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PROGRAMMA DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA
STRUTTURA DELL’ATOMO
Prof. Rolando Barbucci
Materia, Luce ed Energia. Natura ondulatoria della luce. La radiazione elettromagnetica.
Lunghezza d’onda, periodo e frequenza. Velocità della luce , c=3x10 10 cm.sec -1 . Fenomeni
ondulatori: diffrazione e interferenza delle radiazioni luminose. Natura corpuscolare della luce:
fotoni, energia dei fotoni, equazione di Planck: E = h ν , h = 6,62x10 -27 erg.sec. Fenomeni corpuscolari:
effetto fotoelettrico. Natura corpuscolare degli elettroni: produzione di elettroni. Natura
ondulatoria degli elettroni, diffrazione di elettroni da parte di un reticolo metallico. Lunghezza
d’onda associata ad un elettrone in movimento, equazione di De Broglie, λ = h/mv.
L’atomo, nucleo e elettroni. Il nucleo, protoni e neutroni. Dimensioni di massa e natura elettrrica
dei nucleoni. Numero atomico Z (= numero di protoni = numero di elettroni di un atomo neutro).
Numero di massa A (= numero di protoni + numero di neutroni). I 106 elementi; isotopi: nuclidi di
uno stesso elemento, che differiscono per il numero di massa. Come si studia il comportamento
degli elettroni che si muovono nel campo elettrico generato dal nucleo. Principio di
indeterminazione di Heisenberg. Criterio probabilistico nello studio del comportamento degli
elettroni. La funzione d’onda ψ o funzione orbitale o “orbitale”. Il significato fisico di ψ; ψ 2 e
probabilità di trovare l’elettrone. Nucleo radioattivo. Radiazioni α β γ.
L’atomo di idrogeno. Gli orbitali atomici dell’idrogeno. I numeri quantici n (principale), l
(secondario) e m (magnetico) e i loro possibili valori. Ogni orbitale atomico è contraddistinto da
una terna di numeri quantici, ψ n,l,m . Rappresentazione geometrica degli orbitali atomici e dei loro
quadrati (“forma degli orbitali”). Orbitali s (sferici), P x , P y e P z (bi-lobati), d x
2 -y
2, d z
2, d xy , d yz (tetralobati).
Energia degli orbitali dell’atomo di idrogeno (E = E(n) = 2,18x10 -11 /n 2 erg).
Atomi poli-elettronici. Energia degli orbitali, E = E(n,l), cioè a parità di n , i sottolivelli hanno
energia diversa. Sequenza energetica dei sottolivelli. Come si riempiono di elettroni gli orbitali
atomici (Aufbau). Regole di riempimento: 1) principio della minima energia; 2) principio di
esclusione o di Pauli (spin elettronico, il quarto numero quantico di spin, s = ± ½); 3) principio
della massima molteplicità o regola Hund.
Configurazione elettronica degli elementi. Come si rappresenta la C.e. di un elemento. C.e
completa e C.e. esterna. Nocciolo o “core” (gli elettroni del gas nobile precedente) e gli elettroni
esterni o di valenza.
Organizzazione degli elementi secondo la loro configurazione elettronica esterna e in ordine di
numero atomico crescente: la
Tavola periodica. Gruppi (colonne di elementi che hanno la stessa C.e. esterna e, di conseguenza,
proprietà chimiche simili). Periodi (righe di elementi, dal metallo alcalino al gas nobile). Gruppi A
e gruppi B. suddivisione della Tavola in blocchi: s, p, d, f. Le tre serie di transizione d e le due serie
f (lantanidi e attinidi). Proprietà chimiche e fisiche degli elementi in relazione alla loro C.e. esterna.
Ripetizione periodica delle proprietà al crescere del numero atomico. Alcune proprietà periodiche:
potenziale (o energia) di ionizzazione, l; affinità elettronica, A. Il raggio atomico. Suddivisione
della Tavola in Metalli e Non-Metalli. Linea di demarcazione ed elementi con proprietà
intermedie.
La massa degli atomi. massa in g dei nucleoni e dell’elettrone (1/1836 della massa del nucleone).
Massa di un nuclide espressa in g, o peso assoluto. Unità di massa atomica (uma, 1/12 della massa
di un atomo dell’isotopo 12 C). Peso atomico relativo, par. numero che si ottiene dal rapporto tra la

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massa di un atomo e l’uma. Peso atomico medio della miscela isotopica, media dei par degli
isotopi di un elemento, ciascuno moltiplicato per la sua abbondanza percentuale.
I nucleoni liberi hanno una massa maggiore di quelli incorporati nel nucleo: difetto di massa.
Trasformazione della massa in energia, equazione di Einstein E = mc 2 .
Difetto di massa, energia nucleare e stabilità dei nuclei. Variazione del difetto di massa e della
stabilità dei nuclei, in funzione del Numero Atomico. Scelta di una unità di misura della quantità
di materia. La mole. quantità di sostanza che contiene tanti atomi, molecole o ioni, quanti atomi
contengono 12,000 g di 12 C. numero o costante di Avogadro, N = 6,023x10 23 mol -1 , numero di
particelle (atomi, molecole o ioni) contenute in una mole.
INTERAZIONI TRA ATOMI. IL LEGAME
Sostanze ioniche e Legame Ionico. Ioni positivi o cationi e ioni negativi o anioni; anioni monoatomici
ottenuti da non-metalli che hanno acquistato elettroni, e anioni poliatomici,
raggruppamenti di più atomi tenuti insieme da legami covalenti e con un’eccedenza di elettroni.
Nomenclatura degli ioni mono-atomici. Gli ioni come sfere dure: raggi ionici. Relazione tra carica e
dimensioni degli ioni. Organizzazione degli ioni in un reticolo ed interazione coulombiana tra
cariche. Tipi di reticoli ionici a seconda del valore del rapporto tra i raggi ionici: reticoli tipo CsCl
(numero di coordinazione n = 8), tipo NaCl (n = 6), tipo ZnS (n = 4). Energia che tiene insieme il
reticolo ionico. Energia di reticolo. Fusione delle sostanze ioniche.
Sostanze molecolari e Legame Covalente. Le molecole. Il legame a coppia di elettroni: messa in
compartecipazione ed appaiamento di spin di due elettroni da parte di due atomi vicini. Il legame
covalente come sovrapposizione di opportuni orbitali, ciascuno contenente un elettrone. Molecole
biatomiche: H 2 , F 2 , HF. Legame σ (sovrapposizione marginale degli orbitali, fuori dell’asse
internucleare). Parametri che caratterizzano un legame covalente, lunghezza ed energia di legame.
Addittività delle lunghezze di legame. Il raggio covalente.
Geometria delle molecole. Teoria della Repulsione delle Coppie Elettroniche di Valenza (VSEPR) =
previsione della struttura geometrica delle molecole e degli ioni poliatomici in base al numero
delle coppie elettroniche di valenza (coppie di legame + coppie di non-legame o solitarie).
L’organizzazione geometrica di una molecola dipende dal numero n di coppie elettroniche attorno
all’atomo centrale: esse tenderanno a disporsi nello spazio, così da disturbarsi il meno possibile. n
= 2, geometria lineare, angolo di legame = 180°, es. BeCl 2 , HgCl 2 ; n = 3, geometria triangolare, =
120°, es. BF 3 , AlCl 3 , SnCl 2 n = 4, geometria tetraedrica, = 109.5°, es. CCl, PF 3 , SF 2 , BF 4 , SiF 4 , CH 4 ,
NH 4
+, NH 3 , H 2 0, H 3 O + , PbI 3
-; n = 5, bipiramide triangolare, = 120° e = 90°, es. PF 5 , SF 4 (le coppie
solitarie, più ingombranti, prediligono le posizioni equatoriali), I 3
-, BrF 3 . n = 6, geometria
ottaedrica, = 90°, es. SF 6 , SiF 6
2-, BrF 5 , XeF 4 .
Distorsione degli angoli di legame dai valori previsti: le coppie solitarie sono più ingombranti,
respingono di più di quelle di legame (CH 4 : 109.5°; NH 3 : 107.3°; H 2 O: 104.5°).
Il legame delle molecole con più di due atomi. Necessità di orbitali che soddisfino i requisiti
geometrici della molecola: orbitali ibridi (dell’atomo centrale) ottenuti dalla combinazione degli
orbitali atomici dell’atomo centrale. Vari tipi di “ibridazione” degli orbitali a seconda della
geometria molecolare. Ibridazioni: lineare, sp; triangolare, sp 2 ; tetraedrica, sp 3 ; bipiramidale, sp 3 d;
ottaedrica, sp 3 d 2 .
La regola dell’ottetto (un atomo nel formare i legami tende ad accomodare attorno a se’ otto
elettroni, valida a rigore per gli elementi del II periodo) e il suo superamento (per gli elementi dal
III periodo in poi). Perché esistono SiF 6
2-, PF 5 , SF 6 E AlF 6
3- e non CF 6
2-, NF 5 , OF 6
2-, BF 6
3-. Le molecole
elettron-deficienti (es. BF 3 , SiF 4 , SnCl 4 ) e la loro reattività (vedi acidi e basi di Lewis).
Il legame chimico secondo il metodo dell’orbitale molecolare. Orbitale molecolare di legame e di
antilegame. Diagramma dei livelli energetici degli orbitali molecolari di molecole biatomiche del
secondo periodo e loro configurazione elettronica.

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Rappresentazione di risonanza e suo significato fisico: delocalizzazione degli elettroni. Mesomeria:
Risonanza fra legami di diversa molteplicità. Molecole linerari (CO 2 , CS 2 , OCN - , SCN - , N 2 O, N 3
-)
triangolari (SO 3 , NO 3
-, CO 3
2-, SO 2 , NO 2
-, AsO 2
-, BO 3
3-), tetraedriche (SO 4
2-, ClO 4
-, PO 4
3-, SiO 4
4-, SO 3
2-,
Clo 3
-, ClO 2
-). Cariche formali e peso delle formule limiti di risonanza: CO e CN - ; OCN - e SCN - ; N 3
- e
N 2 O. Lunghezza dei legami “risonanti (intermedia tra semplice e multiplo). Energia di risonanza:
differenza tra l’energia (sperimentale) della formula vera e quella (calcolata) della più stabile delle
formule limiti. Risonanza nelle molecole organiche: benzene, il gruppo –COO - degli acidi
carbossilici. Legami localizzati: etilene, CH 2 =CH 2 ; acetilene, CH≡CH.
Elettronegatività e sue conseguenze. Elettronegatività: tendenza di un atomo in una molecola ad
attrarre elettroni di legame. Polarizzazione del legame covalente e sua rappresentazione: risonanza
ionico-covalente. Il legame covalente polarizzato (o legame covalente con parziale carattere ionico)
è il più forte del legame covalente puro: energia di risonanza ionico-covalente. Scala delle
elettronegatività di Pauling, a partire dall’energia di risonanza ionico-covalente. Scala di Mulliken.
Interpretazione del legame, covalente o ionico, in base alla differenza di elettronegatività. Polarità
del legame covalente e momento dipolare di legame.determinazione del momento dipolare di una
molecola dalla composizione vettoriale dei momenti dipolare di legame. Molecole polari (SnCl 2 ,
NF 3 , SF 4 ) e apolari (BeCl 2 , BF 3 , SiF 4 ).
INTERAZIONI TRA MOLECOLE. STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
Forza di attrazione tra molecole. o forze di Van del Waals. Attrazione tra molecole polari
(interazioni dipolo-dipolo). Polarizzazione di molecole apolari indotta da molecole polari vicine
(interazione dipolo-dipolo indotto). Un tipo particolare di interazione dipolare: il legame a ponte
di idrogeno (interazione elettrostatica tra un atomo di idrogeno legato ad un atomo fortemente
elettronegativo appartenente ad un’altra molecola). Alcune evidenze sperimentali della esistenza
del legame di idrogeno: a) anomalie nei punti di ebollizione degli idruri dei gruppi V, VI e VIII; b)
punti di ebollizione di H 2 O, C 2 H 5 OH e (C 2 H 5 ) 2 °. Il legame di idrogeno nell’acqua solida e liquida.
Un’eccezione alla natura elettrostatica del legame a idrogeno: lo ione HF 2
-. Interazione tra
molecole apolari attraverso la formazione di dipoli istantanei: interazioni per dispersione o di
London. Forze di London in funzione della grandezza delle molecole. Es., stato di aggregazione
degli alogeni.
Interazioni inter-molecolari e stati di aggregazione della materia. I tre stati di aggregazione come
conseguenza del bilancio tra energia cinetica e energia d’attrazione tra le molecole. Gas (l’energia
cinetica vince l’energia di attrazione, massima libertà e disordine). Solidi (l’energia di attrazione
prevale su quella cinetica. Le particelle sono organizzate in un reticolo, ordine massimo). Liquidi
(situazione intermedia, le molecole interagiscono tra loro, ma non così fortemente da esserne
immobilizzate: scorrono le une sulle altre).
Lo Stato Gassoso. Variabili che definiscono lo stato di un gas: temperatura, pressione, volume e
numero di particelle. Termometri. Scala centrigrada di Celsius, gradi °C. Pressione. Unità di
misura della pressione: Atm, torr, mm (Hg), mm (H 2 O), etc. Barometri. Equazione di stato di un
gas: V = V(p,T,n). Relazione tra V e p (legge di Boyle) e tre V e T (legge di Gay-Lussac). Scala delle
temperature assolute o di Kelvin: gradi °K. Relazione tra V e n (principio di Avogadro). Il volume
molare ( a 1 atm e 273,16°K, 22,414 l). Equazione generale dei gas perfetti: pV =nRT. R, costante
universale dei gas = 0,08206 l•atm•°K -1 •mol -1 . Determinazione del peso molecolare delle sostanze
gassose. Gas ideali (o perfetti) e gas reali. Deviazioni dalla idealità. Attrazione tra le molecole e il
loro volume intrinseco (vololume). L’equazione di Van del Waals. Comportamento reale dei
gas:liquefazione. Temperatura critica, differenza tra gas e vapore. Miscela di gas. Pressioni
parziali. Legge di Dalton.

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Lo Stato Solido. Reticolo cristallino. Solidi veri (anisotropia delle proprietà, punto di fusione netto)
e vetri (isotropia, mancanza di un punto di fusione, rammollimento graduale). Energia di reticolo
(energia necessaria per portare le particelle costituenti il reticolo a distanza infinita l’una dall’altra,
cioè allo stato gassoso). Cristalli ionici (attrazioni elettrostatiche). Cristalli molecolari (attrazioni di
Van dei Waals tra le molecole, es. I 2 , P 4 , S 8 ). Cristalli covalenti (legami covalenti estesi a tutto il
cristallo, es. diamante carborundum SiC, silice SiO 2 , o a strati di esso, es. grafite). Cristalli metallici.
Cenni sul legame metallico (un reticolo di ioni metallici, immerso in un mare di elettroni).
Proprietà delle sostanze solide (durezza, resistenza meccanica, conducibilità elettrica e termica,
temperatura di fusione o sublimazione, energia di reticolo, solubilità in solventi polari o apolari) in
relazione al tipo di legame che li tiene insieme. Allotropia (possibilità di una sostanza elementare
di esistere in due o più stati diversi). Allotropia molecolare (O 2 e O 3 ). Allotropia cristallina (Zolfo,
Sg, rombico e monoclino). Allotropia molecolare o di legame che induce la formazione di
modificazioni cristalline diverse (diamante e grafite, fosforo giallo e rosso).
Lo Stato Liquido. Caratteristiche. Isotropia. Leggi che regolano lo stato liquido. La diffrazione nei
liquidi.
Equilibri di fase (o passaggi di stato). Fase (porzione omogenea di materia, definita da una
superficie). Sistemi omogenei (una sola fase) ed eterogenei (più fasi). Fusione (solidificazione),
evaporazione (condensazione) sublimazione (condensazione). Equilibrio liquido-vapore 8vapore
saturo, tensione di vapore e pressione del vapore saturo).
Tensione di vapore dei solidi. Diagrammi (p T) e diagrammi di stato: suddivisione nelle zone
solido, liquido e vapore: punto triplo. Come si ricavano dal diagramma di stato le temperature di
fusione (T alla quale il liquido raggiunge la tensione di vapore di 1 atm). Diagramma di stato
dell’acqua e sua anomalia. Diagramma di stato di CO 2 perché la CO 2 solida (ghiaccio secco) non
fonde a pressione atmosferica, ma sublima. Fusione sotto pressione dei solidi volatili.
Le soluzioni. Soluzioni solide (es. le leghe metalliche), liquide (es. l’acqua del mare) e gassose (es.
l’aria). Soluto e solvente. Le soluzioni liquide. Le quantità relative di soluto e solvente =
concentrazioni. Modi di esprimere la concentrazione in chimica: frazione molare, molalità
molarità. Perché si formano le soluzioni: natura delle interazioni soluto-solvente. Solventi polari
(H 2 O, NH 3 liquido, alcool etilico C 2 H 5 OH, acetone (CH 3 ) 2 CO) e apolari (CCl 4 , cloroformio CHCl 3 ,
benzene C 6 H 6 ) I solventi polari sciolgono soluti polari e ionici, i solventi apolari sciolgono i soluti
apolari (interazioni per dispersione). Soluzioni sature. Solubilità (=concentrazione della soluzione
satura). Solubilità dei solidi nei liquidi, corpo di fondo. Solubilità e temperatura. Curve di
solubilità (S, T) dei sali. Perché la dissoluzione di un sale in acqua, pur assorbendo calore
dall’esterno (processo endotermico) è un fenomeno spontaneo.
Proprietà Colligative delle Soluzioni. Proprietà tra loro collegate, che dipendono dal numero, e non
dalla qualità, delle particelle del soluto. Tensione di vapore delle soluzioni. Legge generale di
Raoult: p = p A x A + p B x B . Caso particolare di un soluto poco volatile (p B = 0). Determinazione del
peso molecolare di un soluto poco volatile dall’abbassamento relativo della tensione di vapore di
una sua soluzione diluita. Abbassamento del punto di fusione e innalzamento del punto di
ebollizione delle soluzioni rispetto al solvente. Costanti, crioscopica edebullioscopica. Peso
molecolare del soluto dalla crioscopia ed ebullioscopia. Pressione osmotica, π (=pressione-urti su
unità di superficie esercitata dalle particelle del soluto). Misura della pressioone osmotica,
esperimento di osmosi, membrane semi-permeabili. Dipendenza di π dalla concentrazione molare
e dalla temperatura T: π =cRT. Peso molecolare della misura di π. Anomalie osmotiche nelle
soluzioni di sali (soluzioni elettrolitiche): il coefficiente di correzione i di Van’t Hoff.
Concentrazione e attività degli ioni in acqua: le attrazioni tra cariche frenano il movimento degli
ioni, che sono meno “attivi” di quanti ci si aspetterebbe dalla concentrazione. Coefficiente di
attività, V = l a diluizione infinita.

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ASPETTI GENERALI DELLE REAZIONI
PARTE II: LE REAZIONI CHIMICHE
Reazioni ed Equazioni Chimiche. Reazioni chimiche. Reagenti e prodotti. Come si rappresenta
sulla carta una reazione: equazioni chimiche. Il bilancio (o bilanciamento) delle equazioni
chimiche: i coefficienti stechiometrici. Aspetti quantitativi delle reazioni ( stechiometria). Quanti
grammi di A con quanti grammi di B reagiscono (e quanti grammi di C, o D, o F si formano).
Passaggio di grammi a moli, confronto di molti con moli, ritorno ai grammi.
Come avvengono le reazioni, Cinetica Chimica. Velocità di reazione V = -d A/dt. Reazioni lente e
veloci. Da cosa dipende la velocità di reazione. Velocità e concentrazione dei reagenti. Legge di
velocità e costante di velocità. Ordine di una reazione e sua determinazione solo sperimentale.
Induzione del processo molecolare più lento e quindi determinante la velocità della reazione
complessiva dall’ordine di reazione. Reazioni del I ordine o loro trattamento analitico: perché il
tempo di dimezzamento t 1/8 è costante. Reazioni del II ordine. Come si distingue una reazione del I
ordine da una del II. Velocità e temperatura. Dipendenza esponenziale. Urti e urti efficaci.
L’energia di Attivazione E A . interpretazione di E A : i) soglia di energia delle molecole oltre la quale
gli urti sono efficaci (diagramma di distribuzione dell’energia delle molecole (N, E); ii) la barriera
di energia che molecole reagenti devono superare per raggiungere lo stato ….. dei prodotti,
attravesto la formazione del “complesso attivato”; diagramma di energia coordinata di reazione.
Equazione generale della velocità di reazione: v = PZ c -E A/RT. Derivazione dell’equazione di
Arrhenius. Quando il surplus di energia per superare E A è fornito dalla luce: reazioni fotochimiche.
Come si può ridurre E A : catalisi e catalizzatori. Interazione catalizzatore-complesso attivato.
Catalisi eterogenea.
Equilibrio chimico. Reversibilità e irreversibilità delle reazioni. Reazioni reversibili. Il simbolo
dell’equilibrio. Equilibrio: la velocità della reazione diretta uguaglia quella della reazione inversa.
La legge di Azione di Massa. Costante di equilibrio, K. Dipendenza di K dalla temperatura (razioni
endotermiche, K cresce con T; reazioni esotermiche, K diminuisce con T). costante delle
concentrazioni, K c , e delle pressioni parziale, K p , (per le reazioni di equilibrio in fase gassosa).
Relazione tra K c e K p . il principio di Azione e Reazione tradotto in termini chimici: il Principio di
Le Chatelier (o dell’equilibrio Mobile). Effetto della Temperatura (reazioni eso- ed endo- termiche),
della pressione e della concentrazione sullo spostamento dell’equilibrio. Esempi:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 , 2NO 2 = N 2 O 4 ; H 2 + I 2 = 2HI; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5
EQUILIBRI NELLE SOLUZIONI ACQUOSE
Lo stato degli ioni e delle molecole nell’acqua. Struttura a proprietà dell’acqua. Idratazione degli
ioni, cationi ed anioni. Prima sfera di idratazione: Fe(H 2 O) 6
2+, Be(H 2 O) 4
2+, Cl(H 2 O) 4 . Seconda sfera
di idratazione. Simbologia nella rappresentazione degli acquiioni:
A(H 2 O) n
m ± , A m± (aq), A m± . Idratazione dello ione idrogeno: H + , H 3 O + H 9 O 4
+.
Acidi e basi. Proprietà degli acidi e delle basi. Definizione di Arrhenius. Neutralizzazione
reciproca di a. e b. Insufficienze della teoria di Arrhenius. Teoria di Brönsted e Lowry: reazioni a.-
b. come trasferimento di un protone dall’a. alla b.: acidi e basi coniugati. Reazioni di Brönsted in
acqua: l’acqua come acettore di protoni (base) e come donatori di protoni (acido). L’acqua come
elemento discriminante del comportamento acido-base delle sostanze. Reazioni di equilibrio acidobase
con l’acqua. Acidi forti e deboli. Costante di dissociazione acida o di acidità, K A . Basi forti e
deboli. Costante di basicità, K B . l’equilibrio di ionizzazione dell’acqua. Il prodotto ionico
dell’acqua, K w . Forza degli acidi e delle basi in acqua (misurata dal valore di K): dall’acido più

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forte H 3 O + (K A = 1) all’acido più debole H 2 O (K A = 10 -14 ); dalla base più debole H 2 O (K B = 10 -14 ) alla
base più forte OH - (K B = 1). Acidi poliprotici (es. H 3 PO 4 , H 2 S, CO 2 , SO 2 ). Equilibri e costanti di
dissociazione graduale. K A1 K A2 … K An : fattore statistico e fattore elettrostatico (preponderante).
Basi poliprotiche e poliacide (PO 4
3-, S 2- , CO 3
2-, SO 3
2-)? Costanti di basicità graduale e loro sequenza
(come sopra).
Acidità degli acquoioni metallici (es. Fe 3+ , Al 3+ , Cu 2+ ). Meccanismo della dissociazione acida
(espulsione di un H + dalla prima sfera di idratazione). Dipendenza di K A dalla carica e dalle
dimensioni dello ione metallico. Natura degli idrogeni acidi: ossi-acidi (H acido legato ad O) ed
idracidi (acidi alogenidrici e pseudo-alogenidrici, H 2 S).
Perché H 3 PO 4 è un acido tri-protico, H 3 PO 3 bi-protico e H 3 PO 2 mono-protico.
La concentrazione degli ioni idrogeno in soluzione acquosa. Necessità di introdurre una scala
logaritmica nella misura degli H + in soluzione: pH (= - log 10 H + ). PH + pOH = pK w = 14. Calcolo
del pH di soluzioni di sostanze con proprietà acide e basiche.
Acidi forti: formula approssimativa e formula esatta (per soluzioni fortemente diluite, da 10 -6 in
giù). Acidi deboli: (es. HF, CH 3 COOH, NH 4
+, Al 3+ ): formule approssimate, due livelli di
approssimazione successiva. Basi forti e basi deboli (NH 3 , CH 3 COOH - , F - etc.) trattate in maniera
analoga. pH di soluzioni di un acido e della sua base coniugata (soluzioni tampone). Es. di
tamponi: acetico, ammonico. Proprietà delle soluzioni tampone (mantenimento, tamponamento
del pH costante in seguito all’aggiunta di acidi e basi). pH tamponato dell’acqua di mare (= 7,8).
Indicatori acido-base. Indicatori come acidi deboli Kln, per i quali la specie indissociata Hln ha un
colore intenso e diverso da quello della specie ln - . Viraggio dell’indicatore e campo di viraggio: pH
= pK ln ± 1. Alcuni indicatori di uso comune: metilarancio, pK ln = 3,7 , Vira dal rosso al giallo:
fenolftaleina, pK ln = 9,4, vira dall’incolore al rosso; tornasole, miscela di indicatori con pK ln
apparente = 7, vira dal rosso al blu.
Titolazione acido-bae. Titolo = concentrazione. Titolazione: determinazione della concentrazione
ignota di una soluzione attraverso l’aggiunta di una soluzione a titolo noto (o standard).
Volume equivalente: volume di soluzione titolante aggiunta perché il numero di moli del titolante
sia uguale a quello della specie da titolare: n A = n B ; V A •c A = V B •c B . Punto equivalente: valore di pH
al quale n A = n B . Curve di titolazione (pH, volume o moli di titolante). Come si costruisce una
curva di titolazione: titolazione di un acido forte con una base forte e viceversa (p.to equivalente a
pH = 7); titolazione da un acido debole con una base forte (p.to equivalente nella zona alcalina);
titolazione di una base debole con un acido forte (p.to equivalente nella zona acida). Rivelazione
del p.to equivalente per mezzo di indicatori: scelta dell’indicatore appropriato.
Proprietà acido-base degli ossidi. Ossidi di metalli, ionici, basici. La base O 2- . Reazioni degli ossidi
basici con l’acqua e con gli acidi. Ossidi di non metalli, covalenti, acidi (anidridi). Reazioni con
H 2 O, OH - , O 2- .
Le reazioni acido-base ed il legame covalente. Teoria di Lewis. Acidi: accettori di doppietti
elettronici (H + , BF 3 , SiF 4 , PF 5 , SO 2 ). Basi: donatori di doppietti elettronici, in compartecipazione
(NH 3 , F - , OH - ). Reazioni a.-b. di Lewis: formazione di un addotto acido-base, attraverso la messa in
compartecipazione di una coppia di elettroni. Es.
H + + NH 3 , H + + OH - , BF 3 + NH 3 , BF 3 + F - , SiF 4 + 2F - , CO 2 + OH - .
Formazione di composti di coordinazione (o complessi). La formazione di composti di
coordinazione come reazione acido-base di Lewis. Ione metallico accettore (acido): uno ione
metallico di transizione (es. Cu 2+ , Fe 3+ , Ag + ). Legante (base): una molecola o anione capace di
cedere in compartecipazione una coppia di elettroni attraverso un suo “atomo donatore”. Lo ione
metallico ordina attorno a se’ (co-ordina) più atomi donatori di leganti. Numero di coordinazione e
geometria più comuni per i complessi metallici: n = 2, lineare [Ag(NH 3 ) 2
+, CuI 2
-, Au(CN) 2
-]; n = 4,
tetraedrica (CoCl 4
2-, Hg(CN) 4
2-, ZnBr 4
2-) o quadrata ((Ni(CN) 4
2-, Pt(NH 3 ) 4
2-, AuCl 4
-); n = 6, ottaedrica

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(FeF 6
3-, Ni(NH 3 ) 6
2+, Co(H 2 O) 6
2+). Nomenclatura dei composti di coordinazione. Natura del legame
coordinativo: da prevalentemente elettrostatico (ione metallico con elevata carica elettrica e atomo
donatore fortemente elettronegativo: es. CoF 6
3-, Al(OH) 4
-) a prevalentemente covalente (ione
metallico con bassa carica elettrica e atomo donatore poco elettronegativo, il metallo accomoda i
doppietti elettronici del legante in opportuni orbitali ibridi che ha reso vuoti: es. Ag(CN) 2
-, sp:
Ni(CO) 4 , sp 3 ). I complessi in soluzione. Equilibri di formazione graduale e costanti di formazione
(o di stabilità) graduale. K 1 K 2 …. K n . Costante di formazione globale β n . Selettività nella
formazione dei complessi. Complessi chelati ed Effetto Chelato. Agenti chelanti (leganti con più di
un atomo donatore): etilendiammina (leg. bi-dentato), ione etilendiammino-tetra-acetato (EDTA,
leg. esa-dentato). Stabilità dei complessi chelati: a parità di numero e tipo di atomi donatori, i
chelanti danno complessi più stabili dei leganti mono-dentati (Effetto Chelato): es. K (Cu
etilendiammina 2+ ) 2K (Cu(NH 3 ) 2
2+. Interpretazione dell’Effetto Chelato: la coordinazione del
secondo atomo donatore del chelante (ad es. bi-dentato), che si muove in un volume molto piccolo,
è estremamente più probabile di quella del secondo legante mono-dentato, che si muove nel
volume dell’intera soluzione.
Solubilità dei sali e Reazioni di Precipitazione. Equilibrio di dissoluzione di un sale. Prodotto di
solubilità K ps. Relazione tra solubilità S e prodotto di solubilità K ps . Es. AgCl, CaF 2 , Ag 3 (PO 4 ),
Ca 3 (AsO 4 ) 2 . Sali solubili e insolubili. Reazioni di precipitazione: il prodotto delle concentrazioni
supera il K ps : es. soluzione di Cu(NO 3 ) 2 + soluzione di Na 2 S, soluzione di BaCl 2 + soluzione di
K 2 SO 4 . Effetto dello ione a comune: ulteriore precipitazione di un sale nella sua soluzione satura, in
seguito all’aggiunta di un sale contenente uno ione comune: es. HCl aggiunto ad una soluzione
satura di AgCl: CaCl 2 aggiunto ad una soluzione satura di CaSO 4 . Solubilizzazione dei precipitati
ionici in seguito all’aggiunta di reagenti appropriati (un’applicazione del principio di Le
Chatelier): a) l’anione del sale insolubile è una base forte o di media forza: il precipitato si scioglie
in seguito all’aggiunta di acidi forti (H + ): BaCO 3 , Fe(OH) 3 , Ca 3 (PO 4 ) 2 , ZnS + H + ; b) il catione dà
complessi stabili: il precipitato si scioglie per aggiunta di leganti opportuni: AgCl + 2NH 3 , AgI +
2CN - , HgI 2 + 2I - , Al(OH) 3 + OH - . Anfoterismo di alcuni idrossidi: Al (OH) 3 , Cr(OH) 3 , Zn(OH) 2 ,
Pb(OH) 2 , Cu(OH) 2 .
Reazioni di ossido-riduzione. Trasferimento di elettroni da una specie all’altra: es.: 2Fe 3+ + Sn 2+ =
2Fe 2+ + Sn 4+ . Scomposizione di una reazione di trasferimento di e - in due semi-reazioni:
ossidazione (il riducente di ossida) e riduzione (l’ossidante si riduce). Reazione di o.-r. implicanti
molecole. il Grado (o Stato o Numero) di Ossidazione (carica virtuale che un atomo di una
molecola assume una volta che siano stati assegnati gli e - di legame all’atomo più elettronegativo).
Regolette per il calcolo immediato del Grado di Ossidazione. Principali agenti ossidanti:
Mn 4
- (Mn 2+ ), MnO 2 , (MnO 4
2-), Cr 2 O 7
2-, (Cr 3+ ), PbO 2 , (Pb 2+ ), BiO 3
-, (Bi 3+ ), O 2 (H 2 O, OH - ), H 2 O 2 . (H 2 O),
NO 3
- (NO, NO 2
-), F 2 (F - ), Cl 2 (Cl - ), XO 3
- (X - , X = Cl, Br, I).
Principali agenti riducenti: Sn 2+ (Sn 4+ ), Cr 2+ (Cr 3+ ), Fe 2+ (Fe 3+ ), I - (I 2 ), Cr(OH) 4
-, CrO 4
2-, AsO 2
- (AsO 4
3-),
NO 2
-(NO 3
-), SO 2 e SO 3
2-(SO 4
2-). Partecipazione degli ioni H + e OH - alle reazioni di o.-r-.: reazioni che
avvengono in ambiente acido (es. MnO 4
- + Fe 2+ + H + ; H 2 O 2 + I - + H + ) e reazioni che avvengono in
ambiente alcalino (es. H 2 O 2 + Cr(OH) 4
-; F 2 + NO 2
- + OH - ; O 2
+ AsO 2
- + OH - ). Come si bilancia una
reazione di o.-r.: i) bilancio degli elettroni; ii) bilancio delle cariche con gli H + (e gli OH - ); iii)
bilancio degli atomi di idrogeno e ossigeno. Reazioni di dismutazione o di disproporzionamento
(alogeni + OH - , P 4 + OH - , NO 2 + OH - , 2Cu + = Cu + Cu 2+ ).
Semi-reazioni e Celle Galvaniche. Scomposizione “reale” di una reazione di o.-r. nelle sue semireazioni:
pila (o cella galvanica): sistema in cui il trasferimento degli e - dal riducente all’Ossidante
è costretto ad avvenire attraverso un conduttore metallico. Semi-celle, elettrodi e ponte salino.
Potenziale di elettrodo. Potenziale Normale di Elettrodo E° potenziale di un elettrodo immerso in

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una soluzione in cui sono presenti la specie ossidata e quella ridotta di una coppia redox, in
concentrazione 1M, a 25°C. Valore di E° della semi-reazione: 2H + + 2e - = H 2 convenzionalmente
fissato 0,00 V Elettrodo Normale a Idrogeno (H 2 a 1 atm gorgoglia su un elettrodo inerte di Pt
platinato, immerso in una soluzione 1M di acido forte, a 25°C; E° = 0,00 V). Determinazione degli
E° di tutte le altre semi-reazioni per confronto con la semi-cella a Idrogeno. Semi-reazioni ionemetallo
(es. Cu 2+ + 2e - = Cu), elettrodo di quel metallo immerso in una soluzione di sale metallico;
semi-reazioni ione-ione e molecole-ione (es. Fe 3+ + e - = Fe 2+ , MnO 4
- + 5e - + 8H + = Mn 2+ + 4H 2 O; F 2 +
2e - = 2F - ), elettrodo “inerte” (es. Pt) immerso in una soluzione che contiene tutte le specie presenti
nella semi-reazione. Segno di E°: positivo se la semicella in questione “succhia” elettroni da quella
a idrogeno, cioè se H 2 si ossida a H + ; negativa se la semicella in questione cede elettroni a quella ad
Idrogeno, cioè se in questa H + si riduce ad H 2 . Serie di Potenziali Normali di riduzione, E° rid , in
ordine di valori crescenti (o Serie elettrochimica): al crescere di E° rid , cresce il potere ossidante della
specie ossidata, decresce il potere riducente della specie ridotta.
Come prevedere l’andamento di una reazione di ossido-riduzione (da che parte l’equilibrio è
spostato) in base al valore e al segno di E° rid delle due semi-reazioni che compongono la reazione: è
spostata a destra la semi-reazione con E° rid più elevato (es. MnO 4
- ossida Fe 2+ , ma Mn 2+ è ossidato
da BiO 3
-; Br 2 ossida I - , ma Br - è ossidato da Cl 2 ). Dipendenza di E dalla concentrazione delle specie
rappresentate nella semi-reazione: equazioni di Nernst. Conseguenze: E può dipendere: i) dal pH
(es. H 2 /H 2 O; NO 3
-/NO; SO 4
2-/SO 2 ); ii) dalla formazione di composti insolubili (es. Ag + /Ag in 1M
NaCl; Fe 3+ /Fe 2+ in 1M NaOH); iii) dalla formazione di complessi (es. Ag + /Ag in 1M NaCN;
Cu 2+ /Cu in 1M NH; Co 3+ /Co 2+ in 1M NH 3 ). Ossidazione dei metalli in soluzione (“attacco” dei
metalli).
a) Metalli non-nobili, attaccati (ossidati da H(+l) (H + , H 2 O). E dalla coppia H(+l)/H 2 in funzione
del pH. Metalli ossidati da H(+l) in soluzione neutra: alcalini e alcalino-terrosi. (2H 2 O + 2e - = H 2 +
2OH - , a pH = 7 E = -0,42 V). Sovratensione di Idrogeno. Metalli ossidati dagli acidi (dallo ione H + ):
Zn, Fe, Pt, Cd (2H + + 2e - = H 2 , a pH = 0 E = 0).
b) Metalli nobili, non ossidati da H(+l), ma da ossidanti più forti ( es. Cu + NO 3
- + H + , Ag + NO 3
- +
H + ; Au + NO 3
- + Cl - ; Au + O 2 + CN - ). Metalli ossidati da H(+l) in ambiente alcalino per formazione
di idrosso-complessi: Al, Zn. Applicazioni dell’equazione di Nernst. Differenza di potenziale
provocata dalla differenza di concentrazione di due semicelle dello stesso tipo. Pile a
concentrazione. Determinazione della concentrazione degli ioni da misure di potenziale.
Determinazione potenziometrica del pH. pH-metri di uso corrente: elettrodo di misura (elettrodo a
vetro) ed elettrodo di riferimento (elettrodo a calomelano, Hg 2 Cl 2 , oppure elettrodo ad Ag/AgCl).
Elettrodi combinati. Taratura di un elettrodo. Reversibilità delle pile. Accumulatori al Piombo.
Elettrolisi. Cella elettrolitica. Catodo (-) e anodo (+). Il catodo, come riducente di forza
controllabile, l’anodo come ossidante di forza controllabile. Riduzione catodica ed ossidazione
anodica. Elettrolisi di SALI fusi. Elettrolisi di soluzioni acquose: al catodo si riduce la specie più
ossidante (E° rid maggiore) tra quelle presenti in soluzione, compresa H 2 O, all’anodo si ossida la
specie riducente (quella con potenziale di ossidazione, E° oss
, maggiore; E° oss = -E° rid ) tra quelle
presenti in soluzione, compresa H 2 O.
Esempi: Elettrolisi di soluzioni di Na 2 SO 4 , KOH, HNO 3 , CuSO 4 , KI. Aspetti quantitativi
dell’elettrolisi: il Faraday, carica di una mole di e - , pari a 96.500 Coulomb.
CHIMICA INORGANICA
La nomenclatura chimica inorganica. Ossidi, acidi e sali. Idrogeno. Preparazione dell’elemento.
Reazioni. Composti: idruri ionici (ione H - ) e idruri covalenti.
Ossigeno. Preparazione dell’ossigeno elementare. Allotropia (O 2 e O 3 ). Reazioni di O 2 . Composti.
Ossidi: ossidi ionici (ione O 2
2-) e ossidi covalenti (anidridi). Perossidi: perossidi ionici (ione O 2- ) e
acqua ossigenata.

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Elementi del VII gruppo A (alogeni).
Fluoro. Preparazione del fluoro elementare. Reazioni di F 2 . Composti. Fluoruri: ionici (con i
metalli) e covalenti (BF 3 , SiF 4 , PF 5 ). Fluosali: (BF 4
-, SiF 4
-2, PF 6 ).
Gli altri alogeni: (Cloro, Bromo, Iodio): Preparazione degli elementi. Reazioni caratteristiche (X 2 +
OH - ). Composti: Alogenuri, ionici e covalenti. Ipoalogeniti, Alogeniti, Alogenati, Peralogenati.
Elementi del VI gruppo A (Calcogeni). Caratteristiche generali del gruppo.
Zolfo. Zolfo elementare (S 8 ). Allotropia cristallina. Composti. Solfuri. Polisolfuri. Ossidi dello zolfo.
Ossiacidi e sali corrispondenti (solfiti e solfati). Tiosolfato e politionati. Perosso composti dello
zolfo: monoperossisolfato e diperossisolfato.
Elementi del V gruppo A. caratteristiche generali del gruppo.
Azoto. Preparazione dell’azoto elementare. Composti. Composti con l’Idrogeno: ammoniaca e
idrazina. Lo ione ammonio. Nitruri. Acido azotridico e azoturi. Ossidi dell’azoto (protossido,
ossido, anidride-nitrosa, ipoazotide, anidride nitrica). Acido nitroso e nitriti. Acido nitrico e nitrati.
Fosforo. Preparazione del fosforo elementare. Allotropia (fosforo bianco, P 4 , e fosforo rosso).
Composti. Fosfina e fosfuri. Lo ione fosfonio. Alogenuri (PX 3 e PX 5 ). Ossidi (anidride fosforosa
P 4 O 6 e anidride fosforica P 4 O 10 ). Ossiacidi e sali corrispondenti: ipofosfiti, fosfiti e fosfati (orto-,
meta-, piro).
Arsenico. Composti. Arsina. Alogenuri (AsX 3 e AsX 5 ). Solfuri. Ossidi. Arseniti e arsenati.
Antimonio e Bismuto. Composti. Idruri. Alogenuri. Ossialogenuri. Solfuri. Solfosali. Ossianioni.
Elementi del IV gruppo A. caratteristiche generali del gruppo.
Carbonio. Allotropia del carbonio (diamante e grafite). Composti con l’ossigeno: ossido di carbonio
e anidride carbonica. Carbonati. Altri composti del carbonio. Tiocianati e isotiocianati. Silicio.
Composti con alogeni (alogenuri); fluosilicati. Silice e sue forme cristalline. I silicati. Stagno e
Piombo. Principali composti. Composti –osi e –ici.
Elementi del III gruppo A.
Boro. Composti: Alogenuri. Fluoborati. Anidride borica, acido borico. Borati, tetraborati.
Alluminio. Composti: Alogenuri. Alluminia. Alluminati.
I Metalli. caratteristiche generali, estrazione e principali composti dei metalli alcalini (IA), alcalino
terrosi (IIA) e dei più importanti metalli di transizione (Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Ag, Au, Zn e Hg).