Linguaggio della Chimica Classi Prime – Biennio Industriali Anno Scolastico 2007/2008

Sostanze (chimiche) Si suddividono in Sostanze elementari Formate da un solo tipo di elemento Sostanze composte o composti Formate da almeno due elementi

Sostanze elementari Le forme più comuni di sostanze elementari saranno quelle che verranno utilizzate nella scrittura delle equazioni chimiche di formazione dei composti Sostanze gassose: H2; O2; N2; Cl2; F2; Br2 Solidi: S8; P4; Cgrafite; Cdiamante Metalli: Al; Fe; Cu; Sn; Mg; Ca; K; Na; Zn; Au; Pt Gas monoatomici: He; Ne; Ar; Kr

Sostanze elementari

Composti Sono classificabili in Binari: formati da 2 elementi CO2; H2O; NH3; HCl; SO3; NaCl Ternari: formati da 3 elementi CaSO4; HNO3; Mg(OH)2; NaOH, H2CO3; Al2(PO4)3

Atomi Sono le più piccole particelle costitutive di un elemento Non vuol dire che: Siano le più piccole particelle di materia Elettroni, protoni, neutroni Sono particelle quindi che mantengono ancora il “carattere” chimico dell’elemento da cui derivano

Molecole Cl H Sono le più piccole particelle costitutive di una sostanza elementare o di un composto È formata da almeno due atomi legati, è una unità ben distinta Sono molecole quindi: N2 : molecola d’azoto HCl : molecola di acido cloridrico Fe(OH)3 : molecola di idrossido ferrico H2O2 : molecola di acqua ossigenata CH3COOH : molecola di acido acetico S8 : molecola di zolfo plastico Eccezioni: Sali NaCl : nel cloruro di sodio sono presenti sodio e cloro in rapporto 1:1 ma non esiste una molecola di sodio

Formule chimiche Sistemi di simboli e indici numerici che permettono di rappresentare in forma sintetica e veloce le sostanze Forniscono 2 tipi di informazioni Qualitativa (simboli): quali elementi formano la sostanza Quantitativa (indici): quanti atomi di ciascun elemento L’acido solforico è formato da: 2 atomi di idrogeno 1 di zolfo 4 di ossigeno

Limiti delle formule chimiche H-O- N=O HNO3 acido nitrico Questa formula chimica cosa non riesce a “dire”? Quali informazioni mancano? Manca la disposizione degli atomi e come sono legati tutti gli elementi Questa informazione possono darla le formule di struttura La descrizione completa delle molecole si può avere utilizzando dei modelli tridimensionali (reali o virtuali)

Uno schema riassuntivo Metalli Sostanze elementari Non-Metalli si suddividono possono formare Elementi Semi-metalli rappresentati da Composti rappresentati raccolti e ordinati Simboli si utilizzano Formule chimiche Tavola periodica informano su Indici informano su binari Quale/i elementi Quanti di ciascun elemento ternari quaternari

Sostanze elementari Sostanze formate da un solo tipo di atomo O2 ossigeno molecolare è allotropo dell’ossigeno N2 azoto H2 idrogeno C diamante e grafite: allotropi S8 zolfo plastico O3 ozono è allotropo dell’ossigeno Cl2 cloro Cu rame Ag argento Sn stagno P4 fosforo rosso He elio (gas monoatomico) Ne neon (gas monoatomico)

Composti Sostanze formate da almeno due elementi diversi H2O acqua C6H12O6 glucosio CO2 anidride carbonica NH3 ammoniaca HCl acido cloridrico NaOH idrossido di sodio Ca(OH)2 idrossido di calcio Al2(SO4)3 solfato di alluminio NO2 biossido di azoto H3PO4 acido fosforico NaHCO3 bicarbonato di sodio

Le reazioni Sono degli eventi (fenomeni, trasformazioni) in cui, partendo da alcune sostanze iniziali (reagenti), si ottengono diverse sostanze finali (prodotti) Le reazioni si rappresentano con le equazioni chimiche A + B  C + D La reazione è rappresentata dalla freccia (singola o doppia) I reagenti si trovano a sx e i prodotti a dx A, B, C e D sono le formule chimiche delle sostanze

Sintomi di una reazione Sono tutti gli eventi che si manifestano durante una reazione chimica e che permettono di individuare se sta avvenendo un fenomeno chimico e, a volte, il tipo di reazione

Tipologia dei sintomi Tipi di sintomi Variazione di temperatura sviluppo di calore: reazione esotermica assorbimento di calore: reazione endotermica NH4Cl(s)NH4Cl(aq) Cambiamento di colore Si produce una sostanza nuova con un nuovo colore Precipitazione Si produce una nuova sostanza (sale) insolubile nell’acqua Sviluppo di gas o di una effervescenza una reazione tra ammoniaca (NH3) e acido cloridrico (HCl) Produzione di energia elettrica Come nelle ossidoriduzioni delle batterie Variazioni di pH L’ambiente diventa acido, neutro o basico

Assegnare i nomi IUPAC I nomi IUPAC di sostanze semplici e composti binari Si utilizzano sempre i prefissi che indicano il numero dell’indice Na2O monossido di disodio Il nome del composto parte sempre dall’elemento di destra Se è ossigeno il nome sarà ossido CaO monossido di calcio Se è idrogeno il nome sarà idruro

H La valenza O H H N H H È il numero di atomi di idrogeno che un elemento può legare VH = 1 NH3 (ammoniaca)  VN = 3 CH4 (metano)  VC = 4 H2O (acqua)  VO = 2 HF (acido fluoridrico)  VF = 1 FeO (ossido ferroso)  VFe = 2 In un composto neutro le valenze devono bilanciarsi perfettamente (annullarsi) H C H H H FeH2

Altri esempi LiH (idruro di litio)  VLi = 1 Fe2O3 (ossido basico)  VFe = 3 Quesito: forma l’ossido del Cu (VCu = 2) 2Cu + O2  CuxOy  Cu2O2  2CuO Quesito: forma l’ossido del K (VK = 1) 4K + O2  KxOy  2K2O Quesito: forma l’idracido dello S (VS = 2) S + H2  HxSy  H2S Quesito: forma l’idruro dell’Al (VAl = 3) 2Al + 3H2  AlxHy  2AlH3

Altri esempi 2: “la vendetta” Quesito: forma l’ossido dello S (VS = 6) 2S + 3O2  SxOy  S2O6  2SO3 2 atomi di S reagiscono con 3 molecole di O2 per dare 2 molecole di SO3 (ossido acido) Quesito: forma l’ossido del P (VP = 5) 4P + 5O2  PxOy  2P2O5 (ossido acido)

Composti ternari Ossido + acqua  composto ternario Ossido acido + acqua  ossoacido (acido ossigenato) Ossido basico + acqua  idrossido Le formule si ottengono per semplice somma degli elementi, eventualmente semplificando SO3 + H2O  HxSyOz  H2SO4 (ossoacido: acido solforico) P2O5 + H2O  H2P2O6  2 HPO3 (ossoacido) Na2O + H2O  Nax(OH)y  Na2(OH)2  2NaOH (idrossido: idrossido di sodio)

Alcune informazioni Acidi Liberano ioni H+ (protone) Idracidi (HxNMe) Acidi ossigenati (HxNMeyOz) Liberano ioni H+ (protone) Colorano in rosso la cartina di indicatore Hanno sapore aspro Sono corrosivi Reagiscono con le basi per dare sali Basi Idrossidi [Me(OH)x] Ammoniaca (NH3) Liberano ioni OH- (idrossido) Colorano in azzurro la cartina di indicatore Hanno sapore amaro Sono corrosive Reagiscono con gli acidi per dare i sali

Acidi ossigenati P2O5 + 3H2O  2H3PO4 Acido ossigenato (acido fosforico)

Idrossidi (basi) Sono composti ternari Presentano questa struttura Me(OH)x Poiché il gruppo OH ha valenza I la x rappresenta la valenza del metallo (Me) Si preparano secondo lo schema seguente Ossido basico + H2O  Idrossido Al2O3 + 3H2O  2Al(OH)3 K2O + H2O  2KOH

Sali Sono composti secondari, ternari, quaternari che devono contenere almeno un metallo ed un non-metallo Si ottengono per reazione tra un acido ed una base insieme all’acqua Acido + base  sale + acqua La reazione si chiama di neutralizzazione

Sali binari Sali binari Si ottengono per neutralizzazione tra un idracido ed una base (idrossido) HF + NaOH  NaF + H2O (fluoruro di sodio) 3H2S + 2Al(OH)3  Al2S3 + 6H2O Ca(OH)2 + 2HI  CaI2 + 2H2O

Metalli

Non-Metalli

Semi-Metalli

Formule chimiche Forniscono due informazioni Cosa non forniscono? Tipi di atomi che formano quella sostanza Informazione fornita dai simboli presenti nella formula Numero di atomi di ciascun elemento Informazione fornita dagli indici presenti in basso a destra del simbolo Cosa non forniscono? La disposizione spaziale degli atomi Formule di struttura La disposizione tridimensionale (forma reale) della molecola

Esempi di simboli chimici

Esempi di formule

Teoria particellare della materia La teoria atomica di Dalton afferma: La materia è formata da particelle invisibili e indivisibili (atomi) In effetti per un chimico l’atomo può essere considerato indivisibile Esistono diversi tipi di atomi (elementi); ciascun tipo di atomo è caratterizzato da proprietà chimiche e fisiche diverse (massa) La massa di un atomo è una sua caratteristica peculiare Gli atomi si legano tra loro per formare la materia

Massa degli atomi Tutti gli atomi, per quanto piccoli, hanno una massa Possiamo parlare di: massa atomica assoluta È la massa di un atomo espressa nelle comuni unità di misura (g, Kg, dg, cg, mg, g) Massa atomica relativa È la massa di un atomo rapportata alla massa di un atomo presa come riferimento