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Conoscenze e abilità da conseguire Al termine dell'insegnamento, lo studente conosce le basi teoriche necessarie per la comprensione della struttura.

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3 Conoscenze e abilità da conseguire Al termine dell'insegnamento, lo studente conosce le basi teoriche necessarie per la comprensione della struttura della materia, nelle sue costituenti atomiche e molecolari. Possiede un metodo adatto alla trattazione scientifica dei fenomeni alla base della trasformazione della materia con modelli adeguati alla descrizione rigorosa degli aspetti termodinamici e cinetici.

4 Programma/Contenuti Struttura della materia. Miscele di sostanze. Stati di aggregazione. Modello atomico. Atomo di idrogeno: funzioni d'onda, numeri quantici e orbitali. Regole dell'Aufbau. Proprietà periodiche degli elementi: raggio atomico, energia di ionizzazione, affinità elettronica. Legame covalente. Elettronegatività. Struttura molecolare e Regole VSEPR. Orbitali ibridi. Concetto di risonanza. Legame ionico. Interazioni di Van der Waals. Legame a ponte di idrogeno. Il concetto di mole. Reazioni ed equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni. Il principio di Le Chatelier. Termochimica. Legge di Gibbs. Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi, prodotto di solubilità. Cinetica chimica. Elettrochimica.

5 Strumenti a supporto della didattica Il materiale didattico presentato a lezione (slide powerpoint) sarà messo a disposizione dello studente in formato elettronico. Tale materiale dovrebbe essere stampato e portato alla lezione. Per ottenere il materiale didattico consultare il sito web: Eventuali registrazioni audio delle lezioni saranno consentite, a patto che siano rese disponibili a tutti gli studenti mediante condivisione dei file mp3 in aree riservate del sito docente. Username e password sono riservati agli studenti iscritti al corso e saranno riferiti dal docente all'inizio del corso, direttamente a lezione oppure mediante posta elettronica, previa iscrizione alla corrispondente lista di distribuzione.

6 Testi/Bibliografia Titolo: Chimica Autori: Bertini Ivano, Luchinat Claudio, Mani Fabrizio Editore: CEA Pagine: 512 ISBN: ISBN-13: Orario di ricevimento Il prof. Capozzi riceve, solo su appuntamento concordato attraverso posta elettronica, nel seguente orario: Martedì 13:00-14:00 Mercoledì 14: :00 Giovedì 17: :00

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8 Metodi didattici L'insegnamento si compone di 6 CFU. Ogni CFU comprende 6 ore di lezioni teoriche frontali, 3 ore di esercitazioni numeriche in aula, ed 1 ora di esercitazioni pratiche in laboratorio. Le esercitazioni pratiche vengono svolte nel Laboratorio di Chimica presso il Campus di Cesena (Villa Almerici) dotato di 30 postazioni con corredo di vetreria e strumentazione di base (pHmetro, agitatori magnetici e piastre riscaldanti). L'obiettivo delle esercitazioni pratiche è duplice: Far acquisire allo studente dimestichezza con la strumentazione e con le norme di sicurezza del laboratorio chimico Sviluppare nello studente la capacità di collegare i risultati di una esperienza empirica alle nozioni teoriche acquisite durante le lezioni teoriche frontali

9 Modalità di verifica dell'apprendimento L'esame di fine corso mira a valutare il raggiungimento degli obiettivi didattici: Trasferire un problema chimico in una impostazione di calcolo stechiometrico Descrivere con proprietà di linguaggio e rigore scientifico la composizione della materia Definire i fenomeni che portano alla trasformazione delle sostanze. L'esame comprende due prove, prima scritta e poi orale, che insieme concorrono alla formazione del voto. Si è ammessi alla prova orale solo dopo superamento della prova scritta. La prova scritta superata con il voto 18 è valida solo per sostenere l'esame orale nella stessa sessione. La prova scritta superata con un voto superiore a 18 è valida per due sessioni (quella corrente e quella successiva).

10 Composizione della materia

11 Classificazione della materia

12 Miscele eterogenee

13 Composizione di miscele omogenee

14 Composizione media di miscele eterogenee

15 Organizzazione della MATERIA 90 naturali 25 artificiali Sostanze pure Atomi (115 specie differenti) Monoatomiche Molecolari Polimeriche Metalliche Sostanze elementariComposti Miscele Ioniche Neutre Ar N 2 S 8 Na + H 3 PO 4 SO AlCl 3 Ag

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19 Stati di aggregazione Energia potenziale: forze di interazione tra particelle Energia cinetica : agitazione termica(E cin =3/2 k ) T SolidoLiquidoGas E pot T

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21 Formazione di miscele omogenee

22 MISCELE Eterogenee Omogenee Tranne che per rare eccezioni (miscele azeotropiche ed eutettiche) la composizione chimica varia durante le transizioni di stato. Soluzioni Leghe Fase dispersa SolLiqGas Fase disperdente Fumo Nebbia, aereosol SempreomogeneaGas SospensioneEmulsioneSchiumaLiq CompositoGelCorpoporosoSol

23 Formule chimiche delle sostanze pure

24 Formula chimica Formula minima o empirica: è la formula più semplice ricavata dall’analisi elementare. Utilizza il numero intero più basso possibile per ciascun elemento che permette di esprimere correttamente il rapporto tra gli atomi presenti nella sostanza. Indica quale elemento (sostanze elementari) o quali elementi (composti) sono presenti nella sostanza ed il rapporto del numero di atomi di ciascuno di essi. Ogni elemento è rappresentato dal simbolo atomico. Formula molecolare: indica il numero di atomi di ciascun elemento che costituisce una molecola

25 Tavola periodica

26 Formule chimiche Nome sostanza Formula minima Formula molecolare Formula ionica Unità strutturali Ossido di idrogeno H2OH2OH2OH2O H2OH2OH2OH2O Perossido di idrogeno HO H2O2H2O2H2O2H2O2 Tetraossido di azoto(IV) NO 2 N2O4N2O4N2O4N2O4 ZolfoS S8S8S8S8 CarbonioC MercurioHg Ossido di sodio Na 2 O Na +, O 2 - Perossido di sodio NaO Na 2 O 2 Na+, O Tetraossofosfato(V) di calcio(II) Ca 3 P 2 O 8 Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca 2+, PO 4 3- Idrossido di calcio(II) CaH 2 O 2 Ca(OH) 2 Ca 2+, OH - Tetraossosolfato(VI) di ammonio H 8 SN 2 O 4 (NH 4 ) 2 SO 4 NH 4 +, SO Cloruro di calcio(II) CaCl 2 Ca 2+, Cl -

27 Numero di ossidazione L’idrogeno ha sempre N.O. = +1, tranne che nei composti binari con i metalli, con cui forma gli idruri [N.O.(H) = -1] L’ossigeno ha sempre N.O.= -2, tranne che nei perossidi [N.O.(O) = -1] e nei composti binari con il fluoro [N.O.(O) = +2] Tutti gli elementi hanno N.O. = 0 nel loro stato elementare H 3 PO 4 (molecola neutra): H = +1; O = -2; P = ? x = 0 Acido tetraossofosforico(V) H O P +1 * 3 = +3 x = = * 4 = -8

28 Suffissi e prefissi Mono- :1 Bi- (Di-) :2 Tri- :3 Tetra- :4 Penta- :5 Esa- :6 Epta- :7 Octa- :8 Nona- :9 Deca- :10 -atoIone negativo contenenete ossigeno -uroIone negativo non contenente ossigeno Acido -ico Sostanza contenente H, O e uno dei seguenti elementi: B, C, N, Si, P, S, Cl, As, Se, Br, Te, I (elementi non metallici) Acido -idrico Sostanza contenente H e uno dei seguenti elementi: F, S, Cl, Br, I Tio-Sostanza riconducibile ad un’altra in cui un atomo di ossigeno è stato sostituito da uno di zolfo

29 Metalli, non-metalli e metalloidi

30 Esempi di nomenclatura (1) N 2 :AzotoCO : CO 2 :HCl :Acido cloridrico Cl - :Ione cloruro NaCl :Cloruro di sodio CN - :Ione cianuro CNO - :Ione cianatoSCN - :Ione tiocianato KCN :Cianuro di potassio Monossido di carbonio (II) Biossido di carbonio (IV)

31 Esempi di nomenclatura (2) N 2 O 4 :Tetraossido di azoto(IV) CO : O : -2 * 3 = x = -2 x = = +4 Ionetriossocarbonato NO 2 :Biossido di azoto(IV) HCO 3 - : O : -2 * 3 = -6 H : +1 * 1 = x = -1 x = = +4 Ione monoidrogenotriossocarbonato(IV) (IV)

32 S 2 O : Esempi di nomenclatura (3) H 2 SO 4 :Acido tetraossosolforico( )VI HSO 4 - :monoidrogeno tetraosso solfato (VI)Ione SO :Ione tetraosso solfato (VI) Ione tetraosso tiosolfato (II)

33 Teoria atomica

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42 Struttura dell’atomo e-e- p+p+

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49 Quantità di sostanza e concetto di mole N A = 6,022∙10 23

50 Unità di misura della quantità di sostanza Una mole di sostanza contiene sempre lo stesso numero di unità chimiche elementari. Questo è il Numero di Avogadro N a = ·10 23 La mole 1 atomo di 12 C ha una massa pari a 12 uma (unità di massa atomica) 1 mole di 12 C contiene ·10 23 atomi di carbonio-12. La massa di questa quantità di sostanza è 12 g

51 Massa molare 1 mole di C contiene ·10 23 atomi di carbonio. La massa di questa quantità di sostanza è g 1 mole di N 2 contiene ·10 23 molecole di azoto. La massa di questa quantità di sostanza è x 2 = g 1 mole di NaCl contiene ·10 23 ioni sodio e ·10 23 ioni cloruro. La massa di questa quantità di sostanza è = g

52 Densità Rapporto tra la massa di sostanza ed il volume da essa occupata. E’ usata per le sostanze pure ma anche per miscele. Unità di misura: g dm -3 ; g L -1

53 Concentrazione Rapporto tra la quantità di sostanza per un determinato componente di una miscela e la quantità totale di miscela. E’ usata anche per le sostanze pure allo stato gassoso in quanto non possiedono volume proprio La quantità di sostanza di ciascun componente può essere espressa come: massa, volume, moli La quantità totale di miscela può essere espressa come: massa, volume, moli

54 Concentrazione m/m o p/p m/m tot espressa in g/g Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = kg/L contengono g di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/p (si legge peso/peso e coincide con quella m/m) del soluto. 1.4 L di soluzione hanno una massa pari a 1.4 x x 1000 = g La concentrazione p/p è allora 340.3/ = (g/g) E’ più utile esprimere il rapporto come percentuale in peso (% p/p): (340.3/1415.4) x 100 = % p/p

55 Concentrazione ppm e ppb m/m tot espressa in ppm (parti per milione) o ppb (parti per miliardo) 1 ppm = 1·10 -6 g/g 1 ppb = 1·10 -9 g/g Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = kg/L contengono 34.3 mg di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/p del soluto espressa in ppm. 1.4 L di soluzione è pari a (1.4 x x 1000 =) g 34.3 mg = 3.43·10 -2 g La concentrazione p/p è 3.43·10 -2 / = 2.42 ·10 -5 (g/g) 2.42 ·10 -5 / 1·10 -6 = 24.2 ppm Corrispondono anche a 24.2 mg/kg

56 Concentrazione p/V m/V tot espressa in g/mL o kg/L Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = kg/L contengono g di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/V (si legge peso/volume) del soluto. 1.4 L di soluzione equivalgono a 1400 mL La concentrazione p/V è 340.3/1400 = g/mL E’ più utile esprimere il rapporto come g/100mL (% p/V): (340.3/1400) x 100 = % p/V

57 Concentrazione molare n/V n = moli di soluto; V = volume della soluzione n/V tot indicata anche come concentrazione molare C M è espressa in mol/L equivalente a M Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = kg/L contengono g di cloruro di sodio (mm = g·mol -1 ). Calcolare la concentrazione molare della soluzione. n = / = 5.82 mol; C M = 5.82 / 1.4 = 4.16 M (oppure mol/L)

58 Concentrazione molale n/m solv n = moli di soluto; m solv = massa del solvente La concentrazione molale è il rapporto n/m solv : è espressa in mol/kg equivalente a “m” Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = kg/L contengono g di cloruro di sodio (mm = g·mol -1 ). Calcolare la concentrazione molale della soluzione. n = / = 5.82 mol; m solv = 1.4 x = kg = g di cui 340.3g sono di soluto e ( =) g sono di solvente. C m = 5.82 / = 5.41 m (oppure mol/kg)

59 Frazione molare  La frazione molare è il rapporto tra le moli di un singolo componente e le moli totali di una miscela. E’ un numero adimensionale. Esempio: 1.4 L di soluzione acquosa con densità d = kg/L contengono g di cloruro di sodio (mm = g·mol -1 ). Calcolare la frazione molare del soluto. n = / = 5.82 mol; m solv = 1.4 x = kg = g di cui 340.3g sono di soluto e ( =) g sono di solvente g di acqua contengono (1075.1/18=) mol  = 5.82 / ( ) = = 8.88·10 -2 (= 8.88%)

60 L’elettrone Duplice natura: onda o corpuscolo?

61 Le radiazioni luminose sono radiazioni elettromagnetiche caratterizzate da una frequenza pari al numero di oscillazioni nell'unità di tempo (espressa perciò in s -1 ): La lunghezza d'onda di una radiazione è lo spazio percorso nella direzione di propagazione x durante una oscillazione completa. La lunghezza d'onda è legata alla frequenza attraverso la relazione = c/, in cui c è la velocità della luce c = 2,997925x10 8 ms -1 Radiazioni luminose

62 Onda elettromagnetica

63 Ogni radiazione è legata ad un valore di energia secondo la relazione: E = h la costante di Planck h ( ; premio Nobel nel 1918) vale h = 6, x J s Energia e frequenza

64 Spettro della luce bianca

65 Spettro di emissione dell’idrogeno 1Å= m

66 Segue il modello della meccanica classica ma introduce il concetto di quantizzazione dell’energia. Atomo di Bohr

67 Transizioni elettroniche

68 = 1/ = R (1/n /n 2 2 ) Johannes Robert Rydberg ( 1890) R= m - 1 Spettro di emissione completo dell’atomo di idrogeno

69 Il modello di Bohr Possiede le seguenti caratteristiche: 1)esiste un nucleo (scoperta di Rutherford); 2)gli elettroni si “muovono” nei pressi del nucleo trovandosi in “stati stazionari” energeticamente stabili, cioè NON irradiano energia; 3)quando un elettrone si muove da uno stato stazionario ad un altro, la perdita o il guadagno di energia avviene scambiando SOLO quantità di energia molto specifiche, e NON una qualunque; 4)ciascuna linea nello spettro di emissione o di assorbimento di un atomo si genera quando un elettrone si muove da uno stato stazionario ad un altro.

70 L’elettrone segue un cammino ben preciso: la posizione e la velocità dell’elettrone sono note in ogni istante La posizione dell’elettrone è calcolabile come probalità: è possibile misurare velocità e posizione solo con un certo grado di precisione Modello: classico o quantomeccanico ?

71 Equazione di Shrödinger

72 Funzioni d’onda a 0 =h 2 /(k4  2 me 2 ) a 0 = 53 pm  = r / a 0

73 Numeri quantici

74 Funzione  orbitali 1s e 2s

75 Orbitali 1s e 2s

76 Funzione  orbitale 2p

77 Orbitali atomici (1)

78 Orbitali atomici (2)

79 Livelli energetici in H

80 Livelli energetici in altri atomi

81 Regole dell’Aufbau Il termine aufbau significa, in tedesco, "costruzione" e rappresenta la costruzione della configurazione elettronica degli atomi. Principio di minima energia Principio di Pauli Regola di Hund o della massima molteplicità

82 Principio della minima energia ogni elettrone occupa l'orbitale disponibile a energia più bassa

83 Principio di Pauli in un atomo non possono esistere 2 elettroni con i 4 numeri quantici eguali perciò, nello stesso orbitale, possono esserci 2 soli elettroni purché con m s, momento di spin, diverso gli spin dei due elettroni devono essere perciò antiparalleli () dato che, essendo nello stesso orbitale, gli elettroni hanno gli altri 3 numeri quantici n, l, m, eguali

84 Regola di Hund se due o più elettroni occupano orbitali degeneri (cioè a eguale energia), gli elettroni occupano il maggior numero possibile di questi orbitali, e a spin paralleli

85 Aufbau atomi polielettronici

86 Tavola periodica

87 Aufbau

88 Elettroni di Valenza

89 Carica nucleare efficace

90 Dimensioni atomiche (Slater)

91 1 a ionizzazione A  A + + e -

92 Energia di 1 a ionizzazione

93 A -  A + e - Affinità elettronica

94 Elettronegatività  = k (I +A)

95 Legame covalente

96 Densità elettronica

97 Combinazione lineare a coefficienti negativi

98 Orbitale di antilegame

99 Energia degli orbitali molecolari

100 Diagramma dei livelli energetici per H 2 Energia di legame

101 Orbitali molecolari di He 2

102 Legame sigma

103 Legame pi-greco

104 Orbitali molecolari di O 2 Energia OAOAOAOA Orbitali atomici OBOBOBOB Orbitali molecolari

105 Orbitali molecolari dell’O 2        O 2 :          

106 Formula di Lewis dell’O 2 O 2 :           O Ordine di legame (elettroni di legame – elettroni di antilegame) / 2 ( 8 – 4 ) / 2 = 2 Coppie di non legame ( elettroni totali di valenza – elettroni di legame ) / 2 ( 12 – 4 ) / 2 = 4

107 Regole semplificate per formule di Lewis F2F2 Legare i due atomi con un legame singolo F Contare il numero totale di elettroni di valenza 7 * 2 = 14 pari a 7 coppie Posizionare le coppie restanti (6) distribuendole equamente fra i due atomi Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto

108 Formula di Lewis di O 2 O2O2 Legare i due atomi con un legame singolo O Contare il numero totale di elettroni di valenza 6 * 2 = 12 pari a 6 coppie Posizionare le coppie restanti (5) distribuendole fra i due atomi Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto; in caso contrario spostare una o più coppie di non legame mettendole in condivisione O

109 Formula di Lewis di N 2 N2N2 Legare i due atomi con un legame singolo N Contare il numero totale di elettroni di valenza 5 * 2 = 10 pari a 5 coppie Posizionare le coppie restanti (4) distribuendole fra i due atomi Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto; in caso contrario spostare una o più coppie di non legame mettendole in condivisione N

110 C 2 non esiste C2C2 Legare i due atomi con un legame singolo C Contare il numero totale di elettroni di valenza 4 * 2 = 8 pari a 4 coppie Posizionare le coppie restanti (3) distribuendole fra i due atomi Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto; in caso contrario spostare una o più coppie di non legame mettendole in condivisione C

111 SO 2 Numero totale di elettroni di valenza: L’atomo centrale è quello meno elettronegativo A questo vanno legati gli atomi periferici Formule di Lewis seconde le regole VSEPR n.e. = 6 + (2 * 6) = 18 (9 coppie) Coppie elettroniche finora impiegate: 2

112 Si distribuiscono le coppie di non legame fino a far raggiungere l’ottetto agli atomi periferici Si posizionano le coppie restanti sull’atomo centrale Coppie elettroniche finora impiegate: 8 Coppie elettroniche finora impiegate: 9

113 Condividere una o più coppie di non legame degli atomi periferici per permettere il raggiungimento dell’ottetto anche all’atomo centrale oppure N.B. l’esistenza di più d’una struttura valida introduce il concetto di ibrido di risonanza che verrà ripreso in seguito

114 Stabilire la geometria delle coppie elettroniche attorno all’atomo centrale considerando solo le coppie di non legame e quelle di legame sigma. Utilizzare la seguente tabella: Numero coppie elettroniche Angoli di legameGeometria delle coppie elettroniche 22 * 180Lineare 33 * 120Trigonale planare 46 * 109.5Tetraedrica 53 * * 90Bipiramidale a base trigonale 612 * 90Ottaedrica

115 120° In realtà, l’angolo di legame è <120° poiché la coppia di non legame esercita una repulsione maggiore sulle coppie di legame ! La geometria delle coppie elettroniche è trigonale planare ma la geometria molecolare (basata sulla posizione reciproca dei nuclei atomici) è piegata !

116 SO 3 Numero totale di elettroni di valenza: n.e. = 6 + (3 * 6) = 24 (12 coppie) oppure ( X 3 ) Angoli perfettamente a 120° Geometria delle coppie elettroniche e molecolare: trigonale planare

117 H2OH2O Numero totale di elettroni di valenza: n.e. = 6 + (2 * 1) = 8 (4 coppie) Angolo minore di 109.5° Geometria delle coppie elettroniche: tetraedrica Geometria molecolare: piegata

118 H2C2H2C2 Numero totale di elettroni di valenza: n.e. = (2 * 4) + (2 * 1) = 10 (5 coppie) Gli atomi di idrogeno sono sempre periferici Porzione lineare La molecola ha due atomi centrali entrambi a geometria lineare: allora, tutta la molecola è lineare !

119 Acidi e Basi Acido è una parola che deriva dal latino “acetum” (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un analogo sapore “acidulo”. Basi o alcali (dall’arabo al kali = la cenere delle piante) sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi. Qual è la definizione di acido e di base dal punto di vista della chimica?

120 Tuttavia nel 1810 Humphry Davy dimostrò che l’acido cloridrico (detto allora muriatico) era formato solo da cloro e idrogeno. Da allora fu accettata l’idea che gli acidi fossero caratterizzati dalla presenza d’idrogeno nella molecola. Humpry Davy Lavoisier pensava che un acido fosse caratterizzato da molecole contenenti ossigeno (oxys genes = generatore d’acido). Antoine Lavoisier

121 acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Acido  H + (aq) +... Base  OH - (aq) +... Neutralizzazione acido-base: H + (aq) + OH - (aq)  H 2 O(l) Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Premio Nobel per la Chimica 1903 Definizione di Arrhenius (1887)

122 Insufficienza della definizione di Arrhenius: Molte basi, come per esempio l’ammoniaca, NH 3, non possono formare OH - (aq) per dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere quindi di tipo diverso.

123 Acido = donatore di protoni, H + Base = accettore di protoni,H + Base = accettore di protoni, H + Definizione di Brønsted e Lowry (1923) (per acidi e basi in soluzione acquosa) Johannes Nicolaus Brønsted Thomas Martin Lowry

124 HNO 2 (aq) + H 2 O(l) ⇄ NO 2 - (aq) + H 3 O + (aq) acido 1 base 1 acido 2 base 2 acido nitroso ione nitrito ione idrossonio “coppie acido-base coniugati”

125 NH 3 (aq) + H 2 O(l) ⇄ NH 4 + (aq) + OH - (aq) base 1 acido 1 base 2 acido 2 ammoniaca ione ammonio ione ossidrile

126 HClO 2 (aq) + H 2 O(l) ⇄ ClO 2 - (aq) + H 3 O + (aq) N 2 H 2 (aq) + H 2 O(l) ⇄ N 2 H 3 + (aq) + OH - (aq)

127 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dell’acqua

128 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dell’acqua

129 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dell’acqua

130 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dell’acqua

131 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dell’acqua + -

132 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) A 25°C si ha K w = Soluzione neutra: [H 3 O + ] = [OH - ] Soluzione acida: [H 3 O + ] > [OH - ] Soluzione basica: [H 3 O + ] < [OH - ] K w = [H 3 O + ] [OH - ] Autoprotonazione dell’acqua

133 Soluzione neutra: Soluzione acida: Soluzione basica: K w = [H 3 O + ] [OH - ]

134 a 25°C [H 3 O + ] > [OH - ] [H 3 O + ] < [OH - ] [H 3 O + ] soluzione acida [H 3 O + ] > [OH - ] < soluzione basica [H 3 O + ] < [OH - ] > soluzioneneutra [H 3 O + ] = [OH - ] = 10 -7

135 a 25°C [H 3 O + ] soluzione acida pH < 7 pOH > 7 soluzione basica pH > 7 pOH < 7 soluzioneneutra pH = pOH = 7 pH = -log 10 [H 3 O + ]pOH = -log 10 [OH - ]

136 H 3 O + (aq) + OH - (aq) ⇄ 2 H 2 O(l) 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq)  H ° < 0  H ° > 0

137 lnK w 1/T  H ° > 0 1/T °C Soluzione neutra: A 25°C: pH = 7; a T 7; a T > 25°C: pH 7; a T > 25°C: pH < 7 T > 25°C T < 25°C 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq)

138 Acido debole (K a < 1) in concentrazione c a HA(aq) + H 2 O(l) ⇄ A - (aq) + H 3 O + (aq) (c a – x) x x (c a – x) x x Se l’acido è così debole che x << c a, allora:

139 Base debole (K b < 1) in concentrazione c b B(aq) + H 2 O(l) ⇄ BH + (aq) + OH - (aq) (c b – x) x x (c b – x) x x Se la base è così debole che x << c b, allora:

140 NaCl(s)  Na + (aq) + Cl - (aq) Cl - è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Cl - è una base con forza praticamente nulla IDROLISI DEI SALI (reazioni acido-base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica) in acqua non dà reazioni acido-base

141 NaNO 2 (s)  Na + (aq) + NO 2 - (aq) NO 2 - è la base coniugata di HNO 2, e quest’ultimo è un acido debole quindi… HNO 2 (aq) + H 2 O(l) ⇄ NO 2 - (aq) + H 3 O + (aq) NO 2 - (aq) + H 2 O(l) ⇄ HNO 2 (aq) + OH - (aq) IDROLISI BASICA

142 NH 4 Cl(s)  NH 4 + (aq) + Cl - (aq) NH 4 + è l’acido coniugato di NH 3, e quest’ultimo è una base debole quindi… NH 4 + (aq) + H 2 O(l) ⇄ NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) IDROLISI ACIDA NH 3 (aq) + H 2 O(l) ⇄ NH 4 + (aq) + OH - (aq)

143 In tutti i casi, per una coppia acido-base coniugati si ha: K a K b = K w Per esempio, per la coppia NH 4 + /NH 3 :

144 Quando in una soluzione sono presenti sia un acido debole che la sua base coniugata… se x << c a e x << c b per esempio: HClO(aq) + H 2 O(l) ⇄ ClO - (aq) + H 3 O + (aq) cacacaca cbcbcbcb con c a e c b in quantità paragonabili x+x-x

145 Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con c a e c b in quantità paragonabili, è un tampone. cacacaca cbcbcbcb L’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la reazione a destra L’aggiunta di una piccola quantità di base sposta la reazione a sinistra Il pH non cambia molto in ambedue i casi NH 3 (aq) + H 2 O(l) ⇄ NH 4 + (aq) + OH - (aq) Per esempio:

146 Riepilogo: Acido debole: Base debole: Idrolisi acida: Idrolisi basica:

147 Riepilogo: Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata: Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato:

148 INDICATORI DI pH HA(aq) + H 2 O(l) ⇄ A - (aq) + H 3 O + (aq) giallo rosso

149 Quando [H 3 O + ] >> K a la soluzione appare gialla Quando [H 3 O + ] << K a la soluzione appare rossa Quando [H 3 O + ]  K a la soluzione appare arancione pH pK a = - log 10 K a giallo rosso

150 pH fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio rosso fenolo alcuni indicatori:

151 EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ NaCl(s)  Na + (aq) + Cl - (aq) KOH(s)  K + (aq) + OH - (aq) alcuni elettroliti forti (si dissociano completamente in ioni) sono molto solubili: AgCl(s) ⇄ Ag + (aq) + Cl - (aq) CaCO 3 (s) ⇄ Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) Ni(OH) 2 (s) ⇄ Ni 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) ⇄ 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO 4 3- (aq) alcuni elettroliti forti sono poco solubili:

152 Ag 2 CO 3 (s) ⇄ 2 Ag + (aq) + CO 3 2- (aq) a 25°C K ps = 6,2× Fe(OH) 3 (s) ⇄ Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq) a 25°C K ps = 1,1× CaCO 3 (s) ⇄ Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) a 25°C K ps = 8,7×10 -9

153 Solubilità = concentrazione del soluto che si scioglie nella soluzione, all’equilibrio, ad una certa temperatura. Ag 2 CO 3 (s) ⇄ 2 Ag + (aq) + CO 3 2- (aq) Solubilità (s, in mol L -1 ) in acqua pura: 2s s a 25°C

154 CaCO 3 (s) Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) CaCO 3 (s) ⇄ Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) a 25°C s s Solubilità (s, in mol L -1 ) in acqua pura:

155 Fe(OH) 3 (s) Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq) Fe(OH) 3 (s) ⇄ Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq) Solubilità a 25°C in acqua pura: s 3 s Solubilità a 25°C in soluzione acida con pH=4, cioè pOH=10 e quindi [OH-]= : K ps = [Fe 3+ ] [OH - ] 3

156 Formazione di precipitati NaCl(s)  Na + (aq) + Cl - (aq) AgNO 3 (s)  Ag + (aq) + NO 3 - (aq) Na + (aq) Cl - (aq) Ag + (aq) NO 3 - (aq) AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) K ps = 1,8  AgCl(s) ⇄ Ag + (aq) + Cl - (aq) K ps = 1,8 

157 Na + (aq) Cl - (aq) Ag + (aq) NO 3 - (aq)

158 Ag + (aq) NO 3 - (aq) Na + (aq) Cl - (aq) AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl(s) ⇄ Ag + (aq) + Cl - (aq)


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