Introduzione alla chimica inorganica

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Categoria:	Chimica
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Data:	21.01.2002
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“PICCOLO COMPENDIO DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA.”
Introduzione.
La Chimica Generale, e’ quella disciplina di base la cui conoscenza e’ fondamentale per chi intende intraprendere un corso di studi universitario di carattere scientifico, ed e’ materia essenziale del corso di scienze dei Licei e della maggior parte degli istituti superiori.
Questo piccolo volumetto, non si propone come manuale, quanto piu’ come un formulario approfondito da piccoli richiami di teoria, di fisica e di matematica generale sempre in applicazioni chimiche, in aiuto di tutti quegli studenti che hanno necessita’ di rinfrescare la teoria abbandonata da tempo, di aiutarsi negli esercizi, come fosse un manuale molto sintetico , per tutti quelli che pero’, un tempo, hanno avuto una certa abilita’ con la Chimica.
“ Come é nobile chi, col cuore triste, vuol cantare ugualmente un canto felice, tra cuori felici. “
Gibran
Capitolo I
Richiami di Teoria
La Materia. I Modelli Atomici. L’Aufbau.
La Chimica e’ principalmente la scienza delle sostanze e delle loro trasformazioni,.
E’ Materia, ogni cosa che direttamente o indirettamente cade sotto i nostri sensi.
Più’ propriamente la Materia e’ costituita da diverse sostanze a loro volta costituite da infinitesime particelle la cui composizione e’ stata, ed e’, fonte di curiosità’ per tutta la comunità’ scientifica.
In particolare dopo il 1700 si comincio’ a studiare la composizione di ogni sostanza alla ricerca di elementi base della Materia.
Venne definita come Molecola, la più’ piccola parte di una sostanza , parte che pero’, ne conserva le caratteristiche.
Ogni molecola può’ essere definita come un raggruppamento di atomi che possono essere dello stesso elemento o di più elementi , nel secondo caso essi formano un composto.
Gli elementi noti sono (raggruppamenti di atomi tutti uguali) circa 104, essi sono stati studiati e classificati in base alle diverse caratteristiche degli atomi che li costituiscono.
Un Atomo e’ (attualmente) un sistema costituito da un nucleo centrale attorno al quale ruotano cariche negative: gli elettroni. Il nucleo e’ costituito da cariche positive i protoni e da cariche neutre i neutroni. L’atomo e’ definito dalle seguenti grandezze :
Numero Atomico: numero degli elettroni che sono in numero uguale ai protoni.
Numero di Massa: numero dei protoni piu’ il numero dei neutroni (anche peso atomico, o massa atomica).
Nel corso del Novecento sono stai formulati diversi modelli atomici, il primo dei quali fu quello di Rutherford, in cui
gli elettroni ruotavano intorno al nucleo liberando energia. Questo modello fu contestato da Bohr :
gli elettroni ruotando intorno al nucleo ,liberando energia, in brevissimo tempo avrebbero perso la loro carica, di conseguenza, subendo l’attrazione del nucleo ,vi sarebbero “caduti” sopra.
Evidentemente gli elettroni ,intui’ Bohr, ruotano lungo traiettorie senza disperdere energia, Bohr defini’ quelle traiettorie come orbite, formulando il suo modello atomico, molto vicino a quello piu’ moderno, ma ancora incompleto.
Furono le nuove conoscenze fisiche basate sulla teoria Quantistica ed Ondulatoria a permettere il piu’ recente modello atomico, nel quale agli elettroni sono associate due differenti ed apparentemente antitetiche idee, la funzione d’onda e la massa.
Gli elettroni sono onde elettromagnetiche che si muovono nello spazio, le traiettorie che virtualmente seguono, non sono altro che le zone in cui piu’ probabilmente essi si trovano, ogni elettrone e’ contraddistinto dai 4 numeri quantici:
- n: carica dell’orbitale puo’ assumere valori da 1 a 7 tutti interi finiti(livello energetico: mi da le informazioni fondamentali sul contenuto energetico degli elettroni …E= hv dove E= energia h= costante di Planck v= frequenza della radiazione)
-l: forma dell’orbitale va da 0 ad (n-1) (l=0 orbitale s sferico,l=1 orbitale p, l=2 orbitale d, l=3 orbitale f).
-m: puo’ andare da –l a +l indica l’orientazione dell’orbitale.
-Ms: numero magnetico puo’ essere –1/2 o +1/2 puo’ essere interpretato come le “polarizzazione” dell’elettrone’ da questo si deduce che in un orbitale ci possono essere al massimo 2 elettroni disposti a polarita’ inversa.
Con il termine “Aufbau” si indica, la configurazione esterna degli elementi nel loro stato generale e piu’ stabile a TPS,
piu’ particolarmente, si definisce il metodo di riempimento degli orbitali, seguendo le regole sopra indicate.
Nel primo orbitale s vi possono essere solo 2 elettroni, nel secondo orbitale p costituito da 3 orbitali degeneri (cioe’ a stesso contenuto energetico) ve ne possono essere al massimo sei relativamente al numero quantico m che indica le orientazioni degli orbitali essendo m=0 in s e m=[+1;-1;0] in p e di conseguenza m=[+1;+2;-1;-2;0] in d (ove vi potranno essere al massimo 10 elettroni (si potrebbe dire che gli elettroni possono essere 2 “per ogni valore di m” essendo per ogni valore di m Ms (+1/2 oppure –1/2)) etc….
I valori di n sono quantizzabili e definiti, ci forniscono delle indicazioni sull’energia necessaria ad “eccitare” un elettrone ,ovvero a fornirgli l’energia necessaria a saltare dal suo livello a quello successivo (spontaneamente dopo l’eccitamento, ritornera’ alla sua condizione di partenza ,liberando energia in quantita’ eguale a quella fornitagli).
Se si fornisce ad un elettrone energia (anche se di poco) minore di quella necessaria al salto di livello, esso non l’assorbira’ e non si vedra’ alcun salto. I valori di conseguenza ci indicano anche i valori specifici delle energie di ogni livello.
Cosi’ essendo n il valore (del “livello energetico”) dell’energia dell’orbitale, per l’idrogeno sara’ H 1s …
Capitolo II
Richiami di Teoria.
Le proprieta’ periodiche. I legami. Tutti i tipi di legame.
Gli Atomi si legano tra di loro a formare le molecole. Un gruppo di atomi con lo stesso numero atomico costituisce un elemento.
Gli elementi si mischiano tra loro dando luogo a composti e miscugli.
I Composti sono il risultato dell’interazione di diversi elementi secondo dei rapporti quantitativi definiti e invariabili.
I Miscugli sono miscele di elementi (magari in stati diversi) che non rispettano regole prestabilite e fisse, non sono il risultato di interazioni.
Gli atomi si legano tra di loro secondo regole di legame, relative alla loro costituzione e ,soprattutto, alla loro configurazione elettronica esterna.
La configurazione elettronica esterna o dell’ultimo livello, piu’ di tutte le altre caratteristiche, determina il comportamento dell’atomo in un legame, in relazione al suo “partner”.
Prima di richiamare alla memoria del Lettore i tipi di legami ,sara’ utile richiamare le proprieta’ periodiche di ogni elemento, indicate nella tavola periodica generale degli elementi dovute proprio alla costituzione degli atomi.
Prima di tutto ricordiamo che una sostanza puo’ essere presente in natura in 4 stati diversi:
- Solido : gli atomi in questo stato sono legati tra di loro da legami difficili da rompere, possono ,al massimo subire delle vibrazioni intorno ad un loro punto fermo; forma e volume sono definiti e invariabili.
- Liquido : gli atomi in questo stato sono in uno stato disordinato, compromesso fra un massimo disordine (aeriforme) ed un massimo ordine (solido). Esiste un ordine di molecole a corto raggio, forma indefinita e volume definito,.
- Aeriforme : gli atomi in questo stato sono in un totale disordine, forma e volume sono indefiniti, e le molecole occupano tutto lo spazio tridimensionale possibile, non vi e’ ordine nel loro movimenti.
- Plasma : stato possibile solo ad elevatissime temperature, e’ uno stato in cui le molecole non esistono e la materia perde ogni sua possibile costituzione caratteristica, le particelle costituenti gli atomi si separano, e a causa della loro elevata energia cinetica si “agitano” nello spazio ad elevatissima velocita’ (la Temperatura e’ dir. Prop. Alla Ecin, ed entrambe sono dir. Prop. alla velocita’ di un corpo), non esiste sulla terra questo stato ma solo nelle stelle nello spazio, non ha senso parlare di materia in questo stato. E’ uno stato di disordine totale.
Esistono tra un elemento ed un altro molte analogie e possono essere definiti dei parametri in base ai quali vengono definite analogie e differenze tra gli elementi.
Questi parametri percio’ devono essere determinabili in tutti gli elementi.
La tavole periodica e’ una tabella che elenca tutti gli elementi fondamentali (104 ca) ordinati per numero atomico crescente in colonne in modo che si vada a capo ogni volta che n aumenta di 1 unita’.
Ovviamente il primo della lista e’ H che e’ costituito da un elettrone ed un protone il secondo leggendo da sinistra verso destra sara’ He e cosi’ via. Ogni riga viene chiamata Periodo ed indica il numero di livelli occupati dagli elettroni (n), ogni colonna si chiama Gruppo e puo’ essere interpretato con il numero di elettroni che occupano il livello piu’ esterno ovvero quello che in realta’ determina il tipo di legame che e’ proprio di quell’elemento in relazione al suo partner.
- Il Raggio Atomico: e’ la meta’ della congiungente i due nuclei di una molecola biatomica costituita dallo stesso elemento. Cresce lungo un gruppo perche’ aumenta l’effetto schermante (da parte egli elettroni) della carica nucleare.
Diminuisce lungo un periodo perche’ aumenta la carica nucleare.
- Energia di prima ionizzazione: e’ l’energia necessaria a strappare un elettrone all’atomo e portarlo a distanza infinita da esso. Cresce lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.
- Affinita’ Elettronica: energia che si genera quando l’elemento accetta un elettrone, cresce lungo un gruppo e diminuisce lungo un periodo.
In base a quanto detto prima elenchiamo e definiamo brevemente tutti i tipi di legame.
- Covalente: vengono messi in comune da i due componenti il legame 4 elettroni, una coppia da uno ed una coppia da un altro. Le coppie possono essere due nel caso di doppi legami covalenti o tre nel caso di legami covalenti tripli.
Il complesso generale, puo’ risultare polarizzato o non polarizzato.
Elettronegativita’: indica la tendenza di un elemento ad attirare a se gli elettroni di legame. E’ stata fatta una scala di Elettronegativita’ basandosi su quella dell’H a cui era stato associato il valore 2.1 per comodita’ di calcolo. E’ una scala convenzionale.
Se nel legame covalente uno dei due atomi ha maggiore elettronegativita’ dell’altro la molecola risultante risultera’ polarizzata. Vi saranno due zone: una negativa nella quale si trovera’ l’atomo a maggiore elettronegativita’ ed una positiva nel quale si trovera’ l’altro componente.
- Ionico: non vengono messi in comune elettroni. Ioni con carica opposta od anche atomi con grande differenza di elettronegativita’ si legano, unendosi in una molecola. E’ il caso di NaCl in cui lo ione positivo Na + e lo ione negativo Cl- si legano a formare quello che e’ il cloruro di sodio (sale da cucina).
- Dativo o di Coordinazione: il legame dativo e’ un legame che dopo la sua formazione e’ indistinguibile dal legame covalente cioe’ il risultato e’ lo stesso. Avviene quando un atomo con due elettroni spaiati (lone pair) “presta” quella coppia di elettroni ad un atomo capace di accoglierne due.
- Legame di Van Deer Waals : questo legame e’ stato definito dallo scienziato olandese Van Deer Waals come un legame estremamente debole rispetto agli altri. E’ dovuto ad una momentanea polarizzazione di un atomo.
Prendendo in considerazione due atomi vicini nel caso in sui gli elettroni del primo si trovino piu’ a destra che a sinistra, il secondo che si trova a sinistra del primo a causa della momentanea a polarizzazione del primo (positivamente dalla sua parte), subira’ una polarizzazione per il fenomeno di induzione, negativamente dalla parte del primo i due atomi si legheranno finche’ gli elettroni non torneranno nella loro posizione iniziale. I legami di Van Deer Waals si rompono e si formano continuamente come i legami ad H.
- Legami ad H: sono caratteristici delle molecole di acqua (H2O) in cui H si trova legato ad un elemento (O) piu’ elettronegativo. Gli atomi di idrogeno formeranno dei ponti da una molecola all’altra anche a causa della polarita’ della molecola causata dal gap di elettronegativita’ che c’e’ tra O ed H.
Anche i legami ad H si formano e si rompono continuamente ma alla fine la massa totale risulta stabile grazie alla grande rapidita’ di formazione di questi legami e dal loro grande numero.
Capitolo III
Richiami di Teoria.
Ibridazioni. Risonanza. Legame sigma e legame pi-greco.
Molti elementi, nel loro stato fondamentale non hanno necessita’ di legarsi poiche’ hanno gia’ l’ottetto completato o si trovano in una condizione stabile in cui un legame non potrebbe far altro che destabilizzare la loro condizione.
Ricordiamo che “secondo la regola dell’ottetto” gli elementi nel legame tendo ad avere 8 elettroni nei livelli esterni (2 se si tratta di orbitali s) , configurazione particolarmente stabile.
Per capire come elementi come il Carbonio , apparentemente incapaci di formare molecole in cui risultano legati a 4 atomi di H come nel metano CH4, sono state introdotte nuove teorie basate sulla ricombinazione matematica delle equazioni che definiscono gli orbitali s, p e d.
In questo modo alcuni avviene la formazione di orbitali “ibridi” dovuti alla combinazione di un orbitale s ed un orbitale p nel caso della ibridazione sp , uno s e due orbitali p nel caso della sp2, uno s e 3 orbitale p nel caso della sp3 (nel caso di CH4) , e quando sia possibile promuovere un elettrone da un orbitale s ad uno d ( nel caso in cui n sia maggiore di 2) sp3d e sp3d2 sono le ibridazioni possibili.
Si tratta di una teoria moderna in sui elettroni in orbitali completi vengono promossi ad occupare orbitali superiori vuoti in modo che risultino orbitali piu’ occupati da un solo elettrone, capaci quindi di accoglierne un altro.
Tutto questo per permettere di fare il maggior numero di legami.
La teoria delle ibridazioni spiega inoltre la geometria delle molecole.
Ogni ibridazioni infatti ha una sua caratteristica spaziale.
sp : lineare, angoli di 180°.
sp2 : triangolare, angoli di 120°.
sp3 : tetraedrica, angoli di 105°.
sp3d : poliedrica.
sp3d2 : ottaedrica.
Non sempre e’ possibile determinare la posizione del legami e la loro esatta essenza. A volte in una molecola possono essere presenti legami doppi o tripli o come nel caso dei composti aromatici come il benzene (C6H6) una molecola e’ costituita da un anello di atomi di C a cui sono legati atomi di H, e gli atomi di C sono legati con doppi legami alternati a legami singoli. Pertanto gli elettroni risultano delocalizzati ( questo tipo di legame si chiama anche legame ad elettroni delocalizzati) lungo la circonferenza e non possiamo dire dove sono esattamente i legami singoli e quelli doppi.
Pertanto esistono due formule costituite da 2 esagoni in cui nel primo il lato di destra e’ occupato da un legame doppio e via via gli altri intorno alternativamente, mentre nel secondo il lato di destra e’ occupato da un singolo legame in mezzo a due doppi. Pertanto a livello teorico la reale formula di struttura (formula che mostra la geometria della molecola ed i suoi tipi di legami) e’ in realta’ un compromesso tra le due possibili ipotesi , si dice pertanto che si tratta di un ibrido di risonanza, e le due ipotesi si dicono in risonanza l’una con l’altra.
Ricordiamo inoltre che il legame che si forma lungo la congiungente i due nuclei si chiama legame sigma, mentre tutti gli altri tipi di legame sono legami pi-greco.
NOTA DELL’AUTORE.
In questo volume si trascura la teoria riguardante le nomenclatura ed i concetti base di grandezze fisiche, unita’ di misura.
Si vuole solo richiamare i concetti di mole, massa molare, massa molare molecolare.
Mole: indica una quantita’ di elementi pari al Numero di Avogadro cioe’ 6.02x10^23 numero che corrisponde al numero di atomi di H contenuti in 1 grammo di H. Ovviamente una mole di O2 pesera’ 32 g, una mole di C ne pesera’ 12.
Massa Molare: e’ il peso di una mole di atomi di un elemento il peso molecolare espresso in grammi.
Massa Molare Molecolare: e’ il peso molecolare di una molecola (massa molecolare)espresso in grammi.
Ricordiamo che: il peso atomico (massa atomica) di un elemento e’ il suo il rapporto tra il suo peso medio ed il peso dell’atomo di H preso come modello di riferimento (attualmente il peso di riferimento e’ 1/12 dell’atomo di 12C), espresso in u.m.a. (UNITA’ DI MASSA ATOMICA).
Il peso molecolare e’ il rapporto del peso medio di quella molecola e l’u.m.a.( 1/12 dell’atomo di 12C).
Capitolo IV.
Richiami di Teoria.
Termodinamica Chimica. Tipi di soluzioni. Gas Ideale. Legge di stato del Gas ideale. Leggi Isoterma, Isocora, Isobara.
Con il termine soluzione si intende una mescolanza costituita da 2 diverse sostanze qualsiasi sia il loro stato.
Una soluzione e’ costituita da un solvente e da un soluto. Il solvente costituisce la sostanza presente in maggiore quantita’.
Le soluzioni possono essere costituite da gas in liquido o da liquidi sciolti in altri liquidi o anche da solidi in liquidi.
Le soluzioni piu’ comuni sono quelle acquose, ovvero le soluzioni in cui un soluto e’ disciolto in acqua.
Le soluzioni sono definite e descritte in base a diversi parametri.
Pressione : P. Puo’ essere espressa in mmHg o in atm. 1 atm =760 mmHg
Volume : V. E’ espresso in l o in cm3 .
Temperatura : T. Deve esser espressa in gradi Kelvin. 1 K = 1 C° + 273.
Per descrivere le soluzioni gassose ed il loro comportamento o piu’ in generale il comportamento degli aeriformi e’ stato introdotto il concetto di Gas Ideale.
Il gas ideale, e’ una sostanza immaginaria con determinate caratteristiche :
- Urti molecolari elastici.
- Particelle con massa trascurabile.
E’ usato per studiare le proprieta’ degli aeriformi e per trattarle con leggi matematiche che con piccole modifiche vengono poi applicate a tutti gli aeriformi reali, il cui comportamento in condizioni di basse pressioni e’ simile a quello del gas ideale.
La legge fondamentale del gas ideale o Legge di Stato e’ la seguente.
PV=nRT
Ove P e’ la pressione alla quale si trova il gas, V il volume occupato, T la temperatura in gradi Kelvin, ed R la costante dei gas che dipende solo dalle unita’ di misura, n e’ il numero di moli del gas.
R e’ per Pascal e metri cubi 8.31, per litri e atmosfere e’ 0.0821.
Da questa espressione se ne ricavano altre che mettono in relazioni due parametri variabili mantenendone uno costante,
R ed n sono costanti quindi risulta:
se V e’ costante P/T= costante ; se T e’ costante PV= costante ; se P e’ costante V/T= costante.
Queste tre espressioni esprimono le tre leggi, rispettivamente isocora, isoterma, isobara, che ci permettono di trovare relazioni tra stati di partenza e stati finali in cui un gas si trova, nel caso in cui sia costante la Pressione o la Temperatura o il Volume.
Es. P costante Viniz/Tiniz = Vfin/Tfin. Conoscendo 3 di queste 4 incognite, possiamo trovare la quarta.
La legge isobara (Prima legge di Gay-Lussac) puo’ essere anche scritta cosi’ : V=Vo(1+at) ove a= coefficiente di dilatazione di una gas, t e’ la temperatura e Vo e’ il volume iniziale. Questa equazione indica una dilatazione e permette di trovare il Volume raggiunto in funzione della temperatura.
La legge isobara isocora (Seconda legge di Gay-Lussac) puo’ anche essere riscritta cosi: P=Po(1+bt) analogamente alla equazione di dilatazione.
La legge isoterma in cui PV=costante e’ nota come legge di Boyle_Mariotte.
NOTA DELL’AUTORE:
Con questo capitolo si concludono i richiami di teoria..
Le pagine che seguono trattano di formule ed applicazioni particolari, con lievi richiami di teoria termodinamica, meccanica e cinetica.
Al lettore il compito di ricercare sui manuali completi tutti quegli argomenti che costituiscono lacune. La trattazione di questi argomenti e’ troppo elaborata perche’ la si ripeta su questo piccolo volumetto che non si propone come un manuale, bensi’ come un formulario compatto che puo’ accompagnare il ripasso della chimica su un manuale completo. Tuttavia si e’ preferito richiamare i concetti fondamentali e generici che costituiscono la base dei programmi di chimica generale. Concetti che non richiedono particolari trattazioni e svolgimenti. Ma che a lungo andare possono essere cancellati a causa della loro semplicita’ e generalita’.
* Notare Bene.
Il simbolo ^ indica un elevamento a potenza e’ preceduto dalla base e seguito dall’esponente di una potenza.
“a,b,c,d “ (minuscole) stanno per alfa ,beta, gamma e delta.
Le parentesi quadre indicano la concentrazione della stostanza o del reagente e del prodonno generici indicati all’interno delle parentesi.
Il numero che segue il simbolo di un elemento , e che si trova in basso a destra e’ l’indice ed indica il numero di atomi di quel elemento nel composto, non puo’ essere cambiato in una formula durante un bilanciamento.
Il numero che precede il simbolo di un elemento indica il suo coefficiente stechiometrico (se generico il numero viene sostituito dalle prime 4 lettere dell’alfabeto greco a cominciare da alfa a seconda di quanti elementi generici vi sono,per ognuno una lettera),e durante un bilanciamento puo’ essere variato poiche’ indica i rapporti tra le diverse sostanze.
Il simbolo / e’ una linea di frazione.
Capitolo V.
Equilibri chimici. Dissociazioni elettrolitiche. Kw, Kps.
Per una generica reazione : aA+ bB⇔ cC+ dD
Keq (costante di equilibrio) = ([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b) la stessa formula espressa per una reazione di dissociazione elettrolitica esprime la Forza di un elettrolita, poiche’ piu’ il K ha un valore alto, piu’ la reazione diretta risulta predominante su quella inversa. Pertanto piu’ il K ha valore alto piu’ i prodotti A e B si trasformeranno in C e D, o nel caso di un elettrolita avverra’ la sua dissociazione in ioni e non la ricombinazione degli ioni per riavere l’elettrolita.
Con una espressione analitica analoga a quella della costante di equilibrio, si esprime il Prodotto Ionico dell’Acqua, (#)[H2O]⇔[H+]+[OH-], Kw= [H+][OH-] , in questa espressione pero’ si omette il denomitantore
poiche’ essendo la soluzione interamente composta da acqua la sua concentrazione e’ presa come unitaria ma soprattutto costante ed inglobata nel valore di Kw.
Per la reazione (#) e’ Kw= 10^-14 cioe’ il prodotto delle concentrazioni degli ioni ossidrili e degli idrogenioni e’ costante.
Il Kps (Costante Prodotto di Solubilita’) e’ invece la costante di equilibrio espressa per una reazione in cui un composto solido si scioglie in soluzione.
Questo Kps indica la velocita’ o la facilita’ con la quale il solido entra in soluzione ed indica un equilibrio tra la fase solida e la fase in soluzione della sostanza. La reazione diretta e’ quella in cui il solido si scioglie in due ioni, la reazione inversa e’ quella in cui gli ioni si ricombinano depositandosi a formare il “corpo di fondo”.
Ovviamente il valore del Kps e la solubilita’ di una sostanza sono direttamente proporzionali.
Allo stessa maniera del Kw il denominatore nella espressione del prodotto di solubilita’ viene inglobato nel valore del Kps essendo come concentrazione unitario.
Esempio: NaCl⇔ Na+ + Cl- Kps=[Na+][Cl-]
Se in una soluzione si verifica un equilibrio vuol dire che per una data reazione avviene la reazione diretta e quella inversa, il valore della costante di equilibrio ci informa sulla prevalenza di una sull’altra.
Capitolo VI.
pH. pOH. Neutralizzazione.
In una generica reazione abbiamo indicato con [Be] le concentrazioni di un elemento.
Abbiamo gia’ parlato di dissociazione in ioni e di prodotto ionico dell’acqua.
Chiamiamo pH il logaritmo negativo del valore della concentrazione degli ioni H+.
pOH e’ il logaritmo negativo della concentrazione di ioni OH-.
In ogni reazione di dissociazione in ioni la somma (laddove vi siano entrambi) del pOh e del pH e’ costante e vale 14.
Sostanze che abbiano pH inferiore a 7 sono dette acide, sono basiche se hanno pH superiore a 7 (max 14).
Neutre se hanno pH uguale a 7.
Se ad una sostanza acida aggiungiamo una certa quantita’ di una sostanza basica possiamo giungere ad una situazione di equilibrio in cui il pH finale sia neutro.
Questo processo viene chiamato Neutralizzazione.
Le Soluzioni Tampone sono sostanze che addizionate ad un’altra sostanza non ne alterano il pH e permettono di aggiungere una limitata quantita’ di acidi o basi senza che questi ne alterino il pH.
Sono costituite da un acido (o base) debole e da un suo sale con base (o acido) forte.
Regolate dall’equazione di Henderson ed Hasselback pH=pK+log(Cb+x/Ca-x) dove x è la concentrazione dell’acido o base aggiunta alla soluzione e Cb e Ca le concentrazioni dei costituenti la soluzione.
Possiamo quindi calcolare la variazione di pH della soluzione nella quale sia presente un sistema tampone, purchè non si si aggiungano elevate quantità x.
pK è il log negativo della costante di dissociazione della specie debole presente nella soluzione tampone.
Capitolo VII
Cinetica Chimica.
Meccanismi di Reazione.
La conoscenza degli equilibri non ci informano sui meccanismi attraverso i quali essi si verificano.
Perche’ due reagenti A e B reagiscano e’ necessario che le loro particelle si scontrino ad una velocita’ necessaria a far compenetrare le nuvole elettroniche ed e’ quindi necessario che abbiano una certa Energia Cinetica e che si scontrino nei punti giusti (fattore sterico).
In seguito all’urto si formera’ un Complesso Attivato che non costituisce il risultato di una reazione ma ne costituisce un momento intermedio.
Il Complesso Attivato costituisce un sistema ad elevato contenuto di energia,ed e’ instabile di conseguenza.
I prodotti di una reazione hanno un contenuto di energia minore di quello dei reagenti, per questo motivo, dopo la formazione del Complesso Attivato , la cui energia necessaria per formarsi si chiama Energia di Attivazione, la reazione procede verso i prodotti e non verso i reagenti.
Una certa quantita’ di reagenti pero’ ritorneranno a formare i reagenti. Se la reazione e’ molto spostata verso destra non si parla di equilibrio spostato ma di reazione quantitativa, se l’equilibrio (la reazione) e’ molto spostata verso sinistra si parla di reazione che non avviene.
I Catalizzatori sono sostanze che non prendono parte alla reazione ma la loro presenza fa reagire le specie chimiche in condizioni migliori.
I Catalizzatori abbassano l’Energia di Attivazione, in realta’ fanno avvenire la reazione attraverso strade diverse tramite reazioni accoppiate oppure grazie a variazioni di pH o di concentrazioni, in modo da favorire la formazione del complesso attivato o la formazione dei prodotti.
Gli enzimi sono catalizzatori biologici, esistono ,tuttavia, anche Catalizzatori negativi (antidoti) che rallentano le reazioni.
In generale i catalizzatori negativi non fanno altro che annullare catalizzatori positivi presenti come impurita’.
Capitolo VIII.
Cinetica Chimica.

Velocita’ di Reazione, equazione di Arrhenius.
La velocita’ di una reazione e’ indicata dalla relazione v=k[A][B]
La reazione generica e’ A + B ←→ C+D.
Una reazione solitamente e’ costituita da uno o piu’ atti reattivi o reazioni elementari.
Le concentrazioni devono essere elevate al relativo ordine di reazione che costituisce il coefficiente stechiometrico che esse hanno solo in reazioni elementari.
La maggior parte delle volte si tratta di reazioni di primo ordine.
L’ordine di reazione e’ la somma dei singoli ordini di reazioni relativi ad ogni reagente.
L’ordine di reazione solitamente e’ il coefficiente stechiometrico della reazione elementare piu’ lenta.
k non e’ una costante di equilibrio ma e’ la costante di velocita’ specifica, ovvero la velocita’ di una reazione con concentrazioni unitarie infatti per una reazione A←→B v=k[A] e se [A]=1 v=k
L’equazione di Arrhenius ci informa sulla relazione che c’e’ tra k e Ea (Energia di Attivazione).
Equazione di Arrhenius k=Ae^(-Ea/RT)
lnk=-Ea/RT
A e’ un fattore sterico dipende dalla forma dei reagenti.
k e’ funzione di T. Ecco la relazione tra temperatura e k.
ln(k1/k2)=(-Ea/R)(1/T1-1/T2)
Per comprendere la relazione tra tempo di consumo del reagente e sua concentrazione:

ln([A]/[Ao])=-kt