Corso di Laurea in Biologia Laboratorio di Chimica Prof Corso di Laurea in Biologia Laboratorio di Chimica Prof. Claudia Caltagirone Anno Accademico 2016/2017

Prof Claudia Caltagirone E-mail ccaltagirone@unica.it Tel. 070 6754452 (uff) 070 6754495 (lab) E-mail ccaltagirone@unica.it http://people.unica.it/claudiacaltagirone/

Svolgimento delle lezioni Stechiometria: - lucidi/power point di materiale grafico di supporto Testi consigliati: A) Laboratorio di Chimica, M. Consiglio, V. Frenna, S. Orecchio; EdiSES. B) Elementi di Chimica Analitica, D. C. Harris; Zanichelli Laboratorio: -esperienze di laboratorio Le esperienze si possono scaricare da internet La prova di esame consiste in un compito scritto. Il corso di Chimica Generale e Laboratorio di Chimica prevede un unico voto di esame determinato dalla media delle votazioni (in trentesimi) riportate nei due moduli Entra nella valutazione finale anche il COMPORTAMENTO IN LABORATORIO durante il semestre. ASSENZE CONCESSE IN LABORATORIO: 2

COMPORTAMENTO IN LABORATORIO Mantenere pulito ed in ordine il laboratorio; non introdurre sostanze ed oggetti estranei alle attività di lavoro. Nel laboratorio è vietato fumare, conservare ed assumere cibi e bevande. Rispettare le elementari norme igieniche, per es. lavarsi le mani alla fine del lavoro. Non portare oggetti alla bocca; è vietato l'uso di pipette a bocca, utilizzare le propipette Indossare sempre il camice e, ove previsto, i dispositivi di protezione individuali (DPI): guanti, occhiali, maschere ecc.

COMPORTAMENTO IN LABORATORIO I pavimenti e i passaggi fra i banconi devono essere sempre liberi. Non sedersi mai sui banchi di laboratorio. Sedie e sgabelli devono essere tenuti lontani dai banconi durante gli esperimenti. Raccogliere, separare ed eliminare in modo corretto i rifiuti chimici solidi e liquidi prodotti nei laboratori; è vietato scaricarli nei lavandini e nei cestini. Prima di lasciare il laboratorio accertarsi che il proprio posto di lavoro sia pulito ed in ordine e che tutti gli apparecchi, eccetto quelli necessari, siano spenti. Togliere il camice e i dispositivi individuali di protezione all'uscita dei laboratori.

SEGNALETICA Cartelli di divieto forma rotonda pittogramma nero su fondo bianco, bordo e banda rossi (verso il basso da sinistra a destra, lungo il simbolo con un'inclinazione di 45° rispetto all'orizzontale) (35% rosso)

SEGNALETICA Cartelli di prescrizione forma rotonda pittogramma bianco su fondo azzurro ( 50%azzurro)

Cartelli di avvertimento SEGNALETICA Cartelli di avvertimento forma triangolare pittogramma nero su fondo giallo, bordo nero (50% giallo)

forma quadrata o rettangolare pittogramma bianco su fondo verde SEGNALETICA Cartelli di emergenza forma quadrata o rettangolare pittogramma bianco su fondo verde (50% verde)

Telefono segnalazioni antincendio SEGNALETICA Cartelli antincendio forma quadrata o rettangolare pittogramma bianco su fondo rosso (50% rosso) Telefono segnalazioni antincendio Estintore Direzioni da seguire

CLASSIFICAZIONE PRODOTTI CHIMICI Sostanze esplosive: possono esplodere per esposizione a fonti di calore o in seguito a urto o attrito (cloriti, clorati, perossidi organici, nitrati..) Sostanze ossidanti o comburenti: a contatto con sostenze infiammabili provocano reazione estremamente esotermiche (acido perclorico, clorati, erclorati, permanganati, acido nitrico, cromati, bicromati…) Sostanze infiammabili: portate alla temperatura di ignizione reagiscono con l’ossigeno dell’aria sviluppando fiamme (idrogeno, metano, acetilene e gran parte dei solventi organici) Sostanze corrosive: in grado di distruggere tessuti e corredere la maggior parte dei materiali con cui vengono a contatto. Provocano ustioni alla pelle e alle mucose (acidi clordrico, fosforico, nitrico, solforico, acetico, le basi forti, l’acqua ossigenata). Sostanze tossiche: possono portare gravi danni alla salute. In genere sono gas volatili (monossido di cabonio, cloro, acido cianidrico, ammoniaca, acido solfidrico..). Possono essere intrdotte nell’organismo per via respiratoria, ingestione, contatto con la pelle.

VETRERIA DI USO COMUNE provette beuta beaker

VETRERIA DI USO COMUNE buretta cilindro matraccio Misura grossolana dei volumi Per preparare soluzioni a concentrazione (titolo) noto Per preparare misurare volumi in maniera precisa

VETRERIA DI USO COMUNE Pipetta di pasteur Pipetta graduata Pro-pipetta

1.Proprietà della Materia Materia: Occupa volume, possiede massa ed inerzia Omogenea e eterogenea Sostanze e miscele Composti e elementi Composizione: H2O, 11.9% idrogeno e 88.81% ossigeno Proprietà: Fisiche e chimiche

Stati della Materia I solidi sono rigidi ed hanno forma e volume definito. Poche variazioni con P e T. I liquidi prendono la forma del contenitore. Hanno un volume proprio I gas assumono il volume e la forma del contenitore.

La Classificazione Schematica della Materia composto elemento sostanza pura miscela materia omogenea eterogenea

Elementi: contengono un solo tipo di atomo; Elementi ed atomi Elementi: contengono un solo tipo di atomo; organizzati nella tavola periodica caratterizzati da un simbolo Atomo: particella più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso

La Tavola Periodica

Composti e molecole Composto: sostanza pura costituita da uno o più elementi tenuti insieme da un legame chimico. Ogni composto è caratterizzato dalla sua formula chimica H2O : composto binario Composti organici e inorganici Molecole: le più piccole unità discrete neutre che conservano la composizione e le caratteristiche chimiche del composto: H2O, CO2, NH3, CH4… Ioni : atomi o molecole carichi

Proprietà Fisiche caratteristiche proprie della materia caratteristiche che si possono osservare direttamente e misurare senza variare l’identità della sostanza es. stato, dimensione, massa, volume, colore, odore, punto di fusione (Tm), punto di ebollizione (Tb), densità, solubilità...

Proprietà Chimiche Caratteristiche che descrivono il comportamento (reattività) della materia eg. infiammabilità, potere ossidante, acidità/basicità...

Misura della Materia Unità di Misura

Misurazioni Si sta effettuando una misura quando: Leggete l’ora Prendete la vostra temperatura Pesate un oggetto

Alcuni Strumenti di Misura

Misure in Chimica In chimica si fanno esperimenti misurano quantità si usano numeri per riportare le misure

Il Sistema Internazionale delle Unità (SI) lunghezza metro m massa kilogrammo kg temperatura Kelvin K quantità di sostanza mole mol tempo secondi s Intensità di corrente ampere A Intensità luminosa candela cd

Temperatura La temperatura è la proprietà che caratterizza lo stato termico di due sistemi in relazione alla direzione del flusso di calore che si instaurerebbe fra di essi. Si misura utilizzando un termometro.

Scale di Temperatura Sono Fahrenheit, Celsius, e Kelvin. Punti di riferimento comune sono la temperatura di fusione ed ebollizione dell’acqua.

Temperatura K = °C + 273.15 0 K = -273.15°C Scala Kelvin (K) e scala Celsius (°C) Le due scale hanno la stessa ampiezza (DK = D°C) K = °C + 273.15 0 K = -273.15°C La normale temperatura del corpo umano può oscillare nel corso della giornata da 36°C a 37°C. Esprimere queste due temperature e la loro variazione utilizzando la scala Kelvin Secondo il sito web della NASA la temperatura media dell’Universo è 2.7 K. Convertire questa temperatura in °C

Volume 1 m = 10 dm (1m)3 = (10 dm)3 1m3 = 1000 dm3 = 1000 L 1 dm = 10 cm (1dm)3 = (10 cm)3 1dm3 = 1000 cm3 = 1000mL

Densità liquido 13.6 g/cm3 21.5 g/cm3 2.7 g/cm3 massa (g) massa (g) volume (cm3) volume (mL) densità di H2O è 1.00 g/cm3 (a ~ 4 °C) 1cm3 = 1mL Alluminio Platino Mercurio liquido 13.6 g/cm3 21.5 g/cm3 2.7 g/cm3

La densità dell’aria priva di umidità è 1. 18 x 10-3 g/cm3 La densità dell’aria priva di umidità è 1.18 x 10-3 g/cm3. Quale volume di aria, in cm3, ha una massa di 15.5g?

Incertezze nelle Misure Scientifiche Ogni strumento è caratterizzato da: sensibilità, accuratezza, precisone Errori sistematici. Termometro costantemente 2°C più basso. Errori casuali Legati alla lettura della misura. Precisione Riproducibilità di una misura. Accuratezza Quanto vicino è la misura al valore reale.

Sensibilità

Precisione e Accuratezza Buona precisione Buona accuratezza Buona precisione Scarsa accuratezza Scarsa precisione Scarsa accuratezza

In ogni misura si deve esprimere un Riportare una Misura In ogni misura si deve esprimere un Numero Seguito dalla sua Unità

Notazione esponenziale o scientifica Il numero è espresso come prodotto di due numeri N x 10n n numero di posti di cui il punto decimale è spostato per ottenere il numero in notazione scientifica Es. 1234= 1.234 x 101 x 101 x 101 = 1.234 x 103 0.01234 = 1.234/101 x 101 = 1.234 x 10-1 x 10-1= 1.234 x 10-2

(riflettono l’accuratezza della misura) Cifre Significative: cifre di un valore numerico alle quali si assegna un valore certo (riflettono l’accuratezza della misura) Tutti i numeri diversi da zero sono significativi 1.234 kg 4 cifre significative Gli zero tra numeri diversi da zero sono significativi 606 m 3 cifre significative Gli zero alla sinistra di numeri diversi da zero NON sono significativi 0.08 L 1 cifra significativa Se un numero è maggiore di 1, gli zero alla sua destra sono significativi 2.0 mg 2 cifre significative Se un numero è minore di 1, solo gli zero terminali o che si trovano tra i numeri sono significativi 0.00420 g 3 cifre significative

Cifre Significative Cifre diverse da zero a partire da sinistra. Nelle addizioni e sottrazioni. Usare lo stesso numero di decimali della quantità con il più basso numero di decimali. 1.14 0.6 11.676 13.416  Numero 6.29 g 0.00348 g 9.0 1.0  10-8 100 g  = 3.14159 Cifre significative 3 3 2 2 3 13.4 varie

Cifre Significative 10.235  12.4590  19.75  15.651  10.2 12.5 19.8 Nelle moltiplicazioni e divisioni. Usare il numero di cifre significative relative alla precisione più bassa. Arrotondamento la 3a cifra è incrementata se la 4a cifra  5 Arrotondare a 3 cifre. 10.235  12.4590  19.75  15.651  . 10.2 12.5 19.8 15.7 0.01208  0.236 = 0.512 = 5.12  10-1

Unità Unità S.I. Altre unità Lunghezza metro, m Massa chilogrammo, kg Tempo secondo, s Temperatura Kelvin, K Quantità Mole, 6.022×1023 mol-1 Unità derivate Forza Newton, kg m s-2 Pressione Pascal, kg m-1 s-2 Energia Joule, kg m2 s-2 Altre unità Lunghezza Angstrom, Å, 10-8 cm Volume Litro, L, 10-3 m3 Energia Caloria, cal, 4.184 J Pressione 1 Atm = 1.064 x 102 kPa 1 Atm = 760 mm Hg

Sottomultipli per le grandezze fisiche multiplo prefisso simbolo 10 1 deca da 2 etto h 3 chilo K 6 mega M 9 giga G 12 tera T

Es. Il glicol etilenico, C2H6O2, ha una densità di 1. 11 g/cm3 a 20 °C Es. Il glicol etilenico, C2H6O2, ha una densità di 1.11 g/cm3 a 20 °C. (1cm3 = 1 mL) Si devono utilizzare 500 mL di questo liquido, quanti grammi di questo composto si devono pesare? d = m (g) / V (mL) 1.11 g 500 mL  ───── = 555 g 1 mL 3 cifre significative

1 cm3 2.00 g  ────── = 2.78 cm3 0.718 g 3 cifre significative Es. Si devono utilizzare 2.00 g di un liquido avente densità 0.718 g/cm3. Determinare il volume del composto? d = m (g) / V (mL) 1 cm3 2.00 g  ────── = 2.78 cm3 0.718 g 3 cifre significative

Metallo d(g/mL) Metallo d(g/mL) Mg 1.74 Al 2.70 Fe 7.87 Cu 8.96 Es. Un campione di 37.5 g di un metallo è posto in un cilindro graduato contenente acqua. Il volume dell’acqua passa da 7.0 a 20.5 mL. Utilizzando i dati di densità stabilire di quale metallo si tratti. Metallo d(g/mL) Metallo d(g/mL) Mg 1.74 Al 2.70 Fe 7.87 Cu 8.96 Ag 10.5 Pb 11.3 Volume del campione = volume di acqua spostata nel cilindro = 20.5 – 7.0 = 13.5 mL

d = m (g) / V (mL) m 37.5 g d = ── = ────── = 2.78 g/mL V 13.5 mL 3 cifre significative Il metallo è l’alluminio.

La densità del mercurio a 0°C è 13. 595 g/cm3, a 10°C è 13 La densità del mercurio a 0°C è 13.595 g/cm3, a 10°C è 13.570 g/cm3, e a 20°C 13.546 g/cm3. Stimare la densità del mercurio a 30°C. Un pezzo d’argento ha una massa di 2.365g. Se la densità dell’argento è 10.5 g/cm3 qual è il volume dell’argento? La pirite è spesso chiamata l’oro degli sciocchi poiché ha l’aspetto dell’oro. Si supponga di avere un solido che ha l’aspetto dell’oro di massa 23.5g. Quando il campione viene immerso in acqua in un cilindro graduato il livello dell’acqua sale da 47.5 a 52.2 mL. Il campione è pirite (d = 5g/cm3) o oro (d = 19.3 g/cm3)?

La mina di una matita misura 19 cm La mina di una matita misura 19 cm. Qual è la sua lunghezza in millimetri? E in metri? Alcune bibite analcoliche sono vendute in bottiglie che hanno un volume di 1.5L. Quant’è questo volume in millilitri, in centimetri cubici e in decimetri cubici? Una moneta ha una massa di 2.265 g. Quanto vale questa massa in chilogrammi e in milligrammi? La lega utilizzata un tempo per saldare I tubi di rame è formata dal 67% di piombo e dal 33% di stagno. Qual è la massa del piombo in un blocco di lega da 250g?

La Mole Mole: è unità di misura della quantità di sostanza. Fisicamente è impossibile contare gli atomi. E’ necessario mettere in relazione il numero di atomi con una massa misurabile. Una mole è la quantità di sostanza che contiene tante particelle elementari (atomi molecole…) pari al numero di atomi contenuti in 12 grammi dell’isotopo carbonio-12

Numero di Avogadro 6.0221367  1023 1 mole

La mole è una unità 602000000000000000000000 di qualunque cosa!!!!! Atomi Molecole ioni

Una mole di sostanza Massa Occupa spazio o volume È una certa quantità

1 mole di Carbonio 6.022 x 1023 atomi di C 12.01 g di Carbonio 22.4 L di Carbonio

1 mole di Elio 6.022 x 1023 atomi di He 4.0 g di He 22.4 L di He

1 mole di Neon atomi di Ne ????? g di Ne???? L di Ne ????

1 mole di Ossigeno O2 molecole di O2 ????? g di O2???? L di O2 ????

1 mole di NaCl quanto NaCl ????? g di NaCl???? L di NaCl ????

Numero di Avogadro La quantità di atomi, ioni, molecole, elettroni in un composto sono misurati in moli. UNA MOLE DI SOSTANZA CONTIENE SEMPRE LO STESSO NUMERO DI PARTICELLE, INDIPENDENTEMENTE DA QUALE SIA LA SOSTANZA 1 mole di atomi, … = 6.0221367  1023 unità (6.0221367  1023 = N Numero di Avogadro). in1 mole di atomi di 12C vi sono 6.02 x 1023 atomi in 1 mole di molecole di H2O vi sono 6.02 x 1023 molecole In 1 mole di ioni NO3- vi sono 6.02 x 1023 ioni

Massa Molare Per definizione, 1 mole of 12C = 12 g. (12g/mol) La massa molare, M, è la massa in grammi di una mole di sostanza, ed è numericamente uguale al peso atomico/molecolare della sostanza Massa molare di Na = 22.990 g/mol Massa molare di Cl = 35.453 g/mol Massa molare di O = 15.999 g/mol Per definizione, 1 mole of 12C = 12 g. (12g/mol)

Calcoli di moli 1) grammi  moli A quante moli corrispondono 10,0 g di C2H5OH ? PM(C2H5OH) =12,0 x 2 +16,0 + 6 x 1,01= 46,1 u.m.a. Massa molare = 46,1 g/mol

Quanto pesano 0,0654 moli di ZnI2 ? 2) Moli  grammi Quanto pesano 0,0654 moli di ZnI2 ? PM(ZnI2)= 65,39 + 126,90 x 2= 319,2 u.m.a. Massa molare di ZnI2= 319,2 g/mol Peso = 0,0654 mol x 319,2 g/mol= 20,9 g

Calcolare il numero di atomi di oro contenuti in 8.73 moli di oro DALLE MOLI AGLI ATOMI Quanti atomi di Argon ci sono in un campione di 79.2 g di Argon DAI GRAMMI AGLI ATOMI Qual è la massa in grammi di un singolo atomo di ferro DAGLI ATOMI AI GRAMMI

Costituiti da: { 6 x16 g (96g) di O + 12 x 1g (12g) di H + 6 x 12 g (72g) di C Pesa 180 grammi Descrive la composizione atomica qualitativa e quantitativa di un composto

Qual è la massa di piombo in grammi equivalente a 2.50 mol di piombo? Quale quantità di stagno in moli è rappresentata da 36.5 g di stagno? A quanti atomi corrisponde? Un cilindro graduato contiene 32 cm3 di mercurio. Se la densità del mercurio a 25°C è 13.534 g/cm3, qual è l’ammontare in moli del mercurio nel cilindro?

Composti Ionici (catione + anione) Covalenti (non metallo + non metallo) Composti contenenti idrogeno H + non metallo H + metallo H + ossoanione

Composti ionici Sono costituti da ioni, atomi o gruppi di atomi che possiedono una carica elettrica positiva (cationi) o negativa (anioni) CATIONE: ione carico positivamente ottenuto quando un atomo cede uno o più elettroni. Possiede un numero di elettroni inferiore al numero dei protoni presenti nel nucleo. Li Li+ + 1e- ANIONE: ione carico negativamente ottenuto quando un atomo acquista uno o più elettroni. Possiede un numero di elettroni superiore al numero dei protoni presenti nel nucleo. O2 + 2e- O22- I metalli generalmente cedono elettroni e formano cationi monoatomici I non metalli generalmente acquistano elettroni e formano anioni monoatomici

La Tavola Periodica

Sn4+ Pb4+ Bi5+ I metalli formano cationi, per quelli non di transizione (arancioni nella figura) la carica del catione è uguale al numero del gruppo nella nomenclatura non IUPAC.

Un catione monoatomico prende il nome dall’elemento Na+ ione sodio Ca2+ ione calcio Al3+ ione alluminio Molti elementi di transizione formano cationi con diverse cariche che sono distinti da un numero romano (fra parentesi) pari alla carica Fe2+ ione ferro (II) o ione ferroso Fe3+ ione ferro (III) o ione ferrico In una vecchia nomenclatura si usano i suffissi –oso e –ico per gli ioni con carica minore e maggiore

Un anione monoatomico prende il nome dall’elemento seguito dal suffisso -uro Cl- cloruro ma O2- ossido S2- solfuro I non metalli formano anioni con carica pari al numero del gruppo meno 8 Cl- VII A 7-8=-1 S2- VI A 6-8=-2

Sodio Numero gruppo Formula ione Elettroni sullo ione Ossigeno Magnesio Alluminio Cloro

Composti ionici Un composto ionico prende il nome dagli ioni che contiene scrivendo prima il catione e poi l’anione NaCl sodio cloruro È anche usata una variante in cui si inverte l’ordine e si fa precedere il nome del catione da “di” NaCl cloruro di sodio Uno ione monoatomico è uno ione formato da un singolo atomo Uno ione poliatomico è uno ione costituito da due o più atomi legati chimicamente Na+ Cl- ioni monoatomici NH4+ SO42- ioni poliatomici

PRINCIPALI CATIONI   formula nome  Cr3+ Cromo(III) o cromico Mn2+ Manganese(II) o manganoso Fe2+ Ferro(II) o ferroso Fe3+ Ferro(III) o ferrico Co2+ Cobalto(II) o cobaltoso Ni2+ Nichel(II) o nichel Cu2+ Rame(II) o rameico Zn2+ Zinco Ag+ Argento Cd2+ Cadmio Hg2+ Mercurio(II) o mercurico

Ioni poliatomici L’unico catione poliatomico di rilievo è: NH4+ ione ammonio La maggior parte degli ioni poliatomici sono ossoanioni, contenenti ossigeno più un altro elemento: CO32- ione carbonato SO42- ione solfato

PRINCIPALI IONI POLIATOMICI   Nome Formula Nome Formula ____________________________________________________________ Acetato CH3COO Idrossido OH Ammonio NH4+ Ipoclorito ClO Carbonato CO32 Clorato ClO3 Monoidrogeno fosfato HPO42 Clorito ClO2 Nitrato NO3 Cromato CrO42 Nitrito NO2 Cianuro CN Ossalato C2O42- Bicromato Cr2O72 Perclorato ClO4 Diidrogenofosfato H2PO4 Permanganato MnO4 Fosfato PO43 Ossido O2 Idrogenocarbonato HCO3 Perossido O22 (o bicarbonato) Idrogenosolfato HSO4 Solfato SO42 (o bisolfato) Idrogenosolfito HSO3 Solfito SO32 (o bisolfito)

Esempi FeSO4 Solfato di ferro (II) Bromuro di alluminio AlBr3 TiO2 Ossido di titanio (IV) Solfato di ferro (III) Fe2(SO4)3 CuNO3 Nitrato di rame (I) Cu(NO3)2 Nitrato di rame (II) Mg3N2 Nitruro di magnesio

Si dividono i pedici per il massimo comune divisore=2 Scrittura della formula a partire dagli ioni Si scriva la formula dell’ossido di cromo(III). Gli ioni componenti sono lo ione ossido O2- e lo ione cromo(III) Cr3+. Per raggiungere la neutralità si possono prendere un numero di cationi pari alla carica dell’anione e un numero di anioni pari alla carica del catione: Cr3+ O2- Cr2O3 Se è possibile si devono ridurre i pedici ai numeri interi più piccoli possibile (questo accade quando i pedici hanno dei divisori in comune). Es: ossido di magnesio Mg2+ O2- Mg2O2 SrO Si dividono i pedici per il massimo comune divisore=2

Scrivere il simbolo e la carica di ciascuno degli ioni presenti nei seguenti composti ionici: MgBr2, Li2CO3, Fe2(SO4)3 Scrivere le formule dei composti ionici contenenti il catione Alluminio e ciascuno dei seguenti anioni: fluoruro, solfuro, nitrato Individuare la carica ed assegnare il nome a ciascuno degli ioni presenti nei seguenti composti ionici; NaF, Cu(NO3)2, NaCH3CO2 Il ferro, un metallo di transizione, forma ioni con diverse cariche. Scrivere le formule dei composti dei due cationi ferro con l’anione cloruro Scrivere le formule di tutti i composti neutri che si possono ottenere dalla combinazione dei cationi Na+ e Ba2+ con gli anioni S2- e PO43-.

IDRATI Un idrato è un composto (ionico) che ingloba molecole di acqua debolmente legate CuSO4  5H2O Solfato di rame (II) pentaidrato L’acqua viene persa per riscaldamento dando il composto anidro CuSO4 Solfato di rame (II) (anidro) Il processo è ben visibile in quanto il solfato di rame pentaidrato ha colore blu mentre quello anidro è bianco

Il composto cloruro di nickel (II) idrato è un composto cristallino di colore verde. Quando viene riscaldato energicamente il composto si disidrata. Se 235g di NiCl2  xH2O danno per riscaldamento 128 g di NiCl2 anidro quale sarà il valore di x?

Composti covalenti binari Un composto binario è un composto formato da due soli elementi. I composti binari fra un metallo e un non-metallo sono solitamente ionici. Sono invece covalenti i composti binari formati fra due non-metalli o metalloidi. Il nome viene dato al composto prendendo la radice del secondo elemento con il suffisso –uro seguito dal nome del primo elemento preceduto da “di” HCl cloruro di idrogeno IBr bromuro di iodio

mono- 6 esa- bi- di- 7 epta- tri- 8 octa- tetra- 9 nona- Quando i due elementi formano più di un composto questi si distinguono usando i seguenti prefissi mono- 6 esa- bi- di- 7 epta- tri- 8 octa- tetra- 9 nona- penta- 10 deca- Esempi CO Monossido di carbonio Biossido di carbonio CO2 NO2 Biossido di azoto N2O4 Tetrossido di diazoto ClO2 Biossido di cloro Cl2O7 Eptaossido di dicloro S2Cl2 Dicloruro di dizolfo P4S3 Trisolfuro di tetrafosforo SF6 Esafluoruro di zolfo

Scrivere la formula dei seguenti composti binari di non metalli: biossido di carbonio, triossido di fosforo, dicloruro di zolfo, trifluoruro di boro, diossido di tricloro, triossido di xenon Assegnare il nome ai seguenti composti binari di non metalli: N2F4, SF4, P4O10, HBr, BCl3, ClF3

Acidi ed Anioni Per il momento definiamo acido un composto che produce ioni H+ ed un anione quando viene sciolto in acqua: HNO3 in acqua dà H+ e NO3- Un ossiacido è un acido contenente idrogeno, ossigeno ed un altro elemento (un non-metallo). In acqua un ossiacido produce uno o più ioni H+ ed un ossianione. Il nome dell’acido si ottiene dalla radice del nome dell’elemento centrale più il suffisso -ico HNO3 HClO3 Acido nitrico Acido clorico

Se l’elemento forma due ossiacidi essi sono distinti dai suffissi –oso (con meno atomi di ossigeno) e –ico (con più atomi di ossigeno) HNO2 HNO3 Acido nitroso Acido nitrico Se l’elemento forma tre o quattro ossiacidi si usano i prefissi ipo– e per- associati con i due suffissi –oso e –ico HClO HClO2 HClO3 HClO4 Acido ipocloroso Acido cloroso Acido clorico Acido perclorico

I nomi degli ossiacidi e quelli degli ossianioni sono strettamente correlati. Per ottenere il nome dall’ossianione da quello dell’ossiacido si sostituiscono i suffissi –oso con –ito e –ico con –ato: HNO2 HNO3 Acido nitroso Acido nitrico NO2- NO3- Ione nitrito Ione nitrato

HClO HClO2 HClO3 HClO4 Acido ipocloroso Acido cloroso Acido clorico Acido perclorico ClO- ClO2- ClO3- ClO4- Ione ipoclorito Ione clorito Ione clorato Ione perclorato

Alcuni acidi possono perdere più di uno ione H+ e dare anioni intermedi di tipo acido: H2PO4 PO43 HPO42 Ione diidrogeno fosfato H3PO4 Acido fosforico Ione monoidrogeno fosfato Ione fosfato Idracidi Alcuni composti binari di idrogeno e non metalli producono soluzioni acide in acqua e sono detti idracidi. Tali composti prendono il nome dell’elemento più il suffisso –idrico preceduto da acido HCl acido cloridrico H2S acido solfidrico Si noti l’analogia con i corrispondenti anioni dove –idrico diventa -uro Cl- cloruro S2- solfuro

Cationi Poliatomici Monoatomici Es. NH4+ ione ammonio H3O+ ione idronio Hg22+ione mercurio (I) ione mercuroso più di 1 ione possibile 1 solo ione possibile Carica indicata con numero romano Es. Fe2+ ione ferro(II) Fe3+ ione ferro(III) b) Vecchia regola: Suffisso –oso per carica più bassa suffisso –ico per carica più alta Fe2+ ione ferroso Fe3+ ione ferrico Nome elemento Es. Na+ ione sodio Mg2+ ione magnesio N.B. Il numero delle cariche non viene Indicato nel nome perché non necessario

Anioni Monoatomici Ossoanioni Ossoanioni contenenti H Eccezioni Nome dell’elemento Più suffisso –uro Es. H- ione idruro F- ione fluoruro N.B. O2- ione ossido N3- ione nitruro C4- ione carburo Ipo_ito ossigeno crescente ito ato Per_ato Es. ClO- ione ipoclorito ClO2- ione clorito ClO3- ione clorato ClO4- ione perclorato SO3- ione solfito SO4- ione solfato NB Gli alogeni (tranne il F Formano tutti e 4 gli fli ioni. Quando solo 2 dei 4 si formano si chiamano –ito e -ato H-ossoanione: idrogeno + nome ossoanione H2-ossoanione: diidrogeno Es. HCO3- ione idrogenocarbonato o bicarbonato HSO4- ione idrogenosolfato HPO42- ione idrogenofosfato H2PO4- ione diidrogenofosfato Da ricordare (non seguono regole) Es. OH- ione idrossido CN- ione cianuro SCN- ione tiocianato OCN- ione cianato O22- ione perossido O2- ione superossido MnO4- ione permanganato MnO42- ione manganato CH3COO- ione acetato C2O42- ione ossalato Cr2O72- ione dicromato

Composti Ionici (catione + anione) Covalenti (non metallo-non metallo Contenenti idrogeno Nome del catione + nome dell’anione Es. NaCl sodio cloruro MgCl2 magnesio cloruro Fe3N2 ferro (II) nitruro Na2CO3 sodio carbonato NH4OH ammonio idrossido NaH sodio idruro CaH2 calcio idruro NB Il nome non indica il numero di atomi perché esiste un sola possibilità per uno ione di combinarsi con un altro per formare un composto Prima elemento meno elettronegativo (ad eccezione dell’idrogeno) b)Numero di atomi di ciascun elemento indicati da un prefisso greco Es. N2O4 tetraossido di diazoto CO monossido di carbonio CO2 biossido di carbonio NO2 biossido di azoto N2O monossido di diazoto NB I composti che contengono idrogeno non seguono la regola e vanno ricordati: H2O, NH3… H-metallo H- non metallo H- ossoanione In assenza di H2O Idrogeno _uro Es. HCl idrogeno cloruro HF idrogeno fluoruro H2S idrogeno solfuro In presenza di H2O HCl acido cloridrico HF acido fluoridrico H2S acido sulfidrico In assenza di H2O Si nominano come i composti ionici Es. Idrogeno ipo_ ito Idrogeno per_ato In presenza di H2O diventano acidi Acido ipo_oso Acido per_ico HClO acido ipocloroso HClO2 acido cloroso HClO3 acido clorico HClO4 acido perclorico HNO2 acido nitroso HNO3 acido nitrico H2SO3 acido solforoso H2SO4 acido solforico H3PO3 acido fosoforoso H3PO4 acido fosforico

Le reazioni chimiche

Una reazione chimica è un processo che porta alla formazione di nuove sostanze, i prodotti, trasformando profondamente le sostanze di partenza, i reagenti. reazione chimica REAGENTI PRODOTTI

Stechiometria La stechiometria è caratterizzata dall’applicazione quantitativa delle leggi ponderali che regolano la composizione delle sostanze e il loro rapporto di combinazione I calcoli stechiometrici sono finalizzati a quantificare le sostanze che reagiscono e che si producono nel corso di una reazione chimica 98

Reazioni chimiche Si riconoscono per cambiamento dello stato di aggregazione cambiamento di colore variazione di temperatura sviluppo di gas formazione di un precipitato 99

Reazioni chimiche 2CO + O2 2CO2 In alcune reazioni si può osservare semplicemente una diminuzione di volume  2CO + O2 2CO2 100

Le informazioni di una reazione chimica QUALITATIVE: Reagenti e prodotti Formule di reagenti e prodotti QUANTITATIVE: N° di molecole di reagenti e prodotti N° di atomi di ciascun elemento coinvolto N° di moli di ciascuna sostanza N° di grammi di ciascuna sostanza reagente o prodotta Rapporti di volume tra le sostanze in fase gassosa N2O + NO N2 + NO2

Nel corso delle reazioni chimiche Bilanciamento delle reazioni chimiche Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella realtà alla legge di Lavoisier (legge della conservazione della massa): Nel corso delle reazioni chimiche la massa si mantiene costante Si devono pertanto introdurre dei numeri che moltiplichino intere formule chimiche al fine di avere un ugual numero di atomi della stessa specie chimica sia tra i reagenti che i prodotti. Questi coefficienti sono detti “STECHIOMETRICI” 2 H2 + O2 2 H2O 102

Bilanciamento delle reazioni chimiche Si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento individuando quelli che devono essere bilanciati Si bilancia un elemento alla volta ponendo un numero intero (coefficiente stechiometrico) davanti all’elemento o alla molecola che lo contiene Prima i metalli, poi i non metalli, poi H e poi O Si controllano tutti gli elementi per eventuali correzioni 103

Classificazione delle reazioni chimiche 1-Reazioni di combinazione o di sintesi: due o più reagenti formano un unico prodotto: + AB A + B 2Mg + O2 2MgO C + O2 CO2

2-Reazioni di decomposizione: un composto si decompone per formare due o più prodotti: + AB A + B KClO3 2KCl + 2O2 CuCO3 CuO + CO2

3-Reazioni di scambio o di spostamento: un elemento libero sostituisce uno degli elementi del composto: + + A + BC AC + B 2Al + 3CuSO4 Al2(SO4)3 + 3Cu

4-Reazioni di doppio scambio: i composti si scambiano i “partner” e dai due reagenti si ottiene: a) un composto insolubile (precipitato) b) una molecola stabile, quale H2O c) sviluppo di un gas + + AB + CD AD + CB

4a) Formazione di una sostanza insolubile (precipitato) 2AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4 + 2KNO3 BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2 HCl Na2S + CuCl2 CuS + 2 NaCl

(Reazioni di neutralizzazione) 4b) Formazione di H2O (Reazioni di neutralizzazione) NaOH + HCl NaCl + H2O 2 KOH + H2SO4 K2SO4 + H2O Mg(OH)2+ 2HNO3 Mg(NO3)2+ 2H2O

4c) Formazione di gas Na2CO3+2HNO3 2NaNO3+CO2 + H2O CaSO3 + 2HCl CaCl2 +SO2 + H2O NH4Cl + KOH KCl + NH3 + H2O

Numeri di Ossidazione Valore della carica (positiva o negativa) reale o formale assegnata ad un atomo allo stato libero o in un suo composto. E’ la carica che l’elemento avrebbe in un composto se il composto fosse puramente ionico Gli stati di ossidazione aiutano a valutare le variazioni di carica elettronica in un elemento in una reazione chimica.

Come assegnare i numeri di ossidazione, NO NO = 0 per tutti gli atomi nella loro forma elementare, Na(s), Zn(s), Hg(l) H2(g), Cl2(g), I2(s), O2(g), C(s), P4(s), S8(s) NO = carica per gli ioni mono/bi/triatomici NO = –1 per il F in tutti i composti NO = –2 per l’ O nei composti eccezioni: perossidi, O22–, NO = –1 superossidi, O2–, NO = –1/2 NO = +1 per H nei composti eccezione: NO = –1 negli idruri metallici (NaH)

Come assegnare i numeri di ossidazione, NO NO = +1 per i metalli alcalini nei composti NO = +2 per i metalli alcalino-terrosi nei composti NO = +3 per Al nei composti NO = −1 per Cl, Br, e I nei composti binari, ad eccezione con l’ossigeno

Esempi di calcolo del numero di ossidazione _________________________________________________________ 1) Calcolare il numero di ossidazione del Mn nel KMnO4. K n.o. +1 O n.o. -2 La molecola è neutra per cui: n.o. Mn + n.o. K + 4 n.o. O = 0 Mn n.o. +7 2) Calcolare il numero di ossidazione del P nel H2PO4–. H n.o. +1 La molecola è elettricamente carica (-1) per cui: 2 n.o. H + n.o. P + 4 n.o. O = -1 P n.o. +5

Esempi di calcolo del numero di ossidazione 3) Calcolare il numero di ossidazione dell’azoto N nei seguenti composti. NO NO2 HNO3 N2O5 _________________________ NO n.o. N +2 NO2 n.o. N +4 HNO3 n.o. N +5 N2O5 n.o. N +5 ______________________________________ 4) Calcolare il numero di ossidazione del cromo Cr nei seguenti composti. Cr2O3 Cr2O72 – Cr2O3 n.o. Cr +3 Cr2O72 – n.o. Cr +6

Rapporto tra soluto e solvente o soluzione

Concentrazione espressa in unità chimiche : Molarità Frazione molare Concentrazione espressa in unità fisiche : Percentuale in peso (% p/p) Percentuale peso per volume (% p/v) Percentuale in volume (% v/v) ppm, ppt, ppb….

Molarità Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa che in un litro di soluzione è disciolta una mole di glucosio. Soluzione 1M di glucosio 1 litro Glucosio 180.1272 g Glucosio C6H12O6 PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 = 180.1272 In 1 litro di soluzione sono disciolti 180,1272 g di glucosio

Frazione molare Per una soluzione costituita da na moli di A, nb moli di B, nc moli di C, …, nz moli di Z, si definisce frazione molare di un componente il rapporto fra il numero di moli di quel componente ed il numero totale di moli presenti nella miscela Frazione molare di A = a = na na + nb + nc + … + nz La somma delle frazioni molari è uguale a 1

Frazione molare (esempio) glucosio = Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio dissolti in 1800 g di acqua. a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua La frazione molare del glucosio si calcola come segue: glucosio = 0.1 0.1 + 0.1 + 100 = 0.000998

Frazione molare (esempio)  = Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell’alcol La frazione molare dell’acqua si calcola come segue:  = 2 2 + 2 = 0.5 H2O

Massa percentuale (% p/p) (o percentuale in peso) : n = m (g) / M g/mol d = m (g) / V (ml) Massa percentuale (% p/p) (o percentuale in peso) : grammi di soluto contenuti in 100 grammi di soluzione msoluto (g) %p/p =  x 100 msoluzione (g) Di soluto per soluto solido! Esempio: una soluzione di NaCl 37% (p/p) contiene 37 g di sale puro in 100 g di soluzione acquosa.

Massa-volume percentuale (% p/v) (o percento peso / volume) : grammi di soluto contenuti in 100 ml di soluzione msoluto (g) %p/V =  x 100 V soluzione (ml) Esempio: una soluzione fisiologica di NaCl contiene 0,9 g di sale in 100 ml di soluzione acquosa, quindi è 0,9 % p/v.

Volume percentuale (% v/v) (o percentuale in volume) : ml di soluto contenuti in 100 ml di soluzione Vsoluto (ml) %V/V =  x 100 V soluzione (ml) Soluto e solvente liquidi Esempio: etanolo 10 % (v/v) significa 10 ml di etanolo puro in 100 ml di soluzione.

Esercizio 1 15 g di KMnO4 sono sciolti in 500 ml di acqua. Calcolare la % in peso (% p/p) dei componenti la soluzione. [dH2O = 1 g/ml] 500 ml di acqua = 500 g msoluzione = 15 g + 500 g = 515 g 15 gsoluto % p/p =  x 100 = 2,91 515 gsoluzione 100 g di soluzione contengono 2,91 g di KMnO4 e 97,09 g di acqua.

%p/p =  x 100 Esercizio 2 Calcolare quanti g di NaCl sono necessari per ottenere 215 g di soluzione acquosa all’8 %p/p di NaCl. msoluto (g) %p/p =  x 100 msoluzione (g) msoluto = % x m soluzione /100 mNaCl = 8 x 215 /100 = 17,2 g oppure 8 g NaCl in 100 g x g NaCl in 215 g 8g : 100g = x g : 215g X g = (215 X 8)/100 = 17,2

%p/V =  x 100 =  x 100 = 45,2 Esercizio 3 (conversione % p/p in % p/V) Calcolare la concentrazione % p/V di una soluzione al 38% p/p di HCl, sapendo che la densità della soluzione è d = 1,19 g/ml 38 % p/p significa che 38 g di HCl sono contenuti in 100 g di soluzione. La densità mi permette di calcolare il volume relativo ai 100g della soluzione: Vsoluzione = 100 g /1,19 g ml-1 = 84,0 ml msoluto (g) 38 g %p/V =  x 100 =  x 100 = 45,2 Vsoluzione (ml) 84 ml

oppure V x d = m soluzione 100 mlsoluzione x 1,19 g ml-1 = 119 gsoluzione 38 g : 100g = x g : 119g x g = 38g/100g x 119g = 45,2 g %p/v = 45,2 g/100ml x100 = 45,2 Quindi si può usare la densità per convertire la % p/p in % p/v e viceversa %p/p x d = % p/V

Esercizio 4 Calcolare la % p/p di una soluzione di HNO3, che contiene 655 g litro-1 di HNO3, nota la densità della soluzione (d = 1,310 g ml-1) 655 g di acido sono contenuti in 1 litro di soluzione e poiché 1 L di soluzione pesa 1310 g % p/p = 655 g/1310 g x 100 = 50

Parti per milione (ppm) g di soluto contenuti in 1 milione di grammi di soluzione ppm = gsoluto x 106 gcampione ppb = gsoluto x 109 gcampione

Il volume della soluzione dipende dalla temperatura !! Molarità (M) : numero di moli di soluto contenute in 1 litro di soluzione soluto [soluto] moli / litro g? Il volume della soluzione dipende dalla temperatura !! Quindi M cambia con T

Esempio: Sciogliere 5.00 g di NiCl2•6 H2O in acqua sufficiente per preparare 250 mL di soluzione. Calcolare la molarità. 1: Calcolare moli di NiCl2•6H2O n = g / M g/mol 5.00 g /237,7 = 0,021 moli 2: Calcolare la molarità 0,021 moli / 0,25 litri = 0,0841 M [NiCl2.6H2O] = 0,0841 M = 84,1 mM

una soluzione di glucosio 250 mM contiene 0,25 moli di glucosio per ogni litro di soluzione. Calcolare la composizione % p/V. 1: Calcolare massa di glucosio C6H12O6 n = g / M g/mol 0,25 mol x 180 g/mol = 45 g 2: Calcolare la % p/V msoluto (g) %p/V =  x 100 = 4,5 V soluzione (ml)

Calcolare quanti g di NaOH occorrono per preparare Esercizio: Calcolare quanti g di NaOH occorrono per preparare 250 ml di una soluzione 180 mM. PM NaOH = 40 1: Calcolare moli di NaOH M = n/Vlitri n = M x Vlitri Numero di moli n = 0,18 M x 0,25 L = 0,045 2: dalle moli ai grammi n = m(g) / M g/mol g di NaOH = 0,045 mol x 40 g /mol = 1,8

MESCOLAMENTO DI DUE O PIU’ SOLUZIONI DILUIZIONE MESCOLAMENTO DI DUE O PIU’ SOLUZIONI (senza reazioni chimiche tra i soluti)

DILUIZIONE con solvente puro 1 2 Stesso numero di moli Diversa concentrazione! n1 = n2 Quando una soluzione viene diluita si aggiunge del solvente. Se aggiungiamo ad una soluzione di molarità nota del solvente in più, noi NON modifichiamo il numero di moli (n1= n2) ma modifichiamo il volume. M1= concentrazione iniziale della soluzione V1= volume iniziale della soluzione M2= nuova concentrazione dopo diluizione V2= nuovo volume della soluzione dopo diluizione M1 = n1/V1 M2 = n2/V2 M1V1 = M2V2 n1 = n2

Esempio: si vogliono preparare 100 ml di una soluzione 0,05 M da una soluzione 0,20 M. Che volume occorre prelevare? 1- Calcolare il numero di moli presenti nella soluzione da preparare n = 0,1 L x 0,05 mol / L = 5 x 10-3 2- Data una soluzione concentrata calcolare il volume della stessa che contiene le moli richieste 0,2 mol / L x VL = 5 x 10-3 mol VL= 5 x 10-3 / 2 x 10-1 = 2,5 x 10-2 L = 25 ml

3- prelevare il volume (25 ml) e trasferire nel palloncino da 100 ml 4- aggiungere il solvente e mescolare 100 ml

Mescolamento soluzioni 160 ml di soluzione di NaOH 0,50 M vengono mescolati con 200 ml di soluzione di NaOH 0,20 M. Calcolare la molarità della soluzione risultante. Per calcolare la molarità della soluzione finale bisogna conoscere il numero delle moli totali presenti e il volume totale della soluzione. 1: calcolare il numero di moli in ciascuna soluzione prima del mescolamento. n1 = 0,160 x 0,50 = 0,080 moli n2 = 0,200 x 0,20 = 0,040 moli 2: calcolare il numero di moli dopo il mescolamento e il volume totale della soluzione. ntotali = 0,080 + 0,040 = 0,12 moli Vsoluzione = 160 + 200 = 360 ml 3: calcolare la molarità della nuova soluzione dopo mescolamento [M] = 0,12 moli/ 0,360 L = 0,33 moli l-1

Dissoluzione delle sostanze

COMPOSTI IONICI SOLUBILI KMnO4 KMnO4(aq) --> K+(aq) + MnO4-(aq) Se prepariamo una soluzione di KMnO4 0,30 M, questo significa che [K+] = [MnO4-] = 0.30 M

Na2CO3 : composto ionico solubile Na2CO3(aq) --> 2 Na+(aq) + CO32-(aq) se [Na2CO3] = 0.100 M [Na+] = 2 x 0.100 M = 0.200 M [CO32-] = 0.100 M

Calcolare quanti grammi di una soluzione di acido fosforico all’85% in massa (d = 1.685 g/cm3) contengono 25 g di acido puro e quanti cm3 devono essere diluiti con acqua per preparare 1.00 kg di soluzione al 10%. E’ stato acquistato dell’acido nitrico commerciale al 65% (d = 1.383 kg dm-3). Calcolare la molarità della soluzione, il volume di soluzione che contiene 0.15 mol di acido e il volume di acido concentrato che occorre aggiungere a 1.0 dm3 di acido 0.400 M per ottenere una soluzione di acido nitrico 1.00M. Un campione di acqua di lago contiene 16.8 ppm di nitrato di sodio. Calcolare la concentrazione di nitrato di sodio espressa come molarità sapendo che la densità del campione di acqua è 1.018 g/mL.