La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

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

Presentazioni simili


Presentazione sul tema: "CHIMICA Dispense a cura di: Dott.ssa Eleonora Lucherini."— Transcript della presentazione:

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

2 STRUTTURA ATOMICA

3 Latomo è neutro pertanto la carica degli elettroni compensa quella dei protoni. +1,6022 x C carica del protone (+1) -1,6022 x C carica dellelettrone (-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 A Z X

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: 1 1 H 2 1 H 3 1 H Prozio deuterio trizio 12 6 C 13 6 C 14 6 C 16 8 O 17 8 O 18 8 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 dellorbitale m = determina lorientamento dellorbitale nello spazio

6 Orbitali di tipo s Orbitali di tipo p (n° 3) Orbitali di tipo d (n° 5) video

7 n rappresenta lo strato cioè il livello energetico

8 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) SPIN orientamento dellelettrone nellorbitale. Assume valori ½ e -1/2

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

10 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 lesistenza di nuovi elementi e le loro caratteristiche (v. germanio) TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

11 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

12

13 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 dellelemento 6 12,011 C 2,5 carbonio 1s 2,2s 2 p 2 numero atomicomassa atomica relativa* elettronegatività * configurazione elettronica gruppo IV periodo 2 dalla posizione della casella : numero dordine = 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 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 (Fe 3+ ) 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 I composti che stanno sulla linea di separazione dei metalli dai non metalli sono detti SEMIMETALLI o metalloidi perché hanno caratteristiche comuni ad entrambi. SEMIMETALLI O METALLOIDI

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

19 Si ha il legame quando cè 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 DELLOTTETTO Gli atomi realizzano ciò cedendo, acquistando o mettendo in comune uno o più elettroni esterni VALENZA PRINCIPALI LEGANI CHIMICI: - IONICO - COVALENTE - METALLICO

21 LEGAME IONICO Legame che si forma tra un metallo e un non metallo ed è dato solo dallattrazione 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 allorbitale 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 4 elettroni LEGAME COVALENTE TRIPLO atomi che scambiano 6 elettroni

26 LEGAME COVALENTE DATIVO La coppia di elettroni comuni è data da uno solo degli atomi che partecipano al legame. NH 3 + H + NH 4 + Nella molecola di ammoniaca NH 3 lazoto 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 dellacqua Il legame a idrogeno funge da > fra due molecole.

28 Legami ad idrogeno nellacqua Stato liquido Stato solido

29 NOMENCLATURA

30 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 H2OH2O NH 3 CO 2 HCl Composti ternari: contengono atomi di tre diversi elementi H 2 SO 3 HNO 3 CaCO 3 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 lelemento possiede in più (carica negativa) o in meno (carica positiva) rispetto allatomo neutro, quando gli elettroni di legame vengono attribuiti allelemento più elettronegativo del composto. O H H O C O N H HH Elettronegatività: forza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame, in base alla tendenza a raggiungere lottetto. 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 OSSIDAZIONECALCOLO 1) Tutte le sostanze allo stato elementare hanno numero di ossidazione zero 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 allaltro O O 00 Na + +1 Cl – –1

33 In generale i numeri di ossidazione seguono il seguente schema: a) Lidrogeno 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 lelemento appartiene.

34 Pertanto: I) Gli elementi del primo gruppo (tranne lidrogeno) 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 lazoto ha –3, +1, +2, +3, +4 e +5; il fosforo –3, +3 e +5; lantimonio +3 e +5; VI) Nel sesto gruppo lossigeno 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 lelemento più elettronegativo di tutti ha sempre numero di ossidazione negativo, mentre tutti gli altri elementi hanno numero di ossidazione positivo

36 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 dellaltro, cioè la molecola deve essere neutra. K O Ca O Al O La regola ad incrocio In pratica si incrociano gli indici ed i numeri di ossidazione Al O Si deve tuttavia ricordare che: Lindice 1 si omette sempre; K O Gli indici vanno generalmente ridotti ai minimi termini; Ca O

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

38 OSSIDI (o OSSIDI BASICI) Composti BINARI formati da metallo + ossigeno Nomenclatura tradizionale a)se il metallo ha un solo numero di ossidazione: ossido di + nome metallo (es. ossido di sodio Na 2 O) 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 PbO 2 (numero di ossidazione +4).

39 ANIDRIDI (o OSSIDI ACIDI) Composti BINARI formati da un non metallo + ossigeno Nomenclatura tradizionale a)se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: anidride + nome non metallo con desinenza ICA (es. anidride carbonica CO 2 ) 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 SO 2 (+4); anidride + nome non metallo con desinenza ICA, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. anidride solforica SO 3 (+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. Cl 2 O anidride ipoclorosa; anidride + nome non metallo con desinenza OSA, per il numero di ossidazione +3. Es. anidride clor osa Cl 2 O 3 ; anidride + nome non metallo con desinenza ICA, per il numero di ossidazione +5. Es. anidride clorica Cl 2 O 5 ; anidride PER nome non metallo con desinenza ICA per il numero di ossidazione +7. Es. Cl 2 O 7 anidride perclorica;

41 IDRACIDI o ACIDI BINARI 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; H 2 S acido solfidrico;

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

43 IDROSSIDI 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. Le formule si scrivono utilizzando le regole già viste per i composti binari, considerando lossidrile come un elemento a numero di ossidazione -1. Na 2 O+H 2 O 2Na(OH) +1

44 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 Consideriamo ad esempio la reazione tra ossido ferrico ed acqua Fe 2 O 3 + H 2 O +3 Inizialmente dobbiamo scrivere la formula del prodotto, impiegando le regole già viste Fe(OH)

45 Nomenclatura tradizionale a)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 rame ico 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: CO 2 +H 2 O H 2 CO – 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 Cl 2 O 7 +H 2 O H 2 Cl 2 O 8

47 Il composto H 2 Cl 2 O 8 in realtà non esiste e per trovare la vera formula dellossiacido dobbiamo dividere per due tutti gli indici del composto Cl 2 O 7 +H 2 O 2 HClO 4 La reazione complessiva diventa allora: Nomenclatura tradizionale a)se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: acido + nome non metallo con desinenza ICO (es. acido carbonico H 2 CO 3 ) 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 H 2 SO 3 (+4); acido + nome non metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. acido solforico H 2 SO 4 (+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 clor oso HClO 2 ; acido + nome non metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione +5. Es. acido clorico HClO 3 ; acido PER nome non metallo con desinenza ICO per il numero di ossidazione +7. Es. acido perclorico HClO 4 ;

49 DECOMPOSIZIONE IN ACQUA DEGLI ACIDI Tutti gli acidi contengono idrogeno; negli ossiacidi questo è legato allossigeno da un legame covalente polare, mentre negli idracidi è legato da un legame covalente polare ad un non metallo molto elettronegativo. ClCl H HCl δ– δ+ C O H 2 CO 3 O O H H δ– δ+ Cl HClO 4 O H O O O δ– δ+ S H H H2SH2S δ– δ+ 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+H+ O CO O C O H+H+ Cl ClO - 4 O H+H+ O O O ClCl Cl - H+H+ S S2-S2- H+H+ H+H+

50 Decomposizione in acqua degli acidi ternari In soluzione si formano anioni poliatomici, costituiti dal non metallo ed dallossigeno legati da legame covalente, con tante cariche negative quanti sono gli ioni H + liberati HClO 4 H + +ClO 4 - H 2 CO 3 2H + +CO H 3 BO 3 3H + +BO H 4 SiO 4 4H + +SiO 4 4 -

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

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 SO (+4); ione + nome non metallo con desinenza ATO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. ione solfato SO (+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 clor ito ClO 2 - ; Ione + nome non metallo con desinenza ATO, per il numero di ossidazione +5. Es. ione clorato ClO 3 - ; Ione PER nome non metallo con desinenza ATO per il numero di ossidazione +7. Es. ione perclorato ClO 4 - ;

53 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 HClH + +Cl - H 2 S2H + +S 2 - Nomenclatura degli anioni monoatomici In entrambe le nomenclature il nome dellanione monoatomico si ottiene aggiungendo la desinenza uro al nome del non metallo. F - anione fluoruro; Cl - anione cloruro; Br - anione bromuro; I - anione ioduro; S 2 - anione solfuro; Se 2 - 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. NaOHNa + +OH - Ca(OH) 2 Ca 2+ +2OH - Al(OH) 3 Al 3+ +3OH - Pb(OH) 4 Pb 4+ +4OH -

55 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 Per trovare la formula del sale binario si deve innanzitutto scrivere la reazione di decomposizione in acqua dellidrossido e dellacido binario NaOHNa + +OH - HClH + +Cl - Unendo il catione metallico con lanione non metallico si ottiene la formula del sale NaOH + HCl Unendo lOH - con lo ione H + si ottiene invece lacqua NaCl+ H 2 O Se è necessario si deve infine bilanciare la reazione

56 Nomenclatura tradizionale a)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 FeCl 2 (+2); nome non metallo terminante in URO + nome metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. cloruro ferrico FeCl 3 (+3).

57 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 Per trovare la formula del sale ternario si deve sempre scrivere la reazione di decomposizione in acqua dellidrossido e dellacido ternario KOHK + +OH - HClOH + +ClO - Unendo il catione metallico con lanione poliatomico si ottiene la formula del sale KOH + HClO Unendo lOH - con lo ione H + si ottiene invece lacqua Se è necessario si deve infine bilanciare la reazione KClO+ H 2 O

58 Nomenclatura tradizionale Si indica per primo il nome dellanione poliatomico derivante dalla decomposizione dellacido, 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: CaCO 3 carbonato di calcio FeCO 3 carbonato ferroso Fe 2 (CO 3 ) 3 carbonato ferrico Na 2 SO 3 solfito di sodio Na 2 SO 4 solfato di sodio Cu 2 SO 4 solfato rameoso CuSO 4 solfato rameico KClO ipoclorito di potassio KClO 2 clorito di potassio KClO 3 clorato di potassio KClO 4 perclorato di potassio Sn(BrO) 2 ipobromito stannoso Sn(BrO 4 ) 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. a)solvente: è la specie presente in soluzione in quantità maggiore b) soluto: è la sostanza che viene sciolta dal solvente ed è presente in quantità minore. SOLUZIONI: 1)Gassose miscele di gas 2) liquide solvente liquido, soluto solido, liquido o gas 3) 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 unalta concentrazione di soluto

62 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 LACQUA. - 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 dellacqua e poi si dissociano.

64 ACIDI E BASI ARRHENIUS 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 unaltra sostanza Si definiscono BASI quelle sostanze che acquisiscono ioni H + da unaltra 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 Acidi e basi reagiscono tra loro formano sale e acqua. Reazione di neutralizzazione: acido + base sale + acqua HNO 3 + NaOH NaNO 3 + H 2 O 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: lacqua H2O è una sostanza anfotera H 2 O + HNO 3 H 3 O + + NO 3- 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, HNO 3, basi forti: NaOH, KOH) - acidi e basi deboli sono sostanze che in soluzione acquosa sono dissociati solo parzialmente. (acidi deboli: H 2 CO 3, basi deboli: NH 3 ) HCl(aq) +H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq)

68 Il carattere neutro, acido o basico di una soluzione è determinato dal valore di [H 3 O + ] dal valore di [H 3 O + ] [H + ] in soluzione neutra= M [H + ] in soluzione acida> M [H + ] in soluzione basica< 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 Il pH e/o il pOH indicano lacidità e/o lalcalinità di una soluzione acquosa Acidità crescente neutralità Basicità crescente pH pOH Acidità crescente Basicità crescente

70 pH < 7soluzione acida pH > 7soluzione basica pH = 7soluzione neutra La funzione pOH può essere impiegata per esprimere la concentrazione degli ioni OH - : Nel caso dellacqua pura a 25°C: pH = - log[H 3 O + ] [H 3 O + ] > 1 · [H 3 O + ] < 1 · [H 3 O + ] = 1 · pOH = -log[OH - ] pH + pOH= 14

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

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

73 Acidità Alcune soluzioni acquose di uso comune sono acide: Succhi GastricipH = Succo di LimonepH = AcetopH = Bibite gassatepH = VinopH = PomodoripH = LattepH =

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 Laggiunta di un acido allacqua determina un aumento della concentrazione di ioni H + ed una diminuzione della concentrzione di ioni OH - HA + H 2 O A - + H 3 O + Laggiunta di una base determina un aumento della concentrazione di ioni OH - ed una diminuzione della concentrazione di ioni H + B + H 2 O 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 Il metodo più semplice ed accurato per misurare il pH consiste nellutilizzo di un elettrodo a vetro Al giorno doggi, lelettrodo a pH/pHmetro fa parte dellequipaggiamento di base di ogni laboratorio

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

79 1)Un elettrodo indicatore di misura 2)Un elettrodo di riferimento 3)Un registratore e misuratore di potenziale Lelettrodo di misura è un elettrodo a vetro sensibile alla [H + ] Lelettrodo di riferimento non è sensibile alla variazione della [H + ]

80 Il funzionamento dellelettrodo 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 allaltro della membrana di vetro determina lo sviluppo di un potenziale elettrico attraverso la membrana.

81 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 + H 2 O A - + H 3 O + giallo rosso pH

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

84 pH fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio rosso fenolo Esempi:

85 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 sono incomprimibili

89 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 unenergia 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 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: LACQUA

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

98 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

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

101 Stato gassoso Stato liquido condensazione forze di coesione più forti inverso dellevaporazione la T di condensazione coincide con quella di ebollizione

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

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

104 Stato solido Stato gassoso sublimazione

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

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

107

108 LA PROPAGAZIONE DEL CALORE Lenergia 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. ConduzioneConvezioneIrraggiamento

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


Scaricare ppt "CHIMICA Dispense a cura di: Dott.ssa Eleonora Lucherini."

Presentazioni simili


Annunci Google