Progetto “Tandem” Preparazione ai test di ammissione CHIMICA Università degli Studi di Verona Preparazione ai test di ammissione CHIMICA CdL Magistrale Medicina e Chirurgia, Odontoiatria e Protesi Dentaria Lauree in Professioni Sanitarie Dott.ssa Elena Butturini elena.butturini@univr.it

CHIMICA

CHIMICA GENERALE 1-LA MATERIA Elemento: è una sostanza costituita da atomi tutti identici tra di loro Composto: è una sostanza pura costituita da due o più elementi in un rapporto stechiometrico ben definito (H2O…) Miscela: è la combinazione di due o più sostanze pure (es. benzina, sangue, aria) OMOGENEA= SOLUZIONI ETERGENEA= MISCELA DI SOLIDI

Perché un elemento differisce da un altro??? TEORIA ATOMICA DI DALTON Ciascun elemento è costituito di particelle dette atomi Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici Gli atomi di elementi diversi hanno proprietà differenti (ad es. la massa) Le reazioni chimiche non mutano gli atomi di un elemento in quelli di un altro; (nel corso delle reazioni chimiche gli atomi non si creano e non si distruggono) I composti si originano dalla combinazione di atomi di almeno 2 elementi In un dato composto il numero relativo e la specie degli atomi sono costanti Elementi diversi sono costituiti da atomi differenti

In che cosa gli atomi di elementi diversi differiscono fra loro? STRUTTURA DELL’ ATOMO L’ATOMO è la particella più piccola di un elemento in grado di conservare tutte le proprietà chimiche di quell’ elemento. UNA MOLECOLA è costituita da due o più atomi saldamente legati tra loro CHE COS’E’ UN ATOMO? Gli atomi si differenziano uno dall'altro nel NUMERO di particelle elementari (protoni, neutroni, elettroni) che li compongono. Si distinguono così i diversi ELEMENTI con nomi e simboli propri

X Numero atomico Z : numero di protoni Numero di massa A : somma dei protoni e dei neutroni A Z X Gli atomi sono elettricamente neutri, contengono cioè lo stesso numero di protoni ed elettroni

X Numero atomico Z : numero di protoni Qual è il numero di massa di un atomo avente 6 protoni, 7 neutroni e 6 elettroni? 12 7 6 13 19 Numero atomico Z : numero di protoni Numero di massa A : somma dei protoni e dei neutroni A Z X Supponendo che l’abbondanza relativa dei diversi isotopi del cloro sia: 75% cloro-35 (34,96 u.m.a.) e 25% cloro-37 (36,96 u.m.a.), la massa del cloro risulterebbe: 35,46 u.m.a 34,96 u.m.a. 39,96 u.m.a. 35,96 u.m.a. 71,92 u.m.a. Isotopi : atomi di un elemento caratterizzati dallo stesso Z ma diverso A (34,96 x 0.75) + (36.96 x 0.25) = 35.46 Indicare cosa hanno in comune l’isotopo 58Fe e l’isotopo 59Co Il peso atomico ll numero di neutroni Il numero di massa Il numero di protoni Il numero di elettroni Fe, Z=26 Co, Z=27 => 58-26 = 59-27 = 32 (n° neutroni!)

Quanto pesa un atomo? LA MASSA ATOMICA RELATIVA Per convenzione si adotta come riferimento la massa di un isototopo stabile e abbondante, il 12C Unità di Massa Atomica (UMA) =1/12 della massa dell’ isotopo 12C 1 UMA = 1.6605402x10-27kg Quanto pesa un composto? IL PESO MOLECOLARE Il P.M. è la somma dei pesi atomici degli elementi costituenti

1 2 6 8 nessuna delle precedenti Un composto ha la seguente composizione percentuale in massa: 3.1% di H; 31,5% di P; 65,4% di O. Qual è la sua formula minima?[Mr:H=1;O=16;P=31] H3PO4 H4P3O H3PO3 H4PO3 H3P3O In 100g composto 3,1 g H 31,5 g P 65,4 g O 3,1/1=3 31,5/31=1 65,4/16=4 Quanti atomi di idrogeno sono presenti in una molecola di solfato d’ammonio? 10 9 12 6 8 Ammonio = NH4+, solfato SO42- (da H2SO4) (NH4)2SO4 Qual è la differenza del numero di elettroni tra lo ione solfato e lo ione solfito? 1 2 6 8 nessuna delle precedenti Solfito SO32- (da H2SO3) solfato SO42- (da H2SO4) 8 O

TAVOLA PERIODICA Dmitri Mendeleeiev formulò la tavola periodica degli elementi nel 1869 Mendeleev dispose gli elementi in ordine di peso atomico crescente, mettendo in luce il carattere periodico delle loro proprietà chimiche e fisiche (Tavola Periodica)

TAVOLA PERIODICA Periodi: righe orizzontali Gruppi

Gruppi (colonne della tabella): elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna

Metalli alcalino-terrosi Alogeni Metalli alcalini Non metalli: friabilità, cattiva conducibilità Non metalli Gas Nobili Metalli alcalino-terrosi Alogeni Gas Nobili: La configurazione corrispondente al riempimento totale degli orbitali s e p ad opera degli 8 e- che essi sono in grado di contenere questo porta ad una estrema stabilità Metalli alcalini Metalli di transizione Metalloidi Metalli: durezza, lucentezza, buona conducibilità termica ed elettrica Metalloidi: caratteristiche intermedie fra metalli e non metalli

Quale/i delle seguenti affermazioni è/sono corretta/e circa gli elementi del Gruppo 18 della tavola periodica)? I terminano tutte con la configurazione elettronica p6 II L’elemento del periodo 4 è l’Argon III A condizioni standard sono incolori, insapori inodori e infiammabili A Solo I B nessuna C soloII D I e III E I,II e III

Raggio atomico

Energia di ionizzazione (I) È l’energia per spostare un elettrone da un atomo o da uno ione X X+ X++ Energia di prima ionizzazione Energia di seconda ionizzazione Tanto maggiore è I tanto più intensa è l’attrazione dell’elettrone all’interno dell’atomo o dello ione. I aumenta ad ogni successivo elettrone che si vuole allontanare

Energia di prima ionizzazione I aumenta verso destra lungo un periodo, diminuisce scendendo lungo un gruppo

Affinità elettronica E’ l’energia associata al processo di addizione di un elettrone ad un atomo o ad uno ione X + e- X+ + e- X- X Per la maggior parte degli atomi e per tutti gli ioni positivi l’aggiunta di un elettrone determina una cessione di energia (E ha segno negativo)

Affinità elettronica L’affinità elettronica generalmente è più negativa verso destra lungo un periodo e verso l’alto all’interno di ciascun gruppo

Configurazione elettronica Gli elettroni occupano in un atomo gli orbitali seguendo tre principi: Gli elettroni occupano gli orbitali liberi a più bassa energia in quanto lo stato fondamentale di un atomo è quello a minor contenuto energetico Principio di esclusione del Pauli: in uno stesso atomo due elettroni non possono avere i quattro numeri quantici uguali. Quindi un orbitale può al massimo avere due elettroni con spin opposto. Regola di Hund: quando in un sottolivello sono disponibili più orbitali, gli elettroni si dispongono con lo stesso spin (spin parallelo) su orbitali diversi.

Ordine di riempimento degli orbitali energia

Ibridazione sp3 C Z=6 1s22s22p2 2s s p Si verifica una ‘fusione’ tra gli orbitali s (1) e p (3) e si formano 4 orbitali degeneri sp3, ossia 4 orbitali con la stessa forma ed energia. In questo modo i 4 elettroni del guscio più esterno (n = 2) del Carbonio diventano perfettamente equivalenti, si dispongono lungo un tetraedro, a 109° l’uno dall’altro e possono far formare al Carbonio stesso 4 legami identici tra loro.

CH4 Carbonio Tetraedrico (sp3) (metano) 4 legami covalenti disposti a 109°28’, per andare a occupare i vertici di un tetraedro con i 4 sostituenti

Ibridazione sp2 L’ibridazione può essere anche incompleta e riguardare l’orbitale s (1) e solo 2 orbitali p con la formazione di 3 orbitali degeneri sp2. Il 4° orbitale rimarrà di tipo p e… … solo 3 dei 4 elettroni del guscio più esterno (n = 2) del Carbonio diventano perfettamente equivalenti, disponendosi a triangolo a 120°, mentre uno (p) rimarrà ad una energia lievemente superiore. Si dice quindi che il Carbonio rimane con un grado di insaturazione.

Ibridazione sp L’ibridazione può essere anche incompleta e riguardare l’orbitale s (1) e solo 1 orbitali p con la formazione di 2 orbitali degeneri sp. s p x y z s p x y z sp p Geometria lineare: i due orbitali ibridi formano un angolo di 180°. I due orbitali p rimanenti sono perpendicolari

Elettronegatività E’ la tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni di legame Se in una molecola si hanno due atomi legati tra di loro che possiedono una differente elettronegatività, gli elettroni di legame non sono più egualmente condivisi dai due atomi che formano il legame Statisticamente vi è una probabilità maggiore di trovarli vicini all’ atomo più elettronegativo

Elettronegatività

Quanti tra i seguenti elementi Na Ar K e F hanno forte tendenza a perdere elettroni nella configurazione elettronica esterna? 0 1 2 3 4 Quale delle seguenti configurazioni elettroniche indica l’elemento con maggiore tendenza a dare anioni? A 1s22s22p6 D 1s22s22p63s1 B 1s22s22p1 E 1s22s22p63s23p3 C 1s22s22p5

LEGAMI INTRAMOLECOLARI Il legame chimico si crea quando due atomi avvicinandosi cedono, acquistano o mettono in comune due o piu’ elettroni del guscio elettronico esterno in modo da raggiungere la configurazione elettronica esterna dell’ottetto Legame covalente: è formata da una coppia di elettroni condivisa tra due atomi. Legame covalente omopolare tra atomi uguali Legame covalente polare tra atomi diversi con piccole differenze di elettronegatività Legame dativo la coppia di elettroni viene fornita da un solo atomo Legame metallico: si forma nei metalli

Legame ionico: attrazione elettrostatica tra due cariche di segno opposto. Si realizza tra due atomi con una grande differenza di elettronegatività. Prevede un trasferimento di elettroni dall’atomo piu’ elettropositivo a quello piu‘elettronegativo con formazione di un CATIONE e di un ANIONE Si può prevedere se un atomo di un elemento formerà preferenzialmente un catione o un anione? I METALLI nel corso di una reazione chimica generalmente cedono elettroni dando origine a cationi I NON METALLI nel corso di una reazione chimica generalmente acquistano elettroni dando origine ad anioni

Tra quali elementi è più probabile che si formi un legame ionico se formassero un composto binario? I ossigeno, II fosforo, III Zolfo, IV selenio A Tra I e II D Tra II e III B Tra II e IV E nessuna delle precedenti C Tra I e IV CNOSSe

Nella molecola H2 i due atomi di idrogeno sono uniti da un legame: ionico covalente a idrogeno covalente polare dativo Trovare la risposta errata: A-un triplo legame comporta la copartecipazione di tre elettroni B-Il legame tra H e Cl nella molecola di acido cloridrico è covalente polare C-L’ammoniaca è un gas contenente esclusivamente atomi di idrogeno e azoto D-Il legame tra sodio e cloro nel cloruro di sodio è di tipo ionico E-Un elemento a bassa energia di ionizzazione facilmente diventare un catione

LEGAMI INTERMOLECOLARI Quali dei seguenti legami sono considerati forti? I legame idrogeno II legame ionico III ione-molecola IV metallico A- I B- II C- I e III D- I, II e IV E- II eIV LEGAMI INTERMOLECOLARI Forze di Wan der Walls: forze di interazione tra molecole diverse a breve raggio Legame a ponte idrogeno o idrogeno: è un particolare tipo di interazione dipolo-dipolo che si verifica tra due molecole quando l’atomo di H è legato con legame covalente ad un atomo X molto elettronegativo (O;N,F..)

Quali dei seguenti accoppiamenti molecola angolo di legame non è corretta: I acqua/120°; II ammoniaca/109,5°;III anidride carbonica/180° A- I e III B- I e II C- II e III D- solo II E- solo III O H d - d + 104,5° O C

2-reazioni chimiche-stechiometria CHIMICA GENERALE 2-reazioni chimiche-stechiometria Bilanciamento di una reazione chimica H4SiO4 + Ba(OH)2 Ba3(HSiO4)2 + H2O 1) Bilanciare l’elemento metallico che appare in minor numero fra reagenti e prodotti, in questo caso il Bario, Ba. H4SiO4 + Ba(OH)2 Ba3(HSiO4)2 + H2O 3 2) Bilanciare gli altri atomi di metalli o non metalli H4SiO4 +3 Ba(OH)2 Ba3(HSiO4)2 + H2O 2 3) Bilanciare gli atomi di idrogeno e di ossigeno 2H4SiO4 +3 Ba(OH)2 Ba3(HSiO4)2 + H2O 6

I- cede elettroni e si ossida, mentre Br2 acquista un e- si riduce. Le reazioni di ossido–riduzione sono un particolare tipo di reazione chimica che si realizza attraverso il trasferimento reale o formale di elettroni da una specie chimica ad un’altra. Br2 + 2I- 2Br- + I2 2I- I2+2e- Semireazione di ossidazione Br2 + 2e- 2Br- Semireazione di riduzione I- cede elettroni e si ossida, mentre Br2 acquista un e- si riduce. La specie che si ossida viene definita riducente ; quella che si riduce ossidante.

Come si capisce se una reazione è un’ossidoriduzione? Variazione del numero di ossidazione Quando un atomo si ossida aumenta il suo numero di ossidazione; viceversa quando si riduce il numero di ossidazione cala.

Il numero di ossidazione è la carica che assumerebbe un elemento in un composto, se si attribuissero gli elettroni di legame all'elemento più elettronegativo. La carica che l'elemento "assume", si determina dal confronto con la configurazione elettronica esterna dell'elemento, nel suo stato fondamentale. Il numero di ossidazione non è una carica reale, bensì fittizia, attribuita formalmente a ciascun elemento in un composto.

Come si calcola il numero di ossidazione? Elementi allo stato libero (cioè non combinati, come H2, Ag, etc.) Elementi del I gruppo (coma Na, K, etc.) allo stato combinato +1 Elementi del II gruppo (come Ca, Mg, etc.) allo stato combinato +2 Idrogeno in tutti i composti Eccezione: negli idruri dei metalli (es. NaH, CaH2) -1 Ossigeno in tutti i composti Eccezioni: perossidi (come H2O2) superossidi (come K2O) fluoruro di ossigeno (F2O) -2 -1/2 Fluoro in tutti i composti Alluminio in tutti i composti +3 Zinco in tutti i composti Somma algebrica dei N.O. di tutti gli elementi, moltiplicato per il numero di atomo di quell’elemento presenti in una sostanza neutra Somma algebrica dei N.O. di tutti gli elementi, moltiplicato per il numero di atomo di quell’elemento presenti di una specie carica Valore della carica

L’ossidazione è processo in cui una specie chimica perde elettroni ed un atomo aumenta il proprio numero di ossidazione. La riduzione è il processo in cui una specie chimica acquista elettroni ed un atomo diminuisce il proprio numero di ossidazione Molto Importante Non ci può essere ossidazione senza riduzione: gli elettroni non vanno in giro da soli! Tanti elettroni perde la specie che si ossida, tanti ne deve guadagnare quella che si riduce.

Il numero di ossidazione del C in H2CO3 è: -4, +2, +6, +4, -2 -4, +2, +6, +4, -2 La somma algebrica dei n.o. degli elementi di un composto, moltiplicato per il numero di atomi di quell’elemento, è uguale a 0 in una molecola neutra o alla carica in uno ione (n.o. H x2) +(n.o.Cx1)+(n.o.Ox3)=0 H: +1 O: -2 C=X 2 + X - 6=0 X= 4

Indicare quale delle seguenti reazioni NON è corretta: NH3 + HCl = NH4Cl NH4HCO3 + HCl = NH4Cl + CO2 + H2O NH3 + H2SO4 = NH4SO4 CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + H2O + CO2 Quali sono i coefficienti stechiometrici della reazione: Al + Fe2O3 → Al2O3 + Fe 1,2,2,1 1,2,1,2 1,1,1,1 2,1,1,2 2,2,1,1 2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + Fe 2 Nella reazione: Zn + FeCl2 → ZnCl2 + Fe lo ione che si riduce è Nessuno Fe2+ Fe3+ Cl- Zn2+ +2 Zn + FeCl2 → ZnCl2 + Fe +2

Se in una reazione gli ioni Ag+ in soluzione si trasformano in atomi del metallo, ciò significa che gli ioni Ag+: cambiano numero atomico acquistano neutroni agiscono da ossidanti perdono protoni si ossidano +1 Ag+ Ag + 1 e- → Ag+ si riduce e agisce da ossidante +1 -1 +6 +4 +1 +2 +6 Nella reazione: KCl + H2SO4 + MnO2 → K2SO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O A-K passa da numero di ossidazione +1 a +2 B-Cl si ossida C-S passa da numero di ossidazione +6 a +4 ossidandosi D-S si riduce passando da +4 a +6 E- Mn si ossida

Quale/i delle seguenti reazioni è/sono una dismutazione? I Cl2 + H2O → HCl + HClO II 4H3PO3 + H2O → 3H3PO4 + PH3 III 3Cl2 + 6NaOH → NaClO3 + 5NaCl + 3H2O A-Solo I e II D-Solo Ie II B-Solo II E- I, II e III C-Solo III Una reazione di dismutazione o disproporzione è una particolare reazione redox nella quale una sola specie si comporta sia da ossidante che da riducente X= 1 H: +1 O: -2 Cl=X no Cl in HClO (H x1) +(Ox1)+(Clx1)=0 1 - 2 +x=0 -1 +1 Cl2 + H2O → HCl + HClO +5 -3 +3 4H3PO3 + H2O → 3H3PO4 + PH3 X= 3 H: +1 O: -2 P=X no P in H3PO3 (H x3) +(Px1)+(Ox3)=0 3 + X - 6=0 +5 -1 3Cl2 + 6NaOH → NaClO3 + 5NaCl + 3H2O

Se nella reazione 3 NO2 + H2O -> 2 HNO3 + NO si formano 1,80 mol di NO, allora nella stessa reazione: A-si formano anche 3,60 mol di HNO3 B- si consumano 3,60 mol di H2O C-si consumano 3,60 mol di HNO3 D-si formano 5,40 mol di NO2 E-si formano anche 1,80 mol di HNO3 MOLE quantità di sostanza espressa in grammi che contiene un numero N (numero di Avogadro 6,023 X1023) di particelle La mole di un elemento è uguale al suo PA espresso in grammi. Una mole di atomi di qualsiasi elemento contiene sempre N atomi. La mole di un composto è uguale al suo PM espresso in grammi. Quindi una mole di qualsiasi molecola contiene sempre N molecole. n=g/PM

Acqua + anidride carbonica Quanti g di CO2 si ottengono dalla combustione completa di una mole di glucosio (C6H12O6) nelle reazione: Glucosio + ossigeno Acqua + anidride carbonica 1 264 12 150 6 C6H12O6 + O2 H2O + CO2 6 6 6 1 mole C6H12O6 6 moli CO2 Il corpo umano espelle l’azoto come urea, prodotta secondo la seguente reazione( in questo caso si considera il catabolismo dell’arginina) C6H14N4O2 + H2O NH2CONH2(urea) + C5H12N2O2 Se si espellono 95 mg di urea quanta arginina viene consumata) (Mr:H=1;O=16;C=12; N=14) 5,7 mg 1,58mg 200mg 0,63mg 0,28g UREA ARGININA

8 g di ossido di rame vengono ridotti a 3 8 g di ossido di rame vengono ridotti a 3.2g di rame utilizzando del gas idrogeno secondo la seguente reazione: CuO + H2 H2O + Cu Qual è la resa del rame espressa in valore percentuale del massimo teorico? (Mr:H=1;O=16;Cu=64) 43,9% 87.5% 75% 70% 50% -La resa teorica RT di un prodotto è la quantità massima di quel prodotto che può essere ottenuta da una certa massa di reagente in base alla stechiometria della reazione. -La resa effettiva RE di un prodotto è la quantità che davvero si ottiene di quel prodotto. -La resa percentuale RP di un prodotto è il rapporto, espresso in forma percentuale, tra la quantità di prodotto effettivamente ottenuta (resa effettiva RE) e quella massima ottenibile (resa teorica RT) RP = (RE/RT) × 100 n° moli = PM g CuO PM=16+64=80 n° moli=8/80=0,1 moli RT 0,1 moli Cu g=n° molixPM g= 0,1x64=6,4 RP = (RE/RT) × 100 RP = (3,2 g/6,4g) × 100= 50%

la pressione iniziale : Se, in un recipiente chiuso a temperatura costante, si fa avvenire la sintesi del gas NO a partire da N2 e O2 gassosi secondo la reazione: N2 + O2 -> 2NO la pressione iniziale : A- è maggiore di quella finale B- è il doppio di quella finale C- è uguale alla finale D- è la metà di quella finale E- è minore di quella finale La pressione parziale, a parità di temperatura e volume è direttamente proporzionale a numero di moli del gas In questa reazione in fase gassosa il numero totale di moli dei reagenti è uguale a quello dei prodotti. Anche la pressione non subirà variazioni passando da reagenti a prodotti.

1 mole di gas in condizioni standard occupa 22,4 L Una mole di idrogeno gassoso reagisce con una di cloro gassoso per dare acido cloridrico in fase gassosa. Quanti litri di HCl si formano dalla reazione effettuata a 0°C e 1 atm? 11,2 L 13,8 L 22,4 L 28,0 L 44,8 L Condizioni normali 0°C, 1 atm 1 mole di gas in condizioni standard occupa 22,4 L H2 + Cl2 -> 2HCl Da 1 mole di H2 e 1 mole di Cl2 si formano 2 moli di HCl V=2x22,4=44,8 L

3-Equilibrio chimico/termodinamica/cinetica CHIMICA GENERALE 3-Equilibrio chimico/termodinamica/cinetica Una reazione chimica raggiunge l’equilibrio quando: le concentrazioni di reagenti e prodotti si equivalgono I reagenti si sono completamente consumati Le concentrazioni di reagenti e prodotti rimangono costanti La velocità di reazione rimane costante Avviene in entrambe le direzioni N2 +3H2 2NH3

Poiché all'equilibrio le concentrazioni dei componenti sono costanti, sarà costante anche un loro rapporto, che esprime la legge dell’ azione di massa aA + bB cC + dD T costante [C]c[D]d [A]a[B]b Keq = prevede il verso nel quale la reazione si svolge dice se all’equilibrio la miscela contiene una elevata o bassa quantità di prodotto (rese nei processi industriali) non fornisce informazioni sulla velocità necessaria per raggiungere l’equilibrio Per gli equilibri omogenei in fase gassosa è spesso utile scrivere la costante di equilibrio in termini delle pressioni parziali dei gas invece che delle concentrazioni.

K >> 1: la reazione è spostata a destra K >> 1: la reazione è spostata a destra. All’equilibrio le concentrazioni dei prodotti sono più grandi delle concentrazioni dei reagenti. K << 1: la reazione è spostata a sinistra. All’equilibrio le concentrazioni dei reagenti sono più grandi delle concentrazioni dei prodotti.

Principio di Le Chatelier Quando un sistema all’equilibrio viene perturbato, cambiando la P o le concentrazioni di reagenti o prodotti, il sistema reagisce in modo da opporsi alla perturbazione. aA + bB cC + dD Si ottiene un nuovo equilibrio in cui sono cambiate le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti ma non il valore di Keq A La temperatura è l’unico parametro che influenza la posizione dell’equilibrio perché fa variare il valore della costante di equilibrio.

Quale dei seguenti metodi è utile per ridurre la quantità di prodotto C nell’equilibrio tra sostanze gassose supponendo che rimanga invariato il numero di moli : Aumentare la pressione Diminuire la pressione Aggiungere B Aggiungere A Diminuire A aA + bB cC + dD Se si aumenta la pressione, tenendo costante la temperatura, l’equilibrio della reazione in fase gassosa: Rimane inalterato Si sposta in modo da favorire la liberazione dell’ossigeno gassoso Si sposta a destra Si sposta a sinistra Si sposta in modo da produrre un aumento di entropia 2SO3 2SO2 + O2

All’aumentare della temperatura la costante di equilibrio La costante di equilibrio di una reazione chimica, all’aumentare della temperatura: diminuisce sempre Aumenta sempre Aumenta a basse pressioni e diminuisce ad alte Può aumentare o diminuire a seconda della reazione Resta costante All’aumentare della temperatura la costante di equilibrio aumenta se la reazione è endotermica diminuisce se è esotermica La variazione di Entalpia (DH) di un sistema chimico indica la quantità di calore scambiata a pressione costante. LIBERA CALORE DH<0 reazione esotermica DH>0 reazione endotermica ASSORBE CALORE

Considerando le reazioni sottostanti all’equilibrio, in quale verrà prodotta la maggior quantità di X nel caso in cui si abbia o un aumento di pressione o un aumento della temperatura? A- la reazione diretta è esotermica B- C- D- la reazione diretta è endotermica E- Q(g) + R(g) X(g) Q(g) + R(g) 3X(g)+ T(g) Q(g) + R(g) 2X(g) Q(g) + R(g) 2X(g)+ T(g) 2Q(g) X(g) la reazione diretta è endotermica

Come variano le proprietà termodinamiche del sistema quando un componente si scioglie spontaneamente in acqua e la soluzione si scalda? A-L’entalpia non varia e il ΔG è maggiore di zero B-ΔH e ΔG sono minori di zero C- ΔH e ΔG sono maggiori di zero D-ΔH è minore di zero e ΔG è maggiore di zero E-ΔH è maggiore di zero e ΔG è minore di zero G = H - TS SPONTANEA DG<0 reazione esoergonica DG>0 reazione endoergonica NON SPONTANEA

“Una reazione esotermica con un aumento di entropia è spontanea”. Quale delle seguenti deve essere vera affinchè l’affermazione precedente sia vera? I- Segno DH negativo II- Segno ΔS negativo III- Segno di -TΔS negativo IV- solo ΔG maggiore di zero A- III eIV B-solo I C- solo IV D- II, III e IV E- I e III G = H - TS Reazione spontanea DG<0

I- L’energia di attivazione si abbassa Quando un catalizzatore viene aggiunto ad una reazione chimica quale/i dei seguenti eventi accade/ono? I- L’energia di attivazione si abbassa II- La quantità finale del prodotto aumenta III- Aumenta la velocità di formazione dei prodotti A- Solo I B-Solo II C- solo III D- I e II E- I e III Catalizzatori sostanze che aumentano la v di una reazione senza essere consumati dalla reazione non promuovono reazione termodinamicamente sfavorite favoriscono un meccanismo di reazione diverso che comporta una Ea minore

La seguente reazione è esotermica Quale delle seguenti affermazioni è corretta? A- All’equilibrio T e X producono Z alla stessa velocità con cui Z produce T e X B-Un catalizzatore aumenta la quantità di Z C- Un aumento di pressione causa un aumento della quantità di Z D-Un aumento di temperatura causa un aumento del prodotto Z E-L’aumento di Z sposta l’equilibrio a destra 2T(g) + 3X(g) 5Z(g)

CHIMICA GENERALE 4-Soluzioni Le soluzione sono un sistema omogeneo formato da due componente: SOLVENTE (il più abbondante) e il SOLUTO (meno abbondante). In una soluzione possono essere presenti uno o più soluti. Concentrazione: indica la quantità di soluto presente in una certa quantità di solvente o di soluzione Molarità (M): numero di moli di un soluto presenti in 1 litro di soluzione (mol/L). n°moli soluto V soluzione (L) M= n° di moli, n = g / P.A. o g / P.M. MOLE quantità di sostanza espressa in grammi che contiene un numero N (numero di Avogadro 6,023 X1023) di particelle MOLALITA’ (m): È definita come moli di soluto per chilogrammo di soluzione e ha dimensioni moli/Kg.

NORMALITA’ È definita come moli di equivalenti di soluto per litro di soluzione e ha dimensioni Eq/L. Si usa per indicare la concentrazioni di acidi e basi.

Assumiamo che C1 = 2M e C2 = 1M 0.2 + 0.4 [Na+]= Una soluzione (1) di NaCl ha concentrazione molare doppia rispetto a una soluzione (2) di Na2SO4. Se si mescolano 100 mL della soluzione 1 con 200 mL della soluzione 2, la concentrazione dello ione Na+ nella soluzione finale sarà: A) uguale a quella della soluzione 1 B) tripla rispetto alla soluzione 1 C) doppia rispetto alla soluzione 1 D) la metà rispetto alla soluzione 2 E) doppia rispetto alla soluzione 2 Assumiamo che C1 = 2M e C2 = 1M Equivalenti Na+ (1) = 1 Na+ = 2 M = C1 0.1L Equivalenti Na+ (2) = 2 Na+ = 1 M = C2 0.2L n moli Na+ (1) = 2 x 0.1 x 1eq = 0.2 n moli Na+ (2) = 1 x 0.2 x 2eq = 0.4 0.2 + 0.4 0.300 Vtot = 300 mL [Na+]= = 2 M

0.02 M = X moli/ 0.5l => 0.01 x 17g/l = 0.17g/l Calcolare la quantità di ammoniaca (17 u.m.a.) contenuta in 500 ml di una soluzione acquosa 0,02 M. 0,34 mg 0,085 g 0,17 g 0,34 g 0,17 mg 0.02 M = X moli/ 0.5l => 0.01 x 17g/l = 0.17g/l Date due soluzioni, la prima contenente 0,50 mol di NaCl in 250 ml di acqua e la seconda contenente 0,20 mol di NaCl in 100 ml di acqua, si può affermare che: la prima soluzione è più concentrata della seconda la prima soluzione è più diluita della seconda le due soluzioni hanno la stessa concentrazione le due soluzioni hanno la stessa molalità, ma la prima ha una molarità maggiore la seconda soluzione ha concentrazione più che doppia rispetto alla prima 0.5 / 0.25 = 0.2 / 0.10 = 2 M

0.1 litri di soluzione 1 M di NaCl In 100 ml di una soluzione 2 M sono presenti 6 grammi di soluto. Qual è il peso molecolare del soluto in u.m.a.? 3 12 30 60 120 n°moli = M x V = 2 x 0.1 = 0.2 = g / P.M. => P.M. = g / n°moli = 6 / 0.2 = 30 A quante moli corrispondono 9,0 mL di un composto avente P.M. 153, e densità 1,7 g/ml? 1.0 0.10 0.29 10.0 0.050 massa = dens x vol. = 1.7 x 9.0 = 15.3g corrisponde a 15.3 / 153 = 0.10 moli Quale dei seguenti campioni contiene la maggior quantità di NaCl (P.M.=58.44) 0.1 litri di soluzione 1 M di NaCl soluzione contenente 5.844 g di NaCl soluzione contenente 0.1 moli di NaCl 50 ml di soluzione 2 M di NaCl 2 litri di soluzione contenenti 0.2 moli di NaCl 10 ml di soluzione 10 M di NaCl 5,844g M=n/V n=g/PM 11,688g

……la concentrazione Percento Peso/peso e peso /volume (%): grammi di soluto presenti in 100 g o 100 ml di soluzione Frazione Molare (X): rapporto tra numero di moli di quel componente e il numero di moli di tutti i componenti della soluzione. Soluzione formata da: a soluto e b solvente Xa = na na + nb

Calcolare la concentrazione percentuale in massa (m/m) di una soluzione ottenuta sciogliendo 5,4 g di NaCl in 535,6 g di acqua. 10% 1% 20% 40% 0.1% Massa soluzione = 5,4+536,6=541g, X (g.soluto):100 (g soluzione)=5,4 (g soluto):541 (g soluzione) 5.4 x 100 / 541 = 0.998… => ≈ 1%!!

A 750 mL di soluzione acquosa 2M è stata aggiunta H2O per diluirla alla concentrazione 1M. Quanta acqua aggiuntiva ci vorrebbe perché la sua molarità scenda ulteriormente di 0,5M? 0,5L 1,5L 1,00L 0,75L 3,00L Soluzione 1 2M 0,75 L 1M + 0,75 mL H2O 0,5M 1M 1,5 L + 1,5 mL H2O 0,5M 3 L

Qual è la concentrazione molare dell’acqua??? Densità=1000g/l 1l di H2O pesa 1kg (1000g) PM=18 n= 1000g/18= 55,4

CHIMICA GENERALE 5-Acidi/Basi-pH Definizione di Arrhenius: gli acidi e le basi sono composti che in soluzione acquosa danno luogo a dissociazione elettrolitica producendo, rispettivamente, ioni idrogeno e ioni ossidrilici. ACIDO H3O+ BASE OH- La definizione di Arrhenius è insufficiente in quanto molte basi, come per esempio NH3, non possono formare OH- per semplice dissociazione elettrolitica. Definizione di Brønsted e Lowry: un acido di Brønsted è un composto che può donare un protone. Una base di Brønsted è un composto che può accettare un protone.

Secondo la definizione di Bronsted-Lowry quali dei seguenti ioni può comportarsi solo come acido? HPO42- HPO32- HSO42- PO33- NH4+ fosfito fosfato Ione idrogeno fosfato HPO32- + H2O PO33- + H3O+ HPO32- + H2O H2PO3- + OH- HSO42- + H2O SO43- + H3O+ HSO42- + H2O H2SO4 + HO- HPO42- + H2O PO43- + H3O+ HPO42- + H2O H2PO4- + OH- NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Quali delle seguenti Ka appartiene ad un acido forte? 4,5x10-2 3,0x10-8 6,5x10-5 8,5x10-5 1,5x10-5 La costante di acidità Ka è la misura della forza di un acido Ka= molto grande acido forte HCl + H2O Cl- + H3O+ Ka=1,8x10-5 acido debole CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Quale delle seguenti soluzioni acquose è la più acida? A) 3M HCl B) 1M H2SO4 C) 2M HCOOH D) 2M HNO3 E) 3M CH3COOH Quanti H+ equivalenti libero?? HCl 3 H2SO4 2 HNO3 2 gli altri sono deboli…

Qual è il volume minimo di soluzione acquosa di idrossido di potassio 0,150mol/L necessario per neutralizzare completamente una soluzione acquosa contenete 5x10-3 moli di acido succinico (HOOC-CH2CH2COOH)? 66,7mL 33,3mL 16,7mL 167mL 300mL COOH CH2 Acido diprotico, libera due ioni H+ 5x10-3 mol acido succinico 2x5x10-3 =0,01 mol H+liberati KOH 0,150mol/L 150 mol: 1000mL= 0,01mol:xmL X=66,7mL

Il pH indica il carattere acido, basico o neutro di una soluzione Quando si scioglie in acqua il composto NaOH, il pH della soluzione ottenuta è sempre: A) = 7 B) > 7 C) > 6 e < 8 D) < 7 E) > 7 per soluzioni concentrate, < 7 per soluzioni diluite Il pH indica il carattere acido, basico o neutro di una soluzione pH=-Log[H+] Acido forte pH=-Log[Ca] Base forte pOH=-Log[Cb] pH+pOH=14

Una soluzione acquosa 0,001 M CH3COOH ha un pH: A- minore di 3 D-10-3 B-3 E-maggiore di 3 C-103 Parzialmente dissociato CH3COOH Acido debole CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ NH3 base debole Parzialmente dissociato NH3 +H2O NH4+ + OH-

Ponendo in acqua Na3PO4 si genera una soluzione? Acida basica neutra tampone Non è possibile dirlo c I Sali si dissociano totalmente in acqua formando ioni che possono reagire con H2O (reazione di idrolisi) e influenzare il pH. Un sale formato da un acido debole ed una base forte danno reazione di idrolisi basica CH3COONa  CH3COO- + Na+ Reazione basica CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- Un sale formato da un acido forte ed una base debole danno reazione di idrolisi acida NH4Cl  NH4+ + Cl- NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Reazione acida Un sale formato da un acido ed una base forti non danno reazione di idrolisi. Le soluzioni di questi Sali danno reazione neutra. Na3PO4 PO43- +3Na+ PO43- + H2O HPO42- + OH-

Per avere un tampone ideale devo aggiungere 0,5 moli di CH3COONa Quanti grammi di acetato di sodio si devono aggiungere ad una soluzione 0,5 M di acido acetico per avere una soluzione tampone ideale?(Mr:H=1,O=16,C=12,Na=23) 0,5 g 30g 41g non ci sono dati sufficienti 4,1g Una soluzione tampone è formata da un acido debole (o da una base debole) in presenza della sua base coniugata (o del proprio acido coniugato) sotto forma di sale in concentrazioni molto simili. Il suo pH non varia in modo significativo dopo l’aggiunta di piccole quantità di acido o base. CH3COOH/CH3COONa In un tampone ideale i due componenti sono presenti nella stessa quantità CH3COOH 0,5 moli/L Per avere un tampone ideale devo aggiungere 0,5 moli di CH3COONa CH3COONa PM=(12x2)+(1x3)+(16x2)+23=82 g=0,5x82=41

pH=pKa Il pH di una soluzione tampone con un acido debole è uguale [H+]= Ka Ca/Cs Ma essendo un tampone Ca=Cs quindi… [H+]= Ka pH=pKa

Dell’acqua viene aggiunta a 10 cm3 di una soluzione acquosa di acido cloridrico 2moldm-3 in modo da ottenere 1000 cm3 di acido cloridrico diluito. Di quanto varia il valore del pH della soluzione acido? Il valore del pH diminuisce di 1 Il valore del pH aumenta di 1 Il valore del pH rimane invariato Il valore del pH aumenta di 2 Il valore del pH diminuisce di 2 Se la concentrazione dell’acido varia di 10,100,1000 volte il pH cambia di 1,2,3 unità c Calcolare il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 100mL di una soluzione 0,1M HCl a 50mL di una soluzione 0,2M di NaOH A)14,00 B)1,00 C)8,00 D)5,00 E) 7,00 c n moli V M= Moli HCl n moli=0,1x0,1=0,01 n moli V M= Moli NaOH n moli=0,05x0,2=0,01

Se 1L di soluzione acquosa contiene 9,8g di H2SO4 (PM=98uma) e 4 g di NaOH(PM=40uma) il suo pH sarà A)9,8 B)4,0 C)inferiore a 4 D) neutro E) superiore a 9,8 c g PM n moli= moli H2SO4 n moli= 9,8/98=0,1 H2SO4 n moli H+= 0,1x2=0,2 2 H+ moli NaOH n moli= 4/40=0,1 n moli OH-= 0,1 NaOH OH-

Stabilire se e come varia il pH delle seguenti soluzioni se: I Si aggiunge cloruro di ammonio solido ad una soluzione diluita di NH3 II Si aggiunge acetato di sodio solido ad una soluzione diluita di acido acetico III Si aggiunge cloruro di sodio solido ad una soluzione diluita di idrossido di sodio A) I: pH diminuisce II : diminuisce III pH non varia B) I: pH aumenta II : non varia III pH diminuisce C) I: pH non varia II : aumenta III pH: diminuisce I: pH diminuisce II : aumenta III pH: non varia I: pH aumenta II : diminuisce III pH:aumenta I NH4Cl solido NH3 Soluzione diluita TAMPONE: Base debole e un suo sale in concentrazioni simili. NH4Cl  NH4+ + Cl- NH4+ + H2O NH3 + H3O+ pH diminuisce II CH3COONa solido CH3COOH Soluzione diluita CH3COONa  CH3COO- + Na+ CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- pH aumenta III NaCl solido NaOH Soluzione diluita pH non varia

Molto Importante Stabilire il pH di una soluzione di HCL 10-7M Acido forte pH=-Log[Ca] pH=-Log10-7=7 Molto Importante Una soluzione in cui la concentrazione dell’acido forte scende sotto i 10-6 mol/l NON E’ PIU’ POSSIBILE TRASCURARE, nel calcolo del pH, GLI IONI H+ PROVENIENTE DALLA DISSOCIAZIONE DELL’H2O

Kw= [H+] [OH-] = (X+10-7) X= 10-14 HCl H+ Cl- + OH- [OH-]= X [H+]= X+10-7 Kw= [H+] [OH-] = (X+10-7) X= 10-14 X= 6,10 x 10-8 M [H+] = X+10-7= 6,10 x 10-8 +10-7= 1,62x10-7mol/l pH= 6,79

CHIMICA ORGANICA L’ atomo di Carbonio Ibridazione del C Legami semplici (singoli) σ Legami doppi σ + π Legami tripli σ + 2π Idrocarburi, composti ossigenati e azotati

GRAZIE PER L’ATTENZIONE