Conoscenze e abilità da conseguire Al termine dell'insegnamento, lo studente conosce le basi teoriche necessarie per la comprensione della struttura della materia, nelle sue costituenti atomiche e molecolari. Possiede un metodo adatto alla trattazione scientifica dei fenomeni alla base della trasformazione della materia con modelli adeguati alla descrizione rigorosa degli aspetti termodinamici e cinetici.

Programma/Contenuti Struttura della materia. Miscele di sostanze. Stati di aggregazione. Modello atomico. Atomo di idrogeno: funzioni d'onda, numeri quantici e orbitali. Regole dell'Aufbau. Proprietà periodiche degli elementi: raggio atomico, energia di ionizzazione, affinità elettronica. Legame covalente. Elettronegatività. Struttura molecolare e Regole VSEPR. Orbitali ibridi. Concetto di risonanza. Legame ionico. Interazioni di Van der Waals. Legame a ponte di idrogeno. Il concetto di mole. Reazioni ed equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni. Il principio di Le Chatelier. Termochimica. Legge di Gibbs. Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi, prodotto di solubilità. Cinetica chimica. Elettrochimica.

Strumenti a supporto della didattica Il materiale didattico presentato a lezione (slide powerpoint) sarà messo a disposizione dello studente in formato elettronico. Tale materiale dovrebbe essere stampato e portato alla lezione. Per ottenere il materiale didattico consultare il sito web: http://www.francescocapozzi.it Eventuali registrazioni audio delle lezioni saranno consentite, a patto che siano rese disponibili a tutti gli studenti mediante condivisione dei file mp3 in aree riservate del sito docente. Username e password sono riservati agli studenti iscritti al corso e saranno riferiti dal docente all'inizio del corso, direttamente a lezione oppure mediante posta elettronica, previa iscrizione alla corrispondente lista di distribuzione.

Testi/Bibliografia Titolo: Chimica Autori: Bertini Ivano, Luchinat Claudio, Mani Fabrizio Editore:  CEA Pagine: 512 ISBN: 8840812857 ISBN-13: 978884081285 Orario di ricevimento Il prof. Capozzi riceve, solo su appuntamento concordato attraverso posta elettronica, nel seguente orario: Martedì 13:00-14:00 Mercoledì 14:00 - 15:00 Giovedì 17:00 - 18:00

Metodi didattici L'insegnamento si compone di 6 CFU. Ogni CFU comprende 6 ore di lezioni teoriche frontali, 3 ore di esercitazioni numeriche in aula, ed 1 ora di esercitazioni pratiche in laboratorio. Le esercitazioni pratiche vengono svolte nel Laboratorio di Chimica presso il Campus di Cesena (Villa Almerici) dotato di 30 postazioni con corredo di vetreria e strumentazione di base (pHmetro, agitatori magnetici e piastre riscaldanti). L'obiettivo delle esercitazioni pratiche è duplice: Far acquisire allo studente dimestichezza con la strumentazione e con le norme di sicurezza del laboratorio chimico Sviluppare nello studente la capacità di collegare i risultati di una esperienza empirica alle nozioni teoriche acquisite durante le lezioni teoriche frontali

Modalità di verifica dell'apprendimento L'esame di fine corso mira a valutare il raggiungimento degli obiettivi didattici: Trasferire un problema chimico in una impostazione di calcolo stechiometrico Descrivere con proprietà di linguaggio e rigore scientifico la composizione della materia Definire i fenomeni che portano alla trasformazione delle sostanze. L'esame comprende due prove, prima scritta e poi orale, che insieme concorrono alla formazione del voto. Si è ammessi alla prova orale solo dopo superamento della prova scritta. La prova scritta superata con il voto 18 è valida solo per sostenere l'esame orale nella stessa sessione. La prova scritta superata con un voto superiore a 18 è valida per due sessioni (quella corrente e quella successiva).

Composizione della materia

Classificazione della materia

Miscele eterogenee

Composizione di miscele omogenee

Composizione media di miscele eterogenee

Organizzazione della MATERIA 90 naturali 25 artificiali Atomi (115 specie differenti) Sostanze pure Monoatomiche Molecolari Ioniche Neutre Polimeriche Metalliche Ar N2 S8 Na+ H3PO4 SO42- AlCl3 Ag Sostanze elementari Composti Miscele

Stati di aggregazione Energia potenziale : forze di interazione tra particelle Energia cinetica : agitazione termica (Ecin=3/2 k ) T Solido Liquido Gas T Epot

Formazione di miscele omogenee

MISCELE Eterogenee Omogenee Tranne che per rare eccezioni (miscele azeotropiche ed eutettiche) la composizione chimica varia durante le transizioni di stato. Eterogenee Omogenee Fase dispersa Sol Liq Gas Fase disperdente Fumo Nebbia, aereosol Sempre omogenea Sospensione Emulsione Schiuma Composito Gel Corpo poroso Soluzioni Leghe

Formule chimiche delle sostanze pure

Formula chimica Indica quale elemento (sostanze elementari) o quali elementi (composti) sono presenti nella sostanza ed il rapporto del numero di atomi di ciascuno di essi. Ogni elemento è rappresentato dal simbolo atomico. Formula minima o empirica: è la formula più semplice ricavata dall’analisi elementare. Utilizza il numero intero più basso possibile per ciascun elemento che permette di esprimere correttamente il rapporto tra gli atomi presenti nella sostanza. Formula molecolare: indica il numero di atomi di ciascun elemento che costituisce una molecola

Tavola periodica

Formule chimiche H2O HO H2O2 NO2 N2O4 S S8 C Hg Na2O Na+, O2- NaO Nome sostanza Formula minima Formula molecolare Formula ionica Unità strutturali Ossido di idrogeno H2O Perossido di idrogeno HO H2O2 Tetraossido di azoto(IV) NO2 N2O4 Zolfo S S8 Carbonio C Mercurio Hg Ossido di sodio Na2O Na+, O2- Perossido di sodio NaO Na2O2 Na+, O22- Tetraossofosfato(V) di calcio(II) Ca3P2O8 Ca3(PO4)2 Ca2+, PO43- Idrossido di calcio(II) CaH2O2 Ca(OH)2 Ca2+, OH- Tetraossosolfato(VI) di ammonio H8SN2O4 (NH4)2SO4 NH4+, SO42- Cloruro di calcio(II) CaCl2 Ca2+, Cl-

Numero di ossidazione L’idrogeno ha sempre N.O. = +1, tranne che nei composti binari con i metalli, con cui forma gli idruri [N.O.(H) = -1] L’ossigeno ha sempre N.O.= -2, tranne che nei perossidi [N.O.(O) = -1] e nei composti binari con il fluoro [N.O.(O) = +2] Tutti gli elementi hanno N.O. = 0 nel loro stato elementare H +1 * 3 = +3 H3PO4 (molecola neutra): H = +1; O = -2; P = O -2 * 4 = -8 ? +3 -8 +x = 0 Acido tetraossofosforico(V) P x = -3 +8 = +5

Suffissi e prefissi Mono- : 1 Bi- (Di-) : 2 Tri- : 3 Tetra- : 4 Penta- : 5 Esa- : 6 Epta- : 7 Octa- : 8 Nona- : 9 Deca- : 10 -ato Ione negativo contenenete ossigeno -uro Ione negativo non contenente ossigeno Acido -ico Sostanza contenente H, O e uno dei seguenti elementi: B, C, N, Si, P, S, Cl, As, Se, Br, Te, I (elementi non metallici) -idrico Sostanza contenente H e uno dei seguenti elementi: F, S, Cl, Br, I Tio- Sostanza riconducibile ad un’altra in cui un atomo di ossigeno è stato sostituito da uno di zolfo

Metalli, non-metalli e metalloidi

Esempi di nomenclatura (1) Azoto CO : Monossido di carbonio (II) CO2 : Biossido di carbonio (IV) HCl : Acido cloridrico Cl- : Ione cloruro NaCl : Cloruro di sodio KCN : Cianuro di potassio CN- : Ione cianuro CNO- : Ione cianato SCN- : Ione tiocianato

Esempi di nomenclatura (2) Biossido di azoto(IV) N2O4 : Tetraossido di azoto(IV) O : -2 * 3 = -6 -6 +x = -2 x = -2 +6 = +4 CO32- : Ione triossocarbonato (IV) O : -2 * 3 = -6 H : +1 * 1 = +1 -6 +1 +x = -1 x = -1 +6 -1 = +4 HCO3- : Ione monoidrogenotriossocarbonato(IV)

Esempi di nomenclatura (3) H2SO4 : Acido tetraossosolforico( ) VI SO42- : Ione tetraosso solfato (VI) HSO4- : Ione monoidrogeno tetraosso solfato (VI) S2O32- : Ione tetraosso tiosolfato (II)

Teoria atomica

Struttura dell’atomo p+ e-

Quantità di sostanza e concetto di mole NA = 6,022∙1023

La mole Unità di misura della quantità di sostanza Una mole di sostanza contiene sempre lo stesso numero di unità chimiche elementari. Questo è il Numero di Avogadro Na = 6.022169 ·1023 1 atomo di 12C ha una massa pari a 12 uma (unità di massa atomica) 1 mole di 12C contiene 6.022 ·1023 atomi di carbonio-12. La massa di questa quantità di sostanza è 12 g

Massa molare 1 mole di C contiene 6.022 ·1023 atomi di carbonio. La massa di questa quantità di sostanza è 12.011 g 1 mole di N2 contiene 6.022 ·1023 molecole di azoto. La massa di questa quantità di sostanza è 14.007 x 2 = 28.014 g 1 mole di NaCl contiene 6.022 ·1023 ioni sodio e 6.022 ·1023 ioni cloruro. La massa di questa quantità di sostanza è 22.990 + 35.453 = 58.443 g

Densità Rapporto tra la massa di sostanza ed il volume da essa occupata. E’ usata per le sostanze pure ma anche per miscele. Unità di misura: g dm-3; g L-1

Concentrazione Rapporto tra la quantità di sostanza per un determinato componente di una miscela e la quantità totale di miscela . E’ usata anche per le sostanze pure allo stato gassoso in quanto non possiedono volume proprio La quantità di sostanza di ciascun componente può essere espressa come: massa, volume, moli La quantità totale di miscela può essere espressa come: massa, volume, moli

Concentrazione m/m o p/p m/mtot espressa in g/g Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/p (si legge peso/peso e coincide con quella m/m) del soluto. 1.4 L di soluzione hanno una massa pari a 1.4 x 1.011 x 1000 = 1415.4 g La concentrazione p/p è allora 340.3/1415.4 = 0.2404 (g/g) E’ più utile esprimere il rapporto come percentuale in peso (% p/p): (340.3/1415.4) x 100 = 24.04 % p/p

Concentrazione ppm e ppb m/mtot espressa in ppm (parti per milione) o ppb (parti per miliardo) 1 ppm = 1·10-6 g/g 1 ppb = 1·10-9 g/g Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 34.3 mg di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/p del soluto espressa in ppm. 1.4 L di soluzione è pari a (1.4 x 1.011 x 1000 =) 1415.4 g 34.3 mg = 3.43·10-2 g La concentrazione p/p è 3.43·10-2/1415.4 = 2.42 ·10-5 (g/g) 2.42 ·10-5 / 1·10-6 = 24.2 ppm Corrispondono anche a 24.2 mg/kg

Concentrazione p/V m/Vtot espressa in g/mL o kg/L Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/V (si legge peso/volume) del soluto. 1.4 L di soluzione equivalgono a 1400 mL La concentrazione p/V è 340.3/1400 = 0.2431 g/mL E’ più utile esprimere il rapporto come g/100mL (% p/V): (340.3/1400) x 100 = 24.31 % p/V

Concentrazione molare n/V n = moli di soluto; V = volume della soluzione n/Vtot indicata anche come concentrazione molare CM è espressa in mol/L equivalente a M Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio (mm = 58.44 g·mol-1). Calcolare la concentrazione molare della soluzione. n = 340.3 / 58.44 = 5.82 mol; CM = 5.82 / 1.4 = 4.16 M (oppure mol/L)

Concentrazione molale n/msolv n = moli di soluto; msolv = massa del solvente La concentrazione molale è il rapporto n/msolv : è espressa in mol/kg equivalente a “m” Esempio: 1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio (mm = 58.44 g·mol-1). Calcolare la concentrazione molale della soluzione. n = 340.3 / 58.44 = 5.82 mol; msolv = 1.4 x 1.011 = 1.4154 kg = 1415.4 g di cui 340.3g sono di soluto e (1415.4-340.3=) 1075.1g sono di solvente. Cm = 5.82 / 1.075 = 5.41 m (oppure mol/kg)

Frazione molare  La frazione molare è il rapporto tra le moli di un singolo componente e le moli totali di una miscela. E’ un numero adimensionale. Esempio: 1.4 L di soluzione acquosa con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio (mm = 58.44 g·mol-1). Calcolare la frazione molare del soluto. n = 340.3 / 58.44 = 5.82 mol; msolv = 1.4 x 1.011 = 1.4154 kg = 1415.4 g di cui 340.3g sono di soluto e (1415.4-340.3=) 1075.1g sono di solvente. 1075.1 g di acqua contengono (1075.1/18=) 59.73 mol  = 5.82 / (5.82 + 59.73) = 0.0888 = 8.88·10-2 (= 8.88%)

L’elettrone Duplice natura: onda o corpuscolo?

Radiazioni luminose Le radiazioni luminose sono radiazioni elettromagnetiche caratterizzate da una frequenza n pari al numero di oscillazioni nell'unità di tempo (espressa perciò in s-1): La lunghezza d'onda l di una radiazione è lo spazio percorso nella direzione di propagazione x durante una oscillazione completa. La lunghezza d'onda è legata alla frequenza n attraverso la relazione l = c/n, in cui c è la velocità della luce c = 2,997925x108 ms-1

Onda elettromagnetica

Energia e frequenza Ogni radiazione è legata ad un valore di energia secondo la relazione: E = hn la costante di Planck h (1858-1947; premio Nobel nel 1918) vale h = 6,626196 x 10-34 J s

Spettro della luce bianca

Spettro di emissione dell’idrogeno

Atomo di Bohr Segue il modello della meccanica classica ma introduce il concetto di quantizzazione dell’energia.

Transizioni elettroniche

Spettro di emissione completo dell’atomo di idrogeno n = 1/l = R (1/n12 - 1/n22) R=10973731.534 m-1 Johannes Robert Rydberg (1890)

Il modello di Bohr Possiede le seguenti caratteristiche: esiste un nucleo (scoperta di Rutherford); gli elettroni si “muovono” nei pressi del nucleo trovandosi in “stati stazionari” energeticamente stabili, cioè NON irradiano energia; quando un elettrone si muove da uno stato stazionario ad un altro, la perdita o il guadagno di energia avviene scambiando SOLO quantità di energia molto specifiche, e NON una qualunque; ciascuna linea nello spettro di emissione o di assorbimento di un atomo si genera quando un elettrone si muove da uno stato stazionario ad un altro.

Modello: classico o quantomeccanico ? L’elettrone segue un cammino ben preciso: la posizione e la velocità dell’elettrone sono note in ogni istante La posizione dell’elettrone è calcolabile come probalità: è possibile misurare velocità e posizione solo con un certo grado di precisione

Equazione di Shrödinger

Funzioni d’onda a0=h2/(k42me2) a0= 53 pm  = r / a0

Numeri quantici

Funzione  orbitali 1s e 2s

Orbitali 1s e 2s

Funzione  orbitale 2p

Orbitali atomici (1)

Orbitali atomici (2)

Livelli energetici in H

Livelli energetici in altri atomi

Regole dell’Aufbau Il termine aufbau significa, in tedesco, "costruzione" e rappresenta la costruzione della configurazione elettronica degli atomi. Principio di minima energia Principio di Pauli Regola di Hund o della massima molteplicità

Principio della minima energia ogni elettrone occupa l'orbitale disponibile a energia più bassa

Principio di Pauli in un atomo non possono esistere 2 elettroni con i 4 numeri quantici eguali perciò, nello stesso orbitale, possono esserci 2 soli elettroni purché con ms, momento di spin, diverso gli spin dei due elettroni devono essere perciò antiparalleli (­¯) dato che, essendo nello stesso orbitale, gli elettroni hanno gli altri 3 numeri quantici n, l, m, eguali

Regola di Hund se due o più elettroni occupano orbitali degeneri (cioè a eguale energia), gli elettroni occupano il maggior numero possibile di questi orbitali, e a spin paralleli

Aufbau atomi polielettronici

Tavola periodica

Aufbau

Elettroni di Valenza

Carica nucleare efficace

Dimensioni atomiche (Slater)

1a ionizzazione A  A+ + e-

Energia di 1a ionizzazione

Affinità elettronica A-  A + e-

Elettronegatività  = k (I +A)

Legame covalente

Densità elettronica

Combinazione lineare a coefficienti negativi

Orbitale di antilegame

Energia degli orbitali molecolari

Diagramma dei livelli energetici per H2 Energia di legame

Orbitali molecolari di He2

Legame sigma

Legame pi-greco

Orbitali molecolari di O2 Energia Orbitali molecolari Orbitali atomici Orbitali atomici OA OB

Orbitali molecolari dell’O2 s1 s1* s2* s2 p p* O2 : s1(2) s1*(2) p(4) s2(2) p*(2)

Formula di Lewis dell’O2 O2 : s1(2) s1*(2) p(4) s2(2) p*(2) Ordine di legame (elettroni di legame – elettroni di antilegame) / 2 ( 8 – 4 ) / 2 = 2 Coppie di non legame ( elettroni totali di valenza – elettroni di legame ) / 2 ( 12 – 4 ) / 2 = 4 O O

Regole semplificate per formule di Lewis Contare il numero totale di elettroni di valenza F2 7 * 2 = 14 pari a 7 coppie Legare i due atomi con un legame singolo Posizionare le coppie restanti (6) distribuendole equamente fra i due atomi Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto F F

O O O O Formula di Lewis di O2 O2 Contare il numero totale di elettroni di valenza O2 6 * 2 = 12 pari a 6 coppie Legare i due atomi con un legame singolo Posizionare le coppie restanti (5) distribuendole fra i due atomi Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto; in caso contrario spostare una o più coppie di non legame mettendole in condivisione O O O O

N N N N Formula di Lewis di N2 N2 Contare il numero totale di elettroni di valenza N2 5 * 2 = 10 pari a 5 coppie Legare i due atomi con un legame singolo Posizionare le coppie restanti (4) distribuendole fra i due atomi Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto; in caso contrario spostare una o più coppie di non legame mettendole in condivisione N N N N

C2 non esiste Contare il numero totale di elettroni di valenza C2 4 * 2 = 8 pari a 4 coppie Legare i due atomi con un legame singolo Posizionare le coppie restanti (3) distribuendole fra i due atomi Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto; in caso contrario spostare una o più coppie di non legame mettendole in condivisione C C C C

SO2 O S O Formule di Lewis seconde le regole VSEPR Numero totale di elettroni di valenza: n.e. = 6 + (2 * 6) = 18 (9 coppie) L’atomo centrale è quello meno elettronegativo A questo vanno legati gli atomi periferici O S O Coppie elettroniche finora impiegate: 2

Si distribuiscono le coppie di non legame fino a far raggiungere l’ottetto agli atomi periferici Coppie elettroniche finora impiegate: 8 Si posizionano le coppie restanti sull’atomo centrale O S O Coppie elettroniche finora impiegate: 9

Condividere una o più coppie di non legame degli atomi periferici per permettere il raggiungimento dell’ottetto anche all’atomo centrale O S O oppure oppure O O O S O S N.B. l’esistenza di più d’una struttura valida introduce il concetto di ibrido di risonanza che verrà ripreso in seguito

Stabilire la geometria delle coppie elettroniche attorno all’atomo centrale considerando solo le coppie di non legame e quelle di legame sigma. Utilizzare la seguente tabella: Numero coppie elettroniche Angoli di legame Geometria delle coppie elettroniche 2 2 * 180 Lineare 3 3 * 120 Trigonale planare 4 6 * 109.5 Tetraedrica 5 3 * 120 + 6 * 90 Bipiramidale a base trigonale 6 12 * 90 Ottaedrica

S O O 120° S O O 120° In realtà, l’angolo di legame è <120° poiché la coppia di non legame esercita una repulsione maggiore sulle coppie di legame ! La geometria delle coppie elettroniche è trigonale planare ma la geometria molecolare (basata sulla posizione reciproca dei nuclei atomici) è piegata !

SO3 O S O O S O O O O O S O O S O O ( X 3 ) Numero totale di elettroni di valenza: SO3 n.e. = 6 + (3 * 6) = 24 (12 coppie) oppure O S O O S O oppure O O O O S O O S O O Angoli perfettamente a 120° Geometria delle coppie elettroniche e molecolare: trigonale planare ( X 3 )

H2O O H O H H H H H Numero totale di elettroni di valenza: n.e. = 6 + (2 * 1) = 8 (4 coppie) O H O H H H Angolo minore di 109.5° Geometria delle coppie elettroniche: tetraedrica Geometria molecolare: piegata H H

Numero totale di elettroni di valenza: H2C2 n.e. = (2 * 4) + (2 * 1) = 10 (5 coppie) Gli atomi di idrogeno sono sempre periferici H C C H H C C H Porzione lineare H C C H Porzione lineare La molecola ha due atomi centrali entrambi a geometria lineare: allora, tutta la molecola è lineare !

Acidi e Basi Acido è una parola che deriva dal latino “acetum” (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un analogo sapore “acidulo”. Basi o alcali (dall’arabo al kali = la cenere delle piante) sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi. Qual è la definizione di acido e di base dal punto di vista della chimica?

(oxys genes = generatore d’acido). Lavoisier pensava che un acido fosse caratterizzato da molecole contenenti ossigeno (oxys genes = generatore d’acido). Antoine Lavoisier 1743-1794 Tuttavia nel 1810 Humphry Davy dimostrò che l’acido cloridrico (detto allora muriatico) era formato solo da cloro e idrogeno. Da allora fu accettata l’idea che gli acidi fossero caratterizzati dalla presenza d’idrogeno nella molecola. Humpry Davy 1778-1829

Definizione di Arrhenius (1887) Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Premio Nobel per la Chimica 1903 Definizione di Arrhenius (1887) acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Acido  H+(aq) + ... Base  OH-(aq) + ... Neutralizzazione acido-base: H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)

Insufficienza della definizione di Arrhenius: Molte basi, come per esempio l’ammoniaca, NH3, non possono formare OH-(aq) per dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere quindi di tipo diverso.

(per acidi e basi in soluzione acquosa) Definizione di Brønsted e Lowry (1923) (per acidi e basi in soluzione acquosa) Johannes Nicolaus Brønsted 1879-1947 Thomas Martin Lowry 1874-1936 Acido = donatore di protoni, H+ Base = accettore di protoni, H+

“coppie acido-base coniugati” acido nitroso ione nitrito ione idrossonio HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq) acido 1 base 1 acido 2 base 2

NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) ammoniaca ione ammonio ione ossidrile NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) base 1 acido 1 base 2 acido 2

HClO2(aq) + H2O(l) ⇄ ClO2-(aq) + H3O+(aq) N2H2(aq) + H2O(l) ⇄ N2H3+(aq) + OH-(aq)

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) Kw = [H3O+] [OH-] A 25°C si ha Kw = 10-14 Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-] Soluzione acida: [H3O+] > [OH-] Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]

Kw = [H3O+] [OH-] Soluzione neutra: Soluzione acida: Soluzione basica:

a 25°C soluzione basica soluzione acida [H3O+] > [OH-] 100 10-2 10-4 10-6 10-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 10-9 10-11 10-13 [H3O+] soluzione neutra [H3O+] = [OH-] = 10-7 soluzione acida [H3O+] > 10-7 [OH-] < 10-7 soluzione basica [H3O+] < 10-7 [OH-] > 10-7

pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-] a 25°C pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-] 100 10-2 10-4 10-6 10-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 10-9 10-11 10-13 [H3O+] soluzione neutra pH = pOH = 7 soluzione acida pH < 7 pOH > 7 soluzione basica pH > 7 pOH < 7

H3O+(aq) + OH-(aq) ⇄ 2 H2O(l) 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) T > 25°C T < 25°C lnKw 1/T 1/T 10-14 10-13 10-15 10-16 H ° > 0 25°C Soluzione neutra: A 25°C: pH = 7; a T < 25°C: pH > 7; a T > 25°C: pH < 7

HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq) Acido debole (Ka < 1) in concentrazione ca HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq) (ca – x) x x Se l’acido è così debole che x << ca, allora:

B(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + OH-(aq) Base debole (Kb < 1) in concentrazione cb B(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + OH-(aq) (cb – x) x x Se la base è così debole che x << cb, allora:

NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq) IDROLISI DEI SALI (reazioni acido-base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica) NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq) Cl- è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Cl- è una base con forza praticamente nulla in acqua non dà reazioni acido-base

NaNO2(s)  Na+(aq) + NO2-(aq) NO2- è la base coniugata di HNO2, e quest’ultimo è un acido debole quindi… HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq) NO2-(aq) + H2O(l) ⇄ HNO2(aq) + OH-(aq) IDROLISI BASICA

NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq) NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo è una base debole quindi… NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq) IDROLISI ACIDA

In tutti i casi, per una coppia acido-base coniugati si ha: Ka Kb = Kw Per esempio, per la coppia NH4+/NH3:

HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq) Quando in una soluzione sono presenti sia un acido debole che la sua base coniugata… per esempio: HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq) ca cb x +x -x con ca e cb in quantità paragonabili se x << ca e x << cb

NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con ca e cb in quantità paragonabili, è un tampone. NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) Per esempio: ca cb L’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la reazione a destra L’aggiunta di una piccola quantità di base sposta la reazione a sinistra Il pH non cambia molto in ambedue i casi

Riepilogo: Acido debole: Base debole: Idrolisi acida: Idrolisi basica:

Riepilogo: Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata: Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato:

HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq) INDICATORI DI pH HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq) giallo rosso

giallo rosso Quando [H3O+] >> Ka la soluzione appare gialla Quando [H3O+] << Ka la soluzione appare rossa Quando [H3O+]  Ka la soluzione appare arancione pKa = - log10 Ka 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 pH

alcuni indicatori: fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 pH fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio rosso fenolo alcuni indicatori:

EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ alcuni elettroliti forti (si dissociano completamente in ioni) sono molto solubili: NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq) KOH(s)  K+(aq) + OH-(aq) alcuni elettroliti forti sono poco solubili: AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq) CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq) Ni(OH)2(s) ⇄ Ni2+(aq) + 2 OH-(aq) Ca3(PO4)2(s) ⇄ 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq)

CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq) a 25°C Kps = 8,7×10-9 Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq) a 25°C Kps = 6,2×10-12 Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) a 25°C Kps = 1,1×10-36

Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq) Solubilità = concentrazione del soluto che si scioglie nella soluzione, all’equilibrio, ad una certa temperatura. Solubilità (s, in mol L-1) in acqua pura: Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq) 2s s a 25°C

CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq) Solubilità (s, in mol L-1) in acqua pura: CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq) s a 25°C

Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) Kps = [Fe3+] [OH-]3 Solubilità a 25°C in acqua pura: Solubilità a 25°C in soluzione acida con pH=4, cioè pOH=10 e quindi [OH-]=10-10:

Formazione di precipitati Na+(aq) Cl-(aq) Ag+(aq) NO3-(aq) NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq) AgNO3(s)  Ag+(aq) + NO3-(aq) AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq) Kps = 1,810-10

Na+(aq) Cl-(aq) Ag+(aq) NO3-(aq)

AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq) NO3-(aq) Na+(aq) Cl-(aq) AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq)