Precorso di Chimica: aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana) 16/9 Martedì 11.00 – 13.00 19/9 Venerdì 14.00 – 16.00 25/9 Giovedì 11.00 – 13.00/14.00-16.00 26/9 Venerdì 9.00 – 11.00 Francesca Soavi Dipartimento di Chimica “Giacomo Ciamician” Lab. Elettrochimica dei Materiali, Via S.Giacomo 7 - Tel. 051 2099797 e-mail: francesca.soavi@unibo.it Dott. ssa Francesca Soavi

Conoscenze di base di Chimica Definizione e significato dei seguenti termini: -sistema materiale eterogeneo -sistema materiale fisicamente omogeneo (soluzione) -sistema materiale chimicamente omogeneo specie chimica specie elementare composto chimico -atomo, nuclide, elemento, ione,isotopo -numero atomico, numero di massa, peso atomico -legame chimico -reazione chimica -Stati di aggregazione della materia e cambiamenti di stato -Simbologia per rappresentare i principali elementi chimici e, in generale, i composti chimici. Notazione scientifica, logaritmi, operazioni di conversione di unità di misura Dott. ssa Francesca Soavi

I Sistemi Materiali Il termine sistema indica una qualunque porzione di materia. Ogni sistema è identificato in base alle sue proprietà fisiche e chimiche Proprietà FISICHE: sono quelle proprietà della materia che non sono da mettere in relazione con trasformazioni delle sostanze in sostanze diverse (temperatura, conducibilità, peso specifico,….) Proprietà CHIMICHE: sono quelle proprietà della materia che sono da mettere in relazione con trasformazioni delle sostanze in sostanze diverse Dott. ssa Francesca Soavi

I Sistemi Materiali Fisicamente omogenei Chimicamente eterogenei Fisicamente eterogenei Chimicamente omogenei Dott. ssa Francesca Soavi

Sistema Materiale Fisicamente Eterogeneo È costituito da diverse parti con proprietà fisiche diverse FASI : porzioni del sistema fisicamente omogenee, ossia che conservano le stesse proprietà fisiche in ogni loro parte. Le diverse fasi di un sistema sono delimitate da superfici di contatto che chiaramente le differenziano. Gas : metano + altri idrocarburi Liquido: benzine Liquido :sospensione acquosa Solido : rocce Le fasi non vanno confuse con i diversi STATI DI AGGREGAZIONE dei componenti del sistema (gas, liquido, solido) Dott. ssa Francesca Soavi

Sistema Materiale Fisicamente Omogeneo Conserva le stesse proprietà fisiche in ogni sua parte Un sistema materiale fisicamente omogeneo è costituito da un’unica FASE È costituito da una sola specie chimica ? Sistema materiale chimicamente omogeneo Sì Sistema materiale chimicamente eterogeneo No Dott. ssa Francesca Soavi

Sistema Materiale Chimicamente Eterogeneo I sistemi materiali chimicamente eterogenei, costituiti da diverse specie chimiche in rapporti variabili, e fisicamente omogenei sono detti SOLUZIONI, indipendentemente dallo stato di aggregazione: Soluzioni gasose Liquido/Liquido Soluzioni liquide Liquido/sale disciolto Liquido/gas disciolto Soluzioni solide Dott. ssa Francesca Soavi

Sistema Materiale Chimicamente Omogeneo I sistemi materiali chimicamente omogenei sono costituiti da sostanze pure, ossia da sostanze la cui composizione è sempre la stessa, indipendentemente dalla loro origine. ELEMENTI (specie elementari): sono le più semplici sostanze che si ottengono in seguito a reazioni chimiche. Sono 105 e si combinano in varia proporzione per formare tutte le sostanze presenti in natura. COMPOSTI (specie composte): sono formati da due o più elementi combinati in rapporto costante. Con il termine MISCELE si indicano sia sistemi materiali chimicamente omogenei e fisicamente eterogenei (acqua/ghiaccio) che sistemi chimicamente eterogenei e fisicamente omogenei (soluzioni) Dott. ssa Francesca Soavi

I Sistemi Materiali: dal più complesso al più semplice Fisicamente omogenei (una fase) Fisicamente eterogenei (più fasi) Chimicamente eterogenei (soluzioni) Chimicamente omogenei (sostanze pure) Composti Elementi …tutto il resto: Miscele Dott. ssa Francesca Soavi

ATOMO È la parte più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso La Teoria di Dalton: la materia è formata da atomi indivisibili , di massa diversa da elemento a elemento, che combinandosi insieme secondo rapporti espressi da numeri interi semplici formano i vari composti …. In realtà oggi si sa che…. Dott. ssa Francesca Soavi

Composizione dell’atomo Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche. Quelle principali sono PROTONI, NEUTRONI, ELETTRONI che, combinandosi insieme in vario numero danno origine alle diverse specie di atomi. Ogni atomo è costituito da un NUCLEO piccolo e compatto formato di protoni e neutroni, detti per questo NUCLEONI Gli elettroni, di massa molto inferiore a quella dei nucleoni, occupano lo spazio intorno al nucleo. Il numero e la distribuzione attorno al nucleo degli elettroni determina le proprietà chimiche dell’atomo. Dott. ssa Francesca Soavi

Composizione dell’atomo È la parte più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso Composizione dell’atomo Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche. Quelle principali sono PROTONI, NEUTRONI, ELETTRONI che, combinandosi insieme in vario numero danno origine alle diverse specie di atomi. Ogni atomo è costituito da un NUCLEO piccolo e compatto formato di protoni e neutroni, detti per questo NUCLEONI Gli elettroni, di massa molto inferiore a quella dei nucleoni, occupano lo spazio intorno al nucleo. Il numero e la distribuzione attorno al nucleo degli elettroni determina le proprietà chimiche dell’atomo. Dott. ssa Francesca Soavi

Protoni, neutroni ed elettroni amu (u): unità di massa atomica 1 amu = 1,6605665 x 10-24 g L’unità di massa atomica corrisponde a un dodicesimo del peso in grammi dell’isotopo 12C del carbonio Dott. ssa Francesca Soavi

La notazione scientifica (numerazione esponenziale) È utilizzata per riportare numeri molto grandi o molto piccoli Consiste nello scrivere il numero come prodotto di due fattori: il primo è un numero decimale (in genere da 1 a 10) il secondo è 10 elevato all’appropriata potenza. Es. 500 in notazione scientifica si scrive : 5 x 102 Esponente positivo: 8,5 x 103 = 8,5 x10x10x10 = 8,5 x 1000 = 8500 Esponente negativo: 9,4 x 10-4 = 9,4 = 9,4 = 0,00094 10x10x10x10 10000 Numero Forma esponenziale 0,1 1x10-1 0,01 1x10-2 0,001 1x10-3 0,0001 1x10-4 Numero Forma esponenziale 1 1x100 10 1x101 100 1x102 1000 1x103 Dott. ssa Francesca Soavi

La notazione scientifica (numerazione esponenziale) SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI UTILIZZANDO LA NOTAZIONE SCIENTIFICA: a) 0,58; b) 253; c) 0,0000567; d) 78900000; e) 410,9; f) 7,2 SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI IN FORMA ESTESA a) 2,78x 10-7 ; b) 2500 x 10-3; c) 0,0000782 x 107; d) 259 x 100; e) 359 x 102 Dott. ssa Francesca Soavi

Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) - moltiplicare fra loro i numeri scritti prima dei 10 - sommare algebricamente (rispettando i segni) gli esponenti dei 10 MOLTIPLICAZIONE: 5x10-2 x 7x10-1 ES: (5x10-2)x(7x10-1)= (5x7)x(10-2x10-1)= 35x(10-2 +(-1)) = 35x(10-2-1)) = = 35x10-3 = 3,5x 101 x 10-3 = 3,5x10-2 Dott. ssa Francesca Soavi

Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) DIVISIONE: 5x10-2  (7x10-1) - eseguire la divisione fra i numeri scritti prima dei 10 - sottrarre fra loro algebricamente (rispettando i segni) gli esponenti dei 10 ES: (5x10-2)  (7x10-1) = (57) x (10-210-1) = 0,71 x (10-2 -(-1))= 0,71 x (10-2 +1)) = = 0,71x10-1 = 7,1x10-1x10-1 = 7,1x10-2 Dott. ssa Francesca Soavi

Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) 5x10-2 + 7x10-1 SOMMA: - scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sommare i numeri scritti prima dei 10 Es: (5x10-2)+(7x10-1)=(0,5x10-1)+(7x10-1)=(0,5+7)x10-1 =7,5 x10-1 (5x10-2)+(7x10-1)=(5x10-2)+(70x10-2) =(5+70)x10-2 =75 x10-2 = 7,5 x10-1 Dott. ssa Francesca Soavi

Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) SOTTRAZIONE: 5x10-2 - 7x10-1 - scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sottrarre i numeri scritti prima dei 10 ES: (5x10-2)-(7x10-1)=(0,5x10-1)-(7x10-1)= (0,5-7)x10-1 = -6,5 x10-1 (5x10-2)-(7x10-1)=(5x10-2)-(70x10-2) =(5-70)x10-2 = - 65 x10-2 = -6,5 x10-1 Dott. ssa Francesca Soavi

Operazioni in notazione scientifica ESEGUITE LE SEGUENTI OPERAZIONI SCRIVENDO I NUMERI IN NOTAZIONE ESPONENZIALE… e senza l’uso della calcolatrice: Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) a) 6 x1023 x 7x10-1 b) 0,078 + 2x10-3 c) 2x10-2  5 x10-10 d) 4x104 - 5 x 103 e) 4x104 - 5 x 10-3 f) (4,68x104 + 3,2 x 103)  (5,35 x10-10 - 3,5 x 10-11) ...e con la calcolatrice... Verifica mediante la stima degli ordini di grandezza (si evitano errori di calcolo!!) 4,98576x104 x 3,1591345 x 103  5x104 x 3 x 103 = 15x107 = 1,5x108 dovrò ottenere un numero vicino al valore approssimato Dott. ssa Francesca Soavi

y = antilogaritmo (argomento del logaritmo) I Logaritmi Il logaritmo in base 10 di un numero y (log y) è l’esponente al quale 10 deve essere elevato perché diventi uguale al numero y Se y = 10x allora log y = x Forma esponenziale log y y =1 100 0 y=10 101 1 y=1000 103 3 y=0,1 10-1 -1 y=0,001 10-3 -3 y = antilogaritmo (argomento del logaritmo) Il logaritmo naturale di un numero y (ln y) è l’esponente al quale e deve essere elevato perché diventi uguale al numero y Se y = ex allora ln y = x ln y = 2,303 log y …attenzione!! Dott. ssa Francesca Soavi

Operazioni con i logaritmi decimali La somma di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del prodotto degli argomenti SOMMA …dalle proprietà degli esponenti log 10-2 + log 10-1 = log (10-2 x 10-1) = log (10-2+(-1)) = log (10-3) = -3 log (5x10-2) + log(3x 10-1 )= log (5x 10-2 x 3x 10-1) = log (15 x10-3) = = log 15 + log (10-3) = log 15 + (-3) = 1.176-3 =-1.824 La differenza di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del quoziente degli argomenti DIFFERENZA log 10-2 - log 10-1 = log (10-2  10-1) = log (10-2-(-1)) = log (10-1) = -1 log (6x10-2) - log(3x 10-3)= log [(6x 10-2)(3x 10-3)]= =log [(63 )x (10-210-3)] = log (2 x 10 -2-(-3))= log (2 x 10+1)= log 2 + log 10 = log 2 + 1 = 0.301 + 1 = 1.301 Dott. ssa Francesca Soavi

Operazioni con i logaritmi decimali Il logaritmo di un numero elevato ad un esponente è uguale al prodotto dell’esponente per il logaritmo del numero log ( 10-2)3 = 3 x log (10-2) = 3 x (-2) = -6 POTENZA log ( 10-2)3 = log (10-2x3) = log (10-6) = -6 log (0,005)3 = 3 x log (0,005) = 3 x log (5x10-3) = = 3 x (log 5 + log 10-3) = 3 x[(log 5) -3] = (3xlog 5) -9 = = 3x0.699 -9 = 2.097 - 9=-6.903 Dott. ssa Francesca Soavi

Operazioni con i logaritmi decimali CALCOLATE I LOGARITMI (log y) DEI SEGUENTI NUMERI (y) a) 24x 0,0075 b) 5  10-7 c) (22 x 10-5)2 d) (9 x 104)-6 CALCOLATE I SEGUENTI LOGARITMI e) log 0,008 f) log 1200 + log 5 g) log 0,1 x log 500 h) log 0,002  log 400 Dott. ssa Francesca Soavi

Sistema Internazionale di Unità Le unità di misura Quantità Unità Simbolo Lunghezza Metro m Massa Chilogrammo kg Tempo Secondo s … … … Unità base del Sistema Internazionale di Unità (SI) Prefisso Simbolo Fattore moltiplicatore giga G 1 000 000 000 = 109 mega M 1 000 000 = 106 chilo k 1 000 = 103 milli m 0,001 = 10-3 micro m 0,000001 = 10-6 nano n 0,000000001 = 10-9 Multipli decimali Le unità base del SI possono essere usate per definire le unità derivate (es.: m2 per misure di superficie). Dott. ssa Francesca Soavi

Operazioni di conversione Una stessa grandezza può essere espressa mediante diverse unità di misura. Il passaggio da un’unità all’altra si effettua mediante opportune operazioni di conversione. Es: A quanti cm corrispondono 3,5 m ? 1. relazione tra le due grandezze (metro/ cm) 1 m = 100 cm = 1 x 102 cm 2. Proporzione: 100 cm : 1 m = lunghezza in cm : 3,5 m lunghezza in cm : 3,5 m = 100 cm : 1 m quindi lunghezza in cm = 3,5 m X 100 cm : 1 m = 3,5 x 102 cm Dott. ssa Francesca Soavi

ESEGUITE LE SEGUENTI CONVERSIONI : Operazioni di conversione ESEGUITE LE SEGUENTI CONVERSIONI : a) 10 m in pollici sapendo che 1 pollice (inch) = 0,0254 m b) 5,8x10-6 g in mg i) 2 cm3 in dm3 c) 900 mg in g l) 0,5 dm3 in L d) 5,2 mg in kg m) 18 mL in dm3 e) 2x10-4 kg in g f) 54,9 mg in g n) 2 uma in g g) 5 nm in cm h) 157 mL in L ….Attenzione!!! temperatura in Kelvin = temperatura in °C + 273,15 25°C = 25 + 273,15 = 298,15 K Dott. ssa Francesca Soavi

Conversione grammi/amu Come esprimere una massa in unità di massa atomica se viene data in grammi ? 1. relazione tra le due grandezze (grammi/amu): 1 amu = 1,6605665 x 10-24 g 2. Proporzione Massa in amu: Massa in grammi = 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g quindi Massa in amu= Massa in grammi X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g Massa Protone in amu= 1,672649x10-24g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 1,007276 amu Massa Neutrone in amu= 1,674954x10-24g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 1,008665 amu Massa Elettrone in amu= 9,109534x10-28g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 5,486x10-4 amu Dott. ssa Francesca Soavi

- + + + Le cariche elettriche Cariche di segno opposto si attraggono: gli elettroni (di carica negativa) circondano il nucleo (di carica positiva) e sono vincolati al nucleo da forze di attrazione di natura elettrica. + - Cariche di uguale segno si respingono: la forza nucleare permette di vincere le forze di repulsione di natura elettrica tra i protoni del nucleo. + + Dott. ssa Francesca Soavi

Numero atomico e Numero di massa Gli atomi sono elettricamente neutri e sono costituiti da un nucleo positivo, alla cui carica contribuiscono solo i protoni, e da una nube elettronica esterna al nucleo, di carica uguale e di segno opposta a quella del nucleo. NUMERO ATOMICO (Z) = numero di protoni (= numero di elettroni) Protoni e neutroni contribuiscono alla massa del nucleo. Il numero di protoni e neutroni identifica ogni tipo di atomo, o nuclide. NUCLIDI: atomi costituiti da nuclei di definita composizione, ossia con un certo numero di protoni e neutroni NUMERO DI MASSA (A) = numero di protoni + numero di neutroni NUMERO DI NEUTRONI = A - Z Dott. ssa Francesca Soavi

…Come si identifica un nuclide? Y Z Numero di massa simbolo chimico dell’elemento Numero atomico Ad ogni elemento è assegnato un simbolo costituito da una lettera maiuscola o due lettere delle quali la prima è maiuscola e la seconda minuscola. Es.: Co = cobalto MA!! CO = monossido di carbonio Elemento Simbolo Nome latino Sodio Na Natrium Potassio K Kalium Ferro Fe Ferrum Rame Cu Cuprum Argento Ag Argentum Oro Au Aurum Mercurio Hg Hydrargyrum Antimonio Sb Stibium Dott. ssa Francesca Soavi

…Come si identifica un nuclide? Y Z Numero di massa simbolo chimico dell’elemento Numero atomico Es.: 235 U (reattori nucleari); 92 12 14 uma: 1/12 della massa di C ; C (analisi dei traccianti in biochimica); 6 6 60 Co (radioterapia) 27 2 1 deuterio H, protone H 1 1 Dott. ssa Francesca Soavi

C (98,9%); C (1,1%); C (<<<1%) [ N] ISOTOPI Uno stesso elemento può essere costituito da nuclidi aventi lo stesso numero atomico (quindi la stessa reattività chimica), ma differenti nel numero di massa (quindi nel numero di neutroni). I diversi nuclidi di uno stesso elemento, presenti in natura in diversa percentuale a seconda dell’elemento, si dicono ISOTOPI Es.: 18 17 16 O; O; O (99,76%) 8 8 8 35 37 Cl (75,77%); Cl (24,23%) 17 17 12 13 14 14 C (98,9%); C (1,1%); C (<<<1%) [ N] 6 6 6 7 1 2 3 H (99,984%); H (deuterio,D, 0,016%) ; H (trizio,T, <<< 0,01%) 1 1 1 Dott. ssa Francesca Soavi

PESO ATOMICO Il pesi atomici (p.a.) degli elementi sono definiti, in base alla loro composizione isotopica, dalla media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi espresse con riferimento all’unità di massa di prescelta. 12 unità di massa prescelta: uma = 1/12 della massa di C 6 12 Es: p.a. del nuclide C = 12 uma 6 La media ponderata corrisponde alla somma, divisa per 100, delle masse dei diversi isotopi moltiplicate per l’abbondanza percentuale della specie isotopica considerata. Es: p.a. dell’elemento Cl= (p.a.35Cl x 75,77 + p.a. 37Cl x 24,23)/100 = 35,45 uma Dott. ssa Francesca Soavi

Argomenti: La Tavola periodica Dott. ssa Francesca Soavi

A= elementi rappresentativi LA TAVOLA PERIODICA A B A= elementi rappresentativi Legge Periodica: Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo periodico secondo i loro numeri atomici. periodi gruppi Dott. ssa Francesca Soavi

Le proprietà periodiche Energia di Ionizzazione: quantità di energia necessaria per allontanare a distanza infinita dal nucleo un elettrone. aumenta da sinistra a destra lungo i periodi, diminuisce dall’alto al basso lungo i gruppi Affinità elettronica (o elettronegatività): tendenza ad accettare elettroni aumenta da sinistra a destra lungo i periodi, diminuisce dall’alto al basso lungo i gruppi Dimensioni atomiche: raggio atomico e volume atomico. calano da sinistra a destra lungo i periodi, aumentano dall’alto al basso lungo i gruppi Dott. ssa Francesca Soavi

Metalli, metalloidi, non metalli Carattere metallico: -elevate conducibilità elettrica e conducibilità termica, -lucentezza, -durezza, malleabilità, duttilità, -stato di aggregazione solido (eccezione: il Hg!), - proprietà alcaline (basiche) delle soluzioni acquose dei composti dei metalli con l’ossigeno (es NaOH). I composti con l’ossigeno dei non-metalli danno soluzioni acquose con proprietà acide (es H2SO4) cala da sinistra a destra lungo i periodi, e dall’alto al basso lungo i gruppi (Gruppo IB: metalli nobili) (Gruppo VIIA: alogeni) metalloidi Dott. ssa Francesca Soavi

Argomenti: I composti I legami chimici Le formule chimiche Gli ioni Dott. ssa Francesca Soavi

I composti e i legami chimici Gli atomi si combinano in rapporti ben definiti per dare luogo ai COMPOSTI. Le forze di attrazione che tengono uniti gli atomi nei composti si definiscono LEGAMI CHIMICI. A seconda delle proprietà chimiche degli atomi costituenti e del tipo di legame chimico tra gli atomi i composti possono essere MOLECOLARI o IONICI. Per descrivere le composizioni dei composti si utilizzano le FORMULE CHIMICHE Dott. ssa Francesca Soavi

Differenza in elettronegatività Gli elementi nei composti possono formare uno (legame singolo) o più legami (legame doppio, legame triplo) e in ciascun legame è coinvolta una coppia di elettroni. Gli elettroni implicati nei legami percorrono in preminenza regioni dello spazio più prossime agli atomi più elettronegativi, A seconda della differenza in elettronegatività degli atomi che partecipano al legame si possono avere legami covalenti, polari e ionici : Differenza in elettronegatività +  Il numero di ossidazione è la carica formale che un atomo avrebbe in un composto se la coppia elettronica di legame viene considerata interamente appartenente all'atomo più elettronegativo Dott. ssa Francesca Soavi

I composti molecolari o covalenti Sono composti elettricamente neutri, discreti e che possono esistere isolati, detti anche MOLECOLE, nei quali gli atomi sono tenuti insieme da legami detti COVALENTI. I legami COVALENTI consistono nella condivisione di elettroni fra gli atomi costituenti la molecola (in genere si formano tra non-metalli). I composti molecolari possono essere biatomici o poliatomici e possono contenere atomi uguali (es.: N2, H2, O2) o diversi (es.: H2O, NH3 ) le FORMULE MOLECOLARI descrivono la composizione della molecola N N2 NH3 H N Dott. ssa Francesca Soavi

acqua ossigenata (perossido di idrogeno) Le Formule Molecolari Gli elementi costituenti il composto vengono identificati con il rispettivo simbolo chimico; il rapporto numerico tra gli atomi presenti per ogni elemento è dato dal numero in basso a destra Es. CO2 anidride carbonica H2O2 acqua ossigenata (perossido di idrogeno) Generalmente gli elementi compaiono da sinistra a destra rispettando l’ordine di appartenenza dei rispettivi gruppi della tavola periodica Le FORMULE MINIME sono quelle nelle quali compaiono come indici i più piccoli numeri interi che descrivono i rapporti numerici tra gli atomi del composto H2O2 HO CO2 Es. Formula molecolare Formula minima Dott. ssa Francesca Soavi

Esempi di composti molecolari H2O O2 N2 CO2 biossido di carbonio (anidride carbonica) CO monossido di carbonio (anidride carboniosa) SO2 biossido di zolfo (anidride solforosa) SO3 triossido di zolfo(anidride solforica ) HCl acido cloridrico (acido muriatico) CH4 metano C3H8 propano C2H2 acetilene NH3 ammoniaca CHCl3 triclorometano (cloroformio) Dott. ssa Francesca Soavi

Es: Na è meno elettronegativo di Cl GLI IONI In particolari condizioni gli atomi possono accettare o cedere uno o più elettroni e questo dipende dalla loro ELETTRONEGATIVITÀ o AFFINITÀ ELETTRONICA, ossia dalla tendenza ad accettare elettroni. L’elettronegatività degli elementi aumenta da sinistra a destra lungo i periodi e diminuisce dall’alto verso il basso lungo i gruppi della tavola periodica Es: Na è meno elettronegativo di Cl IONI: atomi che hanno acquistato (anioni) o ceduto (cationi) uno o più elettroni, dunque che mostrano una (ioni monovalenti) o più (ioni polivalenti) cariche, rispettivamente, negative o positive. La carica dello ione si indica con un numero con il relativo segno in alto a destra del simbolo chimico. Es: Na+; Cl-; Ca2+ Dott. ssa Francesca Soavi

(I composti ionici in genere sono costituiti da metalli e non-metalli) I composti costituiti da ioni sono detti COMPOSTI IONICI Per il principio dell’elettroneutralità ogni sostanza è neutra, dunque nei composti ionici sono presenti sia ioni positivi che negativi in un rapporto tale da garantire che la somma algebrica delle cariche positive e negative sia nulla. Es: cloruro di sodio costituito da 1 Na+ e 1 Cl-; somma algebrica: (1+)+ (1-)=0 cloruro di calcio costituito da 1 Ca2+e 2 Cl-; somma algebrica: (2+)+ 2x(1-)=0 (I composti ionici in genere sono costituiti da metalli e non-metalli) Dott. ssa Francesca Soavi

Le Unità Formula Nei composti ionici non si hanno molecole discrete, ma gli ioni sono “impacchettati” nel modo più efficiente possibile, tenuti insieme da attrazioni elettrostatiche (legami ionici) che li mantengono il più vicino possibile. + ione positivo ione negativo (Es: Na+) (Es: Cl-) L’unità più piccola di un composto ionico non può essere definita molecola, quindi, la più piccola unità di un composto ionico corrisponde a quella data dalla FORMULA MINIMA, e viene definita UNITÀ FORMULA Es.: NaCl; CaCl2 Dott. ssa Francesca Soavi

Esempi di composti ionici NaCl cloruro di sodio CaCl2 cloruro di calcio LiF fluoruro di litio MgI2 ioduro di magnesio CaO ossido di calcio Li2O ossido di litio ossido di bario BaO ossido di magnesio MgO KCl cloruro di potassio Dott. ssa Francesca Soavi

Ioni Poliatomici Sono ioni costituiti da più atomi tenuti insieme da legami covalenti, cioè sono composti molecolari che presentano una o più cariche positive o negative. OH- ione idrossido HCO3- ione carbonato acido (bicarbonato) NH4+ ione ammonio HSO4- ione solfato acido (bisolfato) CO32- ione carbonato CrO42- ione cromato CN- ione cianuro Cr2O72- ione bicromato NO3- ione nitrato PO43- ione fosfato NO2- ione nitrito ione solfito SO32- ione solfato SO42- ione ipoclorito ClO- ClO4- ione perclorato ione permanganato MnO4- C2H3O2- ione acetato Dott. ssa Francesca Soavi

Esempi di composti di ioni poliatomici NaOH idrossido di sodio NaHCO3 bicarbonato di sodio NH4 Cl cloruro di ammonio K2Cr2O7 bicromato di potassio CaCO3 carbonato di calcio KCN cianuro di potassio Le parentesi: Mg(OH)2  MgOH2  MgO2H2 NH4NO3 nitrato di ammonio CuSO4 solfato di rame Fe2(SO4)3 solfato di ferro (III) NaClO ipoclorito di sodio FeSO4 solfato di ferro (II) LiClO4 perclorato di litio KMnO4 permanganato di potassio NaC2H3O2 acetato di sodio Dott. ssa Francesca Soavi

Argomenti: La nomenclatura dei composti chimici

Sali “…uro del metallo” Composti binari Composti ternari + H2O + Ossigeno Ossido MxOy Idrossido M(OH)n Metallo (M) Idruri + Idrogeno + non metalli Sali ternari Mx(AyOz)n + H2O Sali “…uro del metallo” Ossido (anidride) AxOy + H2O + Ossigeno Ossiacidi HxAyOz Non Metallo (A) + Idrogeno Idracidi “acido …idrico” Tranne H2O, H2O2 , NH3 , PH3, …. + metalli Sali “…uro del metallo”

Nomenclatura Composti binari (AxBy) La formula viene generalmente scritta mettendo a sinistra il simbolo dell’elemento che nella tavola periodica si trova piu’ a sinistra (elemento meno elettronegativo) e viene letta nominando per primo il secondo elemento con l’aggiunta della desinenza uro , e poi il primo elemento. Il numero di atomi presenti nella formula è precisato con i prefissi mono-, di- (o bi-), tri-, tetra-, penta-, esa, epta-…. Na Cl cloruro di sodio (alogenuri) sale Na2S solfuro di sodio sale Eccezioni ossidi :composti con l’ossigeno CO monossido di carbonio CO2 biossido di carbonio N2O4 tetrossido di diazoto idruri: i composti dell’idrogeno con i metalli CaH2 idruro di calcio idrocarburi: i composti dell’idrogeno con il carbonio CH4 (chimica organica) idracidi: composti dell’idrogeno con un non metallo dei gruppi 16 e 17 (eccetto H2O) HCl acido cloridrico H2S acido solfidrico ammoniaca: composto dell’idrogeno con azoto NH3

Ioni positivi :cationi Nomenclatura Composti binari (AxBy) LiH idruro di litio CaH2 diidruro di calcio AlN nitruro di alluminio H2S solfuro di idrogeno N2O3 triossido di diazoto N2O4 tetrossido di diazoto N2O5 pentossido di diazoto FeO monossido di ferro Fe2O3 triossido di diferro HF acido fluoridrico Ioni positivi :cationi Ca2+ ione calcio (II) Li+ ione litio (I) Ioni negativi :anioni Cl- ione cloruro (alogenuri) S2- ione solfuro H- ione idruro O2- ione ossido

Regole di assegnazione del numero di ossidazione  Il numero di ossidazione è la carica formale che un atomo avrebbe in un composto se la coppia elettronica di legame viene considerata interamente appartenente all'atomo più elettronegativo 1. Il numero di ossidazione in una sostanza elementare è zero: Es. Cl2 n. oss. di Cl= 0 2. La somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti in una specie neutra è zero, in uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione 3.  numero di ossidazione di un elemento in uno ione monoatomico è uguale alla carica dello ione Es. Na+Cl- n oss. di Na 1+ n.oss di Cl 1- somma 0   4. Alcuni elementi hanno lo stesso numero di ossidazione in tutti ( o quasi tutti) i loro composti elemento numero di ossidazione ·       I° gruppo +1 II°gruppo +2 Al +3 O -2 (ossidi), -1 (perossidi) H +1 (quasi sempre) , (negli idruri metallici è -1) F -1 alogeni nei composti metallo-alogeno -1

… “vecchia” nomenclatura Esempio ossido + nome dell’elemento+ ico CuO (n.o. Cu= +2) ossido rameico ossido + nome dell’elemento+ oso Cu2O (n.o. Cu= +1) ossido rameoso Gli ossidi di elementi non metallici sono anche chiamati anidridi Numero di ossidazione crescente CO2 (n.o. C = +4) anidride carbonica CO (n.o. C= +2) anidride carboniosa ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e indicare il nome del composto FeO n.o. O = -2 n.o. Fe = x x +(-2)=0 x-2 =0 x=+2 ossido ferroso b) Fe2O3 n.o. O = -2 n.o. Fe = x 2x + 3 (-2)=0 2x-6 =0 x=+3 ossido ferrico

ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e indicare il nome del composto SO2 n.o. O = -2 n.o. S = x x +2(-2)=0 x-4 =0 x=+4 anidride solforosa (biossido di zolfo) b) SO3 n.o. O = -2 n.o. S= x x + 3 (-2)=0 x-6 =0 x=+6 anidride solforica (triossido di zolfo) c) N2O3 n.o. O = -2 n.o. N = x 2x +3(-2)=0 2x-6 =0 x=+3 anidride nitrosa (triossido di di azoto) d) N2O5 n.o. O = -2 n.o. N = x 2x +5(-2)=0 2x-10 =0 x=+5 anidride nitrica (pentossido di di azoto)

Nomenclatura Y + Ossigeno Y + Idrogeno Ossidi (es. Li2O) Anidridi Se Y = Non metallo Se Y = Metallo Ossidi (es. Li2O) Anidridi (es. SO3) binari + H2O + H2O Ossoacidi (es. H2SO4) Idrossidi (es. LiOH) Li2O + H2O  2 LiOH ternari SO3+ H2O  H2SO4 Y + Idrogeno Se Y = Non metallo Se Y = Metallo Idruri metallici (es. LiH) Idracidi (es. H2S) binari

Composti ternari (AxByCz) IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI Nomenclatura Composti ternari (AxByCz) IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI IDROSSIDI: sono formati da un catione metallico e da uno o più gruppi ossidrile OH- che ne neutralizzano la carica. In soluzione liberano OH-. Si possono formare per reazione di ossidi metallici con H2O. Nomenclatura : idrossido di + nome del catione idrossido catione metallico anione carica netta nome NaOH Na+1 OH-1 +1-1=0 idrossido di sodio Mg(OH)2 Mg2+ 2 OH-1 +2+2x(-1) =0 idrossido di magnesio Fe(OH)2 Fe2+ 2 OH-1 +2+2x(-1) =0 idrossido di ferro (II) Fe(OH)3 Fe3+ 3 OH-1 +3 +3x(-1) =0 idrossido di ferro (III) N.B. rispettare l’ordine di scrittura da sinistra verso destra: metallo - ossigeno - idrogeno Le parentesi: Ca(OH)2  CaOH2  CaO2H2

Composti ternari (AxByCz) IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI Nomenclatura Composti ternari (AxByCz) IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI OSSOACIDI (acidi ossigenati): sono formati da un atomo di un elemento non metallico legato con legami covalenti ad uno o più gruppi -OH e ad eventuali altri atomi di ossigeno -O. Si possono formare per reazione di ossidi di non metalli (anidridi) con H2O. I non metalli possono formare diversi ossoacidi che differiscono per il numero di atomi di ossigeno presenti e il numero di ossidazione del non metallo, i nomi di tali acidi si differenziano per le diverse desinenze: Nomenclatura: acido + per +nome dell’elemento+ ico acido + nome dell’elemento+ ico acido + nome dell’elemento+ oso acido + ipo + nome dell’elemento+ oso Numero di ossidazione e di atomi di ossigeno crescente Esempio n.o. H = +1; n.o. O = -2 Ossiacido n.o. del Cloro nome H+1ClxO-24 1+ x + 4 (-2)=0; x=+7 acido perclorico HClO3 1+ x + 3 (-2)=0; x=+5 acido clorico HClO2 1+ x + 2 (-2)=0; x=+3 acido cloroso HClO 1 + x + (-2) =0; x=+1 acido ipocloroso N.B. rispettare l’ordine di scrittura da sinistra verso destra: H - metallo - O

H2SO4 n.o. S = +6 acido solforico H2SO3 n.o. S = +4 acido solforoso ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti ossiacidi e indicare il nome del composto Risposte: H2SO4 n.o. S = +6 acido solforico H2SO3 n.o. S = +4 acido solforoso c) HNO3 n.o. N = +5 acido nitrico d) HNO2 n.o. N = +3 acido nitroso e) H2CO3 n.o. C = +4 acido carbonico f) H3PO4 n.o. P = +5 acido fosforico g) H3BO3 n.o. B = +3 acido borico

Composti ternari (AxByCz) IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI Nomenclatura Composti ternari (AxByCz) IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI In soluzione gli ossiacidi liberano H+ esempio HClO4  H+ + ClO4- gli anioni poliatomici corrispondenti si identificano secondo le seguenti desinenze Nomenclatura: anione + per +nome dell’elemento+ ato anione + nome dell’elemento+ ato anione + nome dell’elemento+ ito anione + ipo + nome dell’elemento+ito SALI TERNARI : sono formati dalla combinazione di un catione metallico con anioni poliatomici derivati da ossiacidi Esempio NaClO ipoclorito di sodio Numero di ossidazione e di atomi di ossigeno crescente Esempio n.o. H = +1; n.o. O = -2 Ossiacido n.o. del Cloro Ossianione nome H+1ClxO-24 acido perclorico +7 ClO4- perclorato HClO3 acido clorico +5 ClO3- clorato HClO2 acido cloroso +3 ClO2- clorito HClO acido ipocloroso +1 ClO- ipoclorito

Esempi di ossoacidi e corrispondenti anioni ossoacido anione HNO3 acido nitrico ione nitrato NO3- (acido triossonitrico,V) (one triossonitrato,V) acido nitroso ione nitrito HNO2 NO2- (acido diossonitrico, III) (ione diossonitrato, III) H2SO4 acido solforico ione solfato SO42- (acido tetraossosolforico, VI) HSO4- ione solfato acido (bisolfato) H2SO3 acido solforoso SO32- ione solfito H2CO3 acido carbonico CO32- ione carbonato HCO3- ione carbonato acido (bicarbonato) H3PO4 acido fosforico PO43- ione fosfato

L’ammoniaca NH3 può accettare un protone per dare un catione poliatomico, lo ione ammonio NH4+ ·· N H H+ protone N H + ammoniaca Ione ammonio Lo ione ammonio si può combinare con anioni per dare i composti di ammonio IDROSSIDO DI AMMONIO : NH4OH formato dalla combinazione di uno ione idrossido OH- e uno ione ammonio NH4+ SALI DI AMMONIO : sono formati dalla combinazione di diversi anioni e lo ione ammonio Esempio NH4Cl cloruro di ammonio NH4NO3 nitrato di ammonio (NH4)2SO4 solfato di ammonio (2 NH4+ bilanciano le due cariche negative di SO42- )

Al(OH)3 n.o. Al= +3 idrossido di alluminio ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e indicare il nome del composto Al(OH)3 n.o. Al= +3 idrossido di alluminio H3BO3 n.o. B = +3 acido borico c) KMnO4 n.o. Mn = +7 permanganato di potassio d) Na2Cr2O7 n.o. Cr = +6 dicromato di sodio e) Li2O2 n.o. O = -1 perossido di litio f) Fe SO4 è formato da un anione SO42- (nel quale n.o. S =+6) SOLFATO e da un catione Fe2+ (n.o. Fe =+2) solfato ferroso g) Fe2 (SO4) 3 è formato da tre anioni SO42- (nel quale n.o. S =+6) e da due cationi Fe3+ (n.o. Fe =+3) solfato ferrico Infatti se n.o.Fe = x 2x + 3(-2) = 0 2x-6=0 x=3

Grammoatomo, grammomolecola Il Numero di Avogadro Le moli Argomenti: Peso formula Grammoatomo, grammomolecola Il Numero di Avogadro Le moli Le reazioni chimiche Dott. ssa Francesca Soavi

Il peso molecolare (p.m.) è il peso formula dei composti molecolari. Dato un composto il suo peso formula è dato dalla somma dei pesi atomici (p.a.) degli atomi che lo costituiscono. Es.: peso formula H2O = 2x (p.a . H) + p.a.O = 2x1,008 + 16,00 =18,016 uma peso formula NaCl = p.a . Na + p.a. Cl = 22,99 + 35,45 = 58,44 uma peso formula Mg(OH)2=p.a.Mg+2x(p.a.O+ p.a.H)=24,31+2x(16,00+1,008)=58,326 uma Il peso molecolare (p.m.) è il peso formula dei composti molecolari. Dott. ssa Francesca Soavi

GRAMMOATOMO, GRAMMOMOLECOLA Grammoatomo: quantità di un elemento espressa in grammi eguale al suo peso atomico dato in uma. Es.: p.a. di C = 12,01 uma, 1 grammoatomo di C = 12,01 g Grammomolecola (o grammoformula): quantità di una specie chimica espressa in grammi eguale al suo peso molecolare (o peso formula) dato in uma. Es.: p.m. di H2O= 18 uma, 1 grammomolecola di H2O = 18 g Dott. ssa Francesca Soavi

NUMERO DI AVOGADRO Un grammoatomo di qualunque elemento contiene lo stesso numero di atomi Es:  p.a. di C = 12,01 uma,  1 grammoatomo di C = 12,01 g  operazione di conversione del p.a. da uma a grammi: 1. relazione uma/grammi: 1 amu = 1,6605665 x 10-24 g 2. Proporzione: p.a. in grammi : p.a. in uma = 1,6605665 x 10-24 grammi : 1 uma p.a di C espresso in grammi = p.a in uma x 1,6605665 x 10-24 :1 = = (12,01 x 1,6605665 x 10-24) g  numero di atomi contenuti in 1 grammoatomo di C = =grammi totali /p.a. in grammi= =12,01 g /(12,01 x 1,6605665 x 10-24 g)= = 1 / 1,6605665 x 10-24 = = 6,02 x 1023 NUMERO DI AVOGADRO Dott. ssa Francesca Soavi

=grammi totali /p.m. in grammi= NUMERO DI AVOGADRO Una grammomolecola di qualunque specie chimica contiene lo stesso numero di molecole Es:  p.m. di H2O = 18 uma, espresso in grammi =(18 x 1,6605665 x 10-24) g (1 amu = 1,6605665 x 10-24 g)  1 grammomolecola di H2O = 18 g  numero di molecole contenute in 1 grammomolecola di H2O =grammi totali /p.m. in grammi= = 18g /(18x 1,6605665 x 10-24 g)= = 1 / 1,6605665 x 10-24 = = 6,02 x 1023 NUMERO DI AVOGADRO Dott. ssa Francesca Soavi

NUMERO DI AVOGADRO E MOLE NUMERO DI AVOGADRO (N) = 6,02 x 1023 è il reciproco del valore dell’uma e corrisponde al numero di atomi o molecole contenuti rispettivamente in un grammoatomo o in una grammomolecola Un numero di atomi o molecole (o altre particelle unitarie di una data specie) pari al numero di Avogadro si definisce MOLE (mol) Una mole di qualunque elemento o composto chimico contiene lo stesso numero di elementi o composti e questo numero è il numero di Avogadro. Il peso in grammi di una mole di qualunque elemento o composto chimico è dato dal valore numerico del corrispondente peso atomico o peso formula  1 mol di Na contiene 6,02x1023 (N) atomi di Na, costituisce 1 grammoatomo di Na e pesa 22,99 g (p.a. Na = 22,99 uma )  1 mol di NaCl contiene 6,02x1023 (N) unità formula di NaCl costituisce 1 grammoformula di NaCl, pesa 58.44 g (peso fomula NaCl= 58.44 uma )  1 mol di elettroni contiene 6,02x1023 (N) elettroni, corrisponde a 1 Faraday possiede una carica elettrica di -96485 Coulomb Dott. ssa Francesca Soavi

MASSA, MOLI e PESO MOLECOLARE 1 mole contiene N molecole e ha massa = p.m. “n” moli … ogni mole contribuisce con il suo peso alla massa totale (mtot) = molecola La massa totale (mtot) di n moli di un dato composto è data da mtot = numero di moli x peso molecolare mtot = n x p.m. Infatti massa totale di n moli : n moli = p.m. : 1 mole massa totale di n moli = p.m. x n moli / 1 mole Quindi se si vuole calcolare il numero di moli di una specie chimica contenute in una data massa totale numero di moli = massa totale di n moli / p.m. n = mtot / p.m. Infatti n moli : massa totale di n moli = 1 mole : p.m. n moli = 1 mole x massa totale di n moli / p.m

1) Determinare il peso in grammi di due moli di K2SO4 ESERCIZI 1) Determinare il peso in grammi di due moli di K2SO4 Risposta: 348 g 2) Quante moli di H2 sono contenute in 3,45 g H2? e quanti atomi di idrogeno? Risposte: 1,725 moli di H2; 2,07.1024 atomi di H 3) Quante moli di H20 sono contenute in 1 kg di H2O ? Risposta: 55,6 moli 4) Determinare il peso in grammi di 5,0.10-2 moli di (NH4)2SO4 Risposta: 6,6 g 5) La nicotina è un composto organico contenente carbonio, idrogeno e azoto nelle seguenti percentuali in peso: C 74,03%; H 8,70%, N 17,27%. La determinazione della massa molecolare ha dato come risultato approssimato 162,1 uma. Determinare la formula molecloare e la formula minima della nicotina Risposta: C10H14N2; C5H7N

Es.: HCl (acq) + NaOH (acq)  NaCl (acq) + H2O (l) LE REAZIONI CHIMICHE Una reazione chimica porta alla variazione individuale della composizione dei reagenti e porta quindi alla variazione delle loro proprietà chimiche. Es.: nelle reazioni tra acidi e basi si ha la neutralizzazione dei reagenti Per descrivere le reazioni chimiche si utilizzano le EQUAZIONI CHIMICHE, nelle quali a sinistra si scrivono i reagenti e a destra i prodotti; la freccia tra reagenti e prodotti significa “reagiscono per dare” Es.: HCl + NaOH  H2O + NaCl I simboli (l), (g), (s), (acq) o (aq) posti DOPO ogni reagente o prodotto indicano i rispettivi stati di aggregazione liquido, gas, solido o se la sostanza è sciolta in acqua. Es.: HCl (acq) + NaOH (acq)  NaCl (acq) + H2O (l) Dott. ssa Francesca Soavi

Stechiometria di una reazione chimica La stechiometria di una reazione chimica è la descrizione quantitativa delle quantità relative (in moli) delle sostanze interessate alla reazione. Tutte le reazioni devono essere bilanciate, ossia deve essere presente lo stesso numero di atomi di ciascun elemento a sinistra e a destra dell’equazione chimica (principio di conservazione della massa). Per bilanciare un’equazione chimica si utilizzano i COEFFICIENTI STECHIOMETRICI, ossia opportuni numeri posti PRIMA del reagente o del prodotto che indicano le quantità relative dei prodotti sia in moli che in molecole. Es.: 1 HCl + 1 NaOH  1 H2O + 1 NaCl ma anche 2 HCl + 2 NaOH  2 H2O + 2 NaCl Si ha conservazione della massa.  Non si conservano, in generale, il numero di moli totali!   Fe + 2 S  FeS2 Per bilanciare non cambiare mai gli indici a pedice, cambia il composto!!!! Dott. ssa Francesca

3 Li O 2 1+ A Z Numero di massa Numero atomico Coefficiente stechiometrico per la reazione in esame Li O 2 Rapporto numerico tra gli atomi costituenti il composto 1+ carica ionica (oppure stato di ossidazione….) N.B: ESERCIZI: bilanciare le seguenti reazioni a) C(s) + O2(g)  CO (g) c) H2 (g) + O2 (g)  H2O (l) b) Fe (s) + O2 (g)  Fe2O3 (s) Dott. ssa Francesca Soavi

Esempi di acidi Esempi di basi HCl acido cloridrico NaOH idrossido di sodio HCN acido cianidrico KOH idrossido di potassio HNO3 acido nitrico idrossido di calcio HNO2 acido nitroso Ca(OH)2 H2SO3 acido solforoso Mg(OH)2 idrossido di magnesio H2SO4 acido solforico NH3 ammoniaca HOCl acido ipocloroso HClO4 acido perclorico acido acetico HC2H3O2 H3PO4 acido fosforico acido fosforoso H3PO3 HF acido fluoridrico Dott. ssa Francesca Soavi

Esempi di reazioni acido-base (reazioni di neutralizzazione) sinistra S 1 Na 2 O 6 H 4 destra S 1 Na 2 O 6 H 4 H2SO4 + NaOH  H2O + Na2SO4 2 2 sinistra Ca 1 Cl 2 O 2 H 4 destra Ca 1 Cl 2 O 2 H 4 Ca(OH)2 + HCl  H2O + CaCl2 2 2 sinistra P 2 Mg 3 O 12 H 12 destra P 2 Mg 3 O 12 H 12 2 H3PO3 + Mg(OH)2  H2O + Mg3(PO3)2 3 6 Dott. ssa Francesca Soavi

Bilanciate le seguenti reazioni: (a) SO2 + O2 -> SO3 (b) P2O5 + H2O -> H3PO4 (c) Pb(NO3)2 + Na2SO4 -> PbSO4 + NaNO3 (d) Fe2O3 + H2 -> Fe + H2O (e) Al + H2SO4 ->Al2(SO4)3 + H2 Risposta (a) SO2 + 1/2 O2 -> SO3 opp. 2SO2 + O2 -> 2SO3 (b) P2O5 + 3H2O -> 2H3PO4 (c) Pb(NO3)2 + Na2SO4 -> PbSO4 + 2NaNO3 (d) Fe2O3 + 3H2 -> 2Fe + 3H2O (e) 2Al + 3H2SO4 ->Al2(SO4)3 + 3H2 Dott. ssa Francesca Soavi

L'alcol etilico brucia secondo la seguente reazione Esercizio L'alcol etilico brucia secondo la seguente reazione C2H6O + 3 O2 2CO2 + 3H2O se vengono bruciate 25 moli di alcool, quante moli di ossigeno saranno necessarie? (b) se in una reazione fossero consumate 30 moli di O2, quante moli di alcol verrebbero bruciate? Quante moli di CO2 si formerebbero? (c) In un esperimento relativo a questa reazione furono prodotte 23 moli di CO2. Quante moli di O2 furono consumate nell'esperimento? Risposta nO2 : nalcool = 3:1  nO2 = nalcool x 3:1 = 25 x 3 = 75 mol (b) nO2 : nalcool = 3:1  nalcool = nO2 x 1:3 = 30 : 3 = 10 mol nO2 : nCO2 = 3:2  nCO2 = nO2 x 2:3 = 30 x2: 3 = 20 mol (c) nO2 : nCO2 = 3:2  nO2 = nCO2 x 3:2 = 23x3 :2 = 34,5 mol

Grandezze fisiche derivate di largo uso in chimica generale densità = rapporto tra la massa di un campione (liquido, solido o gas) e il suo volume = = d = mtotale campione [g mL-1 o kg L-1 ] Vtotale campione n= moli, V= volume Concentrazioni delle soluzioni  molarità = numero di moli di soluto in 1 litro di soluzione = Msoluto = nsoluto [mol L-1 ] Vsoluzione  molalità = numero di moli di soluto in 1 kg di solvente = msoluto = nsoluto [mol kg-1 ] massasolvente frazione molare = rapporto tra le moli di un componente = Xcomponente = ncomponente e la somma delle moli di tutti i componenti ntotali della soluzione [adimensionale] la somma delle frazioni molari di tutti i componenti è 1 es: per una soluzione di NaCl (soluto) in H2O (solvente): XNaCl = nNaCl/ (nNaCl + nH2O) XH2O= nH2O /(nNaCl + nH2O ) XNaCl + XH2O = nNaCl/ (nNaCl + nH2O) + nH2O /(nNaCl + nH2O ) = (nNaCl + nH2O) /(nNaCl + nH2O ) = 1  percentuale in peso= quantità in peso del soluto contenuta = massasoluto [adimensionale] in 100 parti in peso di soluzione massasoluzione es: grammi del soluto su 100 grammi di soluzione Dott. ssa Francesca Soavi

ESERCIZI 1) Calcolare in quale volume, misurato in cm3 e a 20°C, sono contenuti 25,00 g di trielina (tricloroetene), sapendo che la densità di questa sostanza a 20°C è di 1,458 kg dm-3. 2) 250 mL di etanolo C2H5OH a 20 °C pesano 197,3 g. calcolare la densità dell’etanolo a questa temperatura Quanti litri pesano 8,50 kg 3) È stata preparata una soluzione sciogliendo 21,8 g di cloruro di sodio NaCl in 398,2 g di H2O. Calcolare la percentuale ponderale della soluzione. 4) L’acido nitrico HNO3 concentrato commerciale contiene il 70% di HNO3 puro e ha una densità di 1,42 kg dm-3. Calcolare quanti millilitri di acido nitrico concentrato commerciale contengono 12,5 g di HNO3 puro. Dott. ssa Francesca Soavi

Preparazione soluzioni da pesate di polveri dei soluti ESERCIZI Preparazione soluzioni da pesate di polveri dei soluti 1) Calcolare la concentrazione molare di una soluzione con un volume di 200 mL ottenuta sciogliendo 10,30 g di NaCl in H2O. 2) Calcolare la molalità di una soluzione ottenuta sciogliendo 350 mg di NaOH in 25 g di H2O. Quali sono le frazioni molari e le percentuali in peso dei componenti della soluzione? 3) E’ data una soluzione di H2SO4 (in acqua) al 53,6% in peso. Sapendo che la densità è 1,44 g/mL calcolare la molalità di H2SO4, le frazioni molari dei componenti della soluzione e la molarità di H2SO4 Preparazione soluzioni per diluizione di soluzioni concentrate 4) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta prelevando 5 mL di una soluzione di NH4Cl 10-1 M e portandoli a un volume finale di 25 mL. 5) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta miscelando 58,3 mL di HCl 0,300 M con 25,8 mL di HCl 0,450 M. Assumere che i volumi siano additivi Dott. ssa Francesca Soavi

1) Bilanciare la seguente reazione di neutralizzazione ESERCIZI 1) Bilanciare la seguente reazione di neutralizzazione HCl + Ba(OH)2  BaCl2 + H2O e calcolare quanti mL di una soluzione di HCl 1,0.10-2 M sono necessari per neutralizzare 25 mL di una soluzione di Ba(OH)2 4,0 10-2 M 2) Il cloruro di calcio e il carbonato di potassio reagiscono in soluzione acquosa per dare cloruro di potassio in soluzione e un precipitato di carbonato di calcio. Scrivere l’equazione chimica bilanciata di questa reazione e calcolare quale volume di una soluzione di CaCl2 0,50 M deve essere usata per ottenere 2,0 g di KCl? Dott. ssa Francesca Soavi