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1 Corsi di Azzeramento di Chimica Facoltà di Ingegneria Programma: Nomenclatura delle sostanze chimiche inorganiche Significato quantitativo e qualitativo.

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1 1 Corsi di Azzeramento di Chimica Facoltà di Ingegneria Programma: Nomenclatura delle sostanze chimiche inorganiche Significato quantitativo e qualitativo delle formule chimiche Impostazione delle equazioni di reazione Reazioni e rapporti quantitativi

2 2 Oggi di chimica siamo circondati, molto più di ieri. Semplici gesti come chiudere la zip di una giacca a vento di nylon (polimero), o accendere il gas (idrocarburo gassoso), o prendere un’aspirina (acetilsalicilato), o usare le lenti a contatto, ci fanno capire quanta Chimica c’è nella nostra vita quotidiana. In soli duecento anni la Chimica ha dato impulso a una serie di industrie: da quella estrattiva a quella metallurgica, da quella del gas a quella del petrolio, dagli alimentari alla farmaceutica, dai coloranti alle materie plastiche. E’ entrata a far parte delle nostre case, del nostro arredo, dei nostri oggetti e del nostro abbigliamento. Ha invaso anche l’ambiente. Fin troppo. Le nuove frontiere della Chimica la vedono oggi impegnata nell’industria del recupero, del trattamento ecologico e dei sistemi antiinquinamento.

3 3ATOMO costituito da: Nucleo: Protoni (+) e neutroni, noti come nucleoni; Periferia: elettroni (-). Ogni atomo è completamente definito una volta noti: Z= Numero atomico: Numero dei protoni contenuti nel nucleo atomico A= Numero di massa: Numero totale dei nucleoni (protoni più neutroni) presenti nel nucleo di un dato atomo: identifica i vari isotopi di uno stesso elemento. ZAAZAAZAAZAA Atomo neutro -e-+e- CationeAnione

4 4 SOSTANZE CHIMICHE Elementi costituiti da un’unica specie atomica (H 2 ) Composti Sostanze costituite da due o più elementi, con atomi in proporzioni definite (H 2 O) COMPOSTI Organici Contengono C e H (es:C 6 H 12 O 6 ;CH 4 ) Inorganici tutti gli altri ( es:HCl, H 2 O )

5 5 Distinguiamo: Composti molecolari: Costituiti da MOLECOLE (aggruppamento di atomi congiunti secondo una specifica disposizione). Composti ionici: Costituiti da IONI( atomo, o gruppo di atomi dotati di una carica elettrica + o -). I composti sono quindi definibili come combinazioni di elementi. Gli atomi dei diversi elementi che lo costituiscono, sono presenti i proporzione costante e caratteristica. Le loro caratteristiche fisiche e chimiche sono diverse da quelle degli elementi costituenti.

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10 10 FORMULA MINIMA (o SEMPLICE o BRUTA): esprime il rapporto tra i diversi atomi di una molecola, utilizzando i più piccoli numeri interi come pedici (per composti molecolari, covalenti e ionici). FORMULA MOLECOLARE: esprime non solo il rapporto tra gli atomi dei vari elementi, ma indica anche il numero reale di atomi dei vari elementi in una singola molecola (per composti molecolari). FORMULA DI STRUTTURA: Indica come gli atomi di una molecola sono uniti tra loro e come sono disposti nello spazio. FORMULE CHIMICHE C5H4C5H4 C 10 H 8 naftalene

11 11 Le regole di nomenclatura attualmente in uso sono state formulate dalla COMMISSIONE dell’UNIONE di CHIMICA PURA e APPLICATA (IUPAC). In base a tali regole è possibile stabilire la formula del composto o risalire al nome dalla formula.

12 12 LA TAVOLA PERIODICA

13 13 Gli elementi, per proprietà fisica e comportamento chimico, si possono suddividere in METALLI e NON METALLI. Esistono alcuni elementi che, in corrispondenza di un loro numero di ossidazione, presentano caratteristiche intermedie e sono detti ANFOTERI. NUMERO DI OSSIDAZIONE Rappresenta lo stato di combinazione di un elemento in un composto, da un punto di vista formale e pratico. Esso consiste nella carica elettrica formale che l’elemento assume in un composto se si pensa di associare gli elettroni di ciascun legame all’atomo considerato più elettronegativo. Il numero di ossidazione può quindi assumere valori sia positivi che negativi. Quando gli elettroni di legame vengono assegnati all’elemento più elettronegativo, esso si carica di tante cariche negative quanti sono gli elettroni acquistati. Sostanzialmente, si tratta di un concetto di comodo, utile artificio per scrivere la formula di un composto o per definirne il nome, nota la formula

14 14 ELEMENTI Metalli Non-Metalli Anfoteri Metallo Ossido Basico Idrato Non- Metallo Anidride Acido O2O2 H2OH2O O2O2 H2OH2O Sale Metallo+H 2 IDRURO Non-Metallo+H 2 IDRACIDO Sia i metalli che i non metalli formano, nei loro numeri di ossidazione positivi, composti binari con l’ossigeno

15 15 REGOLE: Il n.o. di una specie elementare è zero: N 2, O 2.. Nel calcolo del n.o. non si tiene conto dei legami tra atomi dello stesso elemento. Il n.o. di un catione o di un anione corrisponde alla propria carica. L’idrogeno H ha sempre n.o. +1, tranne che negli idruri (composti binari con i metalli) in cui presenta n.o. –1: +1: in H 2 O, NH : in NaH, CaH 2… L’ossigeno O ha sempre n.o. –2, tranne in OF 2 (n.o. +2) nei perossidi (-O-O-, n.o. –1) e nei superossidi (n.o. –1/2). Il fluoro F ha sempre n.o. –1. Il cloro Cl ha sempre n.o. –1, tranne nei legami con F e con O in cui assume n.o. positivi. Il Br ha sempre n.o. –1 tranne nei legami con F, O e Cl in cui presenta n.o. positivi. I metalli hanno sempre n.o. positivi; i metalli alcalini: n.o.+1

16 16 I metalli alcalino terrosi, Zn e Cd: n. o Il B e l’Al: n.o. +3 In una molecola la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi deve essere zero. In uno ione (positivo o negativo) la somma algebrica dei n.o. deve essere uguale alla carica dello ione stesso. In generale, per ricavare il numero d’ossidazione basta fare un conteggio delle cariche nella molecola in oggetto, tenendo conto del fatto che la loro somma deve essere nulla Es: 1)CaCO 3 O= 3*(-2)= -6 Ca= +2 Il C dovrà avere n.o.= +4 2)CH 4 H= 4*(+1) Il C dovrà avere n.o.= -4

17 17 Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero Metallo + Ossigeno: MxOy Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: M (+1) + O (2-)  M 2 O M (+2) + O (2-)  MO M (+3) + O (2-)  M 2 O 3 M (+4) + O (2-)  MO 2 Non metallo + Ossigeno: E x O y x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: E (+1) + O (2-)  E 2 O E (+2) + O (2-)  EO E (+3) + O (2-)  E 2 O 3 E (+4) + O (2-)  EO 2 E (+5) + O (2-)  E 2 O 5 E (+7) + O (2-)  E 2 O 7 I.Qual’è il n.o. del Manganese (Mn)nel composto KMnO 4 ? II.Qual’è il n.o. del Cromo (Cr) nei seguenti composti neutri: Cr 2 O 3, K 2 CrO 4 ? III.Qual’ è il n.o. dello zolfo (S), nei seguenti anioni: SO 4 2-, SO 3 2- ?

18 18 Nomenclatura Tradizionale Ossidi Basici (metallo+ ossigeno): Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione Alla parola OSSIDO si fa seguire il nome dell’elemento; si può anche usare la proposizione di, seguita dal nome dell’elemento Es: Al 2 O 3 Alla parola OSSIDO si aggiunge un attributo costituito dalla radice del nome dell’elemento e da un suffisso: –OSO riferito al numero di ossidazione più basso –ICO riferito al numero di ossidazione più alto (anche usato per composti derivati da elementi con n.o. unico) Se l’elemento ha due numeri di ossidazione : La formula degli ossidi si ottiene:  Scrivendo il simbolo dell’ossigeno di seguito a quello del metallo;  Aggiungendo i pedici, bilanciando i n.o. degli elementi coinvolti affinchè la molecola sia elettricamente neutra.

19 19 Ossidi acidi o anidridi (non metalli + ossigeno) Si ottengono analogamente agli ossidi. Es: oAnidride Carbonica C (n.o.=4+) + O (n.o.=2-) = C 2 O 4 = CO 2 oAnidride Solforosa (possibili n.o. per lo S = 4+, 6+) S (n.o.=4+) + O (n.o.=2-) = SO 2 oAnidride Solforica S (n.o.=6+) + O (n.o.=2-) = S 2 O 6 = SO 3 Alcuni non metalli (soprattutto gli alogeni) presentano più di due n.o. positivi. Il loro nome si indica con la parola anidride seguita da un attributo al femminile con gli stessi suffissi OSA e ICA. Si utilizzano, oltre ai suffissi, anche i prefissi IPO- e PER- per distinguere i possibili composti: Rapporto: 2 a 3 prefisso sesqui

20 20 EsempioRadiceElemento Cloruro AuricoAur-Oro Idrato stannosoStann-Stagno Ossido manganosoMangan-Manganese Arseniato, acido arsenicoArseni-, arsen-Arsenico Acido fosforico, fosfatoFosfor-, fosfFosforo Acido solforico, solfatoSolfor-, solf-Zolfo Nitrito, NitratoNitr-Azoto Le più importanti eccezioni a queste regole sono: Idrato nichelosonichel-Nichel Ossido rameicorame-Rame Iodato, ioduroiod-Iodio Ossido ferrosoferr-Ferro EsempioRadiceElemento Riassumendo:Dal nome dell’elemento si ricava la radice da usare nella formula dei relativi composti, o togliendo la “o” finale, o la “io” finale oppure, per terminazioni differenti, lasciando il nome dell’elemento tal quale. Se un elemento ha 2 numeri di ossidazione, i composti formati con il minore assumono la desinenza - OSO, quelli con n.o. maggiore, la desinenza -ICO. A più n.o. corrisponderanno, per n.o. crescenti, prefissi e suffissi: IPO-… -OSO -OSO -ICO PER-…-ICO N.o. crescenti

21 21 PEROSSOCOMPOSTI Sono composti in cui un ossigeno è sostituito con un gruppo O 2 2- (gruppo PEROSSO). Sono cioè composti che contengono più ossigeno del necessario. Essi vengono indicati con il prefisso PER- o PEROSSO-. Es: Perossido di sodioNa 2 O 2 (Na 2 O+ sostituzione) Acido perossosolforicoH 2 SO 5 (H 2 SO 4 + sostituzione) (persolforico) Perossido di idrogenoH 2 O 2 (H 2 O + sostituzione) (acqua ossigenata)

22 22 IDROSSIDI (BASI) Derivano formalmente dalla reazione di ossidi basici (ossidi metallici) con acqua: K 2 O + H 2 O  2 KOH Sono costituiti dallo ione METALLICO positivo M n+ e da n IONI OSSIDRILI OH -. La loro formula si ottiene unendo al metallo un numero di gruppi OH pari al numero d’ossidazione del metallo: M(OH) n. Per la nomenclatura valgono le regole già viste : NaOH (Mono)Idrossido(o idrato) di sodio Fe(OH) 2 Diidrossido di ferro (o idrato Ferroso) Fe(OH) 3 Triidrossido di ferro(o idrato Ferrico) Ca(OH) 2 Diidrossido di calcio Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione si può utilizzare la sola preposizione di: Mg(OH) 2 : Idrossido di magnesio L’idrossido d’ammonio, NH 4 OH rappresenta un caso particolare

23 23 Acidi Ossigenati Derivano dalle anidridi per formale addizione di H 2 O. La formula si ottiene sommando aritmeticamente gli atomi presenti nella molecola di anidride e quelli di H 2 O e scrivendoli nell’ordine: H n Non-Metallo m Ossigeno t Al nome dell’acido si associano gli stessi prefissi e suffissi dell’anidride da cui deriva. SO 2 + H 2 O  H 2 SO 3 (acido solforoso) (anidride solforosa) SO 3 + H 2 O  H 2 SO 4 (acido solforico) (anidride solforica) N 2 O 5 + H 2 O  H 2 N 2 O 6  2HNO 3 (anidride nitrica) (acido nitrico) CO 2 + H 2 O  H 2 CO 3 (acido carbonico) (anidride carbonica)

24 24 Acidi Ossigenati Alcuni non metalli, soprattutto del IV e del V gruppo formano acidi con formula corrispondente all’addizione di una quantità variabile di molecole di H 2 O all’anidride. Così per uno stesso numero di ossidazione possono esistere diversi acidi, distinguibili con appropriati prefissi, fermo restando il suffisso associato a quel n.o. All’aumentare del numero di molecole d’acqua si usano i seguenti suffissi: META-, PIRO- (o DI-), ORTO. P 2 O 5 + H 2 O  HPO 3 (acido metafosforico) P 2 O H 2 O  H 4 P 2 O 7 (acido pirofosforico o difosforico) P 2 O H 2 O  H 3 PO 4 (acido ortofosforico) Peracidi: Acidi in cui è presente un legame del tipo -O-O- Es: acido persolforico H 2 SO 5

25 25 OSSIDI ACIDI ACIDI IDRURI e IDRACIDI ACIDI OSSIGENATI

26 26 IDRURI Sono composti binari dei metalli con l’idrogeno, con n.o. negativo: Me (n+) H (-1) n La loro formula si ottiene unendo al metallo tanti H quanti sono gli elettroni che il metallo possiede in eccedenza rispetto alla struttura del gas nobile. Idruro di calcio CaH 2 Idruro di alluminio AlH 3 Idruro di sodioNaH IDRACIDI Anche gli alogeni e lo zolfo formano nei loro n.o. negativi, acidi binari con l’H. Si indicano col suffisso – IDRICO. La loro formula si ottiene facendo precedere il simbolo del non-metallo da tanti H quanti sono gli elettroni che mancano all’elemento in questione per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile. HFacido fluoridrico (fluoruro di idrogeno) HClacido cloridrico (cloruro di idrogeno) H 2 Sacido solfidrico (solfuro di idrogeno) HBracido bromidrico (bromuro di idrogeno) HI acido iodidrico (ioduro di idrogeno) HCNacido cianidrico (cianuro di idrogeno)

27 27 COMPOSTI BINARI CON L’IDROGENO Oltre agli IDRACIDI, esistono altri composti binari con l’idrogeno Gli elementi del V o gruppo si legano ad H nei loro n.o. negativi (-3): NH 3 ammoniaca PH 3 fosfina AsH 3 arsina Il carbonio, il silicio e il boro formano i seguenti composti: CH 4 metano SiH 4 silano BH 3 borano

28 28 Gli ioni positivi ottenuti per addizione di protoni su non metalli con n.o. negativo, vengono designati con suffisso - ONIO NH 4 + ione nitronio ( ammonio) PH 4 + ione fosfonio H 3 O + ione ossonio BiO + ione bismutile VO 2+ ione vanadile NO + ione nitrosile NO 2 + ione nitrile A volte una parte della carica positiva viene saturata dall’ossigeno (n.o. –2), che annulla 2 cariche positive. Tali ioni vengono chiamati col suffisso –ILE, e possono essere sia con metalli che con non metalli: Cu + ione rameoso Fe 2+ ione ferroso Cu 2+ ione rameico Fe 3+ ione ferrico IONI METALLICI e IONI POSITIVI (CATIONI) La formula degli ioni metallici si indica ponendo a destra in alto del simbolo dell’elemento metallico tante cariche positive quante ne indica il n.o. La nomenclatura corrisponde a quella degli ossidi ed idrossidi, premettendo la parola IONE:

29 29 Radicali acidi e Ioni negativi I - Ione ioduro F - Ione fluoruro Cl - Ione cloruro Br - Ione bromuro O 2- Ione ossido S 2- Ione solfuro N 3- Ione nitruro P 3- Ione fosfuro C 4- Ione carburo H - Ione idruro Ciò che resta di un acido dopo averlo deprotonato, è detto radicale acido e presenta al posto degli atomi di H, altrettante cariche negative. Gli ioni monoatomici (costituiti da un solo atomo) fanno seguire alla radice dell’elemento la desinenza uro. Gli ioni F -, Cl -, Br -, I -, S 2- possono essere considerati derivati dall’acido alogenidrico per perdita di uno ione H + (residuo alogenico).

30 30 Acido H 2 SO 4 radicale solfato SO 4 2- Acido H 3 PO 4 radicale fosfato PO 4 3- La perdita parziale di ioni H + da parte degli acidi, da luogo ancora a radicali ionici negativi, indicati con il prefisso IDROGENO- Ione idrogenosolfatoHSO 4 -

31 31 ES: Ossidi del ferro Ossido piombico Anidridi del cloro Anidridi dell’azoto Lucido bianco Ossidi metallici Na 2 O: Monossido di disodio Fe 2 O 3 : Triossido di diferro BaO: Monossido di bario Li 2 O: Monossido di dil itio SnO 2 : Diossido di stagno  Ossidi non metallici Cl 2 O: Monossido di dicloro Cl 2 O 3 : Triossido di dicloro Cl 2 O 5 : Pentossido di dicloro Cl 2 O 7 : Eptossido di dicloro CO: Monossido di carbonio CO 2 : Diossido di carbonio SO 2 : Diossido di zolfo SO 3 : Triossido di zolfo +1Cl 2 O anidride ipoclorosa +3Cl 2 O 3 anidride clorosa +5Cl 2 O 5 anidride clorica +7Cl 2 O 7 anidride perclorica

32 32 Acidi del cloro e alogeni ( Anidride ipoclorosa) Cl 2 O + H 2 O  H 2 Cl 2 O 2  2HClO (acido ipocloroso) (Anidride clorosa) Cl 2 O 3 + H 2 O  H 2 Cl 2 O 4  2HClO 2 (acido cloroso) (Anidride clorica) Cl 2 O 5 + H 2 O  H 2 Cl 2 O 6  2HClO 3 (acido clorico) (Anidride perclorica) Cl 2 O 7 + H 2 O  H 2 Cl 2 O 8  2HClO 4 (acido perclorico) (Anidride bromica) Br 2 O 5 + H 2 O  H 2 Br 2 O 6  2HBrO 3 (acido bromico) (Anidride bromosa) Br 2 O 3 + H 2 O  H 2 Br 2 O 4  2HBrO 2 (acido bromoso)

33 33 I sali si originano per reazione tra un composto derivato da un metallo (ossido basico, idrossido o il metallo stesso) e un composto derivato da un non metallo (anidride, acido o lo stesso non metallo) E’ pertanto costituito da una parte metallica (ione del metallo o altro catione tra quelli descritti) e da una parte non metallica (un radicale acido o altri anioni). Il NOME del sale è dato dall’attributo del corrispondente Radicale acido completo di suffissi e prefissi, seguito dal nome dello ione positivo con i suffissi –OSO e –ICO a seconda del n.o. La FORMULA di un sale si compone del simbolo del metallo (o dello ione positivo) seguito dal simbolo del radicale acido. Al primo diamo come indice la valenza del secondo e viceversa, poi, se è possibile, si semplificano gli indici dividendoli per uno stesso numero.

34 34 La desinenza del sale è legata a quella dell’acido nel modo seguente: Desinenza Acido Desinenza Sale -OSO-ITO -ICO -ATO PER-....-ICO PER-....-ATO IPO-....-OSO IPO-....-ITO -IDRICO-URO

35 35 SOLFATO FERROSO: S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO) SO 3 : anidride solforica H 2 SO 4 : acido solforico SO 4 2- : radicale solfato (valenza 2) Fe (ferro), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO) Fe 2+ ione ferroso (valenza 2) CARBONATO SODICO: C (carbonio), non metallo, n.o. +4 (suffisso – ATO) CO 2 : anidride carbonica H 2 CO 3 : acido carbonico CO 3 2- : radicale carbonato (valenza 2) Na (sodio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO) Na + : ione sodico (valenza 1) Na 2 CO 3 Fe 2 (SO 4 ) 2 semplificando FeSO 4

36 36 PERCLORATO RAMEICO: Cl (cloro), non metallo, n.o. +7 (prefisso – PER e suffisso –ATO) Cl 2 O 7 : anidride perclorica HClO 4 : acido perclorico ClO 4 - : radicale perclorato (valenza 1) Cu (rame), metallo, n.o. +2 (suffisso –ICO) Cu 2+ : ione rameico (valenza 2) Cu(ClO 4 ) 2 IPOIODITO POTASSICO: I (iodio), non metallo, n.o. +1 (prefisso – IPO e suffisso –ITO) I 2 O: anidride ipoiodosa HIO: acido ipoiodoso IO - : radicale ipoiodito (valenza 1) K (potassio), metallo, n.o. +1 (suffisso – ICO) K + : ione potassico (valenza 1) KIO

37 37 K 2 CO 3 : carbonato potassico Cu(NO 3 ) 2 :nitrato rameico CuCl:cloruro rameoso FeCl 3 :cloruro ferrico Fe 2 (SO 3 ) 3 :solfito ferrico Na 2 SO 4 :solfato sodico BaSO 4 : solfato di bario Na 3 PO 4 :fosfato sodico Al 2 S 3 : solfuro di alluminio AlPO 4 : fosfato di alluminio MnCl 2 : cloruro di manganese KMnO 4 : permanganato di potassio NH 4 Cl: cloruro di ammonio

38 38 I sali formati dai radicali derivati dagli acidi per parziale perdita di ioni H + sono detti SALI ACIDI. Ad esempio da H 2 SO 4 si possono formare sia SO 4 2- (valenza 2) sia HSO 4 -. I sali che derivano da questi nuovi radicali acidi sono genericamente indicati come sali acidi oppure vengono chiamati col prefisso IDROGENO-. Quindi lo ione HSO 4 - verrà denominato solfato acido oppure idrogenosolfato. SOLFATO ACIDO MANGANOSO S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO) SO 3 :anidride solforica H 2 SO 4 : acido solforico HSO 4 1- : radicale idrogenosolfato (valenza 1) Mn (manganese), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO) Mn 2+ :ione manganoso Mn(HSO 4 ) 2

39 39 Nel caso di acidi con più di due H, i radicali acidi che si possono formare sono più di due. Si useranno allora appropriati prefissi. ESEMPIO: H 3 PO 4 acido ortofosforico da cui derivano i seguenti radicali acidi: H 2 PO 4 - ione fosfato biacido o diidrogenofosfato Ca(H 2 PO 4 ) 2 diidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato monocalcico) HPO 4 2- ione fosfato monoacido oppure ione monoidrogenofosfato CaHPO 4 monoidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato bicalcico) PO 4 3- ione fosfato Ca 3 (PO 4 ) 2 fosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato tricalcico)

40 40 TIOCOMPOSTI Sono composti in cui uno o più atomi di O sono sostituiti da S. Vengono designati col prefisso TIO- preceduto da un altro prefisso che indica il numero di sostituzioni: Tiosolfato sodico Na 2 SO 4  Na 2 S 2 O 3 Acido ditiocarbonico H 2 CO 3  H 2 CS 2 O Tetratioortoarseniato di potassio K 3 AsO 4  K 3 AsS 4 Monotiosolfato di alluminioAl 2 (SO 4 ) 3  Al 2 (S 2 O 3 ) 3

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42 42 FORMULE CHIMICHE SIGNIFICATO qualitativo quantitativo Indicazioni sulla composizione di una molecola o di uno ione molecolare:tipologia di atomi costituenti Valutazioni sul numero di atomi costituenti e rapporto minimo tra gli atomi nel composto Laformula di un composto permette inoltre la determinazione della percentuale in peso di ciascun elemento in esso contenuto

43 43 Nella risoluzione dei problemi stechiometrici, ai simboli e alle formule si attribuisce un preciso significato quantitativo: -il simbolo di un elemento è associabile al suo peso atomico, riportato nella tavola periodica. Si tratta di una misura relativa, data dal rapporto tra la massa atomica assoluta e la dodicesima parte dell’isotopo del C, avente numero di massa 12. E’ espresso in u.m.a. - la formula di un composto ci permette di desumerne il peso molecolare, somma dei pesi atomici degli elementi costituenti la molecola. Si tratta anche questa volta di una misura relativa.Stechiometria: Gli aspetti quantitativi delle trasformazioni chimiche vengono studiati da una parte della chimica, detta STECHIOMETRIA. Il calcolo stechiometrico è di fondamentale importanza per la risoluzione dei problemi chimici riguardanti l’analisi chimica, le preparazioni chimiche di laboratorio e le preparazioni chimiche industriali.

44 44 1 molecola di O 2 non ha lo stesso peso di una di O 3 1g di O 2 e 1g di O 3 non corrispondono allo stesso numero di molecole delle due specie Chimicamente, è importante sottolineare come ad un stessa massa, corrisponda solitamente un diverso quantitativo di sostanza Analogamente, ad una stessa quantità di materia di due diversi composti, non necessariamente corrisponde lo stesso peso 3molecole di ossigeno O 2 2molecole di ozono O 3 Peso e Quantità di Materia E’ necessario introdurre un concetto che permetta di definire in termini di peso in grammi la quantità di materia, tenendo conto delle caratteristiche chimiche delle specie in questione

45 45 Si definiscono così per semplicità i concetti di: Grammoatomo Grammoatomo: peso atomico espresso in grammi E’ importante osservare che il numero di moli (mol) è calcolabile in funzione del semplice rapporto: Mol = gr/PM Grammomolecola Grammomolecola: peso molecolare espresso in grammi Quest’ ultima è anche detta MOLE Una mole di qualunque sostanza, contiene sempre lo stesso numero di molecole, pari a N, numero di Avogadro N=6.02*10 23

46 46 La massa molecolare dell’acqua (H 2 O) è e 1 grammomolecola di H 2 O equivale a g di H 2 O. In g di H 2 O, ci sono 6.02*10 23 molecole di H 2 O. Analogamente in un grammoatomo di un elemento, sono contenuti 6.02*10 23 atomi dell’elemento stesso Esempi H significa 1 grammoatomo di idrogeno ossia 1,008 g di idrogeno O 2 significa 1 grammomolecola di ossigeno ossia circa 32 g di Ossigeno La massa atomica del carbonio (C) è e 1 grammoatomo di C equivale a g di C H 2 SO 4 significa 1 grammomolecola di acido solforico ossia circa 98 g di acido solforico KNO 3 significa 1 grammoformula di nitrato di potassio ossia circa 101 g di nitrato di potassio.

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48 48 Una formula chimica ci permette di definire anche la composizione percentuale di un dato composto, noti gli atomi che lo costituiscono: % elemento= massa dell’elemento x100 massa del composto

49 49 REAZIONI CHIMICHE Equazioni di reazione Le trasformazioni che le sostanze subiscono in un processo chimico, vengono riassunte nelle: ReagentiProdotti Le sostanze che partecipano al processo, in qualità di sostanze di partenza e di sostanze formatesi in seguito alla razione, sono schematizzate come: Quantitativamente, in un’equazione di reazione, vengono espressi i rapporti quantitativi molari secondo cui le diverse sostanze prendono parte allla reazione stessa. Tali quantità si dicono rapporti stechiometrici, e vengono espressi da coefficienti che tengono conto della quantità di materia che prende parte alla reazione.

50 50 Per scrivere in modo corretto un’ equazione di reazione, è prima di tutto necessario sapere quali prodotti si formano a partire da determinati reagenti. In alcuni casi, sulla base delle condizioni di reazione è facile prevedere quali sostanze si formeranno; in altri è necessario analizzare accuratamente il materiale ottenuto. Ad ogni modo, scritte le formule di ogni individuo chimico coinvolto nel processo, occorre introdurre opportuni coefficienti di reazione e bilanciare i composti presenti, al fine di soddisfare la: “Il numero di atomi di ciascuna sostanza deve essere lo stesso nei due membri della reazione” aA+bB cC+dD Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella realtà alla legge di Lavoisier (o legge della conservazione della massa). Nel corso delle reazioni Chimiche, la massa si mantiene costante.

51 51 Combinazione o Sintesi Decomposizione Doppio Scambio Neutralizzazione (Acido/base o salificazione) Ossidoriduzione 2H 2 + O 2 = 2H 2 O CaCO 3 = CaO + CO 2 CaCl 2 +2NaNO 3 = 2NaCl + Ca(NO 3 ) 2 HCl+NaOH=NaCl+H 2 O

52 52 Coefficienti Stechiometrici La conseguenza della legge di conservazione degli atomi è che anche la formulazione schematica della reazione deve rispecchiare questa proprietà fondamentale. Si devono pertanto introdurre dei numeri che moltiplichino intere formule chimiche al fine di avere un ugual numero di atomi della stessa specie chimica sia tra i reagenti che i prodotti. Questi coefficienti sono detti “STECHIOMETRICI” Bilanciamento delle Reazioni Nei casi più semplici, specialmente se sono indicati tutti i reagenti ed i prodotti, si possono seguire due semplici regole: Bilanciare per primo l’elemento che compare nel minor numero di formule. Bilanciare per ultimo l’elemento che compare nel maggior numero di formule.

53 53 Applicazioni Pratiche Immaginiamo di avere la comune reazione di combustione del gas di città (Metano, CH 4 ): CH 4 + O 2  CO 2 + H 2 O Ma questa non è l’unica reazione del metano con l’ossigeno.Si può anche avere: CH 4 + O 2  CO + H 2 O Procediamo al Bilanciamento della Reazione Consideriamo la nostra prima reazione: CH 4 + O 2  CO 2 + H 2 O Il C, tra reagenti e prodotti compare in 2 formule, come H, mentre O compare i 3 formule. Proviamo a bilanciare C ed H: 1 CH 4 + O 2  1 CO H 2 O Rimane da bilanciare O: CH O 2  CO H 2 O

54 54 Consideriamo la nostra seconda reazione: CH 4 + O 2  CO + H 2 O Il C, tra reagenti e prodotti compare in 2 formule, come H, mentre O compare i 3 formule. Proviamo a bilanciare C ed H: CH 4 + O 2  CO + 2 H 2 O Rimane da bilanciare O: CH 4 + 3/2 O 2  CO + 2 H 2 O Poiché le molecole reagiscono come oggetti interi, è preferibile non fare comparire coefficienti stechiometrici non interi, per cui: 2 CH O 2  2 CO + 4 H 2 O Confrontando questa reazione con la prima: CH O 2  CO H 2 O Di particolare importanza è il rapporto tra molecole di metano ed ossigeno: più si abbassa e più è favorita la formazione di CO.

55 55 Nella prima reazione (quella che porta a CO 2 ): CH O 2  CO H 2 O La stechiometria della reazione dice che 1 molecola di metano ha bisogno per reagire di 2 molecole di ossigeno. Applicando la definizione di mole si può dire che UNA mole di CH 4 ha bisogno di DUE di moli di ossigeno. Nella seconda reazione 2 CH O 2  2 CO + 4 H 2 O La stechiometria della reazione dice che 2 molecole di metano reagiscono con 3 molecole di ossigeno. Applicando la definizione di mole si può dire che due moli di CH 4 hanno bisogno di tre moli di ossigeno.

56 56 DALLE MOLECOLE AI GRAMMI CH O 2  CO H 2 O Se 1 mole di CH 4 ha bisogno di 2 moli di O 2, dato che una molecola di metano pesa 16,043 uma ed una di ossigeno 32 uma, si può concludere che occorrono 64 g di ossigeno ogni 16,043 g di metano 2 CH O 2  2 CO + 4 H 2 O Se 2 moli di CH 4 hanno bisogno di 3 moli di O 2, dato che una molecola di metano pesa 16,043 uma ed una di ossigeno 32 uma, si può concludere che occorrono 96 g di ossigeno ogni 32,086 g di metano

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58 58 Le reazioni di ossidoriduzione sono processi che coinvolgono specie chimiche a carico delle quali si osservano variazioni del numero di ossidazione Caratterizzate dal passaggio effettivo o formale di elettroni (e-)da una sostanza (atomi, ioni, molecole) ad un’altra Variazione del n.o. delle sostanze coinvolte

59 59 Un elemento si OSSIDA quando cede elettroni, aumentando il proprio n.o. Un elemento si RIDUCE quando acquista elettroni, diminuendo il proprio n.o. Gli elementi che si ossidano, cedendo elettroni, fungono da riducenti Analogamente, gli elementi che si riducono, funzionano da ossidanti N.B.: In una redox, il numero di e - ceduti dall’ossidante, deve essere uguale a quello degli e - acquistati dal riducente

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61 61 Bilanciamento REDOX Bilanciare una reazione, significa attribuire ad ogni sostanza presente opportuni coefficienti stechiometrici, in modo che sia possibile la conservazione della massa e la conservazione delle cariche elettriche. In altre parole il numero di atomi, per ogni specie chimica, presente nei reagenti deve essere uguale a quello della stessa specie presente nei prodotti di reazione; la carica elettrica complessiva delle sostanze reagenti, deve essere uguale alla carica complessiva dei prodotti. Bisogna pertanto procedere anche in questo caso a:  BILANCIAMENTO DI CARICA  BILANCIAMENTO DI MASSA

62 62 Schema bilanciamento reazioni REDOX  Si attribuiscono i numeri di ossidazione ad ogni specie coinvolta nel processo  Si individuano gli elementi che cambiano il numero di ossidazione  Si scrivono le semireazioni di riduzione e di ossidazione riferite agli elementi coinvolti  Si eseguono i bilanci parziali di carica delle coppie ossidoriduttive coinvolte  Si completa il bilanciamento di materia

63 63 È di semplice intuizione che:  Gli elementi aventi massimo stato di ossidazioni tra quelli possibili, hanno la tendenza a ridursi, quindi a comportarsi da ossidanti  Quando un elemento può avere più stati di ossidazione, l’ambiente di reazione può stabilizzarne uno tra i possibili  Un elemento che possa avere comportamento metallico ( generalmente assegnabile a bassi stati di ox.) e non metallico ( alti stati di ox.), darà luogo rispettivamente a Sali del metallo e a composti in cui l’elemento costituisce il formale acido Sali di Mn 2+ MnSO 4, MnCl 2 MnO 4 2- H 2 MnO 4 manganati MnO 4 2- HMnO 4 permanganati Es: Mn 2+ Mn 6+ Mn 7+

64 64 Reazioni di dismutazione o disproporzionamento Esistono processi redox nei quali uno stesso elemento può contemporaneamente ossidarsi e ridursi:

65 65 Purezza dei reagenti Per purezza di un composto si intende la quantità effettiva dello stesso presente all’interno di una miscela o di una soluzione Purezza% in peso ( g di sostanza su 100 g della soluzione) Se avessimo a che fare con H 2 SO 4 al 60%, per esempio, dovremmo tener conto che, in una reazione che prevedesse l’impiego di49g di acido, dovremmo usare un quantitativo del nostro reagente ottenuto dalla proporzione: 60 : 100 = 49 : xx = 81.66g

66 66 Resa o Rendimento In molte reazioni, la quantità di prodotto ottenuto è inferiore a quella calcolata teoricamente in base a rapporti stechiometrici: RESA = g effettivi/ g teorici


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