La chimica è la branca delle scienze naturali che interpreta e razionalizza la struttura, le proprietà della materia e le sue trasformazioni. « Nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma »

Reazioni chimiche Sono trasformazioni di reagenti in prodotti espresse mediante una equazione chimica nel rispetto del principio della conservazione della massa totale dei reagenti R e prodotti P di reazione. aA + bB +... → cC + dD +... Un equazione chimica è bilanciata premettendo alle formule di ogni sostanza (R o P) dei numeri interi opportuni e i più piccoli possibili (coefficienti stechiometrici)

Bilanciamento delle reazioni chimiche aA + bB +... → cC + dD +... I coefficienti stechiometrici si determinano con il metodo algebrico in base al: principio di conservazione della massa principio di conservazione della carica globale

Reazioni chimiche 1. Reazioni inorganiche 2. Reazioni organiche 1. Reazioni omogenee 2. Reazioni eterogenee 1. Reazioni quantitative 2. Reazioni di equilibrio 1. Reazioni esotermiche 2. Reazioni endotermiche 1. Reazioni acido-base 2. Reazioni di precipitazione 3. Reazioni di complessazione 4. Reazioni di ossidoriduzione

Teoria di Brønsted-Lowry un acido è una sostanza capace di donare uno o più ioni idrogeno ( H + ) ad un'altra specie chimica. una base è una sostanza capace di accettare uno o più ioni idrogeno da un'altra specie chimica Reazioni acido–base

Una reazione acido-base è quindi una reazione una specie chimica trasferisce protoni ad un'altra specie capace di accettarli. Viene introdotto il concetto di complementarietà tra acido e base, dato che l'acido non è tale se non in presenza di una controparte cui donare il proprio ione H +, e la a base non è tale se non in presenza di una controparte da cui accettare uno ione H +. Una sostanza non è quindi acida o basica in assoluto, ma relativamente alla reazione considerata. Reazioni acido–base ACIDOBASE

Reazioni acido–base (modello di Brønsted-Lowry) Nell'acqua pura a 25 °C la concentrazione degli ioni H + e OH - provenienti dalla naturale dissociazione dell'acqua risulta essere [H + ] = [OH - ] = 1.0  mol/dm³ H + + OH - H 2 O MOLE È l’unità di misura della G.F. quantità di sostanza ed è definita come la quantità di sostanza di un qualsiasi individuo chimico che contiene × unità chimiche elementari definite dalla sua formula chimica

L’acqua pura ha un pH = 7.00 Il pH solitamente assume valori compresi tra 0 (acido forte) e 14 (base forte). Al valore intermedio di 7 corrisponde la condizione di neutralità, tipica dell'acqua pura a 25°C. pH = -log[H + ] è una scala di misura dell'acidità di una soluzione acquosa Scala di pH

0.0 HCl 1 M 1,5 i succhi gastrici 2,5 il succo di limone 3.0 l'aceto da tavola 6,5 il latte 7.0 l'acqua distillata 7,5 il sangue 10.0 l'acqua saponata 12.0 l'ammoniaca in soluzione acquosa per uso domestico 14.0 NaOH 1 M Il pH di alcune sostanze comuni

Tecniche analitiche Tecniche volumetriche Tecniche spettroscopiche Tecniche cromatografiche Tecniche elettrochimiche Saggi qualitativi

Reazione di neutralizzazione H + + OH –  H 2 O

Determinazione del punto finale Indicatori cromatici Un indicatore acido-base è anch’esso un acido o una base le cui diverse specie protonate hanno colori diversi

Caratteristiche medie dei vari tipi di bilancia. Capacità (g)Precisione (mg) Macro (tecniche) Analitica ,1 Semimicro10-300,01 Micro0,5-30,001 Ultra-micro0,0250,0001 Le bilance in commercio sono classificabili come macrobilance (tecniche), bilance analitiche, semi-microbilance, Microbilance, ultra-microbilance. 14

Attrezzature a: pipetta b: buretta c: sostegno d: beuta e: agitatore f: spruzzetta

Reazione di neutralizzazione H + + OH –  H 2 O finale V finale V eq H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ O H–H– O H–H– O H–H– O – H H H H

Dosaggio dell’acidità nell’CH 3 COOH commerciale CH 3 COOH + OH –  CH 3 COO – + H 2 O 1. Prelevare 3.0ml di acido acetico commerciale (~ 6% ) 2. Diluire con acqua ed aggiungere fenolftaleina 3. Si titola con NaOH a concentrazione nota 4. Determinare il titolo dell’acido: (g/ml)  V T = volume in ml di titolante  C T = concentrazione del titolante  60 = peso molecolare dell’acido acetico V p = volume esatti di aceto prelevati

Determinazione dell’acidità dell’olio d’oliva 1. Si diluiscono circa 10g di olio in una miscela 1 : 3 di alcol etilico ed etere 2. Si aggiungono alcune gocce di fenolftaleina 3. Si titola con una soluzione 0.050mol/dm³ in NaOH 4. Si determina l’acidità, come % dell’acido oleico, (solitamente componente al >65% dell’olio di oliva):  V T = volume in ml di titolante  M = concentrazione del titolante  MM = peso molecolare dell’acido oleico = gmol –1 p = grammi esatti di olio pesati

Classificazione degli oli di oliva in base alla loro acidità Attenzione: 1)La burette hanno un rubinetto inferiore. Quando le riempite con il titolante RICORDATE DI CHIUDERLO! 2) Una volta effettuata la titolazione dell’aceto e calcolato la percentuale di acido acetico, lavate la beuta, riempitela con circa 10 grammi di olio (sciogliendolo in 20 ml di etanolo e 60 di etere etilico) e, dopo aver aggiunto l’indicatore) titolate con Una nuova soluzione di sodio idrossido.