CHIMICA Dispense a cura di: Dott.ssa Eleonora Lucherini.

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1 CHIMICA Dispense a cura di: Dott.ssa Eleonora Lucherini

2 STRUTTURA ATOMICA

3 n° protoni = n° elettroni
L’atomo è neutro pertanto la carica degli elettroni compensa quella dei protoni. +1,6022 x C carica del protone (+1) -1,6022 x C carica dell’elettrone (-1) I neutroni non hanno carica, sono neutri NUMERO ATOMICO (Z)  numero dei protoni e quindi degli elettroni n° protoni = n° elettroni NUMERO DI MASSA (A)  n° di protoni + numero di neutroni AZX

4 ISOTOPI  atomi che hanno lo stesso valore di Z ma diverso numero di massa A
Un elemento chimico può avere più di un isotopo: 11H H H Prozio deuterio trizio 126C C 146C 168O O O

5 ORBITALI Regione di spazio intorno al nucleo in cui è più probabile trovare un elettrone. Gli orbitali sono di tipo s, p, d, f, ecc. Un orbitale è descritto da tre numeri detti “numeri quantici”: n, l, m n = detto numero quantico principale, determina il tipo di orbitale (s, p, d, f) l = detto numero quantico secondario, determina la forma dell’orbitale m = determina l’orientamento dell’orbitale nello spazio

6 Orbitali di tipo p (n° 3) Orbitali di tipo s Orbitali di tipo d (n° 5)
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7 n rappresenta lo strato cioè il livello energetico

8 SPIN  orientamento dell’elettrone nell’orbitale. Assume valori
SPIN  orientamento dell’elettrone nell’orbitale. Assume valori ½ e -1/2 PRINCIPIO DI PAULI  ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni e devono avere spin opposto. Gli elettrono si dispongono in modo da occupare prima gli orbitali a più bassa energia (bassi valori di n) e poi quelli ad energia via via più alta. REGOLA DI HUND  negli orbitali con uguale energia, gli elettroni si dispongono in modo da occuparli prima tutti e poi si accoppiano (esempio negli orbitali p)

9 3p4 ….Quindi gli orbitali: - s contengono al massimo 2 elettroni
p contengono al massimo 6 elettroni d contengono al massimo 10 elettroni 3p4 3 è il valore di n e quindi siamo nel terzo strato p è l’orbitale 4 è il numero totale di elettroni che occupano i 3 orbitali p

10 TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI
Dmitrij Mendeleev ( ) disposizione elementi in base alla massa atomica (A) crescente Le caratteristiche chimico-fisiche degli elementi variano in maniera periodica Redige una TAVOLA degli elementi fino allora noti (1868) per giustificare i “salti” prevede l’esistenza di nuovi elementi e le loro caratteristiche (v. germanio)

11 La tavola periodica si divide in: Metalli (a sinistra)
1913: Henry Moseley propone come criterio di classificazione il numero atomico degli elementi La tavola periodica si divide in: Metalli (a sinistra) Non metalli (a destra) gli elementi si dispongono in: - GRUPPI (colonne verticali) PERIODI (righe orizzontali) ogni casella viene indicata con un numero intero progressivo da sinistra a destra (numero atomico Z) riporta il simbolo dell’ elemento , il peso atomico relativo, e vari parametri chimico-fisici periodici

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13 BLOCCO s  comprende i gruppi 1° e 2° nei quali si completa
BLOCCO s  comprende i gruppi 1° e 2° nei quali si completa il riempimento degli orbitali s BLOCCO p  comprende i gruppi 3°, 4°, 5°, 6°, 7° e i gas nobili nei quali avviene il progressivo riempimento dei p BLOCCO d  detto dei metalli di transizione. Qui avviene il riempimento dei d (prima riga 3d, seconda riga 4d) BLOCCO f  Lantanidi ed Attinidi. Si riempiono orbitali f. poiché le loro proprietà chimiche rimangono uguali e non variano nel periodo sono stati messi a formare un gruppo a sé.

14 dati dell’elemento C 2,5 carbonio gruppo IV 6 12,011 periodo 2
6 12,011 C 2,5 carbonio 1s2,2s2p2 numero atomico massa atomica relativa* periodo 2 elettronegatività * configurazione elettronica dalla posizione della casella : numero d’ordine = numero atomico (Z) -numero protoni ed elettroni- gruppo = numero elettroni di ultimo livello

15 Gli elementi appartenenti ad uno stesso gruppo hanno stessa configurazione elettronica e pertanto hanno proprietà chimico-fisiche simili VALENZA: numero di elettroni che un elemento acquista, perde o mette in comune, quando si lega con altri atomi. La valenza corrisponde anche al numero del gruppo GRUPPO I A: metalli alcalini. Valenza = +1 e sono molto reattivi GRUPPO IIA: metalli alcalino-terrosi. Valenza = +2 GRUPPO VII A: alogeni. Valenza = -1 e reagiscono facilmente con i metalli GRUPPO VIIIA: gas nobili. Hanno scarsa tendenza a reagire

16 resistenti, pesanti, lucenti
METALLI resistenti, pesanti, lucenti buoni conduttori di calore ed elettricità malleabili (lamine) e duttili (fili) solidi a T ambiente eccetto il mercurio ed il gallio che sono liquidi. Fondono ad elevate T tendono a perdere elettroni e diventare ioni positivi (Fe3+) NON METALLI a T ambiente sono gas (O, Cl), liquidi (Br) e solidi (C,I,S) sono fragili, non sono malleabili né duttili e non conducono la corrente elettrica tendono a prendere elettroni e diventare ioni negativi (Cl-)

17 SEMIMETALLI O METALLOIDI
I composti che stanno sulla linea di separazione dei metalli dai non metalli sono detti SEMIMETALLI o metalloidi perché hanno caratteristiche comuni ad entrambi.

18 IL LEGAME CHIMICO GLI ATOMI TENDONO A LEGARSI SPONTANEAMENTE
FRA DI LORO, PER FORMARE DELLE MOLECOLE. OGNI LEGAME TRA ATOMI COINVOLGE, IN UN MODO O NELL’ALTRO, GLI ELETTRONI PERIFERICI, DETTI ELETTRONI DI VALENZA DELL’ATOMO STESSO ELETTRONI DI VALENZA

19 Si ha il legame quando c’è sovrapposizione degli orbitali.

20 Gli atomi tendono a legarsi per raggiungere la stessa configurazione esterna dei gas nobili, cioè avere 8 elettroni nello strato più esterno  REGOLA DELL’OTTETTO Gli atomi realizzano ciò cedendo, acquistando o mettendo in comune uno o più elettroni esterni  VALENZA PRINCIPALI LEGANI CHIMICI: IONICO COVALENTE METALLICO

21 Na+ + Cl-  NaCl (cloruro di sodio)
LEGAME IONICO Legame che si forma tra un metallo e un non metallo ed è dato solo dall’attrazione tra ioni di carica opposta, senza nessun coinvolgimento di elettroni. IONE  atomo che ha perso o acquistato elettroni e, pertanto si carica positivamente o negativamente rispettivamente di tante cariche quanti sono gli elettroni ceduti o acquistati. CATIONI: ioni aventi cariche positive (+). ANIONI: ioni aventi cariche negative (-). Na Cl-  NaCl (cloruro di sodio)

22 IL LEGAME COVALENTE Il legame covalente si forma quando due atomi hanno in comune due elettroni. Un orbitale semipieno di un atomo si sovrappone all’orbitale semipieno di un altro atomo. In non-metalli formano fra loro legami covalenti.

23 LEGAMI COVALENTI OMOPOLARI : coinvolgono atomi uguali

24 LEGAMI COVALENTI ETEROPOLARI: coinvolgono atomi differenti

25 LEGAMI COVALENTI MULTIPLI
Gli atomi possono raggiungere la configurazione dei gas nobili anche condividendo due o tre coppie di elettroni (4 o 6 elettroni). LEGAME COVALENTE DOPPIO  atomi che scambiano elettroni LEGAME COVALENTE TRIPLO  atomi che scambiano elettroni

26 LEGAME COVALENTE DATIVO
La coppia di elettroni comuni è data da uno solo degli atomi che partecipano al legame. NH H+  NH4+ Nella molecola di ammoniaca NH3 l’azoto ha due elettroni liberi che vengono ceduti allo ione H+ per fare il legame.

27 LEGAME A IDROGENO È un legame molto debole e si ha tra atomi di ossigeno ed idrogeno. Esempio: molecola dell’acqua Il legame a idrogeno funge da <<ponte>> fra due molecole.

28 Legami ad idrogeno nell’acqua
Stato liquido Stato solido

29 NOMENCLATURA

30 H2O NH3 CO2 HCl H2SO3 HNO3 CaCO3 NaClO
Nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) E’ la nomenclatura ufficiale, introdotta a partire dagli anni ’70 del ‘900, che sta lentamente soppiantando la nomenclatura tradizionale Composti binari: contengono atomi di due diversi elementi H2O NH3 CO2 HCl Composti ternari: contengono atomi di tre diversi elementi H2SO3 HNO3 CaCO3 NaClO

31 Numero di ossidazione:
è una carica positiva o negativa che viene attribuita formalmente a ciascun elemento in un composto. Essa è determinata dal numero di elettroni che l’elemento possiede in più (carica negativa) o in meno (carica positiva) rispetto all’atomo neutro, quando gli elettroni di legame vengono attribuiti all’elemento più elettronegativo del composto. -3 -2 N H O -2 +4 O C H H +1 +1 Elettronegatività: forza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame, in base alla tendenza a raggiungere l’ottetto. Quindi in generale i non metalli saranno tutti più elettronegativi dei metalli.

32 Per calcolare i numeri di ossidazione degli elementi di un composto si deve innanzitutto stabilire quale di essi è il più elettronegativo Poi si attribuiscono ad esso tutti gli elettroni di legame Si vede quindi la carica assunta dagli atomi dopo questa fittizia attribuzione REGOLE PER IL CALCOLO DEI NUMERI DI OSSIDAZIONE 1) Tutte le sostanze allo stato elementare hanno numero di ossidazione zero O Na+ +1 Cl– –1 2) Negli ioni monoatomici gli elementi hanno numero di ossidazione uguale alla carica ionica 3) Alcuni elementi mantengono costante il loro numero di ossidazione in tutti i composti che formano, mentre altri lo variano da un composto all’altro

33 In generale i numeri di ossidazione seguono il seguente schema:
a) L’idrogeno ha sempre numero di ossidazione +1 oppure -1; b) I metalli hanno solo numeri di ossidazione positivi; c) I non metalli possono avere numeri di ossidazione positivi o negativi; d) Tranne alcune eccezioni gli elementi di gruppi pari hanno solo numeri di ossidazione pari, mentre quelli dei gruppi dispari hanno solo numeri di ossidazione dispari; e) Per tutti gli elementi, il numero di ossidazione positivo il più alto corrisponde al numero del gruppo cui l’elemento appartiene.

34 Pertanto: I) Gli elementi del primo gruppo (tranne l’idrogeno) hanno sempre +1 ; II) Gli elementi del secondo gruppo hanno sempre +2 ; III) Gli elementi del terzo gruppo hanno sempre +3 ; IV) Nel quarto gruppo il carbonio ha –4, +4 e +2; il silicio –4 e +4; stagno e piombo +4 e +2 ; V) Nel quinto gruppo l’azoto ha –3, +1, +2, +3, +4 e +5; il fosforo –3, +3 e +5; l’antimonio +3 e +5; VI) Nel sesto gruppo l’ossigeno ha praticamente sempre –2, lo zolfo ha –2, +4 e +6 ; VII) Nel settimo gruppo il fluoro ha sempre –1; gli altri elementi hanno –1, +1, +3, +5 e +7.; VIII) Per i metalli di transizione non esistono regole così chiare.

35 4) La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di tutti gli elementi presenti in un composto è uguale a zero, se il composto è neutro, oppure è uguale alla carica ionica, se il composto è uno ione poliatomico 5) In ogni composto l’elemento più elettronegativo di tutti ha sempre numero di ossidazione negativo, mentre tutti gli altri elementi hanno numero di ossidazione positivo

36 Ca O Al O 2 K O 3 2 Al O 2 3 Ca O 2 K O 2 1 +2 -2 +6 +2 -2 +3 -6 -2 +2
Regole per la scrittura delle formule dei composti binari Noti i numeri di ossidazione dei due elementi, si deve ricordare che la somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di uno deve essere uguale, in valore assoluto, alla somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi dell’altro, cioè la molecola deve essere neutra. +2 -2 +6 +2 -2 +3 -6 -2 Al O +2 -2 Ca O +1 -2 K O 2 3 2 La regola ad incrocio In pratica si incrociano gli indici ed i numeri di ossidazione +3 -2 Al O Si deve tuttavia ricordare che: 2 3 +2 -2 Ca O Gli indici vanno generalmente ridotti ai minimi termini; +1 -2 2 K O 2 1 L’indice 1 si omette sempre;

37 Nomenclatura tradizionale:
Prevede l’uso di prefissi e suffissi, in base al numero di ossidazione dei vari elementi Nomenclatura ufficiale (o IUPAC): n° atomi prefisso 2 bi (o di) 3 tri 4 tetra 5 penta 6 esa 7 epta In alcuni casi il numero di ossidazione viene indicato tra parentesi a fianco del nome del composto Alcuni nomi tradizionali, fortemente radicati nell’uso comune, quali acqua, ammoniaca (NH3) o metano (CH4), sono stati accettati come internazionalmente validi.

38 OSSIDI (o OSSIDI BASICI) Nomenclatura tradizionale
Composti BINARI formati da metallo + ossigeno Nomenclatura tradizionale se il metallo ha un solo numero di ossidazione: ossido di + nome metallo (es. ossido di sodio Na2O) b) se il metallo ha due numeri di ossidazione: ossido + nome metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione minore. Ad es. ossido piomboso PbO (numero di ossidazione +2); ossido + nome metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. ossido piombico PbO2 (numero di ossidazione +4).

39 ANIDRIDI (o OSSIDI ACIDI) Nomenclatura tradizionale
Composti BINARI formati da un non metallo + ossigeno Nomenclatura tradizionale se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: anidride + nome non metallo con desinenza ICA (es. anidride carbonica CO2) b) se il non metallo ha due numeri di ossidazione: anidride + nome non metallo con desinenza OSA, per il numero di ossidazione minore. Ad es. anidride solforosa SO2 (+4); anidride + nome non metallo con desinenza ICA, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. anidride solforica SO3 (+6).

40 c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come gli elementi del 7° gruppo (+1,+3,+5,+7): anidride IPO nome non metallo con desinenza OSA per il numero di ossidazione +1. Es. Cl2O anidride ipoclorosa; anidride + nome non metallo con desinenza OSA, per il numero di ossidazione +3. Es. anidride clorosa Cl2O3; anidride + nome non metallo con desinenza ICA, per il numero di ossidazione +5. Es. anidride clorica Cl2O5; anidride PER nome non metallo con desinenza ICA per il numero di ossidazione +7. Es. Cl2O7 anidride perclorica;

41 IDRACIDI o ACIDI BINARI Nomenclatura tradizionale
Composti BINARI dell’ idrogeno + elementi del VII gruppo (alogeni) e S Negli idracidi gli elementi del 7° gruppo hanno sempre numero di ossidazione -1, mentre gli elementi del 6° gruppo (lo zolfo) hanno sempre numero di ossidazione -2. Nomenclatura tradizionale acido + nome non metallo + desinenza in IDRICO:HF acido fluoridrico; HCl acido cloridrico; HBr acido bromidrico; HI acido iodidrico; H2S acido solfidrico;

42 Mercurio: mercurioso e mercurico
Nomi particolari Mercurio: mercurioso e mercurico Stagno: stannoso e stannico Azoto: nitroso e nitrico Rame: rameoso e rameico Oro: auroso e aurico

43 Na2O+H2O → 2Na(OH) IDROSSIDI -1 +1
Composti TERNARI formati da metallo + gruppo OH- che si comporta come se avesse numero di ossidazione -1. Sono composti basici. Derivano dalla reazione tra ossidi (basici) e acqua, in cui tutti gli elementi mantengono il proprio numero di ossidazione. Na2O+H2O → 2Na(OH) +1 -1 Le formule si scrivono utilizzando le regole già viste per i composti binari, considerando l’ossidrile come un elemento a numero di ossidazione -1.

44 Consideriamo ad esempio la reazione tra ossido ferrico ed acqua
Fe2O3+ H2O → +3 Fe(OH)3 +3 -1 3 2 Inizialmente dobbiamo scrivere la formula del prodotto, impiegando le regole già viste In accordo con la legge di Lavoisier, la somma delle masse (e quindi il numero di atomi) dei vari elementi deve essere uguale a destra ed a sinistra della reazione

45 Nomenclatura tradizionale Nomenclatura ufficiale
se il metallo ha un solo numero di ossidazione: idrossido di… nome metallo (es. idrossido di sodio NaOH) b) se il metallo ha due numeri di ossidazione: idrossido + nome metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione minore. Ad es. idrossido rameoso CuOH (numero di ossidazione +1); idrossido + nome metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. idrossido rameico Cu(OH)2 (numero di ossidazione +2). Nomenclatura ufficiale Si indica il numero dei gruppi OH ponendo i soliti prefissi davanti al termine “idrossido”, cui segue “di” ed il nome del metallo: Na(OH) idrossido di sodio; Fe(OH)2 diidrossido di ferro (II); Fe(OH)3 triidrossido di ferro (III); Pb(OH)4 tetraidrossido di piombo (IV).

46 OSSIACIDI o ACIDI TERNARI
Sono composti TERNARI tra idrogeno + non metallo + ossigeno; Derivano dalla reazione tra anidridi e acqua: CO2+H2O → H2CO3 +1 +4 –2 Per trovare la formula dell'ossoacido si deve scrivere a destra nell'ordine idrogeno, non metallo e ossigeno, mettendo per ognuno di questi elementi tanti atomi quanti ce ne sono a sinistra Cl2O7+H2O→ H2Cl2O8

47 Nomenclatura tradizionale
Il composto H2Cl2O8 in realtà non esiste e per trovare la vera formula dell’ossiacido dobbiamo dividere per due tutti gli indici del composto La reazione complessiva diventa allora: Cl2O7+H2O→ 2 HClO4 Nomenclatura tradizionale se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: acido + nome non metallo con desinenza ICO (es. acido carbonico H2CO3) b) se il non metallo ha due numeri di ossidazione: acido + nome non metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione minore. Ad es. acido solforoso H2SO3 (+4); acido + nome non metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. acido solforico H2SO4 (+6).

48 c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come gli elementi del 7° gruppo (+1,+3,+5,+7): acido IPO nome non metallo con desinenza OSO per il numero di ossidazione +1. Es. HClO acido ipocloroso; acido + nome non metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione +3. Es. acido cloroso HClO2; acido + nome non metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione +5. Es. acido clorico HClO3; acido PER nome non metallo con desinenza ICO per il numero di ossidazione +7. Es. acido perclorico HClO4;

49 DECOMPOSIZIONE IN ACQUA DEGLI ACIDI
Tutti gli acidi contengono idrogeno; negli ossiacidi questo è legato all’ossigeno da un legame covalente polare, mentre negli idracidi è legato da un legame covalente polare ad un non metallo molto elettronegativo. Cl H HCl δ– δ+ C O H2CO3 HClO4 S H2S In acqua (solvente polare) tale legame si rompe, mandando in soluzione ioni H+ ed anioni costituiti da tutti gli altri atomi della molecola di partenza. H+ O CO32- C Cl ClO-4 Cl- S S2-

50 Decomposizione in acqua degli acidi ternari
In soluzione si formano anioni poliatomici, costituiti dal non metallo ed dall’ossigeno legati da legame covalente, con tante cariche negative quanti sono gli ioni H+ liberati HClO4→H++ClO4- H2CO3→2H++CO32- H3BO3→3H++BO33- H4SiO4→4H++SiO44-

51 Nomenclatura tradizionale degli anioni poliatomici
I nomi degli anioni poliatomici sono simili a quelli degli acidi da cui derivano Acido ternario Anione poliatomico ICO ATO → → Ipo….oso Ipo….ito → OSO → ITO ….oso ….ito → ….ico ….ato → Per….ico Per….ato → Riassumendo se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: ione + nome non metallo con desinenza ATO (es. ione carbonato CO32-)

52 b) se il non metallo ha due numeri di ossidazione:
ione + nome non metallo con desinenza ITO, per il numero di ossidazione minore. Ad es. ione solfito SO32- (+4); ione + nome non metallo con desinenza ATO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. ione solfato SO42- (+6). c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come gli elementi del 7° gruppo (+1,+3,+5,+7): Ione IPO nome non metallo con desinenza ITO per il numero di ossidazione +1. Es. ClO- ione ipoclorito; Ione + nome non metallo con desinenza ITO, per il numero di ossidazione +3. Es. ione clorito ClO2-; Ione + nome non metallo con desinenza ATO, per il numero di ossidazione +5. Es. ione clorato ClO3-; Ione PER nome non metallo con desinenza ATO per il numero di ossidazione +7. Es. ione perclorato ClO4-;

53 HCl→H++Cl- H2S→2H++S2- Decomposizione in acqua degli acidi binari
In soluzione si formano anioni monoatomici, costituiti dal non metallo, con tante cariche negative quanti sono gli ioni H+ liberati HCl→H++Cl- H2S→2H++S2- Nomenclatura degli anioni monoatomici In entrambe le nomenclature il nome dell’anione monoatomico si ottiene aggiungendo la desinenza uro al nome del non metallo. F- anione fluoruro; Cl- anione cloruro; Br- anione bromuro; I- anione ioduro; S2- anione solfuro; Se2- anione seleniuro.

54 DECOMPOSIZIONE IN ACQUA DEGLI IDROSSIDI
Gli idrossidi sono composti ionici ed in acqua si dissociano liberando tutti gli anioni OH- ed un catione metallico con tante cariche positive quanti sono gli OH- liberati. NaOH→Na++OH- Ca(OH)2→Ca2++2OH- Al(OH)3→Al3++3OH- Pb(OH)4→Pb4++4OH-

55 Idrossido + acido binario → sale binario + acqua
SALI BINARI Sono composti ionici, formati da un metallo + un non metallo, che derivano dalla reazione tra un acido binario ed un idrossido o dai rispettivi ioni. Idrossido + acido binario → sale binario + acqua NaOH + HCl→ NaCl + H2O Per trovare la formula del sale binario si deve innanzitutto scrivere la reazione di decomposizione in acqua dell’idrossido e dell’acido binario NaOH→Na++OH- Unendo il catione metallico con l’anione non metallico si ottiene la formula del sale HCl→H++Cl- Unendo l’OH- con lo ione H+ si ottiene invece l’acqua Se è necessario si deve infine bilanciare la reazione

56 Nomenclatura tradizionale
se il metallo ha un solo numero di ossidazione: nome non metallo terminante in URO + di nome metallo Ad es. cloruro di sodio (NaCl), fluoruro di potassio (KF); b) se il metallo ha due numeri di ossidazione: nome non metallo terminante in URO + nome metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione minore. Ad es. cloruro ferroso FeCl2 (+2); nome non metallo terminante in URO + nome metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. cloruro ferrico FeCl3 (+3).

57 Idrossido + acido ternario → sale ternario + acqua
SALI TERNARI Sono composti ionici, formati da metallo + non metallo + ossigeno, che derivano dalla reazione tra un acido ternario ed un idrossido Idrossido + acido ternario → sale ternario + acqua KOH + HClO→ KClO + H2O Per trovare la formula del sale ternario si deve sempre scrivere la reazione di decomposizione in acqua dell’idrossido e dell’acido ternario KOH→K++OH- Unendo il catione metallico con l’anione poliatomico si ottiene la formula del sale HClO→H++ClO- Unendo l’OH- con lo ione H+ si ottiene invece l’acqua Se è necessario si deve infine bilanciare la reazione

58 Nomenclatura tradizionale
Si indica per primo il nome dell’anione poliatomico derivante dalla decomposizione dell’acido, cui segue il nome del catione metallico Se il metallo ha un solo numero di ossidazione lo si indica con di + nome metallo Se il metallo ha due numeri di ossidazione si utilizzano le solite desinenze OSO per il numero di ossidazione minore ed ICO per il numero di ossidazione maggiore. Ecco alcuni esempi: CaCO3 carbonato di calcio FeCO3 carbonato ferroso Fe2(CO3)3 carbonato ferrico Na2SO3 solfito di sodio Na2SO4 solfato di sodio Cu2SO4 solfato rameoso CuSO4 solfato rameico KClO ipoclorito di potassio KClO2 clorito di potassio KClO3 clorato di potassio KClO4 perclorato di potassio Sn(BrO)2 ipobromito stannoso Sn(BrO4)4 perbromato stannico

59 Le reazioni chimiche Sono trasformazioni delle sostanze
A + B → C + D reagenti prodotti LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DELLA MASSA “nulla si crea e nulla si distrugge”

60 SOLUZIONI Una soluzione è una miscela omogenea costituita da almeno due componenti le cui quantità possono essere variate con continuità. solvente: è la specie presente in soluzione in quantità maggiore soluto: è la sostanza che viene sciolta dal solvente ed è presente in quantità minore. SOLUZIONI: Gassose  miscele di gas liquide  solvente liquido, soluto solido, liquido o gas solide  solvente solido, soluto solido, liquido o gas

61 SOLUBILITA’ Quantità massima di soluto che può essere disciolta in un dato volume di solvente ad una data temperatura. SOLUZIONE SATURA  contiene la massima quantità di soluto che il solvente è in grado di sciogliere Aggiungendo ancora quantità di soluto ad una soluzione satura, il soluto non si scioglie più e forma il corpo di fondo. SOLUZIONE DILUITA  contiene una concentrazione bassa di soluto. SOLUZIONE CONCENTRATA  contiene un’alta concentrazione di soluto

62 “il simile scioglie il simile”
In generale: “il simile scioglie il simile” Fattori che influenzano la solubilità: TEMPERATURA PRESSIONE (gas nei liquidi) AGITAZIONE SUDDIVISIONE DEL SOLUTO

63 LE SOLUZIONI PIÙ COMUNI SONO QUELLE ACQUOSE, IN CUI CIOÈ IL SOLVENTE È L’ACQUA.
I composti ionici come NaCl in acqua si dissociano negli ioni positivi e negativi di cui sono formati (Na+ e Cl- ). i composti molecolari come HCl prima si trasformano in ioni ad opera dell’acqua e poi si dissociano.

64 ACIDI E BASI ARRHENIUS BRONSTED-LOWRY LEWIS
Si definiscono ACIDI quelle sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni H+ Si definiscono BASI quelle sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni OH- BRONSTED-LOWRY Si definiscono ACIDI quelle sostanze che cedono ioni H+ ad un’altra sostanza Si definiscono BASI quelle sostanze che acquisiscono ioni H+ da un’altra sostanza LEWIS Si definiscono ACIDI quelle specie chimiche che accettano una coppia di elettroni Si definiscono BASI quelle specie chimiche che cedono una coppia di elettroni

65 acido + base → sale + acqua
Acidi e basi reagiscono tra loro formano sale e acqua. Reazione di neutralizzazione: acido + base → sale + acqua HNO NaOH  NaNO H2O Acido nitrico Idrossido di sodio (base) Nitrato di sodio (sale)

66 SOSTANZE ANFOTERE Sostanza che si comporta da base in presenza di acidi e da acido in presenza di basi. ESEMPIO: l’acqua H2O è una sostanza anfotera H2O + HNO3  H3O NO3- Base acido acido base

67 FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI
Un acido o una base di Arrhenius è tanto più forte quanto più si dissocia in acqua. - Acidi e basi forti sono sostanze che in soluzione acquosa sono totalmente dissociate nei loro ioni costituenti. (acidi forti: HCl, HNO3 , basi forti: NaOH, KOH) acidi e basi deboli sono sostanze che in soluzione acquosa sono dissociati solo parzialmente. (acidi deboli: H2CO3 , basi deboli: NH3) HCl(aq) +H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)

68 pH Il carattere neutro, acido o basico di una soluzione è determinato
dal valore di [H3O+] [H+] in soluzione neutra = 10-7 M [H+] in soluzione acida > 10-7 M [H+] in soluzione basica < 10-7 M Per comodità la concentrazione degli ioni H+ è espressa in scala logaritmica, introducendo la funzione di pH. DEFINIZIONE DI pH pH = - log [H+]

69 pH e pOH Il pH e/o il pOH indicano l’acidità e/o l’alcalinità di una soluzione acquosa Acidità crescente Basicità crescente 7 pH 14 neutralità pOH 7 Basicità crescente Acidità crescente 14

70 Nel caso dell’acqua pura a 25°C:
pH < 7 soluzione acida pH > 7 soluzione basica pH = 7 soluzione neutra pH = - log[H3O+] [H3O+] > 1 · 10-7 [H3O+] < 1 · 10-7 [H3O+] = 1 · 10-7 La funzione pOH può essere impiegata per esprimere la concentrazione degli ioni OH-: pOH = -log[OH-] Nel caso dell’acqua pura a 25°C: pH + pOH= 14

71 a 25°C soluzione basica soluzione acida [H3O+] > [OH-]
100 10-2 10-4 10-6 10-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 10-9 10-11 10-13 [H3O+] soluzione neutra [H3O+] = [OH-] = 10-7 soluzione acida [H3O+] > 10-7 [OH-] < 10-7 soluzione basica [H3O+] < 10-7 [OH-] > 10-7

72 pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-]
a 25°C pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-] 100 10-2 10-4 10-6 10-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 10-9 10-11 10-13 [H3O+] soluzione neutra pH = pOH = 7 soluzione acida pH < 7 pOH > 7 soluzione basica pH > 7 pOH < 7

73 Acidità Alcune soluzioni acquose di uso comune sono acide:
Succhi Gastrici pH = Succo di Limone pH = Aceto pH = Bibite gassate pH = Vino pH = Pomodori pH = Latte pH =

74 Basicità Altre soluzioni acquose di uso comune sono basiche:
Sangue Umano pH = Uova Fresche pH = Acqua di Mare pH = Bicarbonato di Sodio (soluzione) pH = 8.4 Carbonato di calcio (soluzione) pH = 9.4 Detergenti con Ammoniaca pH = 10.5 – 11.9

75 pH L’aggiunta di un acido all’acqua determina un aumento
della concentrazione di ioni H+ ed una diminuzione della concentrzione di ioni OH- HA + H2O → A- + H3O+ L’aggiunta di una base determina un aumento della concentrazione di ioni OH- ed una diminuzione della concentrazione di ioni H+ B + H2O → HB+ + OH-

76 pH Il sistema più semplice per variare il pH è quello
di aggiungere un acido ad una soluzione basica o viceversa: NaOH + HCl IN SOLUZIONE ACQUOSA

77 L'elettrodo a pH Il metodo più semplice ed accurato per misurare il pH consiste nell’utilizzo di un elettrodo a vetro Al giorno d’oggi, l’elettrodo a pH/pHmetro fa parte dell’equipaggiamento di base di ogni laboratorio

78 Il pHmetro misura il voltaggio tra due elettrodi immersi in una soluzione

79 Un sistema per misurare il pH consiste di 3 parti
Un elettrodo indicatore di misura Un elettrodo di riferimento Un registratore e misuratore di potenziale L’elettrodo di misura è un elettrodo a vetro sensibile alla [H+] L’elettrodo di riferimento non è sensibile alla variazione della [H+]

80 Il funzionamento dell’elettrodo a pH si basa sul fenomeno per cui
alcuni tipi di borosilicati sono permeabili agli ioni H+, ma non ad altri cationi o anioni. Il passaggio degli ioni H+ da un lato all’altro della membrana di vetro determina lo sviluppo di un potenziale elettrico attraverso la membrana.

81 Tali sostanze sono dette indicatori.
INDICATORI DI pH Alcuni acidi e basi deboli di natura organica hanno la proprietà di avere un colore diverso quando sono in forma dissociata rispetto a quando sono in forma indissociata. Tali sostanze sono dette indicatori.

82 HA + H2O ⇄ A- + H3O+ giallo rosso 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 pH

83 INDICATORI DI pH il cambiamento di colore è detto (viraggio) dell’indicatore Uno degli indicatori più noti è il tornasole, rosso a pH acido e blu a pH basico ci sono tanti tipi di indicatori adatti per diversi tipi di soluzione

84 Esempi: fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio rosso fenolo pH
2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 pH fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio rosso fenolo Esempi:

85 VARIAZIONI DI COLORE PER ALCUNI INDICATORI
Metilarancio Blu di bromotimolo Fenolftaleina

86 STATI DELLA MATERIA

87 I tre stati della materia
Le sostanze possono assumere tre stati di aggregazione: Solido Liquido Aeriforme

88 AERIFORMI  gas e vapori
né forma né volume propri sono comprimibili LIQUIDI assumono la forma del recipiente hanno volume proprio sono incomprimibili SOLIDI hanno forma e volume propri

89 TENDENZA A MUOVERSI NELLO SPAZIO
Le particelle sono soggette a due forze contrastanti: FORZE DI COESIONE TENDENZA A MUOVERSI NELLO SPAZIO

90 Le molecole di una sostanza allo stato solido hanno un’energia di legame molto elevata
Nello stato liquido i legami risultano più deboli Nello stato aeriforme non ci sono più legami tra le molecole che si muovono liberamente

91 I SOLIDI elasticità solidi amorfi : disposizione casuale delle particelle nello spazio solidi cristallini: disposizione ordinata e geometrica delle particelle

92 FENOMENI FISICI E CHIMICI DELLA MATERIA

93 CALORE  energia termica che fluisce sempre dal corpo
CALORE  energia termica che fluisce sempre dal corpo caldo a quello a temperatura inferiore TEMPERATURA  misura di quando un corpo è caldo o freddo Il calore quindi è la causa dei cambiamenti di temperatura

94 FLUSSI DI CALORE ED EQUILIBRIO TERMICO
E’ comune esperienza il fatto che mettendo a contatto un corpo caldo con uno freddo si provoca il raffreddamento del primo e il riscaldamento del secondo fino a quando non raggiungono la stessa temperatura  equilibrio termico

95 La quantità di calore che un corpo assorbe dipende:
dalla sua massa dal tipo di sostanza di cui è costituito CALORE SPECIFICO Quantità di calore necessaria per far aumentare di 1°C la temperatura di un grammo di sostanza. - Esempi: mari e laghi

96 EFFETTI DEL CALORE SULLA MATERIA: LA DILATAZIONE TERMICA
Aumentando la temperatura di un corpo, le molecole che lo costituiscono si muovono e vibrano con maggiore intensità, aumentando la distanza reciproca  AUMENTO DEL VOLUME un corpo raffreddandosi diminuisce il suo volume. ECCEZIONE: L’ACQUA

97 Energia interna  movimento delle particelle
Energia cinetica  maggiore nei corpi caldi rispetto a quelli freddi Questo moto provoca l’aumento della temperatura e del volume poiché le particelle tendono ad occupare più spazio possibile

98 Trasformazioni dovute a cessione od assorbimento di calore
PASSAGGI DI STATO Trasformazioni dovute a cessione od assorbimento di calore

99 Stato solido Stato liquido fusione
il calore vince le forze di coesione punto di fusione specifico per ogni sostanza la temperatura rimane costante fusione

100 Stato liquido Stato gassoso evaporazione
punto di ebollizione specifico per ogni sostanza la temperatura varia con l’altitudine evaporazione

101 Stato liquido Stato gassoso condensazione forze di coesione più forti
inverso dell’evaporazione la T di condensazione coincide con quella di ebollizione condensazione

102 Stato solido Stato liquido solidificazione inverso della fusione
il punto di solidificazione coincide con quello di fusione solidificazione

103 PASSAGGI DI STATO DIRETTI
Stato gassoso Stato solido sublimazione le particelle non passano per lo stato liquido

104 Stato solido Stato gassoso sublimazione

105 Stato solido Stato liquido Stato gassoso
Operazione endotermica (assorbimento di calore) Stato solido Stato liquido Stato gassoso

106 Stato solido Stato liquido Stato gassoso
Operazione esotermica (perdita o cessione di calore)

107

108 LA PROPAGAZIONE DEL CALORE
L’energia termica si trasferisce da un corpo caldo a uno freddo attraverso meccanismi diversi, dipendenti dallo stato fisico dei corpi e dal mezzo interposto tra di essi. Conduzione Convezione Irraggiamento

109 CONDUCIBILITA’ TERMICA
CONDUZIONE corpi solidi contatto tra due corpi o un corpo con sorgente urti tra le particelle CONDUTTORI  materiali capaci di propagare velocemente il calore: metalli. ISOLANTI  liquidi, gas, legno, sughero, plastica CONDUCIBILITA’ TERMICA

110 LA CONVEZIONE IRRAGGIAMENTO
trasferimento di calore con spostamento d materia liquidi e gas moti convettivi IRRAGGIAMENTO raggi infrarossi propagazione attraverso il vuoto