Corsi di Azzeramento di Chimica Facoltà di Ingegneria Programma: Nomenclatura delle sostanze chimiche inorganiche Significato quantitativo e qualitativo delle formule chimiche Impostazione delle equazioni di reazione Reazioni e rapporti quantitativi

Oggi di chimica siamo circondati, molto più di ieri Oggi di chimica siamo circondati, molto più di ieri. Semplici gesti come chiudere la zip di una giacca a vento di nylon (polimero), o accendere il gas (idrocarburo gassoso), o prendere un’aspirina (acetilsalicilato), o usare le lenti a contatto, ci fanno capire quanta Chimica c’è nella nostra vita quotidiana. In soli duecento anni la Chimica ha dato impulso a una serie di industrie: da quella estrattiva a quella metallurgica, da quella del gas a quella del petrolio, dagli alimentari alla farmaceutica, dai coloranti alle materie plastiche. E’ entrata a far parte delle nostre case, del nostro arredo, dei nostri oggetti e del nostro abbigliamento. Ha invaso anche l’ambiente. Fin troppo. Le nuove frontiere della Chimica la vedono oggi impegnata nell’industria del recupero, del trattamento ecologico e dei sistemi antiinquinamento.

ZAA ATOMO Atomo neutro Catione Anione costituito da: Nucleo: Protoni (+) e neutroni, noti come nucleoni; Periferia: elettroni (-). Ogni atomo è completamente definito una volta noti: Z= Numero atomico: Numero dei protoni contenuti nel nucleo atomico A= Numero di massa: Numero totale dei nucleoni (protoni più neutroni) presenti nel nucleo di un dato atomo: identifica i vari isotopi di uno stesso elemento. ZAA Atomo neutro -e- +e- Catione Anione

costituiti da un’unica specie atomica (H2) SOSTANZE CHIMICHE Elementi costituiti da un’unica specie atomica (H2) Composti Sostanze costituite da due o più elementi, con atomi in proporzioni definite (H2O) COMPOSTI Organici Contengono C e H (es:C6H12O6;CH4 ) Inorganici tutti gli altri (es:HCl, H2O)

Distinguiamo: Composti molecolari: Costituiti da MOLECOLE (aggruppamento di atomi congiunti secondo una specifica disposizione). Composti ionici: Costituiti da IONI( atomo, o gruppo di atomi dotati di una carica elettrica + o -). I composti sono quindi definibili come combinazioni di elementi. Gli atomi dei diversi elementi che lo costituiscono, sono presenti i proporzione costante e caratteristica. Le loro caratteristiche fisiche e chimiche sono diverse da quelle degli elementi costituenti.

C5H4 C10H8 FORMULE CHIMICHE naftalene FORMULA MINIMA (o SEMPLICE o BRUTA): esprime il rapporto tra i diversi atomi di una molecola, utilizzando i più piccoli numeri interi come pedici (per composti molecolari, covalenti e ionici). FORMULA MOLECOLARE: esprime non solo il rapporto tra gli atomi dei vari elementi, ma indica anche il numero reale di atomi dei vari elementi in una singola molecola (per composti molecolari). FORMULA DI STRUTTURA: Indica come gli atomi di una molecola sono uniti tra loro e come sono disposti nello spazio. C5H4 C10H8  naftalene

Alfabeto della chimica Nomenclatura Alfabeto della chimica Le regole di nomenclatura attualmente in uso sono state formulate dalla COMMISSIONE dell’UNIONE di CHIMICA PURA e APPLICATA (IUPAC). In base a tali regole è possibile stabilire la formula del composto o risalire al nome dalla formula.

LA TAVOLA PERIODICA

Gli elementi, per proprietà fisica e comportamento chimico, si possono suddividere in METALLI e NON METALLI. Esistono alcuni elementi che, in corrispondenza di un loro numero di ossidazione, presentano caratteristiche intermedie e sono detti ANFOTERI. NUMERO DI OSSIDAZIONE Rappresenta lo stato di combinazione di un elemento in un composto, da un punto di vista formale e pratico. Esso consiste nella carica elettrica formale che l’elemento assume in un composto se si pensa di associare gli elettroni di ciascun legame all’atomo considerato più elettronegativo. Il numero di ossidazione può quindi assumere valori sia positivi che negativi. Quando gli elettroni di legame vengono assegnati all’elemento più elettronegativo, esso si carica di tante cariche negative quanti sono gli elettroni acquistati. Sostanzialmente, si tratta di un concetto di comodo, utile artificio per scrivere la formula di un composto o per definirne il nome, nota la formula

Non-Metallo+H2 IDRACIDO ELEMENTI Non-Metalli Anfoteri Metalli Metallo Non- Metallo Sia i metalli che i non metalli formano, nei loro numeri di ossidazione positivi, composti binari con l’ossigeno O2 O2 Anidride Ossido Basico H2O H2O Acido Idrato Sale Metallo+H2 IDRURO Non-Metallo+H2 IDRACIDO

REGOLE: Il n.o. di una specie elementare è zero: N2, O2.. Nel calcolo del n.o. non si tiene conto dei legami tra atomi dello stesso elemento. Il n.o. di un catione o di un anione corrisponde alla propria carica. L’idrogeno H ha sempre n.o. +1, tranne che negli idruri (composti binari con i metalli) in cui presenta n.o. –1: +1: in H2O, NH3.. -1: in NaH, CaH2… L’ossigeno O ha sempre n.o. –2, tranne in OF2 (n.o. +2) nei perossidi (-O-O-, n.o. –1) e nei superossidi (n.o. –1/2). Il fluoro F ha sempre n.o. –1. Il cloro Cl ha sempre n.o. –1, tranne nei legami con F e con O in cui assume n.o. positivi. Il Br ha sempre n.o. –1 tranne nei legami con F, O e Cl in cui presenta n.o. positivi. I metalli hanno sempre n.o. positivi; i metalli alcalini: n.o.+1

I metalli alcalino terrosi, Zn e Cd: n. o. + 2. Il B e l’Al: n.o. +3 In una molecola la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi deve essere zero. In uno ione (positivo o negativo) la somma algebrica dei n.o. deve essere uguale alla carica dello ione stesso. In generale, per ricavare il numero d’ossidazione basta fare un conteggio delle cariche nella molecola in oggetto, tenendo conto del fatto che la loro somma deve essere nulla Es: 1)CaCO3 O= 3*(-2)= -6 Ca= +2 Il C dovrà avere n.o.= +4 2)CH4 H= 4*(+1) Il C dovrà avere n.o.= -4

Metallo + Ossigeno: MxOy Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: M(+1) + O(2-)  M2O M(+2) + O(2-)  MO M(+3) + O(2-)  M2O3 M(+4) + O(2-)  MO2 Non metallo + Ossigeno: ExOy x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: E(+1) + O(2-)  E2O E(+2) + O(2-)  EO E(+3) + O(2-)  E2O3 E(+4) + O(2-)  EO2 E(+5) + O(2-)  E2O5 E(+7) + O(2-)  E2O7 Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero Qual’è il n.o. del Manganese (Mn)nel composto KMnO4? Qual’è il n.o. del Cromo (Cr) nei seguenti composti neutri: Cr2O3, K2CrO4? Qual’ è il n.o. dello zolfo (S), nei seguenti anioni: SO42-, SO32-?

Nomenclatura Tradizionale Ossidi Basici (metallo+ ossigeno): Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione Alla parola OSSIDO si fa seguire il nome dell’elemento; si può anche usare la proposizione di, seguita dal nome dell’elemento Es: Al2O3 Alla parola OSSIDO si aggiunge un attributo costituito dalla radice del nome dell’elemento e da un suffisso: OSO riferito al numero di ossidazione più basso ICO riferito al numero di ossidazione più alto (anche usato per composti derivati da elementi con n.o. unico) Se l’elemento ha due numeri di ossidazione: La formula degli ossidi si ottiene: Scrivendo il simbolo dell’ossigeno di seguito a quello del metallo; Aggiungendo i pedici, bilanciando i n.o. degli elementi coinvolti affinchè la molecola sia elettricamente neutra.

Ossidi acidi o anidridi (non metalli + ossigeno) Si ottengono analogamente agli ossidi. Es: Anidride Carbonica C(n.o.=4+) + O (n.o.=2-) = C2O4= CO2 Anidride Solforosa (possibili n.o. per lo S = 4+, 6+) S(n.o.=4+) + O (n.o.=2-) = SO2 Anidride Solforica S(n.o.=6+) + O (n.o.=2-) = S2O6 = SO3 Alcuni non metalli (soprattutto gli alogeni) presentano più di due n.o. positivi. Il loro nome si indica con la parola anidride seguita da un attributo al femminile con gli stessi suffissi OSA e ICA. Si utilizzano, oltre ai suffissi, anche i prefissi IPO- e PER- per distinguere i possibili composti: Rapporto: 2 a 3 prefisso sesqui

Esempio Radice Elemento Riassumendo:Dal nome dell’elemento si ricava la radice da usare nella formula dei relativi composti, o togliendo la “o” finale, o la “io” finale oppure, per terminazioni differenti, lasciando il nome dell’elemento tal quale. Idrato nicheloso nichel- Nichel Ossido rameico rame- Rame Iodato, ioduro iod- Iodio Ossido ferroso ferr- Ferro Esempio Radice Elemento    Le più importanti eccezioni a queste regole sono: Esempio Radice Elemento Cloruro Aurico Aur- Oro Idrato stannoso Stann- Stagno Ossido manganoso Mangan- Manganese Arseniato, acido arsenico Arseni-, arsen- Arsenico Acido fosforico, fosfato Fosfor-, fosf Fosforo Acido solforico, solfato Solfor-, solf- Zolfo Nitrito, Nitrato Nitr- Azoto Se un elemento ha 2 numeri di ossidazione, i composti formati con il minore assumono la desinenza -OSO, quelli con n.o. maggiore, la desinenza -ICO. A più n.o. corrisponderanno, per n.o. crescenti, prefissi e suffissi: IPO-… -OSO -OSO -ICO PER-…-ICO N.o. crescenti

PEROSSOCOMPOSTI Sono composti in cui un ossigeno è sostituito con un gruppo O22- (gruppo PEROSSO). Sono cioè composti che contengono più ossigeno del necessario. Essi vengono indicati con il prefisso PER- o PEROSSO-. Es: Perossido di sodio Na2O2 (Na2O+ sostituzione) Acido perossosolforico H2SO5 (H2SO4+ sostituzione) (persolforico) Perossido di idrogeno H2O2 (H2O + sostituzione) (acqua ossigenata)

NaOH (Mono)Idrossido(o idrato) di sodio IDROSSIDI (BASI) Derivano formalmente dalla reazione di ossidi basici (ossidi metallici) con acqua: K2O + H2O  2 KOH Sono costituiti dallo ione METALLICO positivo Mn+ e da n IONI OSSIDRILI OH-. La loro formula si ottiene unendo al metallo un numero di gruppi OH pari al numero d’ossidazione del metallo: M(OH)n . Per la nomenclatura valgono le regole già viste : NaOH (Mono)Idrossido(o idrato) di sodio Fe(OH)2 Diidrossido di ferro (o idrato Ferroso) Fe(OH)3 Triidrossido di ferro(o idrato Ferrico) Ca(OH)2 Diidrossido di calcio Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione si può utilizzare la sola preposizione di: Mg(OH)2: Idrossido di magnesio L’idrossido d’ammonio, NH4OH rappresenta un caso particolare

Acidi Ossigenati Derivano dalle anidridi per formale addizione di H2O. La formula si ottiene sommando aritmeticamente gli atomi presenti nella molecola di anidride e quelli di H2O e scrivendoli nell’ordine: HnNon-MetallomOssigenot Al nome dell’acido si associano gli stessi prefissi e suffissi dell’anidride da cui deriva. SO2 + H2O  H2SO3 (acido solforoso) (anidride solforosa) SO3 + H2O  H2SO4 (acido solforico) (anidride solforica) N2O5 + H2O  H2N2O6  2HNO3 (anidride nitrica) (acido nitrico) CO2 + H2O  H2CO3 (acido carbonico) (anidride carbonica)

(acido metafosforico) P2O5 + 2 H2O  H4P2O7 Acidi Ossigenati Alcuni non metalli, soprattutto del IV e del V gruppo formano acidi con formula corrispondente all’addizione di una quantità variabile di molecole di H2O all’anidride. Così per uno stesso numero di ossidazione possono esistere diversi acidi, distinguibili con appropriati prefissi, fermo restando il suffisso associato a quel n.o. All’aumentare del numero di molecole d’acqua si usano i seguenti suffissi: META-, PIRO- (o DI-), ORTO. P2O5 + H2O  HPO3 (acido metafosforico) P2O5 + 2 H2O  H4P2O7 (acido pirofosforico o difosforico) P2O5 + 3 H2O  H3PO4 (acido ortofosforico) Peracidi: Acidi in cui è presente un legame del tipo -O-O- Es: acido persolforico H2SO5

OSSIDI ACIDI ACIDI IDRURI e IDRACIDI ACIDI OSSIGENATI + acqua

HF acido fluoridrico (fluoruro di idrogeno) IDRURI Sono composti binari dei metalli con l’idrogeno, con n.o. negativo: Me(n+)H(-1)n La loro formula si ottiene unendo al metallo tanti H quanti sono gli elettroni che il metallo possiede in eccedenza rispetto alla struttura del gas nobile. Idruro di calcio CaH2 Idruro di alluminio AlH3 Idruro di sodio NaH IDRACIDI Anche gli alogeni e lo zolfo formano nei loro n.o. negativi, acidi binari con l’H. Si indicano col suffisso –IDRICO. La loro formula si ottiene facendo precedere il simbolo del non-metallo da tanti H quanti sono gli elettroni che mancano all’elemento in questione per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile. HF acido fluoridrico (fluoruro di idrogeno) HCl acido cloridrico (cloruro di idrogeno) H2S acido solfidrico (solfuro di idrogeno) HBr acido bromidrico (bromuro di idrogeno) HI acido iodidrico (ioduro di idrogeno) HCN acido cianidrico (cianuro di idrogeno)

Oltre agli IDRACIDI, esistono altri composti binari con l’idrogeno Gli elementi del Vo gruppo si legano ad H nei loro n.o. negativi (-3): NH3 ammoniaca PH3 fosfina AsH3 arsina Il carbonio, il silicio e il boro formano i seguenti composti: CH4 metano SiH4 silano BH3 borano

IONI METALLICI e IONI POSITIVI (CATIONI) Gli ioni positivi ottenuti per addizione di protoni su non metalli con n.o. negativo, vengono designati con suffisso -ONIO NH4+ ione nitronio ( ammonio) PH4+ ione fosfonio H3O+ ione ossonio BiO+ ione bismutile VO2+ ione vanadile NO+ ione nitrosile NO2+ ione nitrile A volte una parte della carica positiva viene saturata dall’ossigeno (n.o. –2), che annulla 2 cariche positive. Tali ioni vengono chiamati col suffisso –ILE, e possono essere sia con metalli che con non metalli: Cu+ ione rameoso Fe2+ ione ferroso Cu2+ ione rameico Fe3+ ione ferrico IONI METALLICI e IONI POSITIVI (CATIONI) La formula degli ioni metallici si indica ponendo a destra in alto del simbolo dell’elemento metallico tante cariche positive quante ne indica il n.o. La nomenclatura corrisponde a quella degli ossidi ed idrossidi, premettendo la parola IONE:

Radicali acidi e Ioni negativi Ione ioduro F- fluoruro Cl- cloruro Br- bromuro O2- ossido S2- solfuro N3- nitruro P3- fosfuro C4- carburo H- idruro Gli ioni monoatomici (costituiti da un solo atomo) fanno seguire alla radice dell’elemento la desinenza uro. Gli ioni F-, Cl-, Br-, I-, S2- possono essere considerati derivati dall’acido alogenidrico per perdita di uno ione H+ (residuo alogenico). Ciò che resta di un acido dopo averlo deprotonato, è detto radicale acido e presenta al posto degli atomi di H, altrettante cariche negative.

Acido H2SO4 radicale solfato SO42- Acido H3PO4 radicale fosfato PO43- La perdita parziale di ioni H+ da parte degli acidi, da luogo ancora a radicali ionici negativi, indicati con il prefisso IDROGENO- Ione idrogenosolfato HSO4-

Lucido bianco +1 Cl2O anidride ipoclorosa +3 Cl2O3 anidride clorosa +5 Cl2O5 anidride clorica +7 Cl2O7 anidride perclorica ES: Ossidi del ferro Ossido piombico Anidridi del cloro Anidridi dell’azoto Ossidi non metallici Cl2O: Monossido di dicloro Cl2O3: Triossido di dicloro Cl2O5: Pentossido di dicloro Cl2O7: Eptossido di dicloro CO: Monossido di carbonio CO2: Diossido di carbonio SO2: Diossido di zolfo SO3: Triossido di zolfo Ossidi metallici Na2O: Monossido di disodio Fe2O3: Triossido di diferro BaO: Monossido di bario Li2O: Monossido di dil itio SnO2: Diossido di stagno

Acidi del cloro e alogeni (Anidride ipoclorosa) Cl2O + H2O  H2Cl2O2  2HClO (acido ipocloroso) (Anidride clorosa) Cl2O3 + H2O  H2Cl2O4  2HClO2 (acido cloroso) (Anidride clorica) Cl2O5 + H2O  H2Cl2O6  2HClO3 (acido clorico) (Anidride perclorica) Cl2O7 + H2O  H2Cl2O8  2HClO4 (acido perclorico) (Anidride bromica) Br2O5 + H2O  H2Br2O6  2HBrO3 (acido bromico) (Anidride bromosa) Br2O3 + H2O  H2Br2O4  2HBrO2 (acido bromoso)

SALI I sali si originano per reazione tra un composto derivato da un metallo (ossido basico, idrossido o il metallo stesso) e un composto derivato da un non metallo (anidride, acido o lo stesso non metallo) E’ pertanto costituito da una parte metallica (ione del metallo o altro catione tra quelli descritti) e da una parte non metallica (un radicale acido o altri anioni). Il NOME del sale è dato dall’attributo del corrispondente Radicale acido completo di suffissi e prefissi, seguito dal nome dello ione positivo con i suffissi –OSO e –ICO a seconda del n.o. La FORMULA di un sale si compone del simbolo del metallo (o dello ione positivo) seguito dal simbolo del radicale acido. Al primo diamo come indice la valenza del secondo e viceversa, poi, se è possibile, si semplificano gli indici dividendoli per uno stesso numero.

La desinenza del sale è legata a quella dell’acido nel modo seguente: Desinenza Acido Desinenza Sale -OSO -ITO -ICO -ATO PER-....-ICO PER-....-ATO IPO-....-OSO IPO-....-ITO -IDRICO -URO

FeSO4 SOLFATO FERROSO: Fe2(SO4)2 CARBONATO SODICO:   S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO) SO3: anidride solforica H2SO4: acido solforico SO42- : radicale solfato (valenza 2) Fe (ferro), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO) Fe2+ ione ferroso (valenza 2) Fe2(SO4)2 semplificando FeSO4 CARBONATO SODICO: C (carbonio), non metallo, n.o. +4 (suffisso –ATO) CO2: anidride carbonica H2CO3: acido carbonico CO32-: radicale carbonato (valenza 2) Na (sodio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO) Na+: ione sodico (valenza 1) Na2CO3

Cu(ClO4)2 KIO PERCLORATO RAMEICO: IPOIODITO POTASSICO: Cl (cloro), non metallo, n.o. +7 (prefisso –PER e suffisso –ATO) Cl2O7: anidride perclorica HClO4: acido perclorico ClO4-: radicale perclorato (valenza 1) Cu (rame), metallo, n.o. +2 (suffisso –ICO) Cu2+ : ione rameico (valenza 2) Cu(ClO4)2 IPOIODITO POTASSICO: I (iodio), non metallo, n.o. +1 (prefisso –IPO e suffisso –ITO) I2O: anidride ipoiodosa HIO: acido ipoiodoso IO- : radicale ipoiodito (valenza 1) K (potassio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO) K+ : ione potassico (valenza 1) KIO

K2CO3: carbonato potassico Cu(NO3)2: nitrato rameico CuCl: cloruro rameoso FeCl3: cloruro ferrico Fe2(SO3)3: solfito ferrico Na2SO4: solfato sodico BaSO4: solfato di bario Na3PO4: fosfato sodico Al2S3: solfuro di alluminio AlPO4: fosfato di alluminio MnCl2: cloruro di manganese KMnO4: permanganato di potassio NH4Cl: cloruro di ammonio

SOLFATO ACIDO MANGANOSO SALI ACIDI I sali formati dai radicali derivati dagli acidi per parziale perdita di ioni H+ sono detti SALI ACIDI. Ad esempio da H2SO4 si possono formare sia SO42- (valenza 2) sia HSO4- . I sali che derivano da questi nuovi radicali acidi sono genericamente indicati come sali acidi oppure vengono chiamati col prefisso IDROGENO-. Quindi lo ione HSO4- verrà denominato solfato acido oppure idrogenosolfato. SOLFATO ACIDO MANGANOSO S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO) SO3: anidride solforica H2SO4: acido solforico HSO41-: radicale idrogenosolfato (valenza 1) Mn (manganese), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO) Mn2+ :ione manganoso Mn(HSO4)2

Nel caso di acidi con più di due H, i radicali acidi che si possono formare sono più di due. Si useranno allora appropriati prefissi. ESEMPIO: H3PO4 acido ortofosforico da cui derivano i seguenti radicali acidi: H2PO4- ione fosfato biacido o diidrogenofosfato Ca(H2PO4)2 diidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato monocalcico) HPO42- ione fosfato monoacido oppure ione monoidrogenofosfato CaHPO4 monoidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato bicalcico) PO43- ione fosfato Ca3(PO4)2 fosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato tricalcico)

Tiosolfato sodico Na2SO4  Na2S2O3 Acido ditiocarbonico H2CO3  H2CS2O TIOCOMPOSTI Sono composti in cui uno o più atomi di O sono sostituiti da S. Vengono designati col prefisso TIO- preceduto da un altro prefisso che indica il numero di sostituzioni: Tiosolfato sodico Na2SO4  Na2S2O3 Acido ditiocarbonico H2CO3  H2CS2O Tetratioortoarseniato di potassio K3AsO4  K3AsS4 Monotiosolfato di alluminio Al2(SO4)3  Al2(S2O3)3

FORMULE CHIMICHE quantitativo qualitativo SIGNIFICATO Indicazioni sulla composizione di una molecola o di uno ione molecolare:tipologia di atomi costituenti Valutazioni sul numero di atomi costituenti e rapporto minimo tra gli atomi nel composto Laformula di un composto permette inoltre la determinazione della percentuale in peso di ciascun elemento in esso contenuto

Nella risoluzione dei problemi stechiometrici, ai simboli e alle formule si attribuisce un preciso significato quantitativo: -il simbolo di un elemento è associabile al suo peso atomico, riportato nella tavola periodica. Si tratta di una misura relativa, data dal rapporto tra la massa atomica assoluta e la dodicesima parte dell’isotopo del C, avente numero di massa 12. E’ espresso in u.m.a. - la formula di un composto ci permette di desumerne il peso molecolare, somma dei pesi atomici degli elementi costituenti la molecola. Si tratta anche questa volta di una misura relativa. Stechiometria: Gli aspetti quantitativi delle trasformazioni chimiche vengono studiati da una parte della chimica, detta STECHIOMETRIA. Il calcolo stechiometrico è di fondamentale importanza per la risoluzione dei problemi chimici riguardanti l’analisi chimica, le preparazioni chimiche di laboratorio e le preparazioni chimiche industriali.

Peso e Quantità di Materia Chimicamente, è importante sottolineare come ad un stessa massa, corrisponda solitamente un diverso quantitativo di sostanza 3molecole di ossigeno O2 2molecole di ozono O3 1g di O2 e 1g di O3 non corrispondono allo stesso numero di molecole delle due specie Analogamente, ad una stessa quantità di materia di due diversi composti, non necessariamente corrisponde lo stesso peso 1 molecola di O2 non ha lo stesso peso di una di O3 E’ necessario introdurre un concetto che permetta di definire in termini di peso in grammi la quantità di materia, tenendo conto delle caratteristiche chimiche delle specie in questione

Quest’ ultima è anche detta MOLE Si definiscono così per semplicità i concetti di: Grammomolecola: peso molecolare espresso in grammi Quest’ ultima è anche detta MOLE Grammoatomo: peso atomico espresso in grammi Una mole di qualunque sostanza, contiene sempre lo stesso numero di molecole, pari a N, numero di Avogadro N=6.02*1023 E’ importante osservare che il numero di moli (mol) è calcolabile in funzione del semplice rapporto: Mol = gr/PM

In 18.015 g di H2O, ci sono 6.02*1023molecole di H2O. Esempi H significa 1 grammoatomo di idrogeno ossia 1,008 g di idrogeno O2 significa 1 grammomolecola di ossigeno ossia circa 32 g di Ossigeno La massa atomica del carbonio (C) è 12.01 e 1 grammoatomo di C equivale a 12.01 g di C H2SO4 significa 1 grammomolecola di acido solforico ossia circa 98 g di acido solforico KNO3 significa 1 grammoformula di nitrato di potassio ossia circa 101 g di nitrato di potassio. La massa molecolare dell’acqua (H2O) è 18 015 e 1 grammomolecola di H2O equivale a 18.015 g di H2O. In 18.015 g di H2O, ci sono 6.02*1023molecole di H2O. Analogamente in un grammoatomo di un elemento, sono contenuti 6.02*1023 atomi dell’elemento stesso

Una formula chimica ci permette di definire anche la composizione percentuale di un dato composto, noti gli atomi che lo costituiscono: % elemento= massa dell’elemento x100 massa del composto

REAZIONI CHIMICHE Equazioni di reazione Reagenti Prodotti Le trasformazioni che le sostanze subiscono in un processo chimico, vengono riassunte nelle: Equazioni di reazione Le sostanze che partecipano al processo, in qualità di sostanze di partenza e di sostanze formatesi in seguito alla razione, sono schematizzate come: Reagenti Prodotti Quantitativamente, in un’equazione di reazione, vengono espressi i rapporti quantitativi molari secondo cui le diverse sostanze prendono parte allla reazione stessa. Tali quantità si dicono rapporti stechiometrici, e vengono espressi da coefficienti che tengono conto della quantità di materia che prende parte alla reazione.

Legge della Conservazione degli Atomi Per scrivere in modo corretto un’ equazione di reazione, è prima di tutto necessario sapere quali prodotti si formano a partire da determinati reagenti. In alcuni casi, sulla base delle condizioni di reazione è facile prevedere quali sostanze si formeranno; in altri è necessario analizzare accuratamente il materiale ottenuto. Ad ogni modo, scritte le formule di ogni individuo chimico coinvolto nel processo, occorre introdurre opportuni coefficienti di reazione e bilanciare i composti presenti, al fine di soddisfare la: Legge della Conservazione degli Atomi Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella realtà alla legge di Lavoisier (o legge della conservazione della massa). Nel corso delle reazioni Chimiche, la massa si mantiene costante . “Il numero di atomi di ciascuna sostanza deve essere lo stesso nei due membri della reazione” aA+bB cC+dD

Tipi di reazioni Ossidoriduzione Combinazione o Sintesi Decomposizione Doppio Scambio Neutralizzazione(Acido/base o salificazione) Ossidoriduzione 2H2 + O2 = 2H2O CaCO3 = CaO + CO2 CaCl2 +2NaNO3 = 2NaCl + Ca(NO3)2 HCl+NaOH=NaCl+H2O

Coefficienti Stechiometrici Bilanciamento delle Reazioni La conseguenza della legge di conservazione degli atomi è che anche la formulazione schematica della reazione deve rispecchiare questa proprietà fondamentale. 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” Bilanciamento delle Reazioni Nei casi più semplici, specialmente se sono indicati tutti i reagenti ed i prodotti, si possono seguire due semplici regole: Bilanciare per primo l’elemento che compare nel minor numero di formule. Bilanciare per ultimo l’elemento che compare nel maggior numero di formule.

Applicazioni Pratiche Immaginiamo di avere la comune reazione di combustione del gas di città (Metano, CH4): CH4 + O2  CO2 + H2O Ma questa non è l’unica reazione del metano con l’ossigeno.Si può anche avere: CH4 + O2  CO + H2O Procediamo al Bilanciamento della Reazione Consideriamo la nostra prima reazione: CH4 + O2  CO2 + H2O Il C, tra reagenti e prodotti compare in 2 formule, come H, mentre O compare i 3 formule. Proviamo a bilanciare C ed H: 1 CH4 + O2  1 CO2 + 2 H2O Rimane da bilanciare O: CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O

Consideriamo la nostra seconda reazione: CH4 + O2  CO + H2O Il C, tra reagenti e prodotti compare in 2 formule, come H, mentre O compare i 3 formule. Proviamo a bilanciare C ed H: CH4 + O2  CO + 2 H2O Rimane da bilanciare O: CH4 + 3/2 O2  CO + 2 H2O Poiché le molecole reagiscono come oggetti interi, è preferibile non fare comparire coefficienti stechiometrici non interi, per cui: 2 CH4 + 3 O2  2 CO + 4 H2O Confrontando questa reazione con la prima: CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O Di particolare importanza è il rapporto tra molecole di metano ed ossigeno: più si abbassa e più è favorita la formazione di CO.

Nella prima reazione (quella che porta a CO2): CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O La stechiometria della reazione dice che 1 molecola di metano ha bisogno per reagire di 2 molecole di ossigeno. Applicando la definizione di mole si può dire che UNA mole di CH4 ha bisogno di DUE di moli di ossigeno. Nella seconda reazione 2 CH4 + 3 O2  2 CO + 4 H2O La stechiometria della reazione dice che 2 molecole di metano reagiscono con 3 molecole di ossigeno. Applicando la definizione di mole si può dire che due moli di CH4 hanno bisogno di tre moli di ossigeno.

DALLE MOLECOLE AI GRAMMI CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O Se 1 mole di CH4 ha bisogno di 2 moli di O2, dato che una molecola di metano pesa 16,043 uma ed una di ossigeno 32 uma, si può concludere che occorrono 64 g di ossigeno ogni 16,043 g di metano 2 CH4 + 3 O2  2 CO + 4 H2O Se 2 moli di CH4 hanno bisogno di 3 moli di O2, dato che una molecola di metano pesa 16,043 uma ed una di ossigeno 32 uma, si può concludere che occorrono 96 g di ossigeno ogni 32,086 g di metano

REDOX Le reazioni di ossidoriduzione sono processi che coinvolgono specie chimiche a carico delle quali si osservano variazioni del numero di ossidazione Caratterizzate dal passaggio effettivo o formale di elettroni (e-)da una sostanza (atomi, ioni, molecole) ad un’altra Variazione del n.o. delle sostanze coinvolte

Un elemento si OSSIDA quando cede elettroni, aumentando il proprio n.o. Un elemento si RIDUCE quando acquista elettroni, diminuendo il proprio n.o. Equazioni Redox Gli elementi che si ossidano, cedendo elettroni, fungono da riducenti Analogamente, gli elementi che si riducono, funzionano da ossidanti N.B.: In una redox, il numero di e-ceduti dall’ossidante, deve essere uguale a quello degli e- acquistati dal riducente

Bisogna pertanto procedere anche in questo caso a: Bilanciamento REDOX Bilanciare una reazione, significa attribuire ad ogni sostanza presente opportuni coefficienti stechiometrici, in modo che sia possibile la conservazione della massa e la conservazione delle cariche elettriche. In altre parole il numero di atomi, per ogni specie chimica, presente nei reagenti deve essere uguale a quello della stessa specie presente nei prodotti di reazione; la carica elettrica complessiva delle sostanze reagenti, deve essere uguale alla carica complessiva dei prodotti. Bisogna pertanto procedere anche in questo caso a: BILANCIAMENTO DI CARICA BILANCIAMENTO DI MASSA

Schema bilanciamento reazioni REDOX Si attribuiscono i numeri di ossidazione ad ogni specie coinvolta nel processo Si individuano gli elementi che cambiano il numero di ossidazione Si scrivono le semireazioni di riduzione e di ossidazione riferite agli elementi coinvolti Si eseguono i bilanci parziali di carica delle coppie ossidoriduttive coinvolte Si completa il bilanciamento di materia

È di semplice intuizione che: Gli elementi aventi massimo stato di ossidazioni tra quelli possibili, hanno la tendenza a ridursi, quindi a comportarsi da ossidanti Quando un elemento può avere più stati di ossidazione, l’ambiente di reazione può stabilizzarne uno tra i possibili Un elemento che possa avere comportamento metallico ( generalmente assegnabile a bassi stati di ox.) e non metallico ( alti stati di ox.), darà luogo rispettivamente a Sali del metallo e a composti in cui l’elemento costituisce il formale acido Es: Mn2+ Mn6+ Mn7+ Sali di Mn2+ MnSO4, MnCl2 MnO42- H2MnO4 manganati MnO42- HMnO4 permanganati

Reazioni di dismutazione o disproporzionamento Esistono processi redox nei quali uno stesso elemento può contemporaneamente ossidarsi e ridursi:

Purezza dei reagenti Purezza % in peso Per purezza di un composto si intende la quantità effettiva dello stesso presente all’interno di una miscela o di una soluzione Purezza % in peso ( g di sostanza su 100 g della soluzione) Se avessimo a che fare con H2SO4 al 60%, per esempio, dovremmo tener conto che, in una reazione che prevedesse l’impiego di49g di acido, dovremmo usare un quantitativo del nostro reagente ottenuto dalla proporzione: 60 : 100 = 49 : x x = 81.66g

RESA = g effettivi/ g teorici Resa o Rendimento In molte reazioni, la quantità di prodotto ottenuto è inferiore a quella calcolata teoricamente in base a rapporti stechiometrici: RESA = g effettivi/ g teorici