli 25
Precisione, accuratezza e taratura degli strumenti 27
Risoluzione dei problemi di chimica
nel mondo reale 28
capitolo 2
I componenti della materia 30
2.1
Elementi, composti e miscele: uno sguardo
d’insieme dal punto di vista atomico 31
2.2 Le osservazioni che condussero
a una concezione atomica della materia 32
Conservazione della massa 32
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Composizione definita e costante 33
Proporzioni multiple 35
Tecniche di separazione fondamentali 66
capitolo 3
Stechiometria: relazioni quantitàmassa-numero nei sistemi chimici 68
3.1
La mole 68
Definizione della mole 68
Massa molare 70
Interconversione di quantità di sostanza, massa
e numero di entità chimiche 71
Percentuale in massa ottenuta dalla formula
­chimica 74
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3.2 Determinazione della formula di un
composto sconosciuto 76
Formule empiriche 76
Formule molecolari 77
Analisi per combustione 79
Formule chimiche e strutture delle molecole 81
3.3 Scrittura e bilanciamento delle equazioni
chimiche 82
3.4 Calcolo delle quantità di reagenti
e di prodotti 86
Rapporti molari stechiometricamente equivalenti
ottenuti dall’equazione bilanciata 86
Reazioni chimiche in sequenza 90
Reazioni chimiche a cui partecipa un reagente
limitante 91
Reazioni chimiche in pratica: resa teorica, resa effettiva
e resa percentuale 93
capitolo 5
I gas e la teoria cinetica dei gas 138
5.1
5.2 Pressione di un gas e sua misurazione 140
Dispositivi di laboratorio per misurare la pressione
di un gas 140
Unità di misura della pressione 143
5.3 Le leggi dei gas e le loro basi sperimentali 144
La relazione tra volume e pressione: la legge
di Boyle 144
La relazione tra volume e temperatura: la legge
di Charles 145
La relazione tra volume e quantità: la legge
di Avogadro 147
Comportamento di un gas in condizioni normali
di temperatura e pressione 148
L’equazione di stato dei gas perfetti 148
Risoluzione dei problemi sulle leggi dei gas 150
3.5 Fondamenti di stechiometria delle reazioni
in soluzione 95
Espressione delle concentrazioni in termini
di molarità 95
Conversioni quantità-massa-numero
che implicano soluzioni 96
Preparazione e diluizione di soluzioni molari 97
Stechiometria delle reazioni chimiche in soluzione 99
capitolo 4
Le principali classi di reazioni
­chimiche 104
4.1
Il ruolo dell’acqua come solvente 104
5.4 Ulteriori applicazioni dell’equazione
di stato dei gas perfetti 153
Densità di un gas 153
Massa molare di un gas 155
La pressione parziale di un gas in una miscela di gas 156
5.5 Equazione di stato dei gas perfetti
e stechiometria delle reazioni 159
5.6 La teoria cinetica dei gas: un modello
del comportamento dei gas 161
Come la teoria cinetica dei gas spiega le leggi
dei gas 161
Effusione e diffusione 166
Il mondo caotico dei gas: cammino libero medio
e frequenza degli urti 167
La solubilità dei composti ionici 104
Il carattere polare dell’acqua 106
4.2 Scrittura delle equazioni per le reazioni
ioniche in soluzione acquosa 109
4.3 Reazioni di precipitazione 110
La forza motrice di una reazione di precipitazione 111
Come prevedere se una reazione avverrà o no 111
4.4 Reazioni acido-base 113
Struttura e composizione
dell’atmosfera terrestre 168
5.7 I gas reali: deviazioni dal comportamento
dei gas perfetti 171
Effetti di condizioni estreme sul comportamento
dei gas 171
L’equazione di van der Waals: l’equazione di stato
dei gas perfetti corretta 173
La forza motrice e la trasformazione netta: formazione
di H2O a partire da H+ e OH− 113
Titolazioni acido-base 115
Reazioni acido-base come processi di trasferimento
protonico 116
4.5 Reazioni di ossidoriduzione
(reazioni redox) 119
La forza motrice per i processi redox 119
Terminologia essenziale delle reazioni redox 120
Impiego dei numeri di ossidazione per monitorare
il movimento di carica elettronica 120
Bilanciamento delle equazioni redox 123
Titolazioni redox 125
4.6 Sostanze elementari nelle reazioni
­redox 127
4.7 Reazioni reversibili: un’introduzione
all’equilibrio chimico 134
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Uno sguardo d’insieme agli stati fisici
della materia 138
capitolo 6
Termochimica: flusso di energia
e trasformazioni chimiche 176
6.1
Forme di energia e loro interconversione 176
Il sistema e l’ambiente 177
Flusso di energia dall’esterno all’interno di un sistema
e viceversa 177
Calore e lavoro: due forme di trasferimento
di energia 178
Il principio di conservazione dell’energia 180
Unità di misura dell’energia 181
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Funzioni di stato e indipendenza della variazione
di energia dal cammino percorso 182
6.2 Entalpia: calori di reazione e
trasformazioni chimiche 183
Significato dell’entalpia 183
Confronto tra DE e DH 184
Processi esotermici ed endotermici 184
Alcuni tipi importanti
di variazione dell’entalpia 186
Variazioni delle forze di legame, ovvero: da dove
proviene il calore di reazione? 186
6.3 Calorimetria: misura dei calori di reazione
in laboratorio 188
capitolo 8
Configurazione elettronica
e periodicità chimica 231
8.1 Sviluppo della tavola periodica 231
8.2 Caratteristiche degli atomi polielettronici 233
Il numero quantico di spin elettronico 233
Il principio di esclusione 234
Effetti elettrostatici e separazione (splitting) dei livelli
energetici 234
8.3 Il modello quantomeccanico e la tavola
periodica 237
Costruzione dei Periodi 1 e 2 237
Costruzione del Periodo 3 240
Configurazioni elettroniche entro i gruppi 241
La prima serie di transizione con riempimento
degli orbitali d: costruzione del Periodo 4 242
Principi generali delle configurazioni elettroniche 244
Schemi complessi: gli elementi di transizione
e gli elementi di transizione interna 246
Calore specifico 189
La pratica della calorimetria 190
6.4 Stechiometria delle equazioni
termochimiche 192
6.5 Legge di Hess dell’additività delle variazioni
di entalpia 193
6.6 Calori standard di reazione (DH 0r) 195
Equazioni di formazione e loro variazioni standard
di entalpia 196
Determinazione di DH0r a partire dai valori di DH0f
dei reagenti e dei prodotti 197
Il futuro dell’utilizzazione
dell’energia 199
capitolo 7
Teoria quantistica e struttura
atomica 204
7.1
Natura della luce 205
Natura ondulatoria della luce 205
Natura particellare della luce 209
7.2 Spettri atomici 211
Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno 213
Limitazioni del modello di Bohr 215
Gli stati energetici dell’atomo di idrogeno 215
Spettrofotometria nell’analisi
chimica 216
7.3 Il dualismo onda-particella di materia
ed energia 218
Natura ondulatoria degli elettroni e natura particellare
dei fotoni 219
Il principio di indeterminazione di Heisenberg 221
7.4 Il modello quantomeccanico
dell’atomo 222
L’orbitale atomico e la posizione probabile
dell’elettrone 223
Numeri quantici di un orbitale atomico 224
Forme degli orbitali atomici 227
Livelli energetici dell’atomo di idrogeno 230
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8.4 Tendenze in alcune proprietà atomiche
periodiche essenziali 247
Tendenze nel raggio atomico 247
Tendenze nell’energia di ionizzazione 250
Tendenze nell’affinità elettronica 254
8.5 La connessione tra struttura atomica
e reattività chimica 255
Tendenze nel comportamento metallico 255
Proprietà degli ioni monoatomici 258
capitolo 9
Modelli del legame chimico 265
9.1
Proprietà atomiche e legami chimici 265
Tipi di legame chimico 265
Simboli di Lewis: rappresentazione degli atomi
nei legami chimici 267
9.2 Il modello del legame ionico 268
Considerazioni energetiche nella formazione
del legame ionico: l’importanza dell’energia
reticolare 269
Tendenze periodiche nell’energia reticolare 272
Come il modello spiega le proprietà
dei composti ionici 273
9.3 Il modello del legame covalente 275
La formazione di un legame covalente 275
Le proprietà di un legame covalente: energia di legame
e lunghezza di legame 276
Come il modello spiega le proprietà dei composti
covalenti 279
9.4 Tra i due estremi: elettronegatività e polarità
di legame 280
Elettronegatività 281
Legami covalenti polari e polarità di legame 283
Il carattere ionico parziale dei legami covalenti
polari 283
Il continuo di legame lungo un periodo 284
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9.5 Introduzione al legame metallico 286
Il modello del mare di elettroni 286
Come il modello spiega le proprietà dei metalli 286
capitolo 10
Le forme delle molecole 289
10.1 Rappresentazione delle molecole e degli
ioni con strutture di Lewis 289
Impiego della regola dell’ottetto per scrivere
le strutture di Lewis 290
Risonanza: legame a coppie di elettroni
delocalizzate 293
Carica formale: scelta della migliore struttura
di risonanza 295
Strutture di Lewis per le eccezioni alla regola
dell’ottetto 296
10.2 Impiego delle strutture di Lewis
e delle energie di legame per calcolare
i calori di reazione 299
10.3 Teoria VSEPR (Valence-Shell ElectronPair Repulsion, repulsione tra le coppie di
elettroni del guscio di valenza) e forma
molecolare 302
Disposizioni dei gruppi di elettroni e forme
molecolari 302
La forma molecolare con due gruppi di elettroni
(disposizione lineare) 303
Forme molecolari con tre gruppi di elettroni
(disposizione planare trigonale) 304
Forme molecolari con quattro gruppi di elettroni
(disposizione tetraedrica) 305
Forme molecolari con cinque gruppi di elettroni
(disposizione bipiramidale trigonale) 306
Forme molecolari con sei gruppi di elettroni
(disposizione ottaedrica) 308
Impiego della teoria VSEPR per determinare la forma
molecolare 308
Forme molecolari con più di un atomo centrale 311
10.4 Forma molecolare e polarità molecolare 312
Polarità di legame, angolo di legame e momento
di dipolo 313
L’effetto della polarità molecolare sul comportamento
fisico 314
Bellezza molecolare: Forme strane
con funzioni utili 316
11.2 Il modo di sovrapposizione degli orbitali
e i tipi di legami covalenti 324
La trattazione VB dei legami singoli e multipli 325
Sovrapposizione di orbitali e rotazione molecolare 327
11.3 Teoria degli orbitali molecolari (teoria MO)
e delocalizzazione elettronica 328
I temi centrali della teoria MO 328
Molecole biatomiche omonucleari di elementi
del Periodo 2 331
Descrizione di alcune molecole biatomiche
eteronucleari con la teoria MO 337
Descrizione dell’ozono e del benzene
con la teoria MO 338
capitolo 12
Forze intermolecolari: liquidi, solidi
e transizioni di fase 341
12.1 Uno sguardo d’insieme agli stati fisici
e alle transizioni di fase 341
12.2 Aspetti quantitativi delle transizioni
di fase 344
Calore assorbito o rilasciato nelle transizioni di fase:
un approccio cinetico 345
Le transizioni di fase come processi di equilibrio
dinamico 347
Diagrammi di fase: l’effetto della temperatura
e della pressione sullo stato fisico 351
12.3 Tipi di forze intermolecolari 353
Forze ione-dipolo 354
Forze dipolo-dipolo 354
Il legame idrogeno 355
Polarizzabilità e forze carica-dipolo indotto 358
Forze di dispersione (forze di London) 358
12.4 Proprietà dello stato liquido 361
Tensione superficiale 361
Capillarità 362
Viscosità 363
12.5 L’unicità dell’acqua 363
Proprietà solventi dell’acqua 363
Proprietà termiche dell’acqua 364
Proprietà di superficie dell’acqua 364
Proprietà dei liquidi 365
La densità dell’acqua solida e liquida 366
12.6 Lo stato solido: struttura, proprietà
e legami 366
Caratteristiche strutturali dei solidi 367
capitolo 11
Teorie del legame covalente 317
11.1 La teoria del legame di valenza (teoria VB)
e l’ibridazione degli orbitali 317
I temi centrali della teoria VB 317
Tipi di orbitali ibridi 318
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Analisi per diffrazione di raggi X
e microscopia elettronica
a scansione a effetto tunnel 372
Tipi di solidi cristallini e loro proprietà 374
Solidi amorfi 378
Legami nei solidi: teoria delle bande di orbitali
molecolari 379
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12.7 Materiali avanzati 381
Materiali elettronici 382
Cristalli liquidi 384
Materiali ceramici 388
Materiali polimerici 390
Nanotecnologia: progettazione di materiali atomo
per atomo 396
capitolo 13
Le proprietà delle miscele:
soluzioni e colloidi 399
13.1 Tipi di soluzioni: forze intermolecolari
e previsione della solubilità 400
Forze intermolecolari nelle soluzioni 400
Soluzioni liquide e ruolo della polarità molecolare 401
Soluzioni gassose e soluzioni solide 404
13.2 Variazioni di energia nel processo
di dissoluzione 405
Calori di soluzione e cicli di dissoluzione 406
Calori di idratazione: solidi ionici in acqua 407
Il processo di dissoluzione e la variazione
di Entropia 408
13.3 La solubilità come processo di
equilibrio 409
Effetto della temperatura sulla solubilità 410
Effetto della pressione sulla solubilità 412
13.4 Espressioni quantitative
della concentrazione 413
Molarità e molalità 413
Parti di soluto per parti di soluzione 415
Conversione delle unità di concentrazione 417
13.5 Proprietà colligative delle soluzioni 418
Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti
non volatili 419
Impiego delle proprietà colligative per determinare
la massa molare del soluto 424
Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti
volatili 426
Proprietà colligative delle soluzioni di elettroliti 427
Proprietà colligative nell’industria
e in biologia 428
13.6 Struttura e proprietà dei colloidi 430
Soluzioni e colloidi
nella depurazione
delle acque 434
uno sguardo d’insieme
alle proprietà degli elementi
Le principali proprietà atomiche 438
Le caratteristiche del legame chimico 440
Comportamento metallico 442
Il comportamento acido-base degli ossidi
degli elementi 443
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xi
Comportamento redox degli elementi 444
Stati fisici e cambiamenti di fase 446
capitolo 14
Andamenti periodici negli
elementi dei gruppi principali:
legami, strutture e reattività 448
14.1 L’idrogeno, l’atomo più semplice 448
Dove si colloca l’idrogeno nella tavola periodica? 449
Punti salienti della chimica dell’idrogeno 449
14.2 Tendenze attraverso la tavola periodica:
gli elementi del periodo 2 450
14.3 Gruppo 1A(1): I metalli alcalini 451
Perché i metalli alcalini sono teneri, bassofondenti
e leggeri? 451
Perché i metalli alcalini sono così reattivi? 451
Ritratto di famiglia Gruppo 1A(1) :
I metalli alcalini 454
Il comportamento anomalo del litio 456
14.4 Gruppo 2A(2): I metalli alcalino-terrosi 457
Un confronto tra le proprietà fisiche dei metalli
alcalino-terrosi e quelle dei metalli alcalini 457
Un confronto tra le proprietà chimiche dei metalli
alcalino-terrosi e quelle dei metalli alcalini 457
Ritratto di famiglia Gruppo 2A(2) :
I metalli alcalino-terrosi 458
Il comportamento anomalo del berillio 460
Relazioni diagonali: litio e magnesio 460
Guardando indietro e avanti: i gruppi 1A(1), 2A(2)
e 3A(13) 461
14.5 Gruppo 3A(13): La famiglia del boro 461
Ritratto di famiglia Gruppo 3A(13) :
la famiglia del boro 462
In che modo gli elementi di transizione influenzano
le proprietà del Gruppo 3A(13)? 464
Quali nuove caratteristiche compaiono nelle proprietà
chimiche del Gruppo 3A(13)? 465
Punti salienti della chimica del boro 466
Relazioni diagonali: berillio e alluminio 468
14.6 Gruppo 4A(14): La famiglia del
carbonio 468
In che modo il legame in un elemento influenza
le proprietà fisiche? 468
Ritratto di famiglia Gruppo 4A(14) :
la famiglia del carbonio 470
Come cambia il tipo di legame nei composti
degli elementi del Gruppo 4A(14)? 472
Punti salienti della chimica del carbonio 472
Punti salienti della chimica del silicio 474
Relazioni diagonali: boro e silicio 475
Guardando indietro e avanti: i Gruppi 3A(13), 4A(14)
e 5A(15) 475
Minerali silicatici e polimeri siliconici 476
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xii
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14.7 Gruppo 5A(15): La famiglia dell’azoto 478
Che cosa spiega l’ampio spettro di comportamento fisico
nel Gruppo 5A(15)? 478
Quali andamenti regolari si osservano
nel comportamento chimico degli elementi
del Gruppo 5A(15)? 479
Ritratto di famiglia Gruppo 5A(15) :
la famiglia dell’azoto 480
Punti salienti della chimica dell’azoto 482
Punti salienti della chimica del fosforo: ossidi
e ossiacidi 485
14.8 Gruppo 6A(16): La famiglia
dell’ossigeno 487
Un confronto tra la famiglia dell’ossigeno e la famiglia
dell’azoto sotto l’aspetto fisico 487
Ritratto di famiglia Gruppo 6A(16) :
la famiglia dell’ossigeno 488
Un confronto tra le proprietà chimiche della famiglia
dell’ossigeno e quelle della famiglia dell’azoto 490
Punti salienti della chimica dell’ossigeno: lo spettro
di proprietà degli ossidi 492
Punti salienti della chimica dello zolfo: ossidi, ossiacidi
e solfuri 492
Guardando indietro e avanti: i Gruppi 5A(15), 6A(16)
e 7A(17) 494
14.9 Gruppo 7A(17): Gli alogeni 494
Che cosa spiega i cambiamenti regolari nelle proprietà
degli alogeni? 494
Perché gli alogeni sono così reattivi? 494
Ritratto di famiglia Gruppo 7A(17) :
gli alogeni 496
Punti salienti della chimica degli alogeni 498
14.10Gruppo 8A(18): I gas nobili 501
Proprietà fisiche dei gas nobili 501
In che modo i gas nobili riescono a formare
composti? 501
Guardando indietro e avanti: i Gruppi 7A(17), 8A(18)
e 1A(1) 502
Ritratto di famiglia Gruppo 8A(18) :
i gas nobili 503
capitolo 15
Composti organici e proprietà
atomiche del carbonio 504
capitolo 16
Cinetica chimica: velocità
e meccanismi delle reazioni
chimiche 506
16.1 I fattori che influenzano la velocità
di reazione 507
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16.2 Espressione della velocità di reazione 508
Velocità media, istantanea e iniziale di una reazione 509
Espressione della velocità di reazione in funzione
delle concentrazioni dei reagenti e dei prodotti 511
Misura delle velocità di reazione 514
16.3 La legge cinetica di reazione
e le sue componenti 514
Determinazione della velocità iniziale di reazione 516
Terminologia degli ordini di reazione 516
Determinazione degli ordini di reazione 518
Determinazione della costante di velocità 521
16.4 Leggi cinetiche integrate: la
concentrazione varia nel tempo 521
Leggi cinetiche integrate per reazioni del primo ordine,
del secondo ordine e di ordine zero 522
Determinazione dell’ordine di reazione
in base alla legge cinetica integrata 523
Tempo di dimezzamento di una reazione 524
16.5 L’effetto della temperatura sulla velocità
di reazione 527
16.6 Spiegazione degli effetti della
concentrazione e della temperatura 530
Teoria delle collisioni: basi della legge cinetica 530
Teoria dello stato di transizione: natura molecolare
dello stato attivato 533
16.7 Meccanismi di reazione: stadi nella
reazione complessiva 536
Reazioni elementari e molecolarità 536
Lo stadio determinante la velocità di un meccanismo
di reazione 538
Correlazione del meccanismo di reazione con la legge
cinetica 539
16.8 Catalisi: accelerazione di una reazione
chimica 542
Catalisi omogenea 543
Catalisi eterogenea 544
Deplezione dello strato di ozono
della Terra 546
capitolo 17
L’equilibrio: l’entità delle reazioni
chimiche 548
17.1 Natura dinamica dello stato di
equilibrio 549
17.2 Il quoziente di reazione e la costante
di equilibrio 551
Scrittura del quoziente di reazione 552
Variazioni della forma del quoziente di reazione 553
17.3 Espressione degli equilibri con termini
di pressione: relazione tra Kc e Kp 557
17.4 Direzione di una reazione: confronto
di Q e K 559
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17.5 Come si risolvono i problemi di equilibrio 561
Uso delle quantità per determinare la costante
di equilibrio 561
Uso della costante di equilibrio per determinare
le grandezze 564
17.6 Condizioni di reazione e stato di equilibrio:
principio di Le Châtelier 570
L’effetto di una variazione della concentrazione 571
L’effetto di una variazione della pressione
(del volume) 574
L’effetto di una variazione della temperatura 576
L’assenza di effetto di un catalizzatore 577
Il processo Haber per la sintesi
dell’ammoniaca 579
capitolo 18
Equilibri acido-base 581
18.1 Acidi e basi in acqua 582
Rilascio di protone o di ione idrossido e definizione
classica di acidi e basi 583
Variazione della forza degli acidi: la costante
di dissociazione acida (Ka) 583
Classificazione delle forze relative degli acidi
e delle basi 586
18.2 Autoionizzazione dell’acqua
e scala del pH 587
Il carattere di equilibrio dell’autoionizzazione:
il prodotto ionico dell’acqua (Kw) 588
Espressione della concentrazione dello ione idronio:
la scala del pH 589
18.3 Trasferimento protonico e definizione di
acidi e basi secondo Brønsted-Lowry 592
La coppia coniugata acido-base 593
Forza relativa di acidi e basi e direzione netta
di reazione 594
18.4 Risoluzione di problemi che implicano
equilibri coinvolgenti acidi deboli 596
Determinazione di Ka date le concentrazioni 597 Determinazione delle concentrazioni data Ka 598
L’effetto della concentrazione sull’entità
della dissociazione di un acido 600
Il comportamento degli acidi poliprotici 600
18.5 Le basi deboli e la loro relazione con gli
acidi deboli 603
Molecole come basi deboli: ammoniaca e ammine 603
Anioni di acidi deboli come basi deboli 606
La relazione tra Ka e Kb di una coppia coniugata
acido-base 607
18.6 Proprietà molecolari e forza di un acido 608
Tendenze della forza acida degli idruri
non metallici 608
Tendenze della forza acida negli ossiacidi 609
Acidità degli ioni metallici idrati 610
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xiii
18.7 Proprietà acido-base delle soluzioni saline 611
Sali che producono soluzioni neutre 611
Sali che producono soluzioni acide 612
Sali che producono soluzioni basiche 612
Sali di cationi debolmente acidi e di anioni
debolmente basici 614
18.8 Generalizzazione del concetto di BrønstedLowry: l’effetto di livellamento 615
18.9 Donazione di coppie di elettroni e definizione
di acidi e basi secondo Lewis 616
Molecole come acidi di Lewis 617
Cationi metallici come acidi di Lewis 618
Uno sguardo d’insieme alle definizioni
di acidi e basi 619
capitolo 19
Equilibri ionici in soluzione
acquosa 621
19.1 Equilibri dei sistemi tampone acido-base 621
Come funziona un tampone: l’effetto ione a comune 622
L’equazione di Henderson-Hasselbalch 626
Potere tamponante e campo di tamponamento 627
Preparazione di un tampone 628
19.2 Curve di titolazione acido-base 630
Monitorare il pH con indicatori acido-base 630
Curve di titolazione acido forte-base forte 631
Curve di titolazione acido debole-base forte 633
Curve di titolazione base debole-acido forte 636
Curve di titolazione per acidi poliprotici 637
19.3 Equilibri di composti ionici poco solubili 638
L’espressione del prodotto ionico (Qps) e la costante
prodotto di solubilità (Kps) 639
Calcoli riguardanti la costante prodotto di solubilità 640
L’effetto di uno ione a comune sulla solubilità 643
L’effetto del pH sulla solubilità 644
Predire la formazione di un precipitato: Qps e Kps 646
La creazione
di una grotta calcarea 647
Il problema della pioggia acida 648
capitolo 20
Termodinamica: entropia, energia
libera e direzione delle reazioni
chimiche 651
20.1 La seconda legge della termodinamica:
prevedere una trasformazione
spontanea 652
Limitazioni della prima legge della termodinamica 652
Il segno di DH non permette di prevedere
una trasformazione spontanea 653
Libertà di moto delle particelle e dispersione
della loro energia 654
11/16/15 5:58 PM
xiv
Indice
Entropia e numero di microstati 655
Entropia e seconda legge della termodinamica 658
Entropie molari standard e terza legge
della termodinamica 659
20.2 Calcolo della variazione di entropia
di una reazione 663
Variazioni di entropia nel sistema: l’entropia standard
di una reazione DS°r) 663
Variazioni di entropia dell’ambiente: l’altra parte
del totale 665
La variazione di entropia e lo stato di equilibrio 666
Reazioni spontanee esotermiche ed endotermiche:
un riepilogo 667
Gli esseri viventi
ubbidiscono alle leggi
della termodinamica? 668
20.3 Entropia, energia libera e lavoro 669
Variazione di energia libera e spontaneità
di una reazione 669
Calcolare le variazioni di energia libera standard 670
DG e lavoro che un sistema può compiere 672
L’effetto della temperatura sulla spontaneità
di una reazione 674
Accoppiamento di reazioni per favorire
una trasformazione non spontanea 677
20.4 Energia libera, equilibrio e direzione
di una reazione 677
21.3 Potenziale di cella: l’“output” di una cella
voltaica 693
Potenziali standard di cella 694
Forza relativa di agenti ossidanti e riducenti 697
21.4 Energia libera e lavoro elettrico 702
Potenziale standard di cella e costante di equilibrio 702
L’effetto della concentrazione sul potenziale di cella 705
Potenziale di cella e relazione tra Q e K 706
Celle a concentrazione 708
21.5 Processi elettrochimici nelle batterie 711
Batterie primarie (non ricaricabili) 711
Batterie secondarie (ricaricabili) 713
Celle a combustibile 714
21.6 Corrosione: un caso di elettrochimica
ambientale 715
La corrosione del ferro 715
Protezione del ferro dalla corrosione 717
21.7 Celle elettrolitiche: utilizzare energia
elettrica per far avvenire una reazione
non spontanea 718
Costruzione e funzionamento di una cella
elettrolitica 718
Predizione dei prodotti di elettrolisi 720
La stechiometria dell’elettrolisi: relazione tra quantità
di carica e prodotto 724
Appendice A Operazioni matematiche di uso comune
in chimica 727
capitolo 21
Elettrochimica: variazioni chimiche
e lavoro elettrico 682
21.1 Semireazioni e celle elettrochimiche 683
Riepilogo dei concetti
sulle ossidoriduzioni 683
Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo
delle semireazioni 683
Celle elettrochimiche 688
21.2 Celle voltaiche: utilizzare reazioni spontanee
per produrre energia elettrica 689
Costruzione e funzionamento di una cella voltaica 689
Rappresentazione di una cella voltaica 692
Perché funziona una cella voltaica? 693
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Appendice B Valori termodinamici standard per
sostanze scelte a 298 K 731
Appendice C Costanti di equilibrio a 298 K 734
Appendice D Potenziali elettrodici (di semicella)
standard a 298 K 737
Appendice E Dati e informazioni utili 738
Appendice F Dati e informazioni utili nel volume 739
Appendice G Gli elementi 740
Appendice H Tavola periodica degli elementi 742
Crediti 743
Indice analitico 745
Eserciziario 751
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