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Teoria atomica

L'atomo rappresenta la parte più piccola di materia capace di prendere parte a un processo chimico. Molte esperienze ci hanno dimostrato però come l'atomo non sia indivisibile ma sia una complicata struttura formata da particelle più piccole. Infatti al giorno d'oggi dall'atomo sono state ricavate una trentina di particelle, ma la maggior parte di esse sono instabili e hanno vita breve.

Possiamo comunque considerare fondamentali le particelle come l'elettrone, il protone e il neutrone.

Schematizzando, nella descrizione di un atomo possiamo distinguere un nucleo centrale e, all'esterno di esso, un certo numero di elettroni che ruotano.

Gli elettroni sono particelle di massa infinitesima, cariche negativamente. Nel nucleo, carico positivamente, risiede sostanzialmente tutta la massa dell'atomo; questo è costituito da un certo numero di protoni, che sono i portatori della carica positiva, e da un certo numero di neutroni che non portano alcuna carica. Protoni e neutroni vengono indicati talvolta genericamente come nucleoni.

Modelli atomici e loro evoluzioni

Il primo modello atomico fu proposto dal fisico inglese Joseph Thomson nel 1899. Egli affermava che l'atomo era un'entità materiale formata da elettroni disseminati in una massa positiva. In altre parole, l'atomo era una sfera omogenea caricata positivamente, nella quale sono immersi gli elettroni.

Questo modello atomico fu però messo in crisi dal connazionale Ernest Rutherford nel 1911. Egli studiò il comportamento che le particelle α avevano nell'attraversare lamine sottilissime di metalli molto malleabili come l'oro, il platino, ecc. Le particelle α sono emesse da sostanze radioattive come il polonio, utilizzato nell'esperimento di Rutherford, e sono dotate di carica positiva e di una massa quattro volte superiore a quella dell'idrogeno; si tratta di ioni elio.

Dalle deviazioni subite dalla particella α, Rutherford stabilì che l'atomo doveva avere una struttura quasi del tutto vuota e con una grande carica positiva nella sua parte centrale. Infatti, la maggior parte delle particelle α attraversava la lamina metallica, ma alcune venivano deviate di un certo angolo, altre venivano addirittura riflesse. Il fenomeno era sorprendente in quanto le particelle α, dotate di enorme forza cinetica, non avrebbero potuto essere deviate da un sistema atomico come quello ipotizzato da Thomson. Rutherford descrisse l'esperimento così:

« era come se si sparasse con un cannone contro un foglio di carta ed il proiettile rimbalzando colpisse lo sperimentatore »« era come se si sparasse con un cannone contro un foglio di carta ed il proiettile rimbalzando colpisse lo sperimentatore »« era come se si sparasse con un cannone contro un foglio di carta ed il proiettile rimbalzando colpisse lo sperimentatore »

| (E.Rutherford)

L'esperienza di Rutherford portò alla dimostrazione che la carica positiva e la massa dell'atomo erano concentrate in un nucleo centrale, ad elevata densità e carica. In questo contesto Rutherford previde un altro tipo di particelle oltre gli elettroni e i protoni, ovvero i neutroni.

I risultati di questi esperimenti portarono Rutherford a concepire l'atomo come un sistema solare. Il Sole è rappresentato dal nucleo centrale ed i pianeti dagli eletroni ruotanti su certe orbite. L'elettrone non cade sul nucleo in quanto la forza attrattiva tra il nucleo e l'elettrone è bilanciata dalla forza centrifuga del moto di rivoluzione dell'elettrone attorno al nucleo.

In un primo momento la spiegazione di Rutherford sembrò soddisfacente, ma i fisici obiettarono dicendo che un modello che prevedesse cariche di segno opposto non potrebbe esistere, in quanto l'elettrone ruotante perderebbe man mano energia e si annichilerebbe sopra il nucleo.

Spettri atomici

Un atomo, se sottoposto a una fonte di energia esterna (per esempio il calore), emette delle radiazioni che se fatte passare attraverso un prisma vengono deviate in maniera differente a seconda della loro lunghezza d'onda, definendo lo spettro di emissione, caratteristico per ogni elemento. Lo spettro più semplice è quello creato dall'atomo di idrogeno (Z=1), da cui Balmer ne ricavò un'equazione che metteva in relazione le lunghezze d'onda degli spettri visibili con alcuni numeri interi.

Un corpo nero è un corpo che assorbe tutte le radiazioni elettromagnetiche. Non esiste nessun corpo materiale che si comporta come un corpo nero, ma è possibile simularlo con la sfera cava, una sfera sulla quale è stato praticato un piccolo foro dove far passare la radiazione, che assorbe a causa della continua riflessione parziale interna. Se questo corpo nero viene riscaldato, emette delle radiazioni che sono il risultato delle oscillazione delle particelle. In molti si occuparono di trarre un'equazione che descrivesse la distribuzione dell'energia. Solo Plank, rompendo l'ipotesi di Newton, secondo la quale l'energia è continua (Natura non facit saltus), disse che l'energia è sempre multipla di un valore costante, dove v è la frequenza e h una costante, la costante di Plank. 

Con questa teoria, Plank derivò un'equazione che descriveva perfettamente l'emissione di radiazioni del corpo nero.

Nel 1913 il danese Nils Bohr rielaborò il modello atomico applicando la teoria dei quanti di Max Planck, realizzò che l'elettrone poteva trovarsi solo su determinate orbite di diametro differente. Egli calcolò il raggio dell'orbita più piccola, fissandola a 0,053 nm.

Il modello di Bohr postula inoltre che finché l'elettrone gira su una qualunque orbita permessa, la sua energia è costante (quantizzata). Esso, però, può assorbire o cedere definite quantità di energia (quanta): l'assorbimento è il salto di un elettrone da un'orbita più interna ad una più esterna; la cessione sarà il processo inverso. Quindi, più l'orbita è interna, più il livello energetico è basso. L'orbita più piccola è detta stato normale o fondamentale; le altre orbite sono chiamatate eccitate.

Bohr arrivò a sviluppare la sua teoria quantitativamente quando calcolò i raggi delle orbite consentite. Secondo Bohr, i raggi delle orbite permesse all'elettrone, indicati con, sussistono alla relazione, dove è il raggio dell'orbita allo stato normale ed assume qualsiasi valore intero positivo ed è chiamato numero quantico principale.

L'orbita successiva, ponendo cioè, sarà quattro volte maggiore rispetto al valore dell'orbita allo stato normale; per l'orbita sarà 9 volte maggiore, e così via. In definitiva, il raggio di una qualsiasi orbita è proporzionale al numero quantico principale, mentre la sua energia è inversamente proporzionale allo stesso numero. Il modello di Bohr permise di spiegare l'assorbimento e l'emissione di radiazioni da parte degli elementi.

Limitazioni della teoria atomica di Bohr

Nonostante le novità della teoria di Bohr, questa presentava numerose limitazioni, la più importante di queste era che la teoria non riusciva a reggere per quegli atomi con più elettroni, essendosi, Bohr, basato sullo spettro dell’idrogeno che è un atomo con un solo elettrone. Inoltre nel periodo in cui si studiò lo spettro atomico non si avevano strumenti ad alto potere assolvente, cioè la loro capacità di distinguere nettamente le immagini era debole, quindi le misurazioni effettuate non erano perfette, perciò Bohr basò la sua teoria su dati “incompleti”. In seguito, utilizzando spettrometri a precisione maggiore è stato possibile notare delle sfalsature nelle linee dello spettro, questo a causa degli orbitali non circolari, ma a forma di ellisse, e il nucleo occupa uno dei due fuochi.

Livelli quantici

Il livello al quale un elettrone si trova quando l’atomo è a riposto si dice livello fondamentale, mentre quello al quale esso viene portato quando ha apporto di energia dall’esterno, per esempio l’arrivo di un fotone, si dice livello eccitato. L’elettrone riportandosi a livello fondamentale, emetterà poi a sua volta l'energia che gli era stata fornita, in questo caso il fotone per liberarsi della maggiore energia acquisita. Per rendersi visivamente conto come si possano concepire orbite quantizzate fisse, si può pensare ad una parete ripida interrotta da fossette, entro le quali siano delle palline. Se una di queste palline cade verso il basso, non può fermarsi che entro un’altra fossetta, non avendo altro mezzo di arrestarsi lungo la parete ripida.

In tal modo la teoria di Bohr prevede una serie discreta di livelli quantici che vengono definiti con le lettere K, L,M, N,O, P.

Calcolo delle orbite

Bisogna premettere che in natura è sempre più stabile quell’equilibrio che ha in sé la minor energia, per esempio una pietra in cima ad una montagna può rotolare ed ha la massima energia, a metà avrà metà energia e ai piedi del monte avrà la minor energia possibile.
Così ogni elettrone che entra in un atomo è caratterizzato da 4 numeri quantici che gli consentono di avere la minor energia.

il numero quantico principale n

il numero quantico di momento angolare l

il numero quantico di momento magnetico m

il numero quantico di spin s

Come regola generale si può stabilire che i numeri quantici più bassi descrivono elettroni di minor energia di quelli con più alti numeri quantici. Per esempio un elettrone con n=1, l=0, avrà minore energia di un elettrone con n=4 l=2. Questo non significa che tutti gli elettroni in ciascuno dei 102 elementi abbiano n=1 l=0 s=-1/2 m=0.

Struttura elettronica degli atomi

Il numero quantico angolare può assumere valori da 0 a n-1(n numero quantico principale), e per convenzione vengono usati delle lettere: 0=s, 1=p, 2=d, 3=f. Secondo Pauli, gli elettroni di un atomo non possono avere gli stessi numeri quantici. Per esempio per l'idrogeno(Z=1) la sua configurazione elettronica sarà 1s¹, quindi sarà formato da un solo elettrone spaiato nell'orbitale 1s, ossia con numero quantico principale uguale a 1, numero quantico angolare uguale a 0 e numero quantico magnetico uguale a 0, per l'elio(Z=2) sarà 1s², con due elettroni aventi gli stessi valori dei primi tre numeri quantici, ma valori diversi del quarto numero quantico di spin, ossia +1/2 e -1/2.

Quindi un orbitale può contenere soltanto due elettroni visto che i valori di spin sono soltanto due. Occorre tenere presente che quando l'atomo ha pochi elettroni di valenza, essi tendono a occupare un numero massimo di orbitali, in modo da ridurre la repulsione fra gli elettroni e avere una bassa configurazione energetica.

Il legame chimico

Un legame chimico si ha quando gli atomi si uniscono fra di loro formando molecole. Esistono diversi tipi di legame chimico, ma tutti possono avvenire in due modi: per un trasferimento di elettroni da un atomo a un altro o per condivisione di elettroni. Verranno adesso descritti tutti i tipi di legame chimico che si possono avere, e il modo in cui avvengono.

Una regola generale che vale per tutti i tipi di legame consiste nel fatto che un legame si forma sempre per arrivare a una posizione più stabile per l'atomo. In generale la situazione di stabilità si ha quando viene raggiunto l'ottetto negli orbitali esterni dell'atomo, come nel caso dei gas nobili.

Legame ionico

Un legame ionico è un legame che avviene tramite un trasferimento di elettroni, trasformando gli atomi in ioni e generando quindi forze di natura elettrostatica. Un esempio molto comune è quello del sale Na⁺Cl⁻: l'atomo di sodio si libera di un elettrone e diventa un ione positivo, l'elettrone liberato dal sodio viene preso dal cloro che diventa a sua volta un ione negativo. I due ioni così verranno tenuti assieme da forze di natura elettrostatica. In questo modo il sodio senza un elettrone arriva alla stessa configurazione elettronica del Neon, e il cloro con un elettrone in più arriva alla configurazione elettronica dell'argon, essendo il neon e l'argon due gas nobili. In realtà la formula NaCl è una formula che dà solo un'idea del rapporto fra gli atomi del composto: in realtà nel composto (essendo formato da un reticolo cristallino) è impossibile individuare una formula discreta (giacché non esiste).

La capacità da parte di uno ione di valere n volte quanto vale uno ione monovalente è detta valenza ionica dello ione o sua elettrovalenza. Essa coincide con il numero di cariche dello ione e cioè con il numero degli elettroni che l'atomo tende a captare o a cedere.
Dalla valenza ionica o elettrovalenza (numero di cariche dello ione), deriva la capacità degli atomi di molti elementi a combinarsi con gli atomi degli altri, per dare composti ionici.
Il legame ionico spiega l'unione di atomi di metalli con non metalli, col passaggio attraverso i rispettivi ioni di opposta carica.

Quando gli atomi si combinano intervengono solo gli elettroni dell'orbita più esterna che perciò si chiamano elettroni valenza.

Legame covalente

Il legame covalente è un tipo di legame stabile, nel quale due elettroni vengono condivisi. La covalenza è il tipo di legame che interessa le sostanze organiche, che sono formate da molecole i cui atomi, pur essendo effettivamente legati fra loro, non conducono la corrente elettrica.

La formazione di legame covalente è sempre dovuta alla tendenza che hanno gli atomi ad arrivare ad una configurazione elettronica stabile dell'orbita esterna ma nel caso di legame covalente non avviene per scambio di elettroni ma per ripartizione di uno od alcuni di essi fra atomi uguali (per esempio il fluoro, molecola biatomica, che ha 7 elettroni esternamente e per raggiungere l'ottetto due atomi di fluoro si uniscono, cedendo l'un l'altro un elettrone in modo da far esistere una coppia comune di elettroni. Tale coppia è detto doppietto elettronico ed è responsabile della molecola biatomica del fluoro).

Valenza di coordinazione

Nella valenza propriamente detta il legame si stabilisce per formazione di un doppietto elettronico. Nella valenza di coordinazione contribuisce al doppietto un atomo solo. Esso si manifesta quando in una molecola sono presenti degli atomi i quali hanno un doppietto elettronico libero, cioè non legati ad altri atomi.

Legame semipolare

Il legame semipolare è basato contemporaneamente su una attrazione elettrostatica tra gli atomi e l'accomunanza di elettroni tra gli atomi stessi cioè un legame eteropolare (per elettrovalenza) che si sovrappone ad un legame omopolare (per covalenza).

Legame metallico

Il legame metallico è un legame che esiste tra gli atomi dei metalli, esso è forte e per allentarlo, cioè per portare i metalli allo stato liquido, occorre raggiungere temperature elevate. Gli elettroni di questi atomi sono buoni conduttori di elettricità.

Molecola polare

La molecola polare è una molecola nella quale esiste una distribuzione non simmetrica degli elettroni intorno al nucleo

Molecola non polare

La molecola non polare è una molecola nella quale esiste una distribuzione simmetrica degli elettroni intorno al nucleo

Composti ionici

I composti ionici sono duri, poco volatili, con punto di fusione ed ebollizione elevato, per lo più solubili in acqua ed in solvente polare (cioè con gli elettroni assimmetrici)

Composti covalenti non polari

I composti covalenti non polari sono volatili, con punto di ebollizione e fusione basso, per lo più poco solubili in acqua e solubili in solventi non polari.

Teoria della valenza e del legame chimico

I problemi che interessano questo studio sono fondamentalmente di tre tipi diversi:

Perché si formano le molecole, per esempio perché due atomi di idrogeno si uniscono per dare luogo ad idrogeno molecolare, mentre due atomi di elio non lo fanno

Perché gli atomi formano composti in proporzioni ben definite, per esempio perché si uniscono due atomi di idrogeno e non tre

Perché certe molecole hanno determinate strutture elettroniche

È chiaro che per risolvere questi problemi si dovrà risalire alla costituzione prima della materia cioè alla distribuzione e al comportamento degli elettroni che circondano il nucleo.

Si suppose dapprima che gli elettroni avessero una distribuzione statica, per cui le forze relative erano di natura elettrica cioè del tipo coulombiano, col che si potrebbero spiegare i cristalli ionici come AgI, NaCl, ma non la formazione di elementi come H₂, Cl₂, che non ammettono polarità diverse e quindi forze elettrostatiche di tipo coulombiano. Si introdusse così la teoria di Lewis che postula l'esistenza di un legame ad elettroni condivisi ma non dice come mai insorge questa condivisione.

Un passo avanti fu compiuto da Bohr nel 1913, che riprese le teorie allora imperanti sulla costituzione dell'atomo, cioè il modello planetario di Rutherford. Secondo questa teoria, l'atomo è costituito da un nucleo centrale nel quale è concentrata quasi tutta la massa e la carica positiva, circondato da elettroni che vi ruotano attorno. Il nucleo cioè è come il Sole e gli elettroni sono come i pianeti.

Le dimensioni di queste particelle:

l'elettrone dell'idrogeno si muove attorno al nucleo ad una velocità pari a 2.200 km/s., distanza 10⁻⁹ cm. dal nucleo e compie quindi 6,6.10⁹ giri/s.

Da questo modello sorge la constatazione che lo spazio dove esiste la materia è per la maggior parte vuoto.
Si può avere un'idea di questo spazio vuoto se si pensa che se tutta la Terra si rimpicciolisse fino ad avere i nuclei a contatto uno con l'altro, essa costituirebbe una sfera di circa 100 m. di diametro, che potrebbe entrare in uno stadio di calcio; con lo stesso sistema la produzione annua di ferro in tutto il mondo potrebbe entrare in una scatola di fiammiferi, però avrebbe una massa tale che non si potrebbe appoggiare in nessun luogo e sprofonderebbe al centro della Terra.

Ioni

Gli atomi hanno la proprietà di perdere uno o più elettroni o di acquisirne nuovi, assumendo carica positiva o negativa; infatti nel primo caso se perdono elettroni, le cariche positive del nucleo non saranno più neutralizzate dagli elettroni dello strato esterno e l'atomo così mutato apparirà carico di elettricità positiva; nel secondo caso, in cui l'atomo acquista dei nuovi elettroni, le cariche positive del nucleo saranno invece insufficienti a neutralizzare quelle negative dello strato più esterno e l'atomo così modificato si mostrerà carico di elettricità negativa. Quindi è detto

Ione, l'atomo modificato per perdita o acquisto di eletroni

Catione, cede elettroni e diventa ione positivo, ha segno +, per esempio Na⁺

Anione, acquista elettroni e diventa ione negativo, ha segno -, per esempio il Cl⁻

Tutti gli elementi che come il sodio, Na⁺, tendono a perdere elettroni, diventando elettropositivi, hanno un complesso di proprietà comuni e sono detti metalli. Tutti gli elementi che come lo zolfo tendono all'acquisto di elettroni, diventando elettronegativi, hanno caratteristiche comuni e sono detti non metalli. Invece gli elementi che presentano caratteristiche intermedie, come il boro, sono detti semimetalli (o metalloidi) e possono avere caratteristiche anfotere (ovvero sia acide che basiche).

Gli elementi che hanno nello strato più esterno del nucleo, 1,2,3 elettroni saranno rispettivamente monovalenti, bivalenti o trivalenti, in quanto possono cedere 1,2 o 3 elettroni diventando cationi.

Gli elementi che presentano 7,6,5 elettroni nello strato più esterno del nucleo, saranno monovalenti, bivalenti e trivalenti in quanto tendono a prendere 1,2,3 elettroni ma diventeranno anioni.

Gli elementi che hanno 4 elettroni nello strato più esterno, tendono tanto a cedere che ad acquistare elettroni, perciò possono diventare sia cationi che anioni.

Comunque, eccetto gli elementi dei primi tre periodi, quelli oltre il quarto (ed in particolare dallo scandio in avanti) possiedono orbitali d, pertanto la loro reattività non rispetterà necessariamente la regola dell'ottetto.

Stati di aggregazione

La suddivisione delle sostanze si fa in base allo stato di aggregazione della materia, esistono tre stati di aggregazione (ne esiste un quarto poco considerato):

solido, forma e volume proprio, gli atomi oscillano intorno alle posizioni medie

liquido, volume proprio, un liquido assume la forma del recipiente, gli atomi scorrono uno sull'altro

gassoso, ne forma, ne volume proprio, atomi e molecole sono liberi

plasma, o stato plasmatico, è costituito da ioni gassosi

Stato solido

Lo stato solido della materia è caratterizzato da forma e volume propri. Nella materia allo stato solido le particelle hanno libertà di movimento in continua diminuzione al diminuire della temperatura, fino a raggiungere praticamente la totale immobilità a livello dello zero assoluto. Il passaggio dalla fase solida a quella liquida si definisce fusione, il passaggio diretto dalla fase solida a quella gassosa si chiama invece sublimazione.

Stato liquido

Le molecole di un liquido hanno sufficiente energia per muoversi all'interno del recipiente, ma l'energia di attrazione con cui si attraggono l'un l'altra impedisce loro di scappare. Per questo motivo un liquido ha un volume proprio e assume la forma del recipiente che lo contiene

Proprietà dei liquidi

Tensione superficiale

Ogni molecola all'interno di un liquido è sottoposta alle forze esercitate dalle altre molecole in tutte le direzioni, la cui risultate è nulla. Per una molecola in superficie, invece, la risultante è diretta verso il recipiente. Dunque possiamo dire che i liquidi tendono a diminuire la loro superificie, perciò è necessario del lavoro per aumentare la loro area. Si definisce tensione superficiale tale lavoro e la sua unità di misura nel SI è J·m⁻².

Evaporazione

Alcune molecole hanno un'energia abbastanza elevata da vincere le forze attrattive intermolecolari: esse riescono così ad evaporare. La trasformazione di un liquido nel suo vapore è definita evaporazione. Viceversa il passaggio vapore-liquido è definito condensazione (o liquefazione).

Pressione di vapore

Si dice che il composto è in equilibrio dinamico quando il numero di molecole che evaporano è uguale al numero di molecole che condensano, ovvero la la velocità di evaporazione uguaglia velocità di condensazione. Si definisce pressione di vapore (o tensione di vapore) la pressione alla quale si ha l'equilibrio dinamico; essa dipende solo dalla natura e temperatura del liquido.

In un liquido le molecole si muovo disordinatamente. Solo i cristalli liquidi mantengono un certo grado di ordine.

Stato gassoso

Equazione di stato dei gas perfetti

Consideriamo un gas ideale (o perfetto) le cui molecole soddisfino i seguenti requisiti:

le loro dimensioni sono quasi nulle;

urtano in maniera perfettamente elastica;

non esercitano alcuna forza attrattiva o repulsiva sulle altre;

la loro energia cinetica è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta.

le traiettorie delle particelle sono sempre rette e le loro direzioni cambiano solo in seguito ad urti

Per un gas ideale vale l'equazione di stato dei gas perfetti:

P·V=n·R·T

dove:

P pressione, V volume, n numero di moli del gas, R costante dei gas, T temperatura assoluta.

Sistema periodico degli elementi

Il sistema periodico degli elementi è una razionalizzazione della grande quantità di elementi diversi.
Questo sistema si è basato inizialmente sulle varie proprietà chimico-fisiche comuni a gruppi di elementi, come reattività, valenza, comportamento chimico, e successivamente ha ricevuto conferma tramite determinazione dello spettro caratteristico di emissione ai raggi X dell'elemento.

Attraverso il raggruppamento dei vari elementi secondo questi criteri si sono individuate "famiglie" di elementi aventi proprietà comuni, dette gruppi (ad esempio i metalli alcalini), e sono state messe in evidenza proprietà periodiche come l'energia di ionizzazione o, molto importante, la valenza ed il comportamento chimico (ad esempio il carattere metallico).

Questo modello ha conosciuto una breve crisi quando, con la scoperta di lantanidi, attinidi e l'individuazione di nuovi metalli di transizione, gli scienziati dell'epoca si sono trovati alle prese con una situazione allora inspiegabile. Infatti sia i lantanidi che gli attinidi hanno rispettivamente comportamento chimico molto simile al lantanio ed all'attinio, tanto che inizialmente fu estremamente faticoso separare i membri della famiglia dei lantanidi, ed i membri della famiglia degli attinidi.

Non si riuscì a trovare spiegazione a questo fatto fintantochè la meccanica quantistica non riuscì a determinare le proprietà dei vari orbitali atomici ed il loro ordine di riempimento (principio dell'Aufbau).

Infatti gli orbitali non sono tutti simmetrici, ma alcuni si trovano in uno stato energetico superiore rispetto a quanto ci si aspetterebbe (ad esempio l'orbitale 3d ha energia superiore al 4s), influendo così sul loro ordine di riempimento e sulla loro configuarione elettronica e quindi, in ultima analisi, sulle loro proprietà chimiche (essendo queste diretta conseguenza della configurazione dell'orbitale più esterno).

Successivamente ha generato confusione anche la presenza di isòtopi, ed in particolare lo spin di quest'ultimi, dato che le teorie sul nucleo dell'epoca (si parla di prima del 1930) non contemplavano l'esistenza del neutrone.

Proprietà periodiche

In molti si occuparono di determinare le proprietà chimiche di ogni elemento. Si osservava che c'erano degli elementi che avevano proprietà simili ad altri e, come verificato da Dobereiner, gli elementi si raggruppavano tutti a gruppi di tre, chiamati da lui triadi. Ma l'impresa più pionieristica fu effettuata dal famosissimo Mendeleev, che per primo raggruppò gli elementi in periodi e gruppi, però non secondo il numero atomico (allora sconosciuto), ma secondo il peso atomico (ordine d'altra parte che quasi coincide con quello basato sul numero atomico).

Egli riuscì addirittura a prevedere proprietà di elementi non ancora conosciuti, che lasciavano spazi bianchi nella tavola. Quando furono scoperti questi elementi, si osservò che avevano le proprietà descritte esattamente da Mendeleev.

Gli elementi nella tavola periodica sono disposti per numero atomico e possono essere raggruppatti in in periodi (righe orizzontali) ed in gruppi (colonne verticali): in un periodo, spostandosi sulla tavola verso destra, le proprietà chimiche variano in modo continuo e graduale con l'aumentare del numero atomico. Nei gruppi, gli elementi presentano proprietà fisiche e chimiche simili.

Gli elementi che fanno parte del primo gruppo si chiamano "metalli alcalini", quelli del secondo gruppo "metalli alcalino-terrosi", quelli intermedi "metalli di transizione", quelli del penultimo "alogeni" e quelli dell'ultimo "gas nobili".

Le proprietà che gli elementi presentano nella tavola sono le seguenti:

elettronegatività;

numero atomico;

configurazione elettronica.

Inoltre la tavola periodica viene suddivisa da una linea immaginaria, che divide i metalli (sulla sinistra) dai non metalli, che si trovano sul versante destro.

L'elettronegatività lungo il periodo, da sinistra a destra, cresce, e lungo il gruppo rimane quasi costante.

Il numero atomico, lungo il periodo, cresce di una sola unità, mentre lungo il gruppo di qualche unità.

La configurazione elettronica nel periodo si presenta, da sinistra a destra, con un elettrone in più sull'ultimo orbitale, mentre lungo il gruppo la quantità di elettroni sull'ultimo orbitale rimane costante ma aumenta la distanza dell'ultimo orbitale dal nucleo (di un'unità).

Raggio atomico

Il raggio atomico è influenzato principalmente dalla quantità di elettroni e di protoni posseduta da un elemento. Maggiore è il numero dei protoni, con più forza vengono attratti gli elettroni, e maggiore è il numero degli elettroni maggiore è la schermatura dell'ultimo orbitale elettronico.
Il raggio atomico sarebbe il raggio di quest'ultimo orbitale, e varia diminuendo allo spostarsi sulla tavola in senso orizzontale, e aumentando spostandosi in senso verticale.

Ciò perchè:

Spostandosi lungo il periodo la schermatura varia di poco, e prevale la maggior forza di attrazione dovuta al maggior numero di elettroni, avvicinando così l'orbitale.

Spostandosi lungo un gruppo la schermatura varia notevolmente (aumentando), ma gli elementi hanno lo stesso numero di elettroni sull'orbitale più esterno, quindi vi è una minor forza di attrazione. Pertanto l'orbitale sarà più lontano.

Il concetto di raggi atomici è molto utile quando si parla di leghe e nei semiconduttori, perchè così è possibile confrontare "la dimensione" degli elementi, e quindi la loro compatibilità a sostituire il metallo principale della lega (deve infatti avere raggio simile).
Non va però dimenticato che non esiste un vero e proprio raggio atomico, come non esiste un vero e proprio orbitle. Infatti (come consegue dalla meccanica quantistica) ciò che viene chiamato orbitale è semplicemente la regione di massima probabilità in cui si può trovare l'elettrone.

Metalli di transizione

Definizione e caratteristiche generali

Nella tavola periodica degli elementi, sulla base della loro posizione, possiamo individuare gli elementi cosiddetti di transizione, i quali sono caratterizzati dalla presenza di un elettrone nell'orbitale d. Essi hanno simile configurazione orbitale elettronica e quindi simili proprietà chimiche.

Dimensione degli atomi e degli ioni

Il raggio covalente (e ionico) diminuisce da sinistra a destra lungo una serie di transizione e aumenta leggermente verso la fine.

Soluzioni

Una soluzione è un sistema omogeneo prodotto dallo scioglimento di una sostanza solida, liquida o gassosa, detta soluto, in un opportuno liquido ad esso affine per polarità, detto solvente. Nelle soluzioni liquido-liquido generalmente si usa chiamare soluto la sostanza in quantità minore e solvente la sostanza in quantità maggiore.

Solubilità

Per definizione la solubilità è la massima concentrazione di soluto che si raggiunge all'equilibrio con il corpo di fondo (particelle disperse, sospese, non sciolte), in una soluzione satura ad una determinata temperatura, in un dato solvente e ambiente.

Massima quantità di soluto che si può sciogliere in 100 g di un dato solvente ad una data temperatura.

Una soluzione si dice:

satura

se, in una certa quantità di solvente, non è possibile sciogliere ulteriore soluto;

insatura

se la quantità di soluto disciolto è minore della quantità necessaria affinché la soluzione sia satura;

sovrassatura

se la quantità di soluto disciolto è maggiore della quantità necessaria affinché la soluzione sia satura. Le soluzioni sovrassature sono instabili e tendono a raggiungere lo stato di soluzioni sature separando soluto allo stato puro.

La solubilità di un certo soluto in un certo solvente dipende, oltre che dalle caratteristiche delle due sostanze, anche dalla temperatura e dalla pressione.

Soluto e solvente

La celebre frase "Il simile scioglie il simile" attribuita agli alchimisti medievali trova spiegazione nella polarità ed apolarità delle molecole (ma vi sono anche i casi di complessazione, che richiedono trattazione a parte).

Sostanzialmente un soluto è tanto più solubile in un solvente quanto più sono forti i legami intermolecolari che forma con le molecole del solvente.
Se i legami sono più deboli di quelli che il solvente forma con sè stesso esso sarà poco solubile o insolubile, mentre se sono più forti sarà solubile, molto solubile o addirittura infinitamente solubile (ossia solubile in qualunque proporzione).

Da ciò consegue che, in linea di principio, sostanze polari saranno solubili in sostanze polari poichè i legami intermolecolari solvente-soluto sono più forti (o di forza comparabile) dei legami solvente-solvente e soluto-soluto. Lo stesso vale per le sostanze apolari. Quindi la condizione sufficiente in prima approssimazione per determinare la solubilità di un soluto in un solvente è che i legami soluto-solvente non siano più deboli di quelli che il soluto od il solvente formano con sè stessi. Se, per esempio, abbiamo un sale ad alta polarità si potrà pensare che esso sarà solubile in acqua, dato che anche questo solvente è polare. Ma se i legami intermolecolari che il sale forma fra le sue molecole sono molto forti, ed in particolare più forti di quello che forma col solvente, esso rimarrà legato con sè stesso (e qui si potrebbe considerare le probabilità relative che i legami di diversa forza hanno di rompersi).

Ma vi sono molecole che presentano caratteristiche sia polari che apolari (è il caso degli eteri) e che possono essere pertanto solubili in una certa misura sia in sostanze polari che in sostanze apolari.

Aumento della temperatura

In generale all'aumento della temperatura aumenta la solubilità delle sostanze solide, mentre diminuisce quella delle sostanze gassose.

Esempi. Basti pensare ai mari tropicali, più caldi, che sono più "salati" di quelli glaciali. Però non tutte le sostanze hanno comportamenti analoghi riguardo alla dipendenza della solubilità dalla temperatura ad esempio la solubilità del carbonato di litio in acqua diminuisce con l'aumentare della temperatura.

Aumento della pressione

L'aumento di pressione provoca un aumento della solubilità, ma solamente nei gas.

Esempio. Nelle bevande gassate fino a quando la bottiglia è sigillata la maggior pressione interna permette all'anidride di rimanere in soluzione, quando la bottiglia viene aperta la diminuzione di pressione comporta la rapida gassificazione dell'anidride disciolta con la conseguente formazione delle bollicine.

Concentrazione

La concentrazione di una soluzione chimica esprime il rapporto tra la quantità di soluto e la quantità di solvente che la compongono. Essa può essere espressa in differenti modi. Se la quantità di soluto nel solvente supera dei limiti pre stabiliti la soluzione viene detta satura. Questo lo si può notare anche visivamente vedendo che la soluzione non forma un amalgama ma solvente e soluto sono distinguibili separatamente

Concentrazione espressa in unità fisiche

Percentuale in massa [massa % oppure % m/m]

Esprime la massa di soluto (in grammi) contenuta in 100 g di soluzione. Si calcola moltiplicando per 100 il rapporto tra la massa in grammi del soluto ed la massa in grammi della soluzione (massa in grammi di solvente + massa in grammi di soluto).

Percentuale peso/volume [% m/V]

Esprime la massa di soluto (in grammi) contenuta in 100 ml di soluzione. Si calcola moltiplicando per 100 il rapporto tra la massa in grammi del soluto e il volume in millilitri della soluzione (ml solvente + ml soluto).

Percentuale in volume [volume % oppure % V/V]

Esprime il volume di un soluto (in millilitri) contenuta in 100 ml di soluzione. Si calcola moltiplicando per 100 il rapporto tra i millilitri del soluto e i millilitri della soluzione (ml solvente + ml soluto).

Parti per milione [ppm]

Sono un'unità di misura utilizzata per indicare livelli estremamente bassi di concentrazione di un elemento chimico o di un qualsiasi soluto. Il valore delle ppm è equivalente alla quantità assoluta frazionale moltiplicata per un milione. Un milligrammo è una parte per milione del chilogrammo, quindi, dire che una sostanza ha un certo valore espresso in parti per milione è come dire "milligrammi per ogni chilogrammo".

Concentrazione espressa in unità chimiche

Frazione molare [χ]

Esprime il rapporto tra il numero di moli di un componente (soluto o solvente) e il numero di moli totali presenti in soluzione. Le frazioni molari assumono valori sempre compresi tra 0 e 1 e la somma delle frazioni molari di tutti i componenti di una soluzione è sempre uguale ad 1.

Molarità [M]

Esprime il numero di moli di soluto contenute in un litro di soluzione. Si calcola facendo il rapporto tra le moli di soluto e il volume della soluzione (l solvente + l soluto). Viene spesso indicata con la formula bruta del soluto racchiusa tra parentesi quadre (ad esempio [H+]).

Molalità [m]

Numero di moli di soluto contenute in 1 kg di solvente. Si calcola moltiplicando per 1000 (g/Kg) il rapporto tra le moli di soluto e la massa in g di solvente. Viene spesso preferita alla molarità perché indipendente dalla temperatura (vedi Proprietà colligative delle soluzioni).

Normalità [N]

Esprime il numero di equivalenti di soluto disciolti in un litro di soluzione. Si calcola facendo il rapporto tra il numero di equivalenti del soluto e il volume della soluzione (l solvente + l soluto). Si può più facilmente calcolare moltiplicando la molarità per la valenza, dove la valenza è il prodotto dei coefficienti stechiometrici dei prodotti.

Calcolo degli equivalenti

1- Per il calcolo degli equivalenti bisogna innanzitutto determinare il numero equivalente, secondo questi criteri:

a- Per le reazioni acido-base è uguale al numero di H⁺ od OH⁻ scambiati

b- Per le reazioni RedOx è uguale al numero di elettroni scambiati

c- Per le reazioni di doppio scambio è uguale al numero di cariche (positive o negative) che il sale libera dissociandosi

2- Quindi è possibile determinare la massa equivalente (PE) od il numero di equivalenti (neq)

3- E' importante sottolineare il numero di equivalenti è sempre uguale o superiore al numero di moli.

Esempi di esercizi svolti

Calcoliamo la concentrazione di 5,845 grammi (dunque 0,1 moli) di NaCl in 1 litro (1 kilogrammo, dunque 55,55 moli) di acqua.

%m/mNaCl = 5,845 g * 100 g / 1000 g = 0,5845 %

XNaCl = 0,1 mol / 55,55 mol = 1,8 · 10⁻³

MNaCl = [NaCl] = 0,1 mol / 1 l = 0,1 mol/l = 0,1 M

mNaCl = 0,1 mol / 1 Kg = 0,1 mol/Kg = 0,1 m

NNaCl = 0,1 mol/l * 1 eq/mol = 0,1 eq/l

Distillazione

Distillazione

La distillazione è una tecnica di separazione che sfrutta la differenza dei punti di ebollizione delle diverse sostanze presenti in una miscela, e quindi la differenza di composizione tra la fase liquida e la fase di vapore. È usata sia per separare miscele complesse che per purificare sostanze. Nei processi di distillazione il vapore non viene mantenuto a contatto con il liquido durante l'ebollizione, ma viene continuamente sottratto al sistema, condensato a liquido e fatto rievaporare.

Distillazione frazionata di liquidi miscibili

Mediante successive condensazioni e vaporizzazioni, due liquidi A e B allo stato puro vengono separati tramite il processo di distillazione frazionata, il quale è tanto più efficace quanto più le temperature di ebollizione dei due liquidi A e B differiscono da quella della soluzione ideale.

Proprietà colligative

Le proprietà colligative sono proprietà fisiche delle soluzioni la cui variazione (Δ) non dipende dalla natura delle particelle di soluto non volatile (molecole, ioni o associati molecolari) presenti in una soluzione volatile, ma solo dal loro numero. Queste proprietà sono:

l'abbassamento della tensione di vapore;

l'innalzamento della temperatura di ebollizione (innalzamento ebullioscopico);

l'abbassamento della temperatura di congelamento (abbassamento crioscopico);

il valore della pressione osmotica;

Indicando con Δ la generica variazione di queste proprietà, si verifica che:

dove K è una costante caratteristica del solvente e c'è la concentrazione complessiva delle particelle di soluto.

Il numero di particelle presenti in soluzione che determinano la concentrazione effettiva del soluto è in relazione al fatto che lo stesso sia non dissociato, dissociato totalmente o parzialmente dissociato in ioni, oppure dia luogo ad associazioni. Indicando con c la concentrazione iniziale del soluto e tenendo presente che ciascuna particella contribuisce indipendentemente all'effettiva concentrazione, si ha che:

per soluti non dissociati (non elettroliti);

per soluti totalmente dissociati (elettroliti forti);

per soluti parzialmente dissociati (elettroliti deboli);

per soluti che danno associazioni.

Per calcolare l'effetto sulle proprietà colligative indotto dalla presenza di un elettrolita è necessario considerare il numero di particelle in cui l'elettrolita si dissocia (o che danno associazione, nel caso di soluti che danno associazione), introducendo nella formula un coefficiente detto di 'Van't 'Hoff.

Nelle sopracitate formule di conseguenza α è il grado di dissociazione (o associazione nel caso di soluti associati) e φ il coefficiente di 'Van't 'Hoff, ovvero il numero di moli di molecole prodotte dalla dissociazione (o che danno associazione).

Nel caso di soluzioni ad elevata concentrazione viene introdotto un coefficiente di attività (f), in quanto la concentrazione effettiva (l'attività) risulta inferiore alla concentrazione c (a causa della mutua attrazione di cariche di segno opposto), pertanto le prime tre formule suddette diventano:

Abbassamento della tensione di vapore e legge di Raoult

Per la legge di Raoult, la tensione di vapore di una soluzione ideale (Psoluz) è pari alla somma delle tensioni di vapore dei componenti, ciascuna moltiplicata per la rispettiva frazione molare nella fase liquida, cioè;

dove P0 e χ sono rispettivamente la tensione di vapore allo stato puro alla temperatura considerata e la frazione molare del solvente e del soluto (vedi Concentrazione delle soluzioni).

Se il soluto non è volatile, la sua tensione di vapore è trascurabile rispetto al solvente. Ne consegue che la tensione di vapore di una soluzione contenente un soluto non volatile è sempre inferiore a quella del solvente puro.

per soluti non dissociati (non elettroliti);

per soluti totalmente dissociati (elettroliti forti);

per soluti parzialmente dissociati (elettroliti deboli);

per soluti che danno associazioni.

Innalzamento della temperatura di ebollizione e abbassamento della temperatura di congelamento

L'aggiunta di un soluto non volatile a un solvente dà luogo a una soluzione il cui punto di ebollizione è maggiore (innalzamento ebullioscopico) e il cui punto di congelamento è minore (abbassamento crioscopico) di quello del solvente puro. L'entità dell'effetto è proporzionale alla molalità|concentrazione molale (m) della soluzione secondo le relazioni:

teb soluz - teb solv = Δ teb = Keb · m
tcr solv - tcr soluz = Δ tcr = Kcr · m

dove Keb è la costante ebullioscopica molale del solvente e Kcr la costante crioscopica molale del solvente.

Keb e Kcr sono costanti caratteristiche per ogni solvente.

Per l'innalzamento ebullioscopico avremo quindi:

per soluti non dissociati (non elettroliti): Δteb = Keb·m

per soluti totalmente dissociati (elettroliti forti): Δteb = Keb·m·φ

per soluti parzialmente dissociati (elettroliti deboli): Δteb = Keb·m·[1+α·(φ-1)]

per soluti che danno associazioni: Δteb = Keb·m·[1-α + (α/φ)]

Per l'abbassamento crioscopico avremo invece:

per soluti non dissociati (non elettroliti): Δtcr = Kcr·m

per soluti totalmente dissociati (elettroliti forti): Δtcr = Kcr·m·φ

per soluti parzialmente dissociati (elettroliti deboli): Δtcr = Kcr·m·[1+α·(φ-1)]

per soluti che danno associazioni: Δtcr = Kcr·m·[1-α + (α/φ)]

Osmosi e pressione osmotica

Separando due soluzioni a diversa concentrazione (o una soluzione e il suo solvente) con una membrana semipermeabile, cioè permeabile solo al solvente e non al soluto, si verifica il fenomeno dell'osmosi che consiste nel movimento netto del solvente attraverso la membrana dalla soluzione più diluita a quella più concentrata (o dal solvente puro verso la soluzione), fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio.

Il risultato di ciò è l'innalzamento del livello della soluzione più concentrata rispetto a quella più diluita (o al solvente puro). La pressione che occorre applicare sulla soluzione più concentrata per riportarla al livello di quella più diluita è detta pressione osmotica.

Essendo la pressione osmotica (π) di una soluzione, per l'appunto la presiione espressa in atmosfere (atm) della soluzione, si calcola tramite l'equazione di stato dei gas ideali (dove però al posto di una generica pressione P avremo π):

per soluti non dissociati (non elettroliti): π = n/V ·R·T

per soluti totalmente dissociati (elettroliti forti): π = n/V ·φ·R·T

per soluti parzialmente dissociati (elettroliti deboli): π = n/V ·[1+α·(φ-1)] ·R·T

per soluti che danno associazioni: π = n/V ·[1-α + (α/φ)] ·R·T

dove π è la pressione osmotica espressa in atmosfere, il rapporto n/V sono le moli su litro (ovvero la molarità, M), R è la costante universale dei gas (e vale 0,0821 atm·l·mol⁻¹·K⁻¹) e T è la temperatura assoluta in gradi Kelvin.

Confrontando la pressione osmotica di due soluzioni:

se πA = πB ↔ le due soluzioni sono isotoniche l'una rispetto all'altra;

se πA > πB ↔ la soluzione A è ipertonica rispetto alla soluzione B e la soluzione B è ipotonica rispetto alla soluzione A.

Concludendo, se due soluzioni aventi diversa pressione osmotica sono separate da una memebrana semipermeabile si ha passaggio netto di solvente dalla soluzione ipotonica (meno concentrata) a quella ipertonica (più concentrata) fino al raggiungimento di una condizione di equilibrio.

Acidi e basi

Teorie sull'acidità

Nella storia a partire dalla metà del '700 si sono susseguite tre principali teorie per spiegare il perché una sostanza sia acida o basica.

Teoria di Lavoisier

Si dice acido un composto contenente ossigeno. Questa definizione nasceva dalla limitata conoscenza degli acidi (di fatto limitata agli ossiacidi come HNO₃ o H₂SO₄).

Nel 1810 Humphrey Davy isolò e caratterizzò gli alogeni, dimostrando che gli acidi alogenidrici di fatto non contengono ossigeno e, di conseguenza, che la definizione di Lavoisier era errata.

Teoria di Arrhenius (1884)

Si dice acida una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni H⁺; basica se libera ioni OH⁻. Dal momento che in acqua avviene la reazione di autoprotolisi:

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻

Un acido od una base sono in grado di modificare questo equilibrio.

La teoria di Arrhenius presenta,però,alcuni limiti: 1)è applicabile soltanto alle soluzioni acquose 2)restringe il campo delle sostanze acide o basiche a quelle contenenti soltanto atomi di H o gruppi OH.

Teoria protonica (Brønsted/Lowry, 1932)

Acido:specie chimica in grado di cedere uno o più ioni H+

Base:specie chimica in grado di accettare uno o più ioni H+

Teoria elettronica (Lewis, 1932)

Definisce il comportamento acido e basico in termini di elettroni e non di cariche positive. Dunque l'acido è lo ione o la molecola in grado d'accettare una coppia di elettroni e la base è lo ione o la molecola in grado di condividere una sua coppia di elettroni con un acido.

Passaggi di stato

Quando si riscalda un corpo questo assorbe energia, la sua agitazione termica cresce e la sua t° aumenta. Le molecole si allontanano le une dalla altre e il corpo si dilata.

Avviene la così detta dilatazione del corpo. L’aumento di volume dipende dal tipo di sostanza, dal volume iniziale V1 e dalla ∆t°. Riscaldando ancora il corpo le molecole si allontanano a tal punto che avviene un cambiamento di stato: fusione se il corpo allo stato solido diventa liquido; vaporizzazione se il corpo liquido diventa gassoso. Raffreddando li corpo avvengono i passaggi inversi: solidificazione se il corpo liquido diventa solido; condensazione se il vapore ritorna allo stato liquido. I passaggi di stato avvengono a una precisa t° caratteristica delle sostanza e detta t° di fusione e t° di ebollizione.

In alcuni casi si ha anche il passaggio diretto da solido al gassoso e viceversa (sublimazione e brinazione). Se invece un gas viene compresso e passa allo stato liquido abbiamo la liquefazione. Un altro passaggio di stato che interessa però solo la superficie dei liquidi è l’evaporazione. Questo passaggio avviene a t° ambiente (1 atm) e avviene per tutti i liquidi; è lenta e dipende da condizioni ambientali, dall’estensione della superficie di evaporazione e dalla tensione superficiale. Quando il liquido è in equilibrio con il vapore sovrastane si dice che il vapore è saturo.

Legge dei gas ideali

L'equazione di stato dei gas perfetti, nota anche come legge dei gas perfetti, descrive le condizioni fisiche di un "gas perfetto" o di un gas "ideale", correlandone le funzioni di stato: quantità di sostanza, pressione, volume e temperatura.

Formulazione

p è il valore della pressione del gas;

V è il volume occupato dal gas;

n è il numero di moli del gas;

R è la costante universale dei gas, il cui valore varia in funzione delle unità di misura adottate per esprimere le altre grandezze nell'equazione;

T è la temperatura assoluta del gas, generalmente espressa in kelvin.

Questa equazione rappresenta una generalizzazione delle leggi empiriche osservate da Boyle (in un gas, in condizioni di temperatura costante, il volume è inversamente proporzionale alla pressione), Gay-Lussac (in un gas a volume costante, la pressione è proporzionale alla temperatura assoluta) e Charles (in un gas a pressione costante, il volume è proporzionale alla temperatura assoluta), ottenibili rispettivamente per T costante, V costante e P costante.

L'equazione di stato dei gas perfetti descrive bene il comportamento dei gas reali per pressioni non troppo elevate e per temperature non troppo vicine alla temperatura di liquefazione del gas. In questi casi, una migliore descrizione del comportamento del gas è dato dall'equazione di stato di van der Waals

Nomenclatura

Si può assegnare un nome ad una sostanza chimica attenendosi alla nomenclatura IUPAC, meno utilizzata ma universalmente riconosciuta, o alla nomenclatura tradizionale. I nomi scritti per esteso di elementi e composti devono essere scritti minuscoli (es: boro e non Boro, cloruro d'argento e non Cloruro d'Argento).

I nomi tradizionali sono legati agli albori della chimica, spesso (in chimica organica) derivano dal nome della fonte naturale da cui questi composti sono stati isolati.

I nomi IUPAC rappresentano un tentativo di rendere sistematici i nomi, creando una corrispondenza il più possibile esatta e univoca tra nome e formula chimica del composto.

La nomenclatura chimica cambia radicalmente in campo di chimica generale o chimica organica.

In chimica generale continua ad avere maggior diffusione la nomenclatura tradizionale rispetto alla IUPAC, anche perché legata a composti chimici comuni e diffusi, mentre in chimica organica la nomenclatura IUPAC si è rivelata molto più efficace per distinguere i numerosi isomeri, anche se molti composti organici comuni e diffusi continuano ad essere chiamati con il nome tradizionale.

composti inorganici | composti organici |  |
tradizionale | IUPAC | tradizionale | IUPAC
acido cloridrico | cloruro di idrogeno | acido acetico | acido etanoico
carbonato di sodio | triossocarbonato (IV) di disodio | alcol etilico | etanolo
permanganato di potassio | tetrossomanganato (VII) di potassio | isoottano | 2,2,4,-trimetilpentano
solfato ferrico | tri(tetrossosolfato (VI)) di diferro (III) | formaldeide | metanale

Nomenclatura della chimica generale

Il ramo della nomenclatura è estremamente complesso e si distingue generalmente per il tipo di sostanza presa in considerazione.

Ossidi

Gli ossidi sono composti chimici in cui un (o più) atomo di ossigeno si lega con un (o più) atomo di un elemento. In questo caso si parla di ossidi basici.

Per gli ossidi basici, la nomenclatura tradizionale propone il termine ossido seguito da complemento di specificazione e il nome del metallo preso in considerazione. Ad esempio:

Li₂O prende il nome di ossido di litio

Al₂O₃ prende il nome di ossido di alluminio

Se lo stesso metallo forma più di un composto con l'ossigeno, allora bisogna prendere in considerazione il variare del numero di ossidazione (o valenza) del metallo stesso nei suoi diversi composti.

Nel composto con il numero di ossidazione del metallo minore, la nomenclatura tradizionale prevede il termine Ossido seguito dal nome del metallo con suffisso -oso.

Nel composto con il numero di ossidazione del metallo maggiore, la nomenclatura tradizionale prevede il termine Ossido seguito dal nome del metallo con suffisso -ico.

Ad esempio:

FeO [n.o. +2] prende il nome di ossido ferroso

Fe2O3 [n.o. +3] prende il nome di ossido ferrico

Qualora i composti fossero più di due (fino ad un massimo di quattro), si adotta la regola secondo la quale: i due composti con numero di ossidazione minore hanno suffisso -oso e in particolare il minimo avrà anche prefisso ipo-; mentre quelli con numero di ossidazione maggiore hanno suffisso -ico e in particolare il massimo avrà anche prefisso per-.

Per gli ossidi basici, la nomenclatura IUPAC invece propone di aggiungere un prefisso per ogni termine del composto che indichi il numero di atomi dell'elemento nella molecola. Tali prefissi sono di derivazione greca (di-, tri-, tetra-, penta-, ecc.). Ad esempio:

Li2O prende il nome di ossido di dilitio

Al2O3 prende il nome di triossido di dialluminio

FeO prende il nome di ossido di ferro

Fe2O3 prende il nome di triossido di diferro

Per gli ossidi acidi (Anidridi), la nomenclatura tradizionale si attiene alle regole adottate per gli ossidi basici, purché il composto reagendo con l'acqua non produca un acido. In tal caso, anziché ossido di, il termine viene sostituito con anidride. Ad esempio:

NO prende il nome di ossido di azoto

Cl2O prende il nome di anidride ipoclorosa [reagisce con H2O per produrre HClO]

Cl2O3 prende il nome di anidride clorosa [reagisce con H2O per produrre HClO2]

Cl2O5 prende il nome di anidride clorica [reagisce con H2O per produrre HClO3]

Cl2O7 prende il nome di anidride perclorica [reagisce con H2O per produrre HClO4]

Per gli ossidi acidi, la nomenclatura IUPAC si attiene alle stesse regole adottate per gli ossidi basici. Ad esempio:

N2O prende il nome di ossido di diazoto

N2O3 prende il nome di triossido di diazoto

Vi sono alcune eccezioni nel caso del carbonio (non metallo), del cromo e del manganese (entrambi metalli)

CO prende il nome di ossido di carbonio (e non anidride carbonosa)

CrO prende il nome di ossido cromoso

Cr2O3 prende il nome di ossido cromico

CrO₃ prende il nome di anidride cromica

MnO prende il nome di ossido manganoso

Mn₂O₃ prende il nome di ossido manganico

MnO₂ prende il nome di biossido di manganese

MnO₃ prende il nome di anidride manganica

Mn₂O₇ prende il nome di anidride permanganica

OSSIDI | Nome tradizionale | Nome IUPAC | Nome Stock
FeO | Ossido ferroso | Ossido di ferro | Ossido di ferro (II)
Fe2O3Fe2O3Fe2O3Fe2O3 | Ossido ferrico | Triossido di diferro | Ossido di ferro (III)
Cu2O Cu2O Cu2O | Ossido remeico | Ossido di dirame | Ossido di rame (I)
CuO | Ossido rameoso | Ossido di rame | Ossido di rame (II)
SnO | Ossido stannoso | Ossido di stagno | Ossido di stagno (II)
SnO2SnO2 | Ossido stannico | Diossido di stagno | Ossido di stagno (IV)
PbO | Ossido piomboso | Ossido di piombo | Ossido di piombo (II)
PbO2PbO2 | Ossido piombico | Diossido di piombo | Ossido di piombo (IV) Ossido di piombo (IV) Ossido di piombo (IV)

Idruri

Gli idruri metallici sono composti chimici costituiti di un (o più) atomo di metallo e di un (o più) atomo di idrogeno con stato di ossidazione -1. Per gli idruri, la nomenclatura tradizionale adotta lo stesso metodo utilizzato per gli ossidi, con la sola differenza che il termine ossido di si sostituisce con idruro di. Ad esempio:

CuH2 prende il nome di idruro rameico

FeH2 prende il nome di idruro ferroso

Per gli idruri, la nomenclatura IUPAC si attiene alle stesse regole adottate per gli ossidi, con la sola differenza che il termine *ossido di si sostituisce con *idruro di. Ad esempio:

SnH4 prende il nome di tetraidruro di stagno

FeH2 prende il nome di diidruro di ferro

Idrossidi

Gli idrossidi sono composti chimici generalmente ottenuti per idratazione di un ossido basico. Pertanto si costituiscono di un (o più) atomo di metallo e tanti gruppi ossidrili (OH-) quanto il suo numero di ossidazione. Per gli idrossidi, la nomenclatura tradizionale adotta lo stesso metodo utilizzato per gli ossidi, con la sola differenza che il termine ossido di si sostituisce con idrossido di. Ad esempio:

LiOH prende il nome di idrossido di litio

Al(OH)3 prende il nome di idrossido di alluminio

Fe(OH)3 prende il nome di idrossido ferrico

Fe(OH)2 prende il nome di idrossido ferroso

Per gli idrossidi, la nomenclatura IUPAC si attiene alle stesse regole adottate per gli ossidi, con la sola differenza che il termine *ossido di si sostituisce con *idrossido di. Ad esempio:

Al(OH)₃ prende il nome di triidrossido di alluminio

Fe(OH)₃ prende il nome di triidrossido di ferro

Acidi

Gli acidi sono composti chimici in cui un (o più) atomo di Idrogeno lega con un (o più) atomo di un non metallo e con un (o più) atomo di Ossigeno, prendendo il nome di ossiacidi. Gli acidi si possono generalmente ottenere per idratazione delle anidridi.

Nel caso un (o più) atomo di Idrogeno lega con un (o più) atomo di un non metallo si chiamano idracidi.

Per gli idracidi, la nomenclatura tradizionale prevede il termine Acido seguito dal nome del nonmetallo con desinenza in -idrico. Per esempio:

HCl prende il nome di acido cloridrico

HBr prende il nome di acido bromidrico

Per gli idracidi, la nomenclatura IUPAC propone che il nome del nonmetallo con desinenza rigorosamente in -uro sia seguito dal termine di idrogeno. Per esempio:

HCl prende il nome di cloruro di idrogeno

HBr prende il nome di bromuro di idrogeno

Per gli ossiacidi, la nomenclatura tradizionale prevede l'accostamento del termine Acido con la seconda parte del nome della corrispettiva anidride. Per esempio:

HClO prende il nome di acido ipocloroso [deriva dall'anidride ipoclorosa]

HClO4 prende il nome di acido perclorico [deriva dall'anidride perclorica]

H2CO3 prende il nome di acido carbonico [deriva dall'anidride carbonica]

H2SO4 prende il nome di acido solforico [deriva dall'anidride solforica]

H2SO3 prende il nome di acido solforoso [deriva dall'anidride solforosa]

Per gli ossiacidi, la nomenclatura IUPAC prevede l'accostamento del termine acido ad un termine costituito da due parti, la prima che indica il numero di atomi di ossigeno con il termine osso preceduto dal prefisso greco e la seconda che indica il nonmetallo con desinenza rigorosamente in -ico, il tutto seguito dal numero di ossidazione del nonmetallo scritto in numeri romani chiuso tra parentesi. Per esempio:

HClO2 prende il nome di acido diossoclorico (III)

HClO4 prende il nome di acido tetraossoclorico (VII)

H2CO3 prende il nome di acido triossocarbonico (IV)

H2SO4 prende il nome di acido tetraossosolforico (VI)

H2SO3 prende il nome di acido triossosolforico (IV)

Sali

I sali sono composti chimici in cui un (o più) atomo di un metallo lega con un (o più) atomo di un nonmetallo e/o con un (o più) atomo di ossigeno. Nel primo caso si parla di aloidi, nel secondo di ossisali. I sali si possono generalmente ottenere per reazione tra acidi e idrossidi. Per gli aloidi, la nomenclatura tradizionale propone che il nome del nonmetallo con desinenza in -uro sia seguita da complemento di specificazione e nome del metallo o dal nome del metallo con suffisso e/o prefisso adeguato secondo le regole descritte in precedenza. Per esempio:

NaCl prende il nome di cloruro di sodio

Cu2S prende il nome di solfuro rameoso

CuS prende il nome di solfuro rameico

Per gli aloidi, la nomenclatura IUPAC adotta le stesse regole utilizzate negli idruri, con la differenza che il termine idruro è opportunamente sostituito con il nome del nonmetallo, pur mantenendo la desinenza in -uro. Per esempio:

NaCl prende il nome di cloruro di sodio

Cu2S prende il nome di solfuro di dirame (I)

CuS prende il nome di solfuro di rame (II)

Per gli ossisali, la nomenclatura tradizionale propone l'accostamento di due termini: il primo deriva dall'anione dell'acido, in particolare se il suffisso del nome dell'acido era -oso, nel sale sarà -ito mentre se era -ico, nel sale sarà -ato; il secondo deriva dal catione dell'idrossido, secondo le regole descritte in precedenza. Per esempio:

LiClO2 prende il nome di clorito di litio

Fe(ClO4)3 prende il nome di perclorato ferrico

Na2CO3 prende il nome di carbonato di sodio

CuSO4 prende il nome di solfato rameico

Per gli ossisali, la nomenclatura IUPAC prevede che il primo termine, il quale deriva dall'anione dell'acido con desinenza rigorosamente in -ato, sempre seguito dal numero di ossidazione del nonmetallo, sia seguito da complemento di specificazione e il nome del metallo, seguito dal numero di ossidazione dello stesso (in numero romano chiuso tra parentesi) qualora ci fossero possibilità di incertezza. Per esempio:

LiClO₂ prende il nome di diossoclorato (III) di litio

Fe(ClO₄)₃ prende il nome di tetraossoclorato (VII) di ferro (III)

Na₂CO₃ prende il nome di triossocarbonato (IV) di sodio

CuSO₄ prende il nome di tetraossosolfato (VI) di rame (II)

Eccezioni

Esistono alcuni composti che non sono quasi mai utilizzati con il proprio nome razionale, ma comunque unanimemente riconosciuti come tali. Essi sono:

H₂O Acqua

NH₃ Ammoniaca

AsH₃ Arsina

C₆H₆ Benzene

PH₃ Fosfina

N₂H₄ Idrazina

CH₄ Metano

SiO₂ Silice

Alcuni buchi della nomenclatura tradizionale sono stati risolti con diversi stratagemmi:

Alcune anidridi per diversa idratazione acquistano forme diverse. In particolare, data una mole di una certa anidride, è possibile che reagendo con una o più moli di acqua, produca composti con proprietà diverse. Il composto risultante assumerà il prefisso meta- se ha reagito con una mole di acqua, piro- se con due, e orto- se con tre. Generalmente quest'ultimo viene omesso e assegnato, qualora esistessero solo due stadi, al posto del prefisso meta-.

Ad esempio:

P2O5 + H2O → 2HPO₃ prende il nome di acido (meta)fosforico

P₂O₅ + 2H₂O → H₄P₂O₇ prende il nome di acido (piro)fosforico

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄ prende il nome di acido (orto)fosforico

Qualora in un anione contentente un atomo di ossigeno per sostituzione un atomo di zolfo ne prendesse il posto, lo ione assume il prefisso tio- nel proprio nome.

Ad esempio:         

CNO- [ione cianato] + H2S → H2O + CNS- [prende il nome di ione tiocianato]

Nomenclatura della chimica organica

Molti composti organici semplici, diffusi e comuni continuano ad essere identificati anche dal loro nome tradizionale, legato spesso alla fonte naturale da cui solo stati ottenuti (acido formico dalle formiche, acido acetico dall'aceto, acido butirrico dal burro, xilitolo dal legno, urea dall'urina, ecc.).

Risulta tuttavia molto diffusa per via della sua efficacia la nomenclatura sistematica IUPAC che, strutturata in maniera modulare, crea una correlazione abbastanza esatta tra il nome di un composto chimico e la sua formula di struttura.

Per i dettagli sulla nomenclatura dei composti organici, si rimanda alla categoria sistematica organica, che enumera le diverse classi di composti, all'interno delle cui voci sono indicate le convenzioni di nomenclatura adottate per ciascuna.

Le basi della nomenclatura IUPAC di composti organici (individuazione e numerazione della catena principale, enumerazione dei sostituenti) sono esposte nella voce dedicata agli alcani.

Molecole e composti

Molecole elementari

Formula | Nomenclatura classica
H2H2 | idrogeno
O2O2 | ossigeno
O3O3 | ozono
He | elio
N2N2 | azoto
S8S8 | zolfo
P4P4 | fosforo

Molecole complesse

Formula | Nomenclatura classica
H2O H2O H2O | acqua
CO2CO2 | anidride carbonica
CO | monossido di carbonio
NaCl | cloruro di sodio
CH4CH4 | metano
NH3NH3 | ammoniaca
H2O2H2O2H2O2H2O2 | acqua ossigenata
Ca(OH)2Ca(OH)2 | idrossido di calcio
FeO | ossido ferroso
Fe2O3Fe2O3Fe2O3Fe2O3 | ossido ferrico
SO2SO2 | anidride solforosa
SO3SO3 | anidride solforica
H2SO3H2SO3H2SO3H2SO3 | acido solforoso
H2SO4H2SO4H2SO4H2SO4 | acido solforico
H2S H2S H2S | acido solfidrico
HCl | acido cloridrico
ZnCl2ZnCl2 | cloruro di zinco
CaCO3CaCO3 | carbonato di calcio
NaNO3NaNO3 | nitrato di sodio

Elettroliti

Con il termine elettrolita, in chimica, si indicano genericamente le sostanze che in soluzione o allo stato fuso subiscono la dissociazione elettrolitica, ovvero la scissione parziale di una molecola o di uno ione in parti più semplici; sono elettroliti i sali, gli acidi, le basi. Di questi ultimi daremo successivamente una definizione.

Ad esempio, diluendo in acqua cloruro di sodio, avverrà la dissociazione elettrolitica:

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

Grado di dissociazione

Grado di dissociazione

Il grado di dissociazione α di un elettrolita in soluzione corrisponde al rapporto tra numero di molecole di soluto che si dissociano in un certo solvente e numero di molecole iniziali.

Supponiamo che un generico elettrolita AB si dissoci secondo il grado di dissociazione α nel catione A e nell'anione B         

AB → A⁺ + B⁻

Un numero α di moli di AB si dissocia negli ioni A⁺ e B⁻: dunque abbiamo (1-α) moli indissociate di AB, α moli di A⁺ e α moli di B⁻.

Questo coefficiente, indicato col simbolo i, prende il nome di coefficiente di Van't Hoff ed è molto importante nelle formule che riguardano le proprietà colligative.

(da completare)

Forza di un elettrolita

Il grado di dissociazione di un elettrolita definisce la sua forza. Un elettrolita si dice:

forte

se α ≈ 1 (si dissocia completamente o quasi completamente);

debole

se α < 1 ;

debolissimo

se α ≈ 0 (si dissocia pochissimo o non si dissocia per niente).

La maggior parte dei sali sono elettroliti forti: solo alcuni sali si comportano come elettoliti deboli, tra i quali vi è il solfato di cadmio, CdSO₄.

Termodinamica

La è quella branca della fisica che descrive le trasformazioni subite da un sistema in seguito ad un processo di scambio di energia con altri sistemi o con l'ambiente esterno. Essa ci consente di dire se un processo avviene, con quale resa di lavoro e se con sviluppo o assorbimento di calore, ma essa prescinde dal tempo, dunque non ci consente dire in quanto tempo avviene un processo.Variabili termodinamiche

Calore e temperatura

Gli atomi e le molecole che costituiscono i corpi non sono fermi, ma in continuo movimento vibratorio, detto agitazione termica perché la velocità di vibrazione aumenta con la t° del corpo. Pertanto la temperatura può esser considerata indirettamente una misura della velocità di movimento della molecole. La t° si misura in gradi °C. La temperatura più bassa è detta zero assoluto. Il S.I. usa la scala K, o scala di t° assoluta, i cui valori sono quelli della scala Celsius aumentati di 273 °C per avere sempre valori positivi.

Lo strumento per misurare la t° è il termometro. Quando due corpi a diversa t° vengono a contatto tra loro, quello più caldo cede calore al quello più freddo e il passaggio di energia termica continua fino al livellamento delle t° dei due corpi, cioè fino al raggiungimento dell’equilibrio termico. Il calore, essendo energia, si misura in joule e lo strumento per misurarlo è il calorimetro.

Come si trasmette il calore

Nei solidi e in parte nei liquidi il calore si trasmette per conduzione, cioè da una molecola a quella vicina. Se il passaggio è rapido la sostanza è un buon conduttore di calore e ha perciò un’alta conduttività termica ed è poco isolante. La quantità di calore Q che attraversa un corpo ogni secondo è direttamente proporzionale alla differenza di t° tra i due corpi (gradiente termico), alla sezione S da attraversare e inversamente proporzionale allo spessore s; dipende inoltre dal materiale.

Nei fluidi prevale il passaggio per convezione, cioè per il movimento delle parti più calde che dilatandosi diventano più leggere e tendono a salire prendendo il posto di quelle più fredde. È dovuta ai moti convettivi la formazione dei venti.

Nel vuoto e nei gas il calore si trasmette anche per irraggiamento, cioè emissioni di raggi infrarossi da parte di superfici calde. La radiazione raggiunge anche i corpi più freddi anche se questi non sono a contatto con la fonte di calore. Il calore irradiato ogni secondo è direttamente proporzionale all’area della superficie calda e alla quarta potenza della sua T.

Passaggi di stato

Quando si riscalda un corpo questo assorbe energia, la sua agitazione termica cresce e la sua t° aumenta. Le molecole si allontanano le une dalla altre e il corpo si dilata. Avviene la così detta dilatazione del corpo. L’aumento di volume dipende dal tipo di sostanza, dal volume iniziale V1 e dalla ∆t°. Riscaldando ancora il corpo le molecole si allontanano a tal punto che avviene un cambiamento di stato: fusione se il corpo allo stato solido diventa liquido; vaporizzazione se il corpo liquido diventa gassoso. Raffreddando li corpo avvengono i passaggi inversi: solidificazione se il corpo liquido diventa solido; condensazione se il vapore ritorna allo stato liquido. I passaggi di stato avvengono a una precisa t° caratteristica delle sostanza e detta t° di fusione e t° di ebollizione.

In alcuni casi si ha anche il passaggio diretto da solido al gassoso e viceversa (sublimazione e brinazione). Se invece un gas viene compresso e passa allo stato liquido abbiamo la liquefazione. Un altro passaggio di stato che interessa però solo la superficie dei liquidi è l’evaporazione. Questo passaggio avviene a t° ambiente (1 atm) e avviene per tutti i liquidi; è lenta e dipende da condizioni ambientali, dall’estensione della superficie di evaporazione e dalla tensione superficiale. Quando il liquido è in equilibrio con il vapore sovrastane si dice che il vapore è saturo.

Solitamente un aumento di pressione tende a far avvicinare le molecole e pertanto favorisce i passaggi di stato che avvengono con diminuzione di volume (solidificazione, condensazione) mentre rallenta altri passaggi che richiedono un aumento di volume (vaporizzazione, fusione). Durante la fase di dilatazione riscaldando il corpo la sua t° aumenta. Tale aumento dipende dalla quantità di calore fornita Q, dal tipo di sostanza e dalla massa del corpo: Q = mc ∆t°. La costante di proporzionalità c corrisponde alla quantità di calore necessaria per aumentare di 1 °C la temperatura di un kg di quella sostanza e viene chiamata calore specifico.

Invece il prodotto mc, denominato capacità termica, corrisponde alla quantità di calore necessaria per innalzare di 1 °C la temperatura di quel corpo. Affinché si verifichi la fusione o la vaporizzazione di una sostanza è necessario, oltre che raggiungere la t°fusione e la t°vap, fornire l’energia occorrente per far si che avvenga il passaggio di stato. Tale energia è detta calore di fusione e calore di vaporizzazione ().

Stati di aggregazione

La suddivisione delle sostanze si fa in base allo stato di aggregazione della materia, esistono tre stati di aggregazione (ne esiste un quarto poco considerato):

solido, forma e volume proprio, gli atomi oscillano intorno alle posizioni medie

liquido, volume proprio, un liquido assume la forma del recipiente, gli atomi scorrono uno sull'altro

gassoso, ne forma, ne volume proprio, atomi e molecole sono liberi

plasma, o stato plasmatico, è costituito da ioni gassosi

Stato solido

Lo stato solido della materia è caratterizzato da forma e volume propri. Nella materia allo stato solido le particelle hanno libertà di movimento in continua diminuzione al diminuire della temperatura, fino a raggiungere praticamente la totale immobilità a livello dello zero assoluto. Il passaggio dalla fase solida a quella liquida si definisce fusione, il passaggio diretto dalla fase solida a quella gassosa si chiama invece sublimazione.

Stato liquido

Le molecole di un liquido hanno sufficiente energia per muoversi all'interno del recipiente, ma l'energia di attrazione con cui si attraggono l'un l'altra impedisce loro di scappare. Per questo motivo un liquido ha un volume proprio e assume la forma del recipiente che lo contiene.

Plasma

Il plasma è uno stato in cui un gas ha un'energia termica così elevata che perde alcuni elettroni, e si trova pertanto in uno stato ionizzato. Questo stato può essere ricreato tramite alte temperature (è il caso del tokamak) oppure anche tramite archi elettrici (ad esempio la sfera al plasma), i quali ionizzano il gas.

Proprietà dei liquidi

Tensione superficiale

Ogni molecola all'interno di un liquido è sottoposta alle forze esercitate dalle altre molecole in tutte le direzioni, la cui risultate è nulla. Per una molecola in superficie, invece, la risultante è diretta verso il recipiente. Dunque possiamo dire che i liquidi tendono a diminuire la loro superificie, perciò è necessario del lavoro per aumentare la loro area. Si definisce tensione superficiale tale lavoro e la sua unità di misura nel SI è J·m⁻².

Evaporazione

Alcune molecole hanno un'energia abbastanza elevata da vincere le forze attrattive intermolecolari: esse riescono così ad evaporare. La trasformazione di un liquido nel suo vapore è definita evaporazione. Viceversa il passaggio vapore-liquido è definito condensazione (o liquefazione).

Pressione di vapore

Si dice che il composto è in equilibrio dinamico quando il numero di molecole che evaporano è uguale al numero di molecole che condensano, ovvero la la velocità di evaporazione uguaglia velocità di condensazione. Si definisce pressione di vapore (o tensione di vapore) la pressione alla quale si ha l'equilibrio dinamico; essa dipende solo dalla natura e temperatura del liquido.

In un liquido le molecole si muovo disordinatamente. Solo i cristalli liquidi mantengono un certo grado di ordine.

Stato gassoso

Equazione di stato dei gas perfetti

Consideriamo un gas ideale (o perfetto) le cui molecole soddisfino i seguenti requisiti:

le loro dimensioni sono quasi nulle;

urtano in maniera perfettamente elastica;

non esercitano alcuna forza attrattiva o repulsiva sulle altre;

la loro energia cinetica è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta.

le traiettorie delle particelle sono sempre rette e le loro direzioni cambiano solo in seguito ad urti

Per un gas ideale vale l'equazione di stato dei gas perfetti:

P·V=n·R·T           dove:

P pressione, V volume, n numero di moli del gas, R costante dei gas, T temperatura assoluta.

Equilibrio chimico

Costanti di equilibrio

Le costanti di equilibrio riguardano le concentrazioni (o meglio le attività) raggiunte le quali la composizione della miscela risulta costante.

Ciò può essere chiarificato immaginando due piatti dpi una bilancia. Nel primo vi sono i reagenti, nel secondo i prodotti. Inizialmente uno dei due piatti sarà molto più "pesante" dell'altro (pesante non in senso fisico, ma intendendo dire che le condizioni sono fuori dall'equilibrio), e così le specie chimiche presenti in quel piatto (prodotti o reagenti) inizieranno a reagire dando le specie chimiche presenti nell'altro iatto (reagenti o prodotti), modificando così, in modo graduale, il "peso" dei due piatti.

L'equilibrio viene raggiunto quando i due piatti hanno uguale "peso", ovvero quando la quantità di prodotti che reagiscono dando i reagenti è uguale alla quantità di reagenti che reagiscono dando i prodotti.

I tipi di costante di equilibrio

Vi sono vari tipi di costanti di equilibrio, riguardante reazioni in fase liquida, reazioni in fase gassosa, equilibri di solubilità, equilibri acido-base, equilibri di complessazione, ecc...
I principali tipi di costante di equilibrio (non bisogna dimenticare che possono presentarsi anche con altri simboli) sono:

kw , la costante di autoionizzazione dell'acqua

ka , la costante di acidità

kb , la costante di basicità

ks , la costante di solubilità

kf , la costante di formazione dei complessi

k , la costante di equilibrio (in fase gassosa) relativa alla frazione molare

kp , la costante di equilibrio (in fase gassosa) relativa alla pressione

Principio di Le Châtelier

Secondo il principio di Le Châtelier, da lui enunciato nel 1884, ogni sistema tende a reagire ad una modifica impostagli dall'esterno minimizzandone gli effetti. Il principio è conosciuto anche come legge dell'equilibrio mobile.

Si tratta di un principio empirico qualitativo la cui codifica in termini rigorosi in termodinamica si vedrà nella trattazione della costante di equilibrio delle reazioni chimiche

Applicazioni

Variazione di concentrazione

Aumentando la concentrazione dei reagenti (anche solamente di uno) l'equilibrio della reazione si sposta a destra, diminuendo la concentrazione dei reagenti l'equilibrio della reazione si sposta a sinistra. Ad esempio nella reazione 2CrO₄²⁻ + 2H⁺ ↔ Cr₂O₇²⁻ + H₂O aggiungendo ioni H⁺ secondo il principio di Le Chatelier l’equilibrio si sposta a destra sul dicromato quindi la sua concentrazione aumenta e il colore della soluzione passa dal giallo del cromato all'arancione del dicromato.

Variazione di temperatura

Si hanno due situazioni:

ΔH < 0

la reazione è esotermica, dunque un aumento della temperatura sposta l'equilibrio a sinistra, una diminuzione della temperatura sposta l'equilibrio a destra.

ΔH > 0

la reazione è endotermica, dunque un aumento della temperatura sposta l'equilibrio a destra, una diminuzione della temperatura sposta l'equilibrio a sinistra.

Variazione di pressione

Aumentando la pressione l'equilibrio della reazione si sposterà dove ci sarà una diminuzione del numero di moli. Diminuendo la pressione, invece, avviene il contrario e la reazione si sposta dove ci sarà un aumento del numero di moli. Questo avviene per riequilibrare la pressione totale del sistema rendendola costante (tenendo conto che un aumento di particelle, ovviamente gassose, in un volume definito, aumentano la pressione del sistema).

Per esempio nella reazione:

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃

che avviene con diminuzione del numero di moli (1 + 3 = 4 nei reagenti; 2 nei prodotti) un aumento della pressione farà spostare la reazione verso la formazione dell'ammoniaca (NH₃)

Aggiungendo un catalizzatore

Non avviene nessun tipo di spostamento della reazione in quanto l'unica cosa che si modifica è la velocità di reazione. Equilibrio chimico

L'equilibrio chimico è la condizione in cui le concentrazioni di tutte le specie chimiche presenti in un sistema sono termodinamicamente costanti.

Ogni reazione chimica raggiunge nel tempo una condizione di equilibrio cioé che nel sistema considerato, alla temperatura considerata, la velocità con la quale i reagenti si trasformano in prodotti è uguale alla velocità con cui i prodotti seguono la reazione inversa, cioè si trasformano nuovamente in reagenti.

Per capire meglio il concetto è necessario introdurre le costanti di equilibrio, che verranno spiegate nella pagina successiva

Elettrochimica

L'elettrochimica si occupa dei processi che coinvolgono il trasferimento di elettroni: le reazioni di ossido-riduzione (dette comunemente redox). In particolare, essa tratta due problemi:

come produrre elettricità da una reazione chimica spontanea (ad esempio in una pila);

come provocare una reazione chimica non spontanea, fornendo elettricità (ad esempio nel processo elettrolitico).

Oltre ad avere numerosi ed attuali applicazioni l'elettrochimica fornisce i mezzi per indagare fenomeni quali la corrosione dei metalli, la loro raffinazione, e la maggior parte delle reazioni biochimiche che presiedono al funzionamento degli organismi viventi quali la fotosintesi, la respirazione cellulare, la trasmissione degli impulsi nervosi, ecc.

Reazione redox

Le reazioni redox (reduction-oxigen) sono delle particolari reazioni dove avviene una ossido riduzione, infatti talvolta vengono chiamate anche così. In particolare si ha una reazione redox quando i numeri di ossidazione cambiano durante la reazione. Sono contrapposti alle cosiddette reazioni "acido base", dove non c'è una variazione dei numeri di ossidazione.

Un esempio di reazione redox è quella dell'ammoniaca:

3H₂ + N₂ → 2NH₃

infatti nella reazione se si guardano i numeri di ossidazione ante-reazione e post-reazione si nota che varia da 0 a +1 per l'idrogeno(H₂) e da 0 a -3 per l'azoto(N₂), formando una molecola neutra.

Pila

In effetti, le reazioni di riduzione e di ossidazione possono avvenire in contenitori separati, sempre che ci sia possibilità del trasferimento di elettroni. Separando le reazioni si ha una pila elettrochimica.

Pila a combustibile

Pile a membrana protonica (proton-exchange membrane fuel cell, PEMFC)

Direct-methanol

pile alcaline

pile a carbonati fusi (molten carbonate fuel cell, MCFC)

pile ad ossidi metallici solidi (solid-oxide fuel cell, SOFC)

Equazione di Nernst

Equazione di Nernst

L'equazione di Nernst esprime il potenziale d'elettrodo (E), relativamente al potenziale d'elettrodo standard (E⁰), di una coppia di elettrodi o di una semielemento di un pila. In altre parole serve per calcolare il potenziale dell'elettrodo in condizioni diverse da quelle standard.

Il potere ossidante o riducente varia al variare delle attività (concentrazione) della forma ossidata, Ox, e ridotta, Red, rispetto alla capacità manifestata in condizioni standard. Conseguentemente, il potenziale di cella ∆E, e quindi anche la direzione della reazione redox, variano al cambiare della concentrazioni dei reagenti e dei prodotti: una reazione spontanea in condizioni standard può invertire la sua direzione qualora reagenti e prodotti siano presenti in condizioni non standard. Quando ∆E = 0 indica che la pila è esaurita e il sistema ha raggiunto l'equilibrio. Elettrochimica

L'elettrochimica si occupa dei processi che coinvolgono il trasferimento di elettroni: le reazioni di ossido-riduzione (dette comunemente redox). In particolare, essa tratta due problemi:

come produrre elettricità da una reazione chimica spontanea (ad esempio in una pila);

come provocare una reazione chimica non spontanea, fornendo elettricità (ad esempio nel processo elettrolitico).

Oltre ad avere numerosi ed attuali applicazioni l'elettrochimica fornisce i mezzi per indagare fenomeni quali la corrosione dei metalli, la loro raffinazione, e la maggior parte delle reazioni biochimiche che presiedono al funzionamento degli organismi viventi quali la fotosintesi, la respirazione cellulare, la trasmissione degli impulsi nervosi, ecc.

Chimica organica

Alcani Alcheni Alchini. Nomenclatura

Osservazioni generali

Gli alcani sono idrocarburi, cioè molecole composte solo di idrogeno e carbonio. Gli atomi di carbonio sono ibridati sp³ e di conseguenza tutti i legami sono di tipo σ. Questi composti sono caratterizzati dalla formula chimica CnH2n+2. Per ricordare facilmente questo dato è possibile immaginare un idrocarburo come composto da una sequenza di -CH₂- chiusa alle estremità da -H terminale. Un esempio è dato da C₅H₁₂, che può essere immaginato come H-(CH₂)5-H.

Gli alcheni sono idrocarburi insaturi, cioè contenenti uno o più doppi legami -C=C- (uno di tipo σ e uno di tipo π). I carboni recanti il doppio legame sono ibridati sp², poiché legano tre gruppi ciascuno. Il doppio legame regola la reattività di queste molecole, ne è cioè il gruppo funzionale . A causa del doppio legame la formula molecolare è CnH2n, con n maggiore o uguale a 2.

Gli alchini sono idrocarburi insaturi, caratterizzati da tripli legami carbonio-carbonio (uno di tipo σ e due di tipo π). I carboni recanti il triplo legame sono ibridati sp, poiché legano due gruppi ciascuno. A causa del triplo legame la formula molecolare è CnH2n-2, con n maggiore o uguale a 2.

Nomenclatura sistematica degli alcani a catena lineare

Per nomenclatura sistematica si intende una serie di regole che legano la formula chimica di una molecola al suo nome. Queste regole sono scritte dalla commissione IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry).
Il nome degli alcani lineari è composto di tre parti: un prefisso, che indica la lunghezza della catena, l'infisso -an ed il suffisso -o. Come vedremo in uno dei prossimi capitoli, questa scelta permette di modificare solo il suffisso nel caso in cui venga eventualmente aggiunto un gruppo funzionale alla catena. Come esempio, mentre l'alcano lineare a 12 carboni è il dodecan-o, il corrispettivo acido carbossilico è l'acido dodecan-oico.

Gli alcani con un numero di carboni da 1 a 4 hanno un prefisso dato dalla tradizione: met-ano (C₁), et-ano (C₂), prop-ano (C₃), but-ano (C₄). Quelli a catena più lunga il prefisso è derivato dalla numerazione greca, come indica la tabella qui sotto. Nel caso in cui si voglia sottolineare la linearità della catena si fa antecedere al nome della catena il prefisso "n", che sta per "normale".

1 Metano | 2 Etano | 3 Propano | 4 Butano | 5 Pentano
6 Esano | 7 Eptano | 8 Ottano | 9 Nonano | 10 Decano
11 Undecano | 12 Dodecano | 13 Tridecano | 14 Tetradecano | 20 Icosano
21 Enicosano | 22 Docosano | 23 Tricosano | 24 Tetracosano | 30 Triacontano
31 Entriacontano | 40 Tetracontano | 50 Pentacontano | 100 Ectano | 200 Dictano
300 Trictano | 400 Tetractano | 1000 Kiliano | 2000 Diliano | 3000 Triliano

Regole per nominare in modo sistematico gli alcani a catena ramificata

Spesso per brevità ci si riferisce ai gruppi CH₃ col termine di gruppi metilici, ai gruppi CH₂ col termine di gruppi metilenici.

Una ulteriore regola che teniamo in stand-by per alcuni capitoli: Quando un carbonio è unito a 4 gruppi diversi, siano essi idrogeni o catene alchiliche, danno origine a stereoisomeri, che richiedono elementi supplementari di nomenclatura. Cosa sono gli stereoisomeri? Pazienta ancora un attimo. Capirai tutto quando ti imbatterai nel capitolo dedicato alla stereochimica

Un esempio riassuntivo

Per dare un nome a questo alcano si devono seguire 4 passi fondamentali:

Si identifica la catena carboniosa più lunga tenendo presente che può non essere scritta linearmente e va quindi cercata tra le varie strade possibili.

Si determina il primo sostituente partendo dagli estremi: si inizierà a contare partendo dall'estremità in cui il primo sostituente è più vicino all'inizio della catena.

Si identificano i vari sostituenti e si iniziano a scrivere in ordine alfabetico preceduti dal numero che indica la loro posizione e dal prefisso che indica quante volte sono ripetuti, es: 3-esil-2,3-dimetilennano. Il prefisso non va considerato ai fini dell'ordine alfabetico.

L'alcano è dunque il 4-etil-2,3,5,9-tetrametil-8(1'metilpropil)dodecano.

Nomenclatura dei cicloalcani

 Per nominare un cicloalcano, trascurando gli aspetti legati alla sua configurazione che vedremo più avanti, basta far precedere il termine "ciclo" al nome che si attribuirebbe se l'alcano fosse lineare. Questo è il cicloeptano.

Carboni primari, secondari, terziari, quaternari

Dalla descrizione degli alcani ramificati emerge che un carbonio all'interno di una molecola organica può essere legato ad un solo altro carbonio, come capita al CH

del propano, a due carboni, come capita al CH

della stessa molecola, a tre carboni, come capita a CH del 2-metil-propano, 

oppure a quattro, come capita al carbonio centrale del 2,2-dimetil-propano. 

Questo influenza il comportamento di tale carbonio in molte reazioni. Per evidenziare che il carbonio del quale si sta parlando è legato ad 1, 2, 3 o 4 altri carboni si usano gli aggettivi primario, secondario, terziario e quaternario rispettivamente.

Nomenclatura di alcheni e alchini

Gli alcheni e gli alchini sono idrocarburi, cioè molecole costituite da soli carboni e idrogeni, in cui almeno due carboni sono legati tra loro rispettivamente da doppi o tripli legami.

Il prefisso del nome accettato dalla IUPAC per tali molecole si ottiene dall'alcano con lo stesso numero di carboni. La posizione del doppio o triplo legame è specificata indicando il carbonio a numero più basso che lo regge. Il suffisso ano degli alcani è sostituito da ene negli alcheni e ino negli alchini. Il doppio legame che leghi due carboni secondari di un alchene da origine a stereoisomeri, che richiedono elementi supplementari di nomenclatura. Cosa sono gli stereoisomeri? Pazienta ancora un attimo. Capirai tutto quando ti imbatterai nel capitolo dedicato alla stereochimica.

'Nomi di fantasia': Alcuni alcheni ed alchini sono spesso nominati non mediante le regole sistematiche proposte dalla IUPAC, ma col nome di fantasia proposto da chi per primo li studiò. È questo il caso dell'etino, più noto ancora oggi come acetilene, utilizzato per saldare e tagliare i metalli.

Aromatici

Descrizione generale delle molecole aromatiche attraverso il caso del benzene

Una mole di cicloesene, se ridotta a cicloesano per addizione di una molecola di idrogeno, libera 28.6 kilocalorie. Una mole di 1,3-cicloesadiene, se ridotta a cicloesano per addizione di due molecoli di idrogeno, non libera il doppio dell'energia, ma 2 kilocalorie in meno, 55.2. Questa discrepanza non è inattesa, dato che i doppi legami sono coniugati, conferendo stabilità alla molecola, come già descritto in questa sezione. Una mole di 1,3,5-cicloesatriene, se ridotta allo stesso modo, dovrebbe liberare il triplo di 28.6 kilocalorie, alle quali vanno sottratte diciamo 4 o 5 kilocalorie per tenere conto della stabilità data dalla totale coniugazione tra i legami. In realtà questa reazione libera appena 46 kilocalorie, 40 in meno delle attese e addirittura 2 in meno del diene. Oggi si sa che nelle molecole

cicliche

planari

caratterizzate da un sistema completamente coniugato di doppi legami composto da un numero di elettroni pari a 4n+2, dove n è un numero intero

si ha una sovrapposizione completa degli orbitali π, che porta ad un unico grande orbitale circolare che copre l'intera molecola, come illustrato dalla figura 2. All'interno di tale orbitale si genera un flusso di elettroni, che viene definito corrente d'anello, in grado di donare particolare stabilità alla molecola. Tali molecole vengono cumulativamente definite aromatiche.

La corrente d'anello rende la delocalizzazione degli eletroni di tipo π perfetta a tal punto che non ha senso parlare di legami semplici o doppi. Il nome 1,3,5-cicloesatriene, che presuppone la localizzazione dei doppi legami tra carboni ben precisi, non ha senso. La molecola aromatica a 6 carboni e 6 idrogeni viene chiamata benzene. È bene sottolineare che la molecola 1,3,5-cicloesatriene, benché possa essere disegnata, non esiste, esiste il benzene! per rappresentare dunque il benzene è opportuno indicare i doppi legami sottoforma di cerchio, come riportato in figura 3, così che appaia chiara la perfetta delocalizzazione degli elettroni. Le strutture di figura 4, dette di Kekule per i motivi riportati nella seguente scheda di approfondimento, sono scorrette, ma comode e dunque accettate percheé consentono di visualizzare dove si spostino gli elettroni in particolari circostanze, delle quali parleremo più diffusamente nel prossimo capitolo.

Nomenclatura delle molecole contenenti un anello benzenico

Se l'anello benzenico è l'unico gruppo funzionale presente su una catena alchilica, la molecola è considerata come un benzene sostituito. Se l'anello benzenico è considerato come sostituente viene definito gruppo fenilico. Ad alcuni gruppi caratterizzati da un anello benzenico sono stati attribuiti nomi di fantasia, ancora molto comuni e, dunque, da ricordare. Tra questi è bene fin da subito focalizzare l'attenzione sul gruppo nitro, ed in particolare sulla disposizione dei suoi legami e cariche, a causa della difficoltà che gli studenti di solito incontrano nel ricordarli.

Orto - Meta - Para: Se ci sono due sostituenti il gruppo a priorità inferiore si dice in orto a quello a priorità superiore se unito al carbonio 2 dell'anello benzenico, in meta se unito al carbonio 3, in para se al carbonio 4.

Molecole aromatiche policicliche o non neutre

È necessario che la caratteristica della ciclicità di una molecola aromatica vada intesa in senso esteso. Le molecole policicliche possono essere aromatiche, purché il loro perimetro rispetti le regolette della risonanza (compreso il numero 4n+2). Ecco alcune molecole aromatiche:

Molecole aromatiche con atomi diversi dal carbonio

Perché una molecola sia aromatica non è obbligatorio sia caratterizzata solo da carboni e idrogeni. Il furano, ad esempio, è una molecola aromatica benché l'anello che la caratterizza sia costituito anche da un ossigeno. Gli atomi diversi dal carbonio e dall'idrogeno vengono indicati col termine di eteroatomi e le molecole vengono dette eterocicliche. Le molecole eterocicliche rivestono un ruolo particolare nelle molecole del DNA e del RNA. Ecco perché le descriverò estesamente in questo capitolo, immediatamente precedente a quello dedicato a DNA ed RNA.

Attribuzioni

Teoria atomica

Chimica generale/Teoria atomica. (2009, dicembre 5). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:21, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Teoria_atomica&oldid=180154. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Il legame chimico

Chimica generale/Il legame chimico. (2012, marzo 17). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:23, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Il_legame_chimico&oldid=223893. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Stati di aggregazione

Chimica generale/Stati di aggregazione. (2011, novembre 9). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:26, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Stati_di_aggregazione&oldid=217498. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Sistema periodico degli elementi

Chimica generale/Sistema periodico degli elementi. (2011, novembre 10). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:29, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Sistema_periodico_degli_elementi&oldid=217603. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Soluzioni

Chimica generale/Soluzioni. (2011, marzo 11). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:31, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Soluzioni&oldid=205227. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Acidi e basi

Chimica generale/Acidi e basi. (2012, aprile 3). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:32, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Acidi_e_basi&oldid=225721. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Nomenclatura

Chimica generale/Nomenclatura. (2011, febbraio 10). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:34, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Nomenclatura&oldid=203167. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Elettroliti

Chimica generale/Elettroliti. (2011, marzo 11). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:32, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Elettroliti&oldid=205232. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Termodinamica

Chimica generale/Termodinamica. (2011, marzo 11). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:32, ottobre 2, 2012 dahttp://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Termodinamica&oldid=205226. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Equilibrio chimico

Chimica generale/Equilibrio chimico. (2011, marzo 11). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:37, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Equilibrio_chimico&oldid=205229. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Elettrochimica

Chimica generale/Elettrochimica. (2011, marzo 11). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:37, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_generale/Elettrochimica&oldid=205228. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Alcani Alcheni Alchini. Nomenclatura

Chimica organica/Alcani Alcheni Alchini. Nomenclatura. (2012, febbraio 16). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:45, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_organica/Alcani_Alcheni_Alchini._Nomenclatura&oldid=222876. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

Aromatici

Chimica organica/Aromatici. (2012, gennaio 23). Wikibooks, Pensa liberamente, impara liberamente. Estratto il 14:47, ottobre 2, 2012 da http://it.wikibooks.org/w/index.php?title=Chimica_organica/Aromatici&oldid=221188. Quest’opera è rilasciata nei termini della Licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 3.0 Unported (CC BY-SA 3.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.it

In copertina

"Chimica" Copyright © Mario Caruso, estratto il giorno 3 ottobre 2012 da http://www.flickr.com/photos/mariocaruso/246356668/. ​Quest’opera è rilasciata nei termini della licenza Creative Commons Attribuzione - Condividi allo stesso modo 2.0 Generico (CC BY-SA 2.0) il cui testo è disponibile alla pagina Internet http://creativecommons.org/licenses/by-sa/2.0/deed.it