Upload
beatrice-hebert
View
34
Download
3
Embed Size (px)
DESCRIPTION
Precorso di Chimica: aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana) 16/9 Martedì 11.00 – 13.00 19/9 Venerdì 14.00 – 16.00 25/9 Giovedì 11.00 – 13.00/14.00-16.00 26/9 Venerdì 9.00 – 11.00 Francesca Soavi - PowerPoint PPT Presentation
Citation preview
Dott. ssa Francesca Soavi 1
Precorso di Chimica: aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana)
16/9 Martedì 11.00 – 13.00 19/9 Venerdì 14.00 – 16.00
25/9 Giovedì 11.00 – 13.00/14.00-16.00
26/9 Venerdì 9.00 – 11.00
Francesca SoaviDipartimento di Chimica “Giacomo Ciamician”Lab. Elettrochimica dei Materiali, Via S.Giacomo 7 - Tel. 051 2099797
e-mail: [email protected]
2
Definizione e significato dei seguenti termini:-sistema materiale eterogeneo-sistema materiale fisicamente omogeneo (soluzione)-sistema materiale chimicamente omogeneo
specie chimicaspecie elementarecomposto chimico
-atomo, nuclide, elemento, ione,isotopo-numero atomico, numero di massa, peso atomico-legame chimico-reazione chimica-Stati di aggregazione della materia e cambiamenti di stato-Simbologia per rappresentare i principali elementi chimici e, in generale, i composti chimici.
Conoscenze di base di Chimica
Notazione scientifica, logaritmi, operazioni di
conversione di unità di misura
Dott. ssa Francesca Soavi
Dott. ssa Francesca Soavi 3
I Sistemi Materiali
Proprietà FISICHE: sono quelle proprietà della materia che non sono da mettere in relazione con trasformazioni delle sostanze in sostanze diverse (temperatura, conducibilità, peso specifico,….)
Proprietà CHIMICHE: sono quelle proprietà della materia che sono da mettere in relazione con trasformazioni delle sostanze in sostanze diverse
Il termine sistema indica una qualunque porzione di materia. Ogni sistema è identificato in base alle sue proprietà fisiche e chimiche
Dott. ssa Francesca Soavi 4
I Sistemi Materiali
Fisicamente omogenei
Chimicamente eterogenei
Fisicamente eterogenei
Chimicamente omogenei
Dott. ssa Francesca Soavi 5
Sistema Materiale Fisicamente Eterogeneo
È costituito da diverse parti con proprietà fisiche diverse
FASI : porzioni del sistema fisicamente omogenee, ossia che conservano le stesse proprietà fisiche in ogni loro parte. Le diverse fasi di un sistema sono delimitate da superfici di contatto che chiaramente le differenziano.
Gas : metano + altri idrocarburi
Liquido: benzine
Liquido :sospensione acquosa
Solido : rocce
Le fasi non vanno confuse con i diversi
STATI DI AGGREGAZIONE dei componenti del
sistema(gas, liquido, solido)
Dott. ssa Francesca Soavi 6
Sistema Materiale Fisicamente Omogeneo
Conserva le stesse proprietà fisiche in ogni sua parte
Un sistema materiale fisicamente omogeneo è costituito da un’unica FASE
È costituito da una sola specie chimica ?
Sistema materiale chimicamente omogeneo
Sì
Sistema materiale chimicamente eterogeneo
No
Dott. ssa Francesca Soavi 7
Sistema Materiale Chimicamente Eterogeneo
I sistemi materiali chimicamente eterogenei, costituiti da diverse specie chimiche in rapporti variabili, e fisicamente omogenei sono detti SOLUZIONI, indipendentemente dallo stato di aggregazione:
Soluzioni gasose
Soluzioni liquide
Liquido/gas discioltoLiquido/sale disciolto
Soluzioni solide
Liquido/Liquido
Dott. ssa Francesca Soavi 8
Sistema Materiale Chimicamente Omogeneo
I sistemi materiali chimicamente omogenei sono costituiti da sostanze pure, ossia da sostanze la cui composizione è sempre la stessa, indipendentemente dalla loro origine.
ELEMENTI (specie elementari): sono le più semplici sostanze che si ottengono in seguito a reazioni chimiche. Sono 105 e si combinano in varia proporzione per formare tutte le sostanze presenti in natura.
COMPOSTI (specie composte): sono formati da due o più elementi combinati in rapporto costante.
Con il termine MISCELE si indicano sia sistemi materiali chimicamente omogenei e fisicamente eterogenei (acqua/ghiaccio) che sistemi chimicamente eterogenei e fisicamente omogenei (soluzioni)
Dott. ssa Francesca Soavi 9
I Sistemi Materiali: dal più complesso al più semplice
Fisicamente omogenei(una fase)
Fisicamente eterogenei(più fasi)
Chimicamente omogenei(sostanze pure)
Chimicamente eterogenei(soluzioni)
CompostiElementi
…tutto il resto: Miscele
Dott. ssa Francesca Soavi 10
ATOMO
È la parte più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso
La Teoria di Dalton: la materia è formata da atomi indivisibili , di massa diversa da elemento a elemento, che combinandosi insieme secondo rapporti espressi da numeri interi semplici formano i vari composti
…. In realtà oggi si sa che….
Dott. ssa Francesca Soavi 11
Composizione dell’atomo
Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche.
Quelle principali sono PROTONI, NEUTRONI, ELETTRONI che, combinandosi insieme in vario numero danno origine alle diverse specie di atomi.
Ogni atomo è costituito da un NUCLEO piccolo e compatto formato di protoni e neutroni, detti per questo NUCLEONI Gli elettroni, di massa molto inferiore a quella dei nucleoni, occupano lo spazio intorno al nucleo.
Il numero e la distribuzione attorno al nucleo degli elettroni determina le proprietà chimiche dell’atomo.
Dott. ssa Francesca Soavi 12
ATOMOÈ la parte più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso
Composizione dell’atomoGli atomi sono costituiti da particelle subatomiche.
Quelle principali sono PROTONI, NEUTRONI, ELETTRONI che, combinandosi insieme in vario numero danno origine alle diverse specie di atomi.
Ogni atomo è costituito da un NUCLEO piccolo e compatto formato di protoni e neutroni, detti per questo NUCLEONI
Gli elettroni, di massa molto inferiore a quella dei nucleoni, occupano lo spazio intorno al nucleo.
Il numero e la distribuzione attorno al nucleo degli elettroni determina le proprietà chimiche dell’atomo.
Dott. ssa Francesca Soavi 13
Protoni, neutroni ed elettroni
Particella Massa(g)
Massa (amu)
Caricaelettrica
Simbolo
Protone 1,672649 x 10-24 1,007276 1 + 11H, 1
1pNeutrone 1,674954 x 10-24 1,008665 0 0
1nElettrone 9,109534 x 10-28 0,0005486 1 - -1
0e
amu (u): unità di massa atomica
1 amu = 1,6605665 x 10-24 g
L’unità di massa atomica corrisponde a un dodicesimo del peso in grammi dell’isotopo 12C del carbonio
Dott. ssa Francesca Soavi 14
La notazione scientifica(numerazione esponenziale)
È utilizzata per riportare numeri molto grandi o molto piccoli
Consiste nello scrivere il numero come prodotto di due fattori: il primo è un numero decimale (in genere da 1 a 10) il secondo è 10 elevato
all’appropriata potenza.
Particella Massa(g)
Protone 1,672649 x 10-24
Neutrone 1,674954 x 10-24
Elettrone 9,109534 x 10-28
Es. 500 in notazione scientifica si scrive : 5 x 102
Esponente positivo: 8,5 x 103 = 8,5 x10x10x10 = 8,5 x 1000 = 8500
Esponente negativo: 9,4 x 10-4 = 9,4 = 9,4 = 0,00094
10x10x10x10 10000 Numero Forma esponenziale
1 1x100
10 1x101
100 1x102
1000 1x103
Numero Forma esponenziale 0,1 1x10-1
0,01 1x10-2
0,001 1x10-3
0,0001 1x10-4
Dott. ssa Francesca Soavi 15
SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI UTILIZZANDO LA NOTAZIONE SCIENTIFICA:
a) 0,58; b) 253; c) 0,0000567; d) 78900000; e) 410,9; f) 7,2
La notazione scientifica(numerazione esponenziale)
SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI IN FORMA ESTESA
a) 2,78x 10-7 ; b) 2500 x 10-3; c) 0,0000782 x 107; d) 259 x 100; e) 359 x 102
Dott. ssa Francesca Soavi 16
ES:
(5x10-2)xx(7x10-1)= (5x7)x(10-2x10-1)= 35x(10-2 ++(-1)) = 35x(10-2--1)) =
= 35x10-3 = 3,5x 101 x 10-3 = 3,5x10-2
Operazioni in notazione scientifica(numerazione esponenziale)
- moltiplicare fra loro i numeri scritti prima dei 10- sommare algebricamente (rispettando i segni) gli esponenti dei 10
MOLTIPLICAZIONE:5x10-2 x x 7x10-1
Dott. ssa Francesca Soavi 17
Operazioni in notazione scientifica(numerazione esponenziale)
ES:
(5x10-2) (7x10-1) = (57) x (10-210-1) = 0,71 x (10-2 --(-1))= 0,71 x (10-2 ++1)) =
= 0,71x10-1 = 7,1x10-1x10-1 = 7,1x10-2
DIVISIONE:
5x10-2 (7x10-1)
- eseguire la divisione fra i numeri scritti prima dei 10- sottrarre fra loro algebricamente (rispettando i segni) gli esponenti dei 10
Dott. ssa Francesca Soavi 18
Es:
(5x10-2)++(7x10-1)=(0,5x10-1)++(7x10-1)=(0,5++7)x10-1 =7,5 x10-1
Operazioni in notazione scientifica(numerazione esponenziale)
(5x10-2)++(7x10-1)=(5x10-2)++(70x10-2) =(5++70)x10-2 =75 x10-2 = 7,5 x10-1
5x10-2 + + 7x10-1SOMMA:
- scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sommare i numeri scritti prima dei 10
Dott. ssa Francesca Soavi 19
Operazioni in notazione scientifica(numerazione esponenziale)
ES:
(5x10-2)--(7x10-1)=(0,5x10-1)--(7x10-1)= (0,5--7)x10-1 = -6,5 x10-1
(5x10-2)--(7x10-1)=(5x10-2)--(70x10-2) =(5--70)x10-2 = - 65 x10-2 = -6,5 x10-1
SOTTRAZIONE:
5x10-2 -- 7x10-1
- scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sottrarre i numeri scritti prima dei 10
Dott. ssa Francesca Soavi 20
ESEGUITE LE SEGUENTI OPERAZIONI SCRIVENDO I NUMERI IN
NOTAZIONE ESPONENZIALE… e senza l’uso della calcolatrice:
Operazioni in notazione scientifica(numerazione esponenziale)
a) 6 x1023 x x 7x10-1
b) 0,078 + + 2x10-3
c) 2x10-2 5 x10-10
d) 4x104 -- 5 x 103
e) 4x104 -- 5 x 10-3
f) (4,68x104 + 3,+ 3,2 x 103) (5,35 x10-10 - 3,- 3,5 x 10-11)
...e con la calcolatrice...
Verifica mediante la stima degli ordini di grandezza (si evitano errori di calcolo!!)
4,98576x104 x 3,1591345x 3,1591345 x 103 5x104 x 3x 3 x 103 = 15x107 = 1,5x108
dovrò ottenere un numero vicino al valore approssimato
Dott. ssa Francesca Soavi 21
Il logaritmo naturale di un numero y (ln y) è l’esponente al quale e deve essere elevato perché diventi uguale al numero y
Se y = ex allora ln y = xln y = 2,303 log y
…attenzione!!
I Logaritmi Il logaritmo in base 10 di un numero y (log y) è l’esponente al quale 10 deve essere elevato perché diventi uguale al numero y
Se y = 10x allora log y = x Forma esponenziale log
y y =1 100 0 y=10 101 1 y=1000 103 3 y=0,1 10-1 -1 y=0,001 10-3 -3
y = antilogaritmo (argomento del logaritmo)
Dott. ssa Francesca Soavi 22
log 10-2 ++ log 10-1 = log (10-2 x 10-1) = log (10-2+(-1)) = log (10-3) = -3
Operazioni con i logaritmi decimali
La somma di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del prodotto degli argomenti
SOMMA
…dalle proprietà degli esponenti
log (5x10-2) + log(3x 10-1 )= log (5x 10-2 x 3x 10-1) = log (15 x10-3) == log 15 + log (10-3) = log 15 + (-3) = 1.176-3 =-1.824
La differenza di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del quoziente degli argomenti
DIFFERENZA
log (6x10-2) - log(3x 10-3)= log [(6x 10-2)(3x 10-3)]= =log [(63 )x (10-210-3)] = log (2 x 10 -2-(-3))= log (2 x 10+1)= log 2 +
log 10 = log 2 + 1 = 0.301 + 1 = 1.301
log 10-2 - - log 10-1 = log (10-2 10-1) = log (10-2-(-1)) = log (10-1) = -1
Dott. ssa Francesca Soavi 23
Operazioni con i logaritmi decimali
Il logaritmo di un numero elevato ad un esponente è uguale al prodotto dell’esponente per il logaritmo del numero
log ( 10-2)3 = 3 x log (10-2) = 3 x (-2) = -6
POTENZA
log (0,005)3 = 3 x log (0,005) = 3 x log (5x10-3) == 3 x (log 5 + log 10-3) = 3 x[(log 5) -3] = (3xlog 5) -9 =
= 3x0.699 -9 = 2.097 - 9=-6.903
log ( 10-2)3 = log (10-2x3) = log (10-6) = -6
Dott. ssa Francesca Soavi 24
Operazioni con i logaritmi decimali
CALCOLATE I LOGARITMI (log y) DEI SEGUENTI NUMERI (y)
a) 24x 0,0075b) 5 10-7
c) (22 x 10-5)2 d) (9 x 104)-6
CALCOLATE I SEGUENTI LOGARITMI
e) log 0,008f) log 1200 + log 5g) log 0,1 x log 500h) log 0,002 log 400
Dott. ssa Francesca Soavi 25
Le unità di misura
Unità base del Sistema Internazionale di Unità
(SI)
Quantità Unità SimboloLunghezza Metro mMassa Chilogrammo kgTempo Secondo s … … …
Multipli decimali
Prefisso Simbolo Fattore moltiplicatoregiga G 1 000 000 000 = 109
mega M 1 000 000 = 106
chilo k 1 000 = 103
milli m 0,001 = 10-3
micro 0,000001 = 10-6
nano n 0,000000001 = 10-9
Particella Massa(g)
Massa (amu)
Protone 1,672649 x 10-24 1,007276Neutrone 1,674954 x 10-24 1,008665Elettrone 9,109534 x 10-28 0,0005486
Le unità base del SI possono essere usate per definire le unità derivate (es.: m2 per misure di superficie).
Dott. ssa Francesca Soavi 26
Operazioni di conversione
Una stessa grandezza può essere espressa mediante diverse unità di misura. Il passaggio da un’unità all’altra si effettua mediante opportune operazioni di conversione.
Es: A quanti cm corrispondono 3,5 m ?
1. relazione tra le due grandezze (metro/ cm) 1 m = 100 cm = 1 x 102 cm 2. Proporzione:
100 cm : 1 m = lunghezza in cm : 3,5 mlunghezza in cm : 3,5 m = 100 cm : 1 m
quindi lunghezza in cm = 3,5 m X 100 cm : 1 m = 3,5 x 102 cm
Dott. ssa Francesca Soavi 27
Operazioni di conversione
a) 10 m in pollici sapendo che 1 pollice (inch) = 0,0254 m b) 5,8x10-6 g in mg i) 2 cm3 in dm3
c) 900 mg in g l) 0,5 dm3 in Ld) 5,2 mg in kg m) 18 mL in dm3 e) 2x10-4 kg in gf) 54,9 g in g n) 2 uma in gg) 5 nm in cmh) 157 L in L
ESEGUITE LE SEGUENTI CONVERSIONI :
….Attenzione!!!temperatura in Kelvin = temperatura in °C + 273,15
25°C = 25 + 273,15 = 298,15 K
Dott. ssa Francesca Soavi 28
Come esprimere una massa in unità di massa atomica se viene data in grammi ?
1. relazione tra le due grandezze (grammi/amu): 1 amu = 1,6605665 x 10-24 g
2. Proporzione Massa in amu: Massa in grammi = 1 amu : 1,6605665 x 10-24 gquindi Massa in amu= Massa in grammi X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g
Massa Protone in amu= 1,672649x10-24g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 1,007276 amu
Massa Neutrone in amu= 1,674954x10-24g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 1,008665 amu
Massa Elettrone in amu= 9,109534x10-28g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 5,486x10-4 amu
Conversione grammi/amu
Particella Massa(g)
Massa (amu)
Protone 1,672649 x 10-24 1,007276Neutrone 1,674954 x 10-24 1,008665Elettrone 9,109534 x 10-28 0,0005486
Dott. ssa Francesca Soavi 29
Le cariche elettriche
Particella Caricaelettrica
Simbolo
Protone 1 + 11H, 1
1pNeutrone 0 0
1nElettrone 1 - -1
0e
Cariche di segno opposto si attraggono:
Cariche di uguale segno si respingono:
++ --
++
gli elettroni (di carica negativa) circondano il nucleo (di carica positiva) e sono vincolati al nucleo da forze di attrazione di natura elettrica.
la forza nucleare permette di vincere le forze di repulsione di natura elettrica tra i protoni del nucleo.
++
Dott. ssa Francesca Soavi 30
Gli atomi sono elettricamente neutri e sono costituiti da un nucleo positivo, alla cui carica contribuiscono solo i protoni, e da una nube elettronica esterna al nucleo, di carica uguale e di segno opposta a quella del nucleo.
Protoni e neutroni contribuiscono alla massa del nucleo. Il numero di protoni e neutroni identifica ogni tipo di atomo, o nuclide. NUCLIDI: atomi costituiti da nuclei di definita composizione, ossia con un certo numero di protoni e neutroni
NUMERO ATOMICO (Z) = numero di protoni (= numero di elettroni)
Numero atomico e Numero di massa
NUMERO DI MASSA (A) = numero di protoni + numero di neutroni
NUMERO DI NEUTRONI = A - Z
Dott. ssa Francesca Soavi 31
A
Y Z
…Come si identifica un nuclide?
simbolo chimico dell’elemento
Numero di massa
Numero atomico
Ad ogni elemento è assegnato un simbolo costituito da una lettera maiuscola o due lettere delle quali la prima è maiuscola e la seconda minuscola.Es.: Co = cobalto MA!! CO = monossido di carbonioElemento Simbolo Nome latinoSodio Na NatriumPotassio K KaliumFerro Fe FerrumRame Cu CuprumArgento Ag ArgentumOro Au AurumMercurio Hg HydrargyrumAntimonio Sb Stibium
Dott. ssa Francesca Soavi 32
A
Y Z
Es.: 235
U (reattori nucleari); 92 12 14
uma: 1/12 della massa di C ; C (analisi dei traccianti in biochimica); 6 6
60
Co (radioterapia)27
2 1
deuterio H, protone H 1 1
…Come si identifica un nuclide?
simbolo chimico dell’elemento
Numero di massa
Numero atomico
Dott. ssa Francesca Soavi 33
ISOTOPI
Uno stesso elemento può essere costituito da nuclidi aventi lo stesso numero atomico (quindi la stessa reattività chimica), ma differenti nel numero di massa (quindi nel numero di neutroni).I diversi nuclidi di uno stesso elemento, presenti in natura in diversa percentuale a seconda dell’elemento, si dicono ISOTOPI
Es.: 18 17 16
O; O; O (99,76%) 8 8 835 37
Cl (75,77%); Cl (24,23%) 17 1712 13 14 14
C (98,9%); C (1,1%); C (<<<1%) [ N] 6 6 6 71 2 3
H (99,984%); H (deuterio,D, 0,016%) ; H (trizio,T, <<< 0,01%) 1 1 1
Dott. ssa Francesca Soavi 34
PESO ATOMICO
Il pesi atomici (p.a.) degli elementi sono definiti, in base alla loro composizione isotopica, dalla media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi espresse con riferimento all’unità di massa di prescelta.
La media ponderata corrisponde alla somma, divisa per 100, delle masse dei diversi isotopi moltiplicate per l’abbondanza percentuale della specie isotopica considerata.
12 unità di massa prescelta: uma = 1/12 della massa di C
6 12
Es: p.a. del nuclide C = 12 uma 6
Es: p.a. dell’elemento Cl= (p.a.35Cl x 75,77 + p.a. 37Cl x 24,23)/100 = 35,45 uma
Dott. ssa Francesca Soavi 35
Argomenti:Argomenti:La Tavola periodica
Dott. ssa Francesca Soavi 36
LA TAVOLA PERIODICA
A
A
A
A
A
B
A= elementi rappresentativi
Legge Periodica: Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo periodico secondo i loro numeri atomici.
gruppi
periodi
Dott. ssa Francesca Soavi 37
Le proprietà periodiche
Energia di Ionizzazione: quantità di energia necessaria per allontanare a distanza infinita dal nucleo un elettrone.
Affinità elettronica (o elettronegatività): tendenza ad accettare elettroni
Dimensioni atomiche: raggio atomico e volume atomico.
aumenta da sinistra a destra lungo i periodi,diminuisce dall’alto al basso lungo i gruppi
calano da sinistra a destra lungo i periodi,aumentano dall’alto al basso lungo i gruppi
aumenta da sinistra a destra lungo i periodi,diminuisce dall’alto al basso lungo i gruppi
Dott. ssa Francesca Soavi 38
cala da sinistra a destra lungo i periodi, e dall’alto al basso lungo i gruppi
(Gruppo IB: metalli nobili)
(Gruppo VIIA: alogeni)
Metalli, metalloidi, non metalli Carattere metallico: -elevate conducibilità elettrica e conducibilità termica,
-lucentezza, -durezza, malleabilità, duttilità, -stato di aggregazione solido (eccezione: il Hg!),
- proprietà alcaline (basiche) delle soluzioni acquose dei composti dei metalli con l’ossigeno (es NaOH). I composti con l’ossigeno dei non-metalli danno soluzioni acquose con proprietà acide (es H2SO4)
metalloidi
Dott. ssa Francesca Soavi 39
Argomenti:Argomenti:I composti I legami chimiciLe formule chimicheGli ioni
Dott. ssa Francesca Soavi 40
I composti e i legami chimici
Gli atomi si combinano in rapporti ben definiti per dare luogo ai COMPOSTI.
A seconda delle proprietà chimiche degli atomi costituenti e del tipo di legame chimico tra gli atomi i composti possono essere MOLECOLARI o IONICI.
Le forze di attrazione che tengono uniti gli atomi nei composti si definiscono LEGAMI CHIMICI.
Per descrivere le composizioni dei composti si utilizzano le FORMULE CHIMICHE
Dott. ssa Francesca Soavi 41
Differenza in elettronegatività
+
A seconda della differenza in elettronegatività degli atomi che partecipano al legame si possono avere legami covalenti, polari e ionici :
Il numero di ossidazione è la carica formale che un atomo avrebbe in un composto se la coppia elettronica di legame viene considerata interamente appartenente all'atomo più elettronegativo
Gli elementi nei composti possono formare uno (legame singolo) o più legami (legame doppio, legame triplo) e in ciascun legame è coinvolta una coppia di elettroni. Gli elettroni implicati nei legami percorrono in preminenza regioni dello spazio più prossime agli atomi più elettronegativi,
Dott. ssa Francesca Soavi 42
I composti molecolari o covalenti
Sono composti elettricamente neutri, discreti e che possono esistere isolati, detti anche MOLECOLE, nei quali gli atomi sono tenuti insieme da legami detti COVALENTI.
I legami COVALENTI consistono nella condivisione di elettroni fra gli atomi costituenti la molecola (in genere si formano tra non-metalli). I composti molecolari possono essere biatomici o poliatomici e possono contenere atomi uguali (es.: N2, H2, O2) o diversi (es.: H2O, NH3 )
le FORMULE MOLECOLARI
descrivono la composizione della molecola
N N
N NN
N
N N
N2 NH3
H
HH N
H
H
HN
H
HH N H
HH N
Dott. ssa Francesca Soavi 43
Le Formule MolecolariGli elementi costituenti il composto vengono identificati con il rispettivo simbolo chimico; il rapporto numerico tra gli atomi presenti per ogni elemento è dato dal numero in basso a destra
Le FORMULE MINIME sono quelle nelle quali compaiono come indici i più piccoli numeri interi che descrivono i rapporti numerici tra gli atomi del composto
acqua ossigenata (perossido di idrogeno)
Generalmente gli elementi compaiono da sinistra a destra rispettando l’ordine di appartenenza dei rispettivi gruppi della tavola periodica
H2O2
Es. CO2 anidride carbonica
H2O2 HO
CO2
Es.CO2
Formula molecolare Formula minima
Dott. ssa Francesca Soavi 44
Esempi di composti molecolariH2OO2
N2
CO2
CO
SO2
SO3
CH4
C2H2
NH3
biossido di carbonio (anidride carbonica)monossido di carbonio (anidride carboniosa)biossido di zolfo (anidride solforosa)
triossido di zolfo(anidride solforica )
metano
acetileneammoniaca
triclorometano (cloroformio)CHCl3
C3H8 propano
HCl acido cloridrico (acido muriatico)
Dott. ssa Francesca Soavi 45
GLI IONIIn particolari condizioni gli atomi possono accettare o cedere uno o più elettroni e questo dipende dalla loro ELETTRONEGATIVITÀ o AFFINITÀ ELETTRONICA, ossia dalla tendenza ad accettare elettroni.
IONI: atomi che hanno acquistato (anioni) o ceduto (cationi) uno o più elettroni, dunque che mostrano una (ioni monovalenti) o più (ioni polivalenti) cariche, rispettivamente, negative o positive.
La carica dello ione si indica con un numero con il relativo segno in alto a destra del simbolo chimico.
L’elettronegatività degli elementi aumenta da sinistra a destra lungo i periodi e diminuisce dall’alto verso il basso lungo i gruppi della tavola periodica
Es: Na+; Cl-; Ca2+
Es: Na è meno elettronegativo di Cl
Dott. ssa Francesca Soavi 46
I composti ionici
I composti costituiti da ioni sono detti COMPOSTI IONICI
Per il principio dell’elettroneutralità ogni sostanza è neutra, dunque nei composti ionici sono presenti sia ioni positivi che negativi in un rapporto tale da garantire che la somma algebrica delle cariche positive e negative sia nulla.
Es: cloruro di sodio costituito da 1 Na+ e 1 Cl-; somma algebrica: (1+)+ (1-)=0
cloruro di calcio costituito da 1 Ca2+e 2 Cl-;somma algebrica: (2+)+
2x(1-)=0
(I composti ionici in genere sono costituiti da metalli e non-metalli)
Dott. ssa Francesca Soavi 47
Le Unità Formula
L’unità più piccola di un composto ionico non può essere definita molecola, quindi, la più piccola unità di un composto ionico corrisponde a quella data dalla FORMULA MINIMA, e viene definita UNITÀ FORMULA
Nei composti ionici non si hanno molecole discrete, ma gli ioni sono “impacchettati” nel modo più efficiente possibile, tenuti insieme da attrazioni elettrostatiche (legami ionici) che li mantengono il più vicino possibile.
Es.: NaCl; CaCl2
+ ione positivo+
+
++
+
+
+ione negativo
(Es: Na+)
(Es: Cl-)
Dott. ssa Francesca Soavi 48
Esempi di composti ionici
NaCl
CaCl2
LiF
MgI2
Li2O
cloruro di sodio
cloruro di calcio
fluoruro di litio
ioduro di magnesio
ossido di litio
CaO ossido di calcio
BaO ossido di bario
MgO ossido di magnesio
KCl cloruro di potassio
Dott. ssa Francesca Soavi 49
Ioni Poliatomici
OH-
NH4+
CO32-
CN-
NO2-
ione idrossidoione ammonio
ione carbonatoione cianuro
ione nitrito
NO3- ione nitrato
SO32- ione solfito
SO42- ione solfato
ClO- ione ipoclorito
Sono ioni costituiti da più atomi tenuti insieme da legami covalenti, cioè sono composti molecolari che presentano una o più cariche positive o negative.
ClO4- ione perclorato
MnO4- ione permanganato
C2H3O2-
ione acetato
HCO3- ione carbonato acido (bicarbonato)
HSO4- ione solfato acido (bisolfato)
CrO42-
ione cromato
Cr2O72- ione bicromato
PO43- ione fosfato
Dott. ssa Francesca Soavi 50
Esempi di composti di ioni poliatomici
NaOH
NH4 Cl
CaCO3
KCN
idrossido di sodio
cloruro di ammonio
carbonato di calciocianuro di potassio
NH4NO3 nitrato di ammonio
CuSO4 solfato di rame
NaClO ipoclorito di sodio
LiClO4 perclorato di litio
KMnO4permanganato di potassio
NaC2H3O2 acetato di sodio
NaHCO3 bicarbonato di sodio
K2Cr2O7 bicromato di potassio
Le parentesi: Mg(OH)2 MgOH2 MgO2H2
Fe2(SO4)3 solfato di ferro (III)
FeSO4 solfato di ferro (II)
51
Argomenti:Argomenti:La nomenclatura
dei composti chimici
52
Composti binari
Metallo (M)+ Ossigeno
OssidoMxOy
+ H2O IdrossidoM(OH)n
+ Idrogeno
Idruri+ non metalli Sali “…uro del metallo”
Non Metallo (A)
Ossido(anidride)
AxOy
+ H2O OssiacidiHxAyOz
Idracidi “acido …idrico”Tranne H2O, H2O2 , NH3 , PH3, ….
+ metalli Sali “…uro del metallo”
+ Ossigeno
+ Idrogeno
Sali ternariMx(AyOz)n
+ H2O
Composti ternari
53
Composti binari (AxBy)La formula viene generalmente scritta mettendo a sinistra il simbolo dell’elemento che nella tavola periodica si trova piu’ a sinistra (elemento meno elettronegativo) e viene letta nominando per primo il secondo elemento con l’aggiunta della desinenza uro , e poi il primo elemento. Il numero di atomi presenti nella formula è precisato con i prefissi mono-, di- (o bi-), tri-, tetra-, penta-, esa, epta-…. Na Cl cloruro di sodio (alogenuri) sale Na2S solfuro di sodio sale
Eccezioniossidi :composti con l’ossigeno CO monossido di carbonio CO2 biossido di carbonio N2O4 tetrossido di diazotoidruri: i composti dell’idrogeno con i metalli CaH2 idruro di calcio
idrocarburi: i composti dell’idrogeno con il carbonio CH4 (chimica organica)
idracidi: composti dell’idrogeno con un non metallo dei gruppi 16 e 17 (eccetto H2O) HCl acido cloridrico H2S acido solfidricoammoniaca: composto dell’idrogeno con azoto NH3
Nomenclatura
54
Composti binari (AxBy)
LiH idruro di litio CaH2 diidruro di calcio AlN nitruro di alluminioH2S solfuro di idrogenoN2O3 triossido di diazotoN2O4 tetrossido di diazotoN2O5 pentossido di diazotoFeO monossido di ferroFe2O3 triossido di diferroHF acido fluoridrico
Nomenclatura
Ioni positivi :cationiCa2+ ione calcio (II)
Li+ ione litio (I)
Ioni negativi :anioniCl- ione cloruro (alogenuri)S2- ione solfuroH- ione idruro O2- ione ossido
55
Regole di assegnazione del numero di ossidazione Il numero di ossidazione è la carica formale che un atomo avrebbe in un composto se la coppia elettronica di legame viene considerata interamente appartenente all'atomo più elettronegativo 1. Il numero di ossidazione in una sostanza elementare è zero: Es. Cl2 n. oss. di Cl= 0
2. La somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti in una specie neutra è zero, in uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione
3. numero di ossidazione di un elemento in uno ione monoatomico è uguale alla carica dello ione Es. Na+Cl- n oss. di Na 1+
n.oss di Cl 1- somma 0
4. Alcuni elementi hanno lo stesso numero di ossidazione in tutti ( o quasi tutti) i loro composti elemento numero di ossidazione · I° gruppo +1 II°gruppo +2 Al +3 O -2 (ossidi), -1 (perossidi) H +1 (quasi sempre) , (negli idruri metallici è -1) F -1 alogeni nei composti metallo-alogeno -1
56
… “vecchia” nomenclatura
Nomenclatura: Esempio
ossido + nome dell’elemento+ ico CuO (n.o. Cu= +2) ossido rameico ossido + nome dell’elemento+ oso Cu2O (n.o. Cu= +1) ossido rameoso
Gli ossidi di elementi non metallici sono anche chiamati anidridi
Num
ero
di
oss
idazi
one
cre
scente
CO2 (n.o. C = +4) anidride carbonicaCO (n.o. C= +2) anidride carboniosa
ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e
indicare il nome del composto
a) FeO n.o. O = -2 n.o. Fe = x x +(-2)=0 x-2 =0 x=+2 ossido
ferroso
b) Fe2O3 n.o. O = -2 n.o. Fe = x 2x + 3 (-2)=0 2x-6 =0 x=+3 ossido
ferrico
57
ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e
indicare il nome del composto
a) SO2 n.o. O = -2 n.o. S = x x +2(-2)=0 x-4 =0 x=+4 anidride
solforosa (biossido di zolfo)
b) SO3 n.o. O = -2 n.o. S= x x + 3 (-2)=0 x-6 =0 x=+6 anidride
solforica(triossido di zolfo)
c) N2O3 n.o. O = -2 n.o. N = x 2x +3(-2)=0 2x-6 =0 x=+3 anidride
nitrosa(triossido di di azoto)
d) N2O5 n.o. O = -2 n.o. N = x 2x +5(-2)=0 2x-10 =0 x=+5 anidride
nitrica(pentossido di di azoto)
58
Nomenclatura
Y + OssigenoSe Y = Metallo
Ossidi(es. Li2O)
Se Y = Non metallo
Anidridi(es. SO3)
+ H2O
Idrossidi(es. LiOH)
Li2O + H2O 2 LiOH
+ H2O
Ossoacidi(es. H2SO4)
SO3+ H2O H2SO4
Y + IdrogenoSe Y = Metallo Se Y = Non metallo
Idruri metallici (es. LiH)
Idracidi(es. H2S)
ternari
binari
binari
59
Composti ternari (AxByCz)IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI
IDROSSIDI: sono formati da un catione metallico e da uno o più gruppi ossidrile OH- che ne neutralizzano la carica. In soluzione liberano OH-. Si possono formare per reazione di ossidi metallici con H2O.Nomenclatura : idrossido di + nome del catione
idrossido catione metallico anione carica netta nome NaOH Na+1 OH-1 +1-1=0 idrossido di sodioMg(OH)2 Mg2+ 2 OH-1 +2+2x(-1) =0 idrossido di magnesioFe(OH)2 Fe2+ 2 OH-1 +2+2x(-1) =0 idrossido di ferro (II)Fe(OH)3 Fe3+ 3 OH-1 +3 +3x(-1) =0 idrossido di ferro (III)
N.B. rispettare l’ordine di scrittura da sinistra verso destra: metallo - ossigeno - idrogeno
Nomenclatura
Le parentesi: Ca(OH)2 CaOH2 CaO2H2
60
Composti ternari (AxByCz)IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI
OSSOACIDI (acidi ossigenati): sono formati da un atomo di un elemento non metallico legato con legami covalenti ad uno o più gruppi -OH e ad eventuali altri atomi di ossigeno -O. Si possono formare per reazione di ossidi di non metalli (anidridi) con H2O. I non metalli possono formare diversi ossoacidi che differiscono per il numero di atomi di ossigeno presenti e il numero di ossidazione del non metallo, i nomi di tali acidi si differenziano per le diverse desinenze:Nomenclatura: acido + per +nome dell’elemento+ ico acido + nome dell’elemento+ ico acido + nome dell’elemento+ oso acido + ipo + nome dell’elemento+ oso
Nomenclatura
Numero di ossidazione e di atomi di ossigeno
crescente
N.B. rispettare l’ordine di scrittura da sinistra verso destra: H - metallo - O
Esempio n.o. H = +1; n.o. O = -2Ossiacido n.o. del Cloro nome H+1ClxO-2
4 1+ x + 4 (-2)=0; x=+7 acido perclorico HClO3 1+ x + 3 (-2)=0; x=+5 acido cloricoHClO2 1+ x + 2 (-2)=0; x=+3 acido clorosoHClO 1 + x + (-2) =0; x=+1 acido ipocloroso
61
ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti ossiacidi
e indicare il nome del composto Risposte:a) H2SO4 n.o. S = +6 acido solforico
b) H2SO3 n.o. S = +4 acido solforoso
c) HNO3 n.o. N = +5 acido nitrico
d) HNO2 n.o. N = +3 acido nitroso
e) H2CO3 n.o. C = +4 acido carbonico
f) H3PO4 n.o. P = +5 acido fosforico
g) H3BO3 n.o. B = +3 acido borico
62
Composti ternari (AxByCz)IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI
In soluzione gli ossiacidi liberano H+ esempio HClO4 H+ + ClO4
-
gli anioni poliatomici corrispondenti si identificano secondo le seguenti desinenze
Nomenclatura: anione + per +nome dell’elemento+ ato anione + nome dell’elemento+ ato anione + nome dell’elemento+ ito anione + ipo + nome dell’elemento+ito
SALI TERNARI : sono formati dalla combinazione di un catione metallico con anioni poliatomici derivati da ossiacidiEsempio NaClO ipoclorito di sodio
Nomenclatura
Numero di ossidazione e di atomi di ossigeno
crescente
Esempio n.o. H = +1; n.o. O = -2Ossiacido n.o. del Cloro Ossianione nome H+1ClxO-2
4 acido perclorico +7 ClO4- perclorato
HClO3 acido clorico +5 ClO3
- clorato HClO2 acido cloroso +3 ClO2
- clorito HClO acido ipocloroso +1 ClO- ipoclorito
63
Esempi di ossoacidi e corrispondenti anioni
NO2- ione nitrito
NO3-acido nitrico
H2SO4 acido solforico
HCO3-
HSO4-
PO43- ione fosfato
ossoacido anione
ione carbonatoCO32-
ione carbonato acido (bicarbonato)
HNO3 ione nitrato
HNO2acido nitroso
SO32-
ione solfato
ione solfito
SO42-
ione solfato acido (bisolfato)
H2SO3 acido solforoso
H2CO3 acido carbonico
H3PO4 acido fosforico
(acido triossonitrico,V) (one triossonitrato,V)
(acido diossonitrico, III) (ione diossonitrato, III)
(acido tetraossosolforico, VI)
64
IDROSSIDO DI AMMONIO : NH4OH formato dalla combinazione di uno ione
idrossido OH- e uno ione ammonio NH4+
SALI DI AMMONIO : sono formati dalla combinazione di diversi anioni e lo ione ammonio Esempio NH4Cl cloruro di ammonio NH4NO3 nitrato di ammonio (NH4)2SO4 solfato di ammonio (2 NH4
+ bilanciano le due cariche negative di SO4
2- )
L’ammoniaca NH3 può accettare un protone per dare un catione poliatomico, lo ione ammonio NH4
+
··N
HH
H
H+ protone
ammoniaca
NH
H
H
H
+
Ione ammonio
Lo ione ammonio si può combinare con anioni per dare i composti di ammonio
65
ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e
indicare il nome del composto
a) Al(OH)3 n.o. Al= +3 idrossido di alluminio
b) H3BO3 n.o. B = +3 acido borico
c) KMnO4 n.o. Mn = +7 permanganato di potassio
d) Na2Cr2O7 n.o. Cr = +6 dicromato di sodio
e) Li2O2 n.o. O = -1 perossido di litio
f) Fe SO4 è formato da un anione SO42- (nel quale n.o. S =+6) SOLFATO
e da un catione Fe2+ (n.o. Fe =+2) solfato ferroso
g) Fe2 (SO4) 3 è formato da tre anioni SO42- (nel quale n.o. S =+6)
e da due cationi Fe3+ (n.o. Fe =+3) solfato ferricoInfatti se n.o.Fe = x 2x + 3(-2) = 0 2x-6=0 x=3
Dott. ssa Francesca Soavi 66
Argomenti:Argomenti:Peso formula Grammoatomo, grammomolecolaIl Numero di AvogadroLe moliLe reazioni chimiche
Dott. ssa Francesca Soavi 67
PESO FORMULA
Dato un composto il suo peso formula è dato dalla somma dei pesi atomici (p.a.) degli atomi che lo costituiscono.
Es.:peso formula H2O = 2x (p.a . H) + p.a.O = 2x1,008 + 16,00 =18,016 uma
peso formula NaCl = p.a . Na + p.a. Cl = 22,99 + 35,45 = 58,44 uma
peso formula Mg(OH)2=p.a.Mg+2x(p.a.O+ p.a.H)=24,31+2x(16,00+1,008)=58,326 uma
Il peso molecolare (p.m.) è il peso formula dei composti molecolari.
Dott. ssa Francesca Soavi 68
GRAMMOATOMO, GRAMMOMOLECOLA
Grammoatomo: quantità di un elemento espressa in grammi eguale al suo peso atomico dato in uma.
Grammomolecola (o grammoformula): quantità di una specie chimica espressa in grammi eguale al suo peso molecolare (o peso formula) dato in uma.
Es.: p.a. di C = 12,01 uma, 1 grammoatomo di C = 12,01 g
Es.: p.m. di H2O= 18 uma, 1 grammomolecola di H2O = 18 g
Dott. ssa Francesca Soavi 69
NUMERO DI AVOGADROUn grammoatomo di qualunque elemento contiene lo stesso numero di atomi
NUMERO DI AVOGADRO
Es: p.a. di C = 12,01 uma, 1 grammoatomo di C = 12,01 g operazione di conversione del p.a. da uma a grammi: 1. relazione uma/grammi: 1 amu = 1,6605665 x 10-24 g 2. Proporzione:
p.a. in grammi : p.a. in uma = 1,6605665 x 10-24 grammi : 1 uma
p.a di C espresso in grammi = p.a in uma x 1,6605665 x 10-
24 :1 = = (12,01 x 1,6605665 x 10-24) g
numero di atomi contenuti in 1 grammoatomo di C = =grammi totali /p.a. in grammi=
=12,01 g /(12,01 x 1,6605665 x 10-
24 g)= = 1 / 1,6605665 x 10-24 =
= 6,02 x 1023
Dott. ssa Francesca Soavi 70
NUMERO DI AVOGADRO
Una grammomolecola di qualunque specie chimica contiene lo stesso numero di molecole
NUMERO DI AVOGADRO
Es: p.m. di H2O = 18 uma, espresso in grammi =(18 x 1,6605665 x 10-
24) g (1 amu = 1,6605665 x 10-24 g)
1 grammomolecola di H2O = 18 g
numero di molecole contenute in 1 grammomolecola di H2O =grammi totali /p.m. in grammi=
= 18g /(18x 1,6605665 x 10-24 g)= = 1 / 1,6605665 x 10-24 =
= 6,02 x 1023
Dott. ssa Francesca Soavi 71
NUMERO DI AVOGADRO E MOLENUMERO DI AVOGADRO (N) = 6,02 x 1023 è il reciproco del valore dell’uma e corrisponde al numero di atomi o molecole contenuti rispettivamente in un grammoatomo o in una grammomolecola
Un numero di atomi o molecole (o altre particelle unitarie di una data specie) pari al numero di Avogadro si definisce MOLE (mol)
Una mole di qualunque elemento o composto chimico contiene lo stesso numero di elementi o composti e questo numero è il numero di Avogadro. Il peso in grammi di una mole di qualunque elemento o composto chimico è dato dal valore numerico del corrispondente peso atomico o peso formula
1 mol di Na contiene 6,02x1023 (N) atomi di Na, costituisce 1 grammoatomo di Na e pesa 22,99 g (p.a. Na = 22,99 uma )
1 mol di NaCl contiene 6,02x1023 (N) unità formula di NaCl costituisce 1 grammoformula di NaCl, pesa 58.44 g (peso fomula NaCl= 58.44 uma )
1 mol di elettroni contiene 6,02x1023 (N) elettroni, corrisponde a 1 Faraday possiede una carica elettrica di -96485 Coulomb
72
La massa totale (mtot) di n moli di un dato composto è data da mtot = numero di moli x peso molecolare
mtot = n x p.m.Infatti massa totale di n moli : n moli = p.m. : 1 mole
massa totale di n moli = p.m. x n moli / 1 mole
Quindi se si vuole calcolare il numero di moli di una specie chimica contenute in una data massa totale numero di moli = massa totale di n moli / p.m.
n = mtot / p.m. Infatti n moli : massa totale di n moli = 1 mole : p.m.
n moli = 1 mole x massa totale di n moli / p.m
MASSA, MOLI e PESO MOLECOLARE
1 mole contiene N molecole e ha massa = p.m.
…
…
ogni mole contribuisce con il suo peso alla massa totale (mtot)
“n” moli
= molecola
73
ESERCIZI
1) Determinare il peso in grammi di due moli di K2SO4
2) Quante moli di H2 sono contenute in 3,45 g H2? e quanti atomi di idrogeno?
3) Quante moli di H20 sono contenute in 1 kg di H2O ?
Risposta: 348 g
Risposte: 1,725 moli di H2; 2,07.1024 atomi di H
Risposta: 55,6 moli
4) Determinare il peso in grammi di 5,0.10-2 moli di (NH4)2SO4
Risposta: 6,6 g5) La nicotina è un composto organico contenente carbonio, idrogeno e azoto nelle seguenti percentuali in peso: C 74,03%; H 8,70%, N 17,27%. La determinazione della massa molecolare ha dato come risultato approssimato 162,1 uma. Determinare la formula molecloare e la formula minima della nicotina
Risposta: C10H14N2; C5H7N
Dott. ssa Francesca Soavi 74
Una reazione chimica porta alla variazione individuale della composizione dei reagenti e porta quindi alla variazione delle loro proprietà chimiche.
LE REAZIONI CHIMICHE
I simboli (l), (g), (s), (acq) o (aq) posti DOPO ogni reagente o prodotto indicano i rispettivi stati di aggregazione liquido, gas, solido o se la sostanza è sciolta in acqua.
Per descrivere le reazioni chimiche si utilizzano le EQUAZIONI CHIMICHE, nelle quali a sinistra si scrivono i reagenti e a destra i prodotti; la freccia tra reagenti e prodotti significa “reagiscono per dare”
Es.: HCl + NaOH H2O + NaCl
Es.: HCl (acq) + NaOH (acq) NaCl (acq) + H2O (l)
Es.: nelle reazioni tra acidi e basi si ha la neutralizzazione dei reagenti
Dott. ssa Francesca 75
Stechiometria di una reazione chimicaLa stechiometria di una reazione chimica è la descrizione quantitativa delle quantità relative (in moli) delle sostanze interessate alla reazione.
Es.: 1 HCl + 1 NaOH 1 H2O + 1 NaClma anche 2 HCl + 2 NaOH 2 H2O + 2 NaCl
Per bilanciare un’equazione chimica si utilizzano i COEFFICIENTI STECHIOMETRICI, ossia opportuni numeri posti PRIMA del reagente o del prodotto che indicano le quantità relative dei prodotti sia in moli che in molecole.
Tutte le reazioni devono essere bilanciate, ossia deve essere presente lo stesso numero di atomi di ciascun elemento a sinistra e a destra dell’equazione chimica (principio di conservazione della massa).
Per bilanciare non cambiare mai gli indici a pedice, cambia il composto!!!!
Fe + 2 S FeS2Si ha conservazione della massa.
Non si conservano, in generale, il numero di moli totali!
Dott. ssa Francesca Soavi 76
N.B:
A
Z3
Numero di massa
Numero atomico
Coefficiente stechiometrico per
la reazione in esame
Li O2
Rapporto numerico tra gli atomi costituenti il composto
1+
carica ionica (oppure stato di ossidazione….)
ESERCIZI:bilanciare le seguenti reazioni
a) C(s) + O2(g) CO (g)
c) H2 (g) + O2 (g) H2O (l)
b) Fe (s) + O2 (g) Fe2O3 (s)
Dott. ssa Francesca Soavi 77
Esempi di acidi
HCl
HNO2
acido cloridricoacido cianidrico
acido nitrosoHNO3 acido nitrico
H2SO3 acido solforoso
H2SO4 acido solforico
HOCl acido ipocloroso
HClO4 acido perclorico
HC2H3O2 acido acetico
H3PO4 acido fosforico
H3PO3 acido fosforoso
HF acido fluoridrico
Esempi di basi
NaOH
NH3
KOH
Ca(OH)2
idrossido di sodio
ammoniaca
idrossido di potassioidrossido di calcio
Mg(OH)2idrossido di magnesio
HCN
Dott. ssa Francesca Soavi 78
Esempi di reazioni acido-base(reazioni di neutralizzazione)
H2SO4 + NaOH H2O + Na2SO42 2
Ca(OH)2 + HCl H2O + CaCl2 2 2
H3PO3 + Mg(OH)2 H2O + Mg3(PO3)22 3 6
sinistraS 1 Na 2 O 6H 4
destraS 1 Na 2 O 6H 4
sinistraCa 1 Cl 2 O 2H 4
destraCa 1 Cl 2 O 2H 4
sinistraP 2 Mg 3 O 12H 12
destraP 2 Mg 3 O 12H 12
Dott. ssa Francesca Soavi 79
Bilanciate le seguenti reazioni:(a) SO2 + O2 -> SO3
(b) P2O5 + H2O -> H3PO4
(c) Pb(NO3)2 + Na2SO4 -> PbSO4 + NaNO3
(d) Fe2O3 + H2 -> Fe + H2O
(e) Al + H2SO4 ->Al2(SO4)3 + H2
Risposta
(a) SO2 + 1/2 O2 -> SO3 opp. 2SO2 + O2 -> 2SO3
(b) P2O5 + 3H2O -> 2H3PO4
(c) Pb(NO3)2 + Na2SO4 -> PbSO4 + 2NaNO3
(d) Fe2O3 + 3H2 -> 2Fe + 3H2O
(e) 2Al + 3H2SO4 ->Al2(SO4)3 + 3H2
80
EsercizioL'alcol etilico brucia secondo la seguente reazione C2H6O + 3 O2 2CO2 + 3H2O (a)se vengono bruciate 25 moli di alcool, quante moli di ossigeno saranno
necessarie?
(b) se in una reazione fossero consumate 30 moli di O2, quante moli di alcol verrebbero bruciate? Quante moli di CO2 si formerebbero?
(c) In un esperimento relativo a questa reazione furono prodotte 23 moli di CO2. Quante moli di O2 furono consumate nell'esperimento?
Risposta(a) nO2 : nalcool = 3:1 nO2 = nalcool x 3:1 = 25 x 3 = 75 mol (b) nO2 : nalcool = 3:1 nalcool = nO2 x 1:3 = 30 : 3 = 10 mol nO2 : nCO2 = 3:2 nCO2 = nO2 x 2:3 = 30 x2: 3 = 20 mol
(c) nO2 : nCO2 = 3:2 nO2 = nCO2 x 3:2 = 23x3 :2 = 34,5 mol
Dott. ssa Francesca Soavi 81
Concentrazioni delle soluzioni molarità = numero di moli di soluto in 1 litro di soluzione = Msoluto = nsoluto [mol L-1 ]
Vsoluzione
molalità = numero di moli di soluto in 1 kg di solvente = msoluto = nsoluto [mol kg-1 ]
massasolvente
frazione molare = rapporto tra le moli di un componente = Xcomponente = ncomponente
e la somma delle moli di tutti i componenti ntotali
della soluzione [adimensionale] la somma delle frazioni molari di tutti i componenti è 1
es: per una soluzione di NaCl (soluto) in H2O (solvente): XNaCl = nNaCl/ (nNaCl + nH2O) XH2O= nH2O /(nNaCl + nH2O )
XNaCl + XH2O = nNaCl/ (nNaCl + nH2O) + nH2O /(nNaCl + nH2O ) = (nNaCl + nH2O) /(nNaCl + nH2O ) = 1
percentuale in peso= quantità in peso del soluto contenuta = massasoluto
[adimensionale] in 100 parti in peso di soluzione massasoluzione
es: grammi del soluto su 100 grammi di soluzione
n= moli, V= volume
Grandezze fisiche derivate di largo uso in chimica generaledensità = rapporto tra la massa di un campione (liquido, solido o gas) e il suo volume =
= d = mtotale campione [g mL-1 o kg L-1 ] Vtotale campione
Dott. ssa Francesca Soavi 82
ESERCIZI
2) 250 mL di etanolo C2H5OH a 20 °C pesano 197,3 g. calcolare a. la densità dell’etanolo a questa temperatura b. Quanti litri pesano 8,50 kg
4) L’acido nitrico HNO3 concentrato commerciale contiene il 70% di HNO3 puro e ha una densità di 1,42 kg dm-3. Calcolare quanti millilitri di acido nitrico concentrato commerciale contengono 12,5 g di HNO3 puro.
3) È stata preparata una soluzione sciogliendo 21,8 g di cloruro di sodio NaCl in 398,2 g di H2O. Calcolare la percentuale ponderale della soluzione.
1) Calcolare in quale volume, misurato in cm3 e a 20°C, sono contenuti 25,00 g di trielina (tricloroetene), sapendo che la densità di questa sostanza a 20°C è di 1,458 kg dm-3.
Dott. ssa Francesca Soavi 83
ESERCIZI
2) Calcolare la molalità di una soluzione ottenuta sciogliendo 350 mg di NaOH in 25 g di H2O. Quali sono le frazioni molari e le percentuali in peso dei componenti della soluzione?
3) E’ data una soluzione di H2SO4 (in acqua) al 53,6% in peso. Sapendo che la densità è 1,44 g/mL calcolare la molalità di H2SO4, le frazioni molari dei componenti della soluzione e la molarità di H2SO4
5) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta miscelando 58,3 mL di HCl 0,300 M con 25,8 mL di HCl 0,450 M. Assumere che i volumi siano additivi
4) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta prelevando 5 mL di una soluzione di NH4Cl 10-1 M e portandoli a un volume finale di 25 mL.
1) Calcolare la concentrazione molare di una soluzione con un volume di 200 mL ottenuta sciogliendo 10,30 g di NaCl in H2O.
Preparazione soluzioni da pesate di polveri dei soluti
Preparazione soluzioni per diluizione di soluzioni concentrate
Dott. ssa Francesca Soavi 84
ESERCIZI
1) Bilanciare la seguente reazione di neutralizzazione HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + H2O
e calcolare quanti mL di una soluzione di HCl 1,0.10-2 M sono necessari per neutralizzare 25 mL di una soluzione di Ba(OH)2 4,0 10-2 M
2) Il cloruro di calcio e il carbonato di potassio reagiscono in soluzione acquosa per dare cloruro di potassio in soluzione e un precipitato di carbonato di calcio. Scrivere l’equazione chimica bilanciata di questa reazione e calcolare quale volume di una soluzione di CaCl2 0,50 M deve essere usata per ottenere 2,0 g di KCl?