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Dott. ssa Francesca Soavi1 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.

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1 Dott. ssa Francesca Soavi1 Precorso di Chimica: aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana) 16/9 Martedì – /9 Venerdì – /9 Giovedì – 13.00/ /9 Venerdì 9.00 – Francesca Soavi Dipartimento di Chimica “Giacomo Ciamician” Lab. Elettrochimica dei Materiali, Via S.Giacomo 7 - Tel

2 2 Definizione e significato dei seguenti termini: -sistema materiale eterogeneo -sistema materiale fisicamente omogeneo (soluzione) -sistema materiale chimicamente omogeneo specie chimica specie elementare composto 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

3 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

4 Dott. ssa Francesca Soavi4 I Sistemi Materiali Fisicamente omogenei Chimicamente eterogenei Fisicamente eterogenei Chimicamente omogenei

5 Dott. ssa Francesca Soavi5 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)

6 Dott. ssa Francesca Soavi6 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

7 Dott. ssa Francesca Soavi7 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 disciolto Liquido/sale disciolto Soluzioni solide Liquido/Liquido

8 Dott. ssa Francesca Soavi8 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)

9 Dott. ssa Francesca Soavi9 I Sistemi Materiali: dal più complesso al più semplice Fisicamente omogenei (una fase) Fisicamente eterogenei (più fasi) Chimicamente omogenei (sostanze pure) Chimicamente eterogenei (soluzioni) Composti Elementi …tutto il resto: Miscele

10 Dott. ssa Francesca Soavi10 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….

11 Dott. ssa Francesca Soavi11 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.

12 Dott. ssa Francesca Soavi12 ATOMO È la parte più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso 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.

13 Dott. ssa Francesca Soavi13 Protoni, neutroni ed elettroni amu (u): unità di massa atomica 1 amu = 1, x g L’unità di massa atomica corrisponde a un dodicesimo del peso in grammi dell’isotopo 12 C del carbonio

14 Dott. ssa Francesca Soavi14 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. Es. 500 in notazione scientifica si scrive : 5 x 10 2 Esponente positivo: 8,5 x 10 3 = 8,5 x10x10x10 = 8,5 x 1000 = 8500 Esponente negativo: 9,4 x = 9,4 = 9,4 = 0, x10x10x Numero Forma esponenziale 1 1x x x x10 3 Numero Forma esponenziale 0,1 1x ,01 1x ,001 1x ,0001 1x10 -4

15 Dott. ssa Francesca Soavi15 SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI UTILIZZANDO LA NOTAZIONE SCIENTIFICA: a) 0,58; b) 253; c) 0, ; d) ; e) 410,9; f) 7,2 La notazione scientifica (numerazione esponenziale) SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI IN FORMA ESTESA a) 2,78x ; b) 2500 x ; c) 0, x 10 7 ; d) 259 x 10 0 ; e) 359 x 10 2

16 Dott. ssa Francesca Soavi16 ES: x+- ( 5x10 -2 ) x ( 7x10 -1 ) = ( 5x7)x(10 -2 x10 -1 ) = 35x( (-1) ) = 35x( ) ) = = 35x10 -3 = 3,5x 10 1 x = 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: x 5x10 -2 x 7x10 -1

17 Dott. ssa Francesca Soavi17 Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) ES:   -+ ( 5x10 -2 )  ( 7x10 -1 ) = ( 5  7) x (10 -2  ) = 0,71 x ( (-1) ) = 0,71 x ( ) ) = = 0,71x10 -1 = 7,1x10 -1 x10 -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

18 Dott. ssa Francesca Soavi18 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 ) =( )x10 -2 = 75 x10 -2 = 7,5 x x x10 -1 SOMMA: - scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sommare i numeri scritti prima dei 10

19 Dott. ssa Francesca Soavi19 Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) ES: --- ( 5x10 -2 ) - ( 7x10 -1 ) =( 0, 5x10 -1 ) - ( 7x10 -1 ) = ( 0, 5 - 7)x10 -1 = - 6, 5 x ( 5x10 -2 ) - ( 7x10 -1 ) =( 5x10 -2 ) - ( 70x10 -2 ) =( )x10 -2 = - 65 x10 -2 = - 6,5 x10 -1 SOTTRAZIONE: - 5x x scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sottrarre i numeri scritti prima dei 10

20 Dott. ssa Francesca Soavi20 ESEGUITE LE SEGUENTI OPERAZIONI SCRIVENDO I NUMERI IN NOTAZIONE ESPONENZIALE… e senza l’uso della calcolatrice: Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) x a) 6 x10 23 x 7x b) 0, x10 -3  c) 2x10 -2  5 x d) 4x x e) 4x x ,  - 3, f) (4,68x ,2 x 10 3 )  (5,35 x ,5 x )...e con la calcolatrice... Verifica mediante la stima degli ordini di grandezza (si evitano errori di calcolo!!) x 3, x 3 4,98576x10 4 x 3, x 10 3  5x10 4 x 3 x 10 3 = 15x10 7 = 1,5x10 8 dovrò ottenere un numero vicino al valore approssimato

21 Dott. ssa Francesca Soavi21 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 = e x allora ln y = x ln 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 = 10 x allora log y = x Forma esponenziale log y y = y= y= y=0, y=0, y = antilogaritmo (argomento del logaritmo)

22 Dott. ssa Francesca Soavi22 + log log = log (10 -2 x ) = 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 )= log (5x x 3x ) = log (15 x10 -3 ) = = log 15 + log (10 -3 ) = log 15 + (-3) = = La differenza di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del quoziente degli argomenti DIFFERENZA log (6x10 -2 ) - log(3x )= log [(6x )  (3x )]= =log [(6  3 )x (10 -2  )] = log (2 x (-3) )= log (2 x )= log 2 + log 10 = log = = log log = log (10 -2  ) = log (10 -2-(-1) ) = log (10 -1 ) = -1

23 Dott. ssa Francesca Soavi23 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 ( ) 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 ) = 3 x[(log 5) -3] = (3xlog 5) -9 = = 3x = = log ( ) 3 = log (10 -2x3 ) = log (10 -6 ) = -6

24 Dott. ssa Francesca Soavi24 Operazioni con i logaritmi decimali CALCOLATE I LOGARITMI (log y) DEI SEGUENTI NUMERI (y) a) 24x 0,0075 b) 5  c) (22 x ) 2 d) (9 x 10 4 ) -6 CALCOLATE I SEGUENTI LOGARITMI e) log 0,008 f) log log 5 g) log 0,1 x log 500 h) log 0,002  log 400

25 Dott. ssa Francesca Soavi25 Le unità di misura Unità base del Sistema Internazionale di Unità (SI) Quantità Unità Simbolo Lunghezza Metro m Massa Chilogrammo kg Tempo Secondo s … … … Multipli decimali Prefisso Simbolo Fattore moltiplicatore giga G = 10 9 mega M = 10 6 chilo k = 10 3 milli m 0,001 = micro  0, = nano n 0, = Le unità base del SI possono essere usate per definire le unità derivate (es.: m 2 per misure di superficie).

26 Dott. ssa Francesca Soavi26 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 10 2 cm 2. Proporzione: 100 cm : 1 m = lunghezza in cm : 3,5 m lunghezza in cm : 3,5 m = 100 cm : 1 m quindi lunghezza in cm = 3,5 m X 100 cm : 1 m = 3,5 x 10 2 cm

27 Dott. ssa Francesca Soavi27 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 cm 3 in dm 3 c) 900 mg in gl) 0,5 dm 3 in L d) 5,2 mg in kgm) 18 mL in dm 3 e) 2x10 -4 kg in g f) 54,9  g in g n) 2 uma in g g) 5 nm in cm h) 157  L in L ESEGUITE LE SEGUENTI CONVERSIONI : ….Attenzione!!! temperatura in Kelvin = temperatura in °C + 273,15 25°C = ,15 = 298,15 K

28 Dott. ssa Francesca Soavi28 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, x g 2. Proporzione Massa in amu: Massa in grammi = 1 amu : 1, x g quindi Massa in amu= Massa in grammi X 1 amu : 1, x g Massa Protone in amu= 1,672649x g X 1 amu : 1, x g= 1, amu Massa Neutrone in amu= 1,674954x g X 1 amu : 1, x g= 1, amu Massa Elettrone in amu= 9,109534x g X 1 amu : 1, x g= 5,486x10 -4 amu Conversione grammi/amu

29 Dott. ssa Francesca Soavi29 Le cariche elettriche 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.+

30 Dott. ssa Francesca Soavi30 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

31 Dott. ssa Francesca Soavi31 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 carbonio ElementoSimboloNome latino Sodio Na Natrium Potassio K Kalium Ferro Fe Ferrum Rame Cu Cuprum Argento Ag Argentum Oro Au Aurum Mercurio Hg Hydrargyrum Antimonio Sb Stibium

32 Dott. ssa Francesca Soavi32 A Y Z Es.: 235 U (reattori nucleari) ; uma: 1/12 della massa di C ; C (analisi dei traccianti in biochimica) ; Co (radioterapia) deuterio H, protone H 1 1 …Come si identifica un nuclide? simbolo chimico dell’elemento Numero di massa Numero atomico

33 Dott. ssa Francesca Soavi33 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.: O; O; O (99,76%) Cl (75,77%) ; Cl (24,23%) C (98,9%) ; C (1,1%) ; C (<<<1%) [ N] H (99,984%) ; H (deuterio,D, 0,016%) ; H (trizio,T, <<< 0,01%) 1 1 1

34 Dott. ssa Francesca Soavi34 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. 35 Cl x 75,77 + p.a. 37 Cl x 24,23)/100 = 35,45 uma

35 Dott. ssa Francesca Soavi35 Argomenti: La Tavola periodica

36 Dott. ssa Francesca Soavi36 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

37 Dott. ssa Francesca Soavi37 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

38 Dott. ssa Francesca Soavi38 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 H 2 SO 4 ) metalloidi

39 Dott. ssa Francesca Soavi39 Argomenti: I composti I legami chimici Le formule chimiche Gli ioni

40 Dott. ssa Francesca Soavi40 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

41 Dott. ssa Francesca Soavi41 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,

42 Dott. ssa Francesca Soavi42 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.: N 2, H 2, O 2 ) o diversi (es.: H 2 O, NH 3 ) le FORMULE MOLECOLARI descrivono la composizione della molecola N N N N N N N N N2N2 NH 3 H H H N H H H N H H H N H H H N

43 Dott. ssa Francesca Soavi43 Le Formule Molecolari Gli 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 H2O2H2O2 Es. CO 2 anidride carbonica H2O2H2O2 HO CO 2 Es. CO 2 Formula molecolare Formula minima

44 Dott. ssa Francesca Soavi44 Esempi di composti molecolari H2OH2O O2O2 N2N2 CO 2 CO SO 2 SO 3 CH 4 C2H2C2H2 NH 3 biossido di carbonio (anidride carbonica) monossido di carbonio (anidride carboniosa) biossido di zolfo (anidride solforosa) triossido di zolfo(anidride solforica ) metano acetilene ammoniaca triclorometano (cloroformio) CHCl 3 C3H8C3H8 propano HClacido cloridrico (acido muriatico)

45 Dott. ssa Francesca Soavi45 GLI IONI In 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 - ; Ca 2+ Es: Na è meno elettronegativo di Cl

46 Dott. ssa Francesca Soavi46 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 Ca 2+ e 2 Cl - ; somma algebrica: (2+)+ 2x(1-)=0 (I composti ionici in genere sono costituiti da metalli e non-metalli)

47 Dott. ssa Francesca Soavi47 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; CaCl 2 + ione positivo ione negativo (Es: Na + ) (Es: Cl - )

48 Dott. ssa Francesca Soavi48 Esempi di composti ionici NaCl CaCl 2 LiF MgI 2 Li 2 O cloruro di sodio cloruro di calcio fluoruro di litio ioduro di magnesio ossido di litio CaOossido di calcio BaO ossido di bario MgO ossido di magnesio KCl cloruro di potassio

49 Dott. ssa Francesca Soavi49 Ioni Poliatomici OH - NH 4 + CO 3 2- CN - NO 2 - ione idrossido ione ammonio ione carbonato ione cianuro ione nitrito NO 3 - ione nitrato SO 3 2- ione solfito SO 4 2- 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. ClO 4 - ione perclorato MnO 4 - ione permanganato C2H3O2-C2H3O2- ione acetato HCO 3 - ione carbonato acido (bicarbonato) HSO 4 - ione solfato acido (bisolfato) CrO 4 2- ione cromato Cr 2 O 7 2- ione bicromato PO 4 3- ione fosfato

50 Dott. ssa Francesca Soavi50 Esempi di composti di ioni poliatomici NaOH NH 4 Cl CaCO 3 KCN idrossido di sodio cloruro di ammonio carbonato di calcio cianuro di potassio NH 4 NO 3 nitrato di ammonio CuSO 4 solfato di rame NaClO ipoclorito di sodio LiClO 4 perclorato di litio KMnO 4 permanganato di potassio NaC 2 H 3 O 2 acetato di sodio NaHCO 3 bicarbonato di sodio K 2 Cr 2 O 7 bicromato di potassio Le parentesi: Mg(OH) 2  MgOH 2  MgO 2 H 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 solfato di ferro (III) FeSO 4 solfato di ferro (II)

51 51 Argomenti: La nomenclatura dei composti chimici

52 52 Composti binari Metallo (M) + Ossigeno Ossido M x O y + H 2 O Idrossido M(OH) n + Idrogeno Idruri + non metalli Sali “…uro del metallo” Non Metallo (A) Ossido (anidride) A x O y + H 2 O Ossiacidi H x A y O z Idracidi “acido …idrico” Tranne H 2 O, H 2 O 2, NH 3, PH 3, …. + metalli Sali “…uro del metallo” + Ossigeno + Idrogeno Sali ternari M x (A y O z ) n + H 2 O Composti ternari

53 53 Composti binari (A x B y ) 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 Na 2 S solfuro di sodio sale Eccezioni ossidi :composti con l’ossigeno CO monossido di carbonio CO 2 biossido di carbonio N 2 O 4 tetrossido di diazoto idruri: i composti dell’idrogeno con i metalli CaH 2 idruro di calcio idrocarburi: i composti dell’idrogeno con il carbonio CH 4 (chimica organica) idracidi: composti dell’idrogeno con un non metallo dei gruppi 16 e 17 (eccetto H 2 O) HCl acido cloridrico H 2 S acido solfidrico ammoniaca: composto dell’idrogeno con azoto NH 3 Nomenclatura

54 54 Composti binari (A x B y ) LiH idruro di litio CaH 2 diidruro di calcio AlN nitruro di alluminio H 2 S solfuro di idrogeno N 2 O 3 triossido di diazoto N 2 O 4 tetrossido di diazoto N 2 O 5 pentossido di diazoto FeO monossido di ferro Fe 2 O 3 triossido di diferro HF acido fluoridrico Nomenclatura Ioni positivi :cationi Ca 2+ ione calcio (II) Li + ione litio (I) Ioni negativi :anioni Cl - ione cloruro (alogenuri) S 2- ione solfuro H - ione idruro O 2- ione ossido

55 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. Cl 2 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 Cl1- somma0 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 56 … “vecchia” nomenclatura Nomenclatura: Esempio ossido + nome dell’elemento+ ico CuO (n.o. Cu= +2) ossido rameico ossido + nome dell’elemento+ oso Cu 2 O (n.o. Cu= +1) ossido rameoso Gli ossidi di elementi non metallici sono anche chiamati anidridi Numero di ossidazione crescente CO 2 (n.o. C = +4) anidride carbonica CO (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) Fe 2 O 3 n.o. O = -2 n.o. Fe = x 2x + 3 (-2)=0 2x-6 =0 x=+3 ossido ferrico

57 57 ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e indicare il nome del composto a)SO 2 n.o. O = -2 n.o. S = x x +2(-2)=0 x-4 =0 x=+4 anidride solforosa (biossido di zolfo) b) SO 3 n.o. O = -2 n.o. S= x x + 3 (-2)=0 x-6 =0 x=+6 anidride solforica (triossido di zolfo) c) N 2 O 3 n.o. O = -2 n.o. N = x 2x +3(-2)=0 2x-6 =0 x=+3 anidride nitrosa (triossido di di azoto) d) N 2 O 5 n.o. O = -2 n.o. N = x 2x +5(-2)=0 2x-10 =0 x=+5 anidride nitrica (pentossido di di azoto)

58 58 Nomenclatura Y + Ossigeno Se Y = Metallo Ossidi (es. Li 2 O) Se Y = Non metallo Anidridi (es. SO 3 ) + H 2 O Idrossidi (es. LiOH) Li 2 O + H 2 O  2 LiOH + H 2 O Ossoacidi (es. H 2 SO 4 ) SO 3 + H 2 O  H 2 SO 4 Y + Idrogeno Se Y = Metallo Se Y = Non metallo Idruri metallici (es. LiH) Idracidi (es. H 2 S) ternari binari

59 59 C omposti ternari (A x B y C z ) 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 H 2 O. Nomenclatura : idrossido di + nome del catione idrossido catione metallico anione carica netta nome NaOH Na +1 OH =0 idrossido di sodio Mg(OH) 2 Mg 2+ 2 OH x(-1) =0 idrossido di magnesio Fe(OH) 2 Fe 2+ 2 OH x(-1) =0 idrossido di ferro (II) Fe(OH) 3 Fe 3+ 3 OH x(-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  CaOH 2  CaO 2 H 2

60 60 C omposti ternari (A x B y C z ) 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 H 2 O. 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 = -2 Ossiacido n.o. del Cloro nome H +1 Cl x O x + 4 (-2)=0 ; x=+7 acido perclorico HClO 3 1+ x + 3 (-2)=0 ; x=+5 acido clorico HClO 2 1+ x + 2 (-2)=0 ; x=+3 acido cloroso HClO 1 + x + (-2) =0 ; x=+1 acido ipocloroso

61 61 ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti ossiacidi e indicare il nome del composto Risposte: a)H 2 SO 4 n.o. S = +6 acido solforico b)H 2 SO 3 n.o. S = +4 acido solforoso c) HNO 3 n.o. N = +5 acido nitrico d) HNO 2 n.o. N = +3 acido nitroso e) H 2 CO 3 n.o. C = +4 acido carbonico f) H 3 PO 4 n.o. P = +5 acido fosforico g) H 3 BO 3 n.o. B = +3 acido borico

62 62 C omposti ternari (A x B y C z ) IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI In soluzione gli ossiacidi liberano H + esempio HClO 4  H + + ClO 4 - 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 ossiacidi Esempio NaClO ipoclorito di sodio Nomenclatura Numero di ossidazione e di atomi di ossigeno crescente Esempio n.o. H = +1; n.o. O = -2 Ossiacido n.o. del Cloro Ossianione nome H +1 Cl x O -2 4 acido perclorico +7 ClO 4 - perclorato HClO 3 acido clorico +5 ClO 3 - clorato HClO 2 acido cloroso +3 ClO 2 - clorito HClO acido ipocloroso +1 ClO - ipoclorito

63 63 Esempi di ossoacidi e corrispondenti anioni NO 2 - ione nitrito NO 3 - acido nitrico H 2 SO 4 acido solforico HCO 3 - HSO 4 - PO 4 3- ione fosfato ossoacidoanione ione carbonato CO 3 2- ione carbonato acido (bicarbonato) HNO 3 ione nitrato HNO 2 acido nitroso SO 3 2- ione solfato ione solfito SO 4 2- ione solfato acido (bisolfato) H 2 SO 3 acido solforoso H 2 CO 3 acido carbonico H 3 PO 4 acido fosforico (acido triossonitrico,V) (one triossonitrato,V) (acido diossonitrico, III) (ione diossonitrato, III) (acido tetraossosolforico, VI)

64 64 IDROSSIDO DI AMMONIO : NH 4 OH formato dalla combinazione di uno ione idrossido OH - e uno ione ammonio NH 4 + SALI DI AMMONIO : sono formati dalla combinazione di diversi anioni e lo ione ammonio Esempio NH 4 Cl cloruro di ammonio NH 4 NO 3 nitrato di ammonio (NH 4 ) 2 SO 4 solfato di ammonio (2 NH 4 + bilanciano le due cariche negative di SO 4 2- ) L’ammoniaca NH 3 può accettare un protone per dare un catione poliatomico, lo ione ammonio NH 4 + ·· N H H H H+H+ protone ammoniaca N H H H H + Ione ammonio Lo ione ammonio si può combinare con anioni per dare i composti di ammonio

65 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)H 3 BO 3 n.o. B = +3 acido borico c) KMnO 4 n.o. Mn = +7 permanganato di potassio d) Na 2 Cr 2 O 7 n.o. Cr = +6 dicromato di sodio e) Li 2 O 2 n.o. O = -1 perossido di litio f) Fe SO 4 è formato da un anione SO 4 2- (nel quale n.o. S =+6) SOLFATO e da un catione Fe 2+ (n.o. Fe =+2) solfato ferroso g) Fe 2 (SO 4 ) 3 è formato da tre anioni SO 4 2- (nel quale n.o. S =+6) e da due cationi Fe 3+ (n.o. Fe =+3) solfato ferrico Infatti se n.o.Fe = x 2x + 3(-2) = 0 2x-6=0 x=3

66 Dott. ssa Francesca Soavi66 Argomenti: Peso formula Grammoatomo, grammomolecola Il Numero di Avogadro Le moli Le reazioni chimiche

67 Dott. ssa Francesca Soavi67 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 H 2 O = 2x (p.a. H) + p.a.O = 2x1, ,00 =18,016 uma peso formula NaCl = p.a. Na + p.a. Cl = 22, ,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.

68 Dott. ssa Francesca Soavi68 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 H 2 O= 18 uma, 1 grammomolecola di H 2 O = 18 g

69 Dott. ssa Francesca Soavi69 NUMERO DI AVOGADRO Un 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, x g 2. Proporzione: p.a. in grammi : p.a. in uma = 1, x grammi : 1 uma p.a di C espresso in grammi = p.a in uma x 1, x :1 = = (12,01 x 1, x ) g  numero di atomi contenuti in 1 grammoatomo di C = =grammi totali /p.a. in grammi= =12,01 g /(12,01 x 1, x g)= = 1 / 1, x = = 6,02 x 10 23

70 Dott. ssa Francesca Soavi70 NUMERO DI AVOGADRO Una grammomolecola di qualunque specie chimica contiene lo stesso numero di molecole NUMERO DI AVOGADRO Es:  p.m. di H 2 O = 18 uma, espresso in grammi =(18 x 1, x ) g (1 amu = 1, x g)  1 grammomolecola di H 2 O = 18 g  numero di molecole contenute in 1 grammomolecola di H 2 O =grammi totali /p.m. in grammi= = 18g /(18x 1, x g)= = 1 / 1, x = = 6,02 x 10 23

71 Dott. ssa Francesca Soavi71 NUMERO DI AVOGADRO E MOLE NUMERO DI AVOGADRO (N) = 6,02 x 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 6,02x10 23 (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 6,02x10 23 (N) unità formula di NaCl costituisce 1 grammoformula di NaCl, pesa g (peso fomula NaCl= uma )  1 mol di elettroni contiene 6,02x10 23 (N) elettroni, corrisponde a 1 Faraday possiede una carica elettrica di Coulomb

72 72 La massa totale (m tot ) di n moli di un dato composto è data da m tot = numero di moli x peso molecolare m tot = 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 = m tot / 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 (m tot ) “n” moli = molecola

73 73 ESERCIZI 1) Determinare il peso in grammi di due moli di K 2 SO 4 2) Quante moli di H 2 sono contenute in 3,45 g H 2 ? e quanti atomi di idrogeno? 3) Quante moli di H 2 0 sono contenute in 1 kg di H 2 O ? Risposta: 348 g Risposte: 1,725 moli di H 2 ; 2, atomi di H Risposta: 55,6 moli 4) Determinare il peso in grammi di 5, moli di (NH 4 ) 2 SO 4 Risposta: 6,6 g 5) 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: C 10 H 14 N 2 ; C 5 H 7 N

74 Dott. ssa Francesca Soavi74 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  H 2 O + NaCl Es.: HCl (acq) + NaOH (acq)  NaCl (acq) + H 2 O (l) Es.: nelle reazioni tra acidi e basi si ha la neutralizzazione dei reagenti

75 Dott. ssa Francesca75 Stechiometria di una reazione chimica La 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 H 2 O + 1 NaCl ma anche 2 HCl + 2 NaOH  2 H 2 O + 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  FeS 2 Si ha conservazione della massa. Non si conservano, in generale, il numero di moli totali!

76 Dott. ssa Francesca Soavi76 N.B: A Z 3 Numero di massa Numero atomico Coefficiente stechiometrico per la reazione in esame Li O 2 Rapporto numerico tra gli atomi costituenti il composto 1+ carica ionica (oppure stato di ossidazione….) ESERCIZI: bilanciare le seguenti reazioni a) C(s) + O 2 (g)  CO (g) c) H 2 (g) + O 2 (g)  H 2 O (l) b) Fe (s) + O 2 (g)  Fe 2 O 3 (s)

77 Dott. ssa Francesca Soavi77 Esempi di acidi HCl HNO 2 acido cloridrico acido cianidrico acido nitroso HNO 3 acido nitrico H 2 SO 3 acido solforoso H 2 SO 4 acido solforico HOClacido ipocloroso HClO 4 acido perclorico HC 2 H 3 O 2 acido acetico H 3 PO 4 acido fosforico H 3 PO 3 acido fosforoso HF acido fluoridrico Esempi di basi NaOH NH 3 KOH Ca(OH) 2 idrossido di sodio ammoniaca idrossido di potassio idrossido di calcio Mg(OH) 2 idrossido di magnesio HCN

78 Dott. ssa Francesca Soavi78 Esempi di reazioni acido-base (reazioni di neutralizzazione) H 2 SO 4 + NaOH  H 2 O + Na 2 SO 4 22 Ca(OH) 2 + HCl  H 2 O + CaCl H 3 PO 3 + Mg(OH) 2  H 2 O + Mg 3 (PO 3 ) sinistra S 1 Na 2 O 6 H 4 destra S 1 Na 2 O 6 H 4 sinistra Ca 1 Cl 2 O 2 H 4 destra Ca 1 Cl 2 O 2 H 4 sinistra P 2 Mg 3 O 12 H 12 destra P 2 Mg 3 O 12 H 12

79 Dott. ssa Francesca Soavi79 Bilanciate le seguenti reazioni: (a) SO 2 + O 2 -> SO 3 (b) P 2 O 5 + H 2 O -> H 3 PO 4 (c) Pb(NO 3 ) 2 + Na 2 SO 4 -> PbSO 4 + NaNO 3 (d) Fe 2 O 3 + H 2 -> Fe + H 2 O (e) Al + H 2 SO 4 ->Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 Risposta (a) SO 2 + 1/2 O 2 -> SO 3 opp. 2SO 2 + O 2 -> 2SO 3 (b) P 2 O 5 + 3H 2 O -> 2H 3 PO 4 (c) Pb(NO 3 ) 2 + Na 2 SO 4 -> PbSO 4 + 2NaNO 3 (d) Fe 2 O 3 + 3H 2 -> 2Fe + 3H 2 O (e) 2Al + 3H 2 SO 4 ->Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2

80 80 Esercizio L'alcol etilico brucia secondo la seguente reazione C 2 H 6 O + 3 O 2 2CO 2 + 3H 2 O (a)se vengono bruciate 25 moli di alcool, quante moli di ossigeno saranno necessarie? (b) se in una reazione fossero consumate 30 moli di O 2, quante moli di alcol verrebbero bruciate? Quante moli di CO 2 si formerebbero? (c) In un esperimento relativo a questa reazione furono prodotte 23 moli di CO 2. Quante moli di O 2 furono consumate nell'esperimento? Risposta (a) n O2 : n alcool = 3:1  n O2 = n alcool x 3:1 = 25 x 3 = 75 mol (b) n O2 : n alcool = 3:1  n alcool = n O2 x 1:3 = 30 : 3 = 10 mol n O2 : n CO2 = 3:2  n CO2 = n O2 x 2:3 = 30 x2: 3 = 20 mol (c) n O2 : n CO2 = 3:2  n O2 = n CO2 x 3:2 = 23x3 :2 = 34,5 mol

81 Dott. ssa Francesca Soavi81 Concentrazioni delle soluzioni  molarità = numero di moli di soluto in 1 litro di soluzione = M soluto = n soluto [mol L -1 ] V soluzione  molalità = numero di moli di soluto in 1 kg di solvente = m soluto = n soluto [mol kg -1 ] massa solvente  frazione molare = rapporto tra le moli di un componente = X componente = n componente e la somma delle moli di tutti i componenti n totali della soluzione [adimensionale] la somma delle frazioni molari di tutti i componenti è 1 es: per una soluzione di NaCl (soluto) in H 2 O (solvente): X NaCl = n NaCl / (n NaCl + n H 2 O ) X H 2 O = n H 2 O /(n NaCl + n H 2 O ) X NaCl + X H 2 O = n NaCl / (n NaCl + n H 2 O ) + n H 2 O /(n NaCl + n H 2 O ) = (n NaCl + n H 2 O ) /(n NaCl + n H 2 O ) = 1  percentuale in peso= quantità in peso del soluto contenuta = massa soluto [adimensionale] in 100 parti in peso di soluzione massa soluzione es: grammi del soluto su 100 grammi di soluzione n= moli, V= volume Grandezze fisiche derivate di largo uso in chimica generale 3densità = rapporto tra la massa di un campione (liquido, solido o gas) e il suo volume = = d = m totale campione [g mL -1 o kg L -1 ] V totale campione

82 Dott. ssa Francesca Soavi82 ESERCIZI 2) 250 mL di etanolo C 2 H 5 OH 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 HNO 3 concentrato commerciale contiene il 70% di HNO 3 puro e ha una densità di 1,42 kg dm -3. Calcolare quanti millilitri di acido nitrico concentrato commerciale contengono 12,5 g di HNO 3 puro. 3) È stata preparata una soluzione sciogliendo 21,8 g di cloruro di sodio NaCl in 398,2 g di H 2 O. Calcolare la percentuale ponderale della soluzione. 1) Calcolare in quale volume, misurato in cm 3 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.

83 Dott. ssa Francesca Soavi83 ESERCIZI 2) Calcolare la molalità di una soluzione ottenuta sciogliendo 350 mg di NaOH in 25 g di H 2 O. Quali sono le frazioni molari e le percentuali in peso dei componenti della soluzione? 3) E’ data una soluzione di H 2 SO 4 (in acqua) al 53,6% in peso. Sapendo che la densità è 1,44 g/mL calcolare la molalità di H 2 SO 4, le frazioni molari dei componenti della soluzione e la molarità di H 2 SO 4 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 NH 4 Cl 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 H 2 O. Preparazione soluzioni da pesate di polveri dei soluti Preparazione soluzioni per diluizione di soluzioni concentrate

84 Dott. ssa Francesca Soavi84 ESERCIZI 1) Bilanciare la seguente reazione di neutralizzazione HCl + Ba(OH) 2  BaCl 2 + H 2 O e calcolare quanti mL di una soluzione di HCl 1, M sono necessari per neutralizzare 25 mL di una soluzione di Ba(OH) 2 4, 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 CaCl 2 0,50 M deve essere usata per ottenere 2,0 g di KCl?


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