La Teoria Atomica Legge di conservazione della massa

Presentazione sul tema: "La Teoria Atomica Legge di conservazione della massa"— Transcript della presentazione:

1 La Teoria Atomica Legge di conservazione della massa
John Dalton ( ) formulò la teoria atomica sulla base delle seguenti osservazioni sperimentali (leggi): Legge di conservazione della massa Legge della composizione definita e costante Legge delle proporzioni multiple La concezione atomica della materia: le leggi di massa

2 Lavoisier e la legge di conservazione della massa
Lavoisier riconobbe l’importanza delle misurazioni accurate e fece una serie di esperimenti sulla combustione. All’epoca si pensava che la combustione fosse dovuta ad una proprietà chiamata flogisto espulsa dal legno o dai metalli quando bruciavano. Lavoisier riscaldò dei metalli (stagno o piombo) in recipienti chiusi con quantità limitate di aria. La calce che si formava pesava di più del metallo originale, ma il peso dell’intero recipiente era immutato. Analogamente bruciando la legna la cenere residua era più leggera del legno di partenza ma il peso del recipiente rimaneva lo stesso. La trasformazione del metallo (o della legna) non era conseguenza della perdita di flogisto ma dell’acquisto di una parte di aria (ossigeno).

3 Legge di conservazione della massa
“La massa totale delle sostanze rimane invariata durante una reazione chimica” (Lavoisier, XVIII secolo) Esempio: metabolismo del glucosio 180 g di glucosio g di diossido di carbonio 192 g di ossigeno g di acqua 372 g di reagenti g di prodotti In realtà, le variazioni di massa connesse alle reazioni chimiche ordinarie sono così piccole da risultare inapprezzabili. Però, nelle reazioni nucleari le variazioni di massa possono essere misurate facilmente.

4 Legge di Conservazione di Massa:
“In una reazione chimica la massa totale si conserva” (la somma delle masse dei reagenti e’ uguale alla somma delle masse dei prodotti) 2 g di Idrogeno + 16 g di Ossigeno = 18 g di Acqua

5 Legge della composizione definita e costante
“Indipendentemente dalla sua fonte, un particolare composto chimico è costituito dagli stessi elementi negli stessi rapporti in massa” (J.-L. Proust, XVIII secolo) Pertanto, nota la frazione in massa di un elemento in un composto, è possibile calcolare la massa effettiva dell’elemento in un qualsiasi campione di quel composto: massa dell’elemento nel campione = massa del composto x frazione in massa dell’elemento nel composto 5

6 Esempio: calcolo della massa di un elemento in un composto
Il carbonato di calcio (CaCO3) è un composto costituito da calcio, carbonio e ossigeno. L’analisi indica che 40.0 g di carbonato di calcio contengono 16.0 g di calcio, 4.8 g di carbonio e 19.2 g di ossigeno. Quanti g di calcio sono contenuti in un campione di 25 kg di carbonato di calcio? massa di calcio nel campione = massa del campione di carbonato di calcio x frazione in massa del calcio nel composto 10 kg = 25 kg x 16g / 40g = 0.4

7 Anidride Carbonica: Carbonio: 27,3 % Ossigeno: 72,7 %
Legge delle proporzioni definite (o legge di Proust) Un composto puro, qualunque sia l’origine o il modo di preparazione, contiene sempre quantità definite e costanti degli elementi proporzionali alla loro massa Anidride Carbonica: Carbonio: 27,3 % Ossigeno: 72,7 % Ossido di Carbonio: Carbonio: 42,9 % Ossigeno: 57,1 %

8 Legge delle proporzioni multiple
“Se due elementi A e B reagiscono per formare due composti, le differenti masse di B che si combinano con una massa fissa di A possono essere espresse come rapporto di numeri interi piccoli” (Dalton, XVIII secolo) Esempio. Consideriamo due composti formati da carbonio e ossigeno, aventi le seguenti composizioni in massa: Ossido I: 57.1% O e 42.9% C g di O / g di C = 57.1 / 42.9 = 1.33 Ossido II: 72.7% O e 27.3% C g di O / g di C = 72.7 / 27.3 = 2.66 2.66 g di O / g di C in ossido II 2 1.33 g di O / g di C in ossido I 1

9 La teoria atomica di Dalton (1808)
John Dalton ( ) “Un nuovo sistema di filosofia chimica” (1808) Tutta la materia è composta da atomi indivisibili. Un atomo è una particella estremamente piccola che mantiene la sua identità durante le reazioni chimiche. Un elemento è un tipo di materia composto da un solo tipo di atomo. Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà Un composto è un tipo di materia costituito da atomi di due o più elementi chimicamente uniti in proporzioni fisse. Due tipi di atomi in un composto si legano in proporzioni espresse da numeri semplici interi Una reazione chimica consiste nella ricombinazione degli atomi presenti nelle sostanze reagenti in modo da dare nuove combinazioni chimiche presenti nelle sostanze formate dalla reazione

10 La teoria atomica di Dalton spiegava le leggi di massa: tutta la materia è costituita da atomi indivisibili, immutabili, di massa fissa. La massa rimane costante durante una reazione perché gli atomi formano nuove combinazioni…. Dalton assegnò anche massa 1 all’atomo di idrogeno ma in questo modo non si riusciva a spiegare perché gli elementi si combinano come fanno. Il modello atomico di Dalton non spiegava l’esistenza di particelle cariche elettricamente….

11 Primi esperimenti - Thomson
Thomson ( ) determino’ il rapporto carica/massa dell’elettrone studiando le scariche elettriche in tubi di vetro in cui era stato fatto un moderato vuoto. Tubo a raggi catodici La deviazione di un raggio catodico da parte di un campo elettrico e di un campo magnetico. I raggi catodidici sono costituiti da particelle cariche – dette in seguito elettroni….

12 ESPERIMENTO DI THOMSON
Misura del rapporto carica/massa dell'elettrone: un fascio di raggi catodici attraversa un campo elettrico e un campo magnetico. L'esperimento è predisposto in modo che il campo elettrico devii il fascio in una direzione mentre il campo magnetico lo devia nella direzione opposta. Bilanciando gli effetti è possibile determinare il rapporto carica/massa dell'elettrone. e/m=1, C/Kg

13 STRUTTURA DELL'ATOMO Elettrone
Vari esperimenti condotti all'inizio del 1900 dimostrarono che gli atomi non sono indivisibili ma costituiti da particelle più piccole (elementari). Elettrone Se a due elettrodi posti alle estremità di un tubo in cui è fatto il vuoto viene applicato un alto voltaggio, dall'elettrodo negativo (catodo) si dipartono dei raggi detti raggi catodici. Thomson dimostrò che tali raggi sono costituiti da un flusso di particelle cariche negativamente che chiamò elettroni.

14 Quantizzazione della carica elettrica: esperimento di Millikan
Gocce di olio cariche elettricamente vengono fatte cadere in presenza di un campo elettrico. Dalla massa nota delle goccioline e dal voltaggio applicato per mantenere ferme le gocce cariche si potè calcolare la carica presente sulle gocce. Fu trovato che tutte le cariche elettriche sono multiple di una carica elementare minima e assunta come carica dell'elettrone. e=1, C (coulomb)

15 Thomson aveva calcolato:
e/m= 1,76 1011 C/Kg da cui si dedusse: m= 9,11 Kg Un valore circa 1800 volte più piccolo della massa dell'idrogeno.

16 La Struttura dell’Atomo Il Modello di Thomson
Corso di Chimica Corso di Chimica La Struttura dell’Atomo Il Modello di Thomson Il modello atomico di Thomson (detto plum pudding) fu uno dei primi a giustificare la stabilità e la neutralità dell’atomo, data la presenza in egual numero di particelle positive e negative sparse nell’atomo stesso.

17 LA STRUTTURA DELL’ATOMO Esperimento di Rutherford di diffusione delle particelle  e scoperta del nucleo atomico Corso di Chimica Particelle α cariche + emesse da un campione di radio

18 La Confutazione di Rutherford
Corso di Chimica Corso di Chimica La Confutazione di Rutherford Fig. 1 Secondo il modello di Thomson, le particelle alfa avrebbero dovuto attraversare indisturbate la lamina d’oro e raggiungere il rivelatore (fig.1). Rutherford, tuttavia, osservò che una piccola parte dei raggi veniva deviata o addirittura totalmente riflessa. (fig.2) Fig. 2

19 Dimensioni atomiche: circa 10-10m = 1 Å = 0,1 nm
Modello di Thomson L'esperimento di Rutherford

20 Struttura dell’atomo – riassunto dei primi esperimenti
Thomson ( ) determino’ il rapporto carica/massa dell’elettrone studiando le scariche elettriche in tubi di vetro in cui era stato fatto un moderato vuoto. Millikan (1909) determinò la carica di un elettrone (1.602 • C) e indirettamente la sua massa (9.11 • Kg) Rutheford (1911) realizzo’ un esperimento che spazzo via il modello atomico di Thomson. La maggior parte dello spazio di un atomo è vuoto! Rutheford calcolò la carica nucleare con notevole accuratezza, ma non riuscì a spiegare tutta la massa dell’atomo. Nel 1932 fu scoperto poi il neutrone… da Chadwick

21 L’Atomo: Entità Microscopica
Corso di Chimica Corso di Chimica L’Atomo: Entità Microscopica Gli atomi sono stati assimilati a particelle sferiche a partire dalla Teoria Atomica (Modello) Soltanto due secoli dopo, grazie al progresso tecnologico è stato possibile confermare tale ipotesi. Raggio  m = 1 Å Massa  g Gli ordini di grandezza: Le entità costitutive, sono formate da un numero discreto di atomi, che in qualche caso può anche essere pari a 1 ENTITA’ MICROSCOPICHE

22 STRUTTURA NUCLEARE Ogni elemento è caratterizzato da una carica nucleare tipica che è un multiplo della carica elettronica e. Questo multiplo viene indicato con la lettera Z. Ad ogni Z corrisponde un atomo H Z= He Z= Li Z=3 Nell'atomo neutro attorno a tale nucleo si muovono Z elettroni. Un nucleo è costituito da due tipi di particelle: Protoni carica +e massa 1831 volte quella dell'elettrone Neutroni carica massa 1831 volte quella dell'elettrone

23 Un nucleo è quindi caratterizzato da due numeri
Un numero atomico Z  numero di protoni Un numero di massa A  numero di protoni + numero di neutroni Un nucleo particolare caratterizzato da Z e da A è anche chiamato nuclide e rappresentato con la seguente notazione: Numero di massa Numero atomico Z= protoni (definisce l'elemento Na) A= = 12 neutroni

24 Atomi i cui nuclei hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni sono detti isotopi. Ad esempio l'idrogeno ha tre isotopi: idrogeno protone nessun neutrone deuterio protone neutrone trizio protone neutroni Gli elementi presenti in natura sono in genere miscele di isotopi: Cloro ,8 % ,2 % Abbondanza relativa: frazione del numero totale di atomi di un dato isotopo. Il postulato di Dalton ? Il postulato di Dalton rimane valido se si fa riferimento ad una massa media: infatti la composizione isotopica rimane costante.

25 La materia Elementi (atomi tutti uguali fra loro) Sostanze pure
Composti (atomi diversi in rapporti ben Miscele definiti) Gli elementi possono essere costituiti da: Atomi isolati (gas nobili) Molecole discrete (H2, O2, P4, S8) Insieme di atomi legati fra loro da legami covalenti (Carbonio in diamante e grafite) Insieme di atomi tenuti insieme da legame metallico (Na, Al, Fe) La formula di un elemento si indica con il simbolo dell’atomo e (nel caso in cui l’elemento sia formato da molecole) da un indice pari al numero di atomi legati

26 Le formule chimiche I composti possono essere costituiti da:
Molecole discrete (CO2, CH4, H2O) Insieme di atomi diversi legati fra loro da legami covalenti (Silice SiO2) Insieme di ioni di carica opposta tenuti insieme da legame ionico (NaCl) Solo per i composti costituiti da molecole discrete la formula chimica indica sia il tipo che il numero di atomi che costituiscono la molecola. Per i composti costituiti da un insieme continuo di atomi la formula è empirica, cioè indica solo il tipo di atomi e in quale rapporto essi sono presenti. Anche per le sostanze di tipo ionico la formula è empirica

27 MASSE ATOMICHE Sono a volte impropriamente chiamate pesi atomici.
All'epoca di Dalton non era possibile pesare i singoli atomi ma solo trovare la massa di un atomo relativa a quella di un altro di riferimento. Es.: H2+ O2  2H2O 1,000 g di idrogeno reagiscono con 7,9367 g di ossigeno massa atomica ossigeno=2 x 7,9367=15,873 g (relativa all'idrogeno) Difficoltà legate alla conoscenza della formula molecolare. Se l'acqua fosse HO avremmo la massa dell'ossigeno pari a 7,9367 g. Inizialmente Dalton riferì le masse atomiche all'idrogeno. Successivamente (Avogadro, Cannizzaro) si passò ad una scala basata sull'ossigeno (fino al 1925)

28 Dal 1969 si usa una scala basata sul carbonio-12 ossia sull'isotopo 12C
A tale isotopo è stata arbitrariamente assegnata una massa di 12 unità di massa atomica. Una unità di massa atomica (a.m.u.)= un dodicesimo della massa dell'atomo di carbonio-12 = 1,661×10-27 Kg Peso atomico= massa atomica media di un elemento allo stato naturale espresso in unità di massa atomica Oggi è possibile misurare accuratamente le masse atomiche tramite uno strumento chiamato spettrometro di massa

29 Masse atomiche ed abbondanza isotopica
Calcolo della massa atomica media di un elemento note le abbondanze relative (=frazione del numero totale di atomi costituiti da un dato isotopo) degli isotopi costituenti. Cloro: isotopo massa isotopo abbondanza relativa 34, ,75771 36, ,24229 34,96885 uma x 0,75771 = 26, uma + 36,96590 uma x 0,24229 = 8, uma _____________ massa atomica media = 35, uma Lo stesso procedimento può essere applicato ad elementi costituiti da tre o più isotopi di cui sono note le abbondanze relative. La somma delle abbondanze relative di tutti gli isotopi di un dato elemento è uno.

30 TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI
Nel 1869 i chimici Mendeleev (russo) e Meyer (tedesco) indipendentemente trovarono che ordinando gli elementi in ordine di peso atomico e disponendoli in file orizzontali una sopra l'altra, gli elementi di ogni colonna avevano proprietà simili. Oggi, in maniera più corretta, gli elementi sono disposti per numero atomico, Z, crescente. Tale disposizione tabulare degli elementi è nota come tavola periodica: un periodo è composto dagli elementi di una qualsiasi fila orizzontale un gruppo è costituito dagli elementi di una qualsiasi colonna verticale Il primo periodo è costituito da due elementi: idrogeno e elio. Il secondo e il terzo periodo sono costituiti da 8 elementi. Il quarto e il quinto periodo sono costituiti da 18 elementi. Il sesto periodo è costituito da 32 elementi (14 a parte). Il settimo periodo è incompleto. La tabella è costituita da 18 gruppi più i 14 elementi di transizione interna (lantanidi e attinidi). I gruppi sono numerati secondo due convenzioni: 1) I A – VIII A e I B – VIII B 2) 1 – 18 nell'ordine

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32 Metalli, Non-metalli e Semimetalli
Gli elementi sono classificati in due categorie principali metalli e non-metalli divisi sulla tavola da una linea a zigzag I metalli sono solidi (eccetto il mercurio) con una caratteristica lucentezza, malleabilita e duttilità; sono inoltre buoni conduttori di calore ed elettricità I non-metalli sono gas o solidi (eccetto il bromo) che non presentano caratteristiche metalliche Gli elementi attorno alla linea a zigzag hanno caratteristiche intermedie fra metalli e non-metalli e sono noto come semimetalli o metalloidi. Le caratteristiche metalliche aumentano da destra verso sinistra e dall’alto verso il basso.

33 sostanze molecolari o sostanze ioniche
FORMULA CHIMICA E' una notazione che usa i simboli atomici con dei numeri a pedice per indicare le quantità relative degli elementi che costituiscono la sostanza. In tale accezione è anche nota come formula empirica o formula minima. NaCl 1: Al2O :3 Questo è il tipo più semplice di formula chimica. Prima di passare a formule chimiche più elaborate occorre considerare la classificazione delle sostanze in due tipi principali: sostanze molecolari o sostanze ioniche

34 Una molecola è un gruppo di atomi connessi da legami chimici (forti).
Sostanze molecolari Una molecola è un gruppo di atomi connessi da legami chimici (forti). Una sostanza molecolare è una sostanza composta da molecole tutte uguali. O H

35 Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola.
La formula di struttura mostra come sono legati fra di loro gli atomi di una molecola. Acqua Ammoniaca Idrazina Formula empirica molecolare di struttura H2O NH3 NH2 H2O NH3 N2H4 N H O H N H

36 propene (propilene) formula minima: CH2 formula molecolare: C3H6 formula di struttura: H - C – C = C H –

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38 FORMULA DI STRUTTURA: indica come gli atomi di una molecola sono uniti tra loro e come sono disposti nello spazio 38

39 Sostanze ioniche Uno ione è una particella carica ottenuta da un atomo o un gruppo di atomi legati chimicamente per addizione o sottrazione di elettroni. Anione: ione carico negativamente Cl– SO42- Catione: ione carico positivamente Na+ Ca2+ Un composto ionico è un composto costituito da cationi ed anioni tenuti assieme da forze elettrostatiche in una disposizione spaziale regolare. In tali casi si parla di unità formula più che di formula chimica e non si può definire una molecola NaCl ione Na per ogni ione Cl– Fe2(SO4) ioni Fe per 3 ioni SO42-

40 I composti chimici sono suddivisi in:
Composti organici: composti del carbonio, considerabili come derivati da idrocarburi (composti di carbonio e idrogeno) Composti inorganici: composti formati da tutti gli altri elementi, inclusi alcuni composti semplici del carbonio (CO, CO2, ecc.)

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

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

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

44 PRINCIPALI CATIONI formula nome 
formula nome  Cr Cromo(III) o cromico Mn Manganese(II) o manganoso Fe Ferro(II) o ferroso Fe Ferro(III) o ferrico Co Cobalto(II) o cobaltoso Ni Nichel(II) o nichel Cu Rame(II) o rameico Zn Zinco Ag Argento Cd Cadmio Hg Mercurio(II) o mercurico

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

46 Ioni poliatomici L’unico catione poliatomico di rilievo è:
NH ione ammonio La maggior parte degli ioni poliatomici sono ossianioni, contenenti ossigeno più un altro elemento: CO ione carbonato SO ione solfato

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

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

49 Si dividono i pedici per il massimo comune divisore=2
Scrittura della formula a partire dagli ioni Si scriva la formula dell’ossido di cromo(III). Gli ioni componenti sono lo ione ossido O2- e lo ione cromo(III) Cr3+. Per raggiungere la neutralità si possono prendere un numero di cationi pari alla carica dell’anione e un numero di anioni pari alla carica del catione: Cr O2- Cr2O3 Se è possibile si devono ridurre i pedici ai numeri interi più piccoli possibile (questo accade quando i pedici hanno dei divisori in comune). Es: ossido di stronzio Sr O2- Sr2O2 SrO Si dividono i pedici per il massimo comune divisore=2

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

51 Composti molecolari binari
Un composto binario è un composto formato da due soli elementi. I composti binari fra un metallo e un non-metallo sono solitamente ionici. Sono invece molecolari i composti binari formati fra due non-metalli o metalloidi. Il non-metallo o metalloide che compare per primo nella seguente sequenza è scritto per primo nella formula e nel nome: B Si C Sb As P N H Te Se S I Br Cl O F III A IVA VA VIA VIIA L’ordine è quello dei gruppi dal III A al VII A e dal basso verso l’alto con le eccezioni di H O F Il nome viene dato al composto prendendo la radice del secondo elemento con il suffisso –uro seguito dal nome del primo elemento preceduto da “di” HCl cloruro di idrogeno IBr bromuro di iodio

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

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

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

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

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

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

58 PRINCIPALI IONI POLIATOMICI
Nome Formula Nome Formula ___________________________________________________________ Acetato CH3COO Idrossido OH Ammonio NH Ipoclorito ClO Carbonato CO32 Clorato ClO3 Monoidrogeno fosfato HPO42 Clorito ClO2 Nitrato NO3 Cromato CrO42 Nitrito NO2 Cianuro CN Ossalato C2O4 Bicromato Cr2O72 Perclorato ClO4 Diidrogenofosfato H2PO4 Permanganato MnO4 Fosfato PO43 Ossido O2 Idrogenocarbonato HCO3 Perossido O22 (o bicarbonato) Idrogenosolfato HSO4 Solfato SO42 (o bisolfato) Idrogenosolfito HSO3 Solfito SO32 (o bisolfito)

59 MASSA (PESO) MOLECOLARE
La massa (il peso) molecolare di una sostanza è la somma delle masse ( pesi) atomici di tutti gli atomi nella molecola della sostanza. H2O PA(H)=1,0 u.m.a PA(O)=16,0 u.m.a. PM(H2O)=2 x 1,0 + 16,0 =18,0 u.m.a. Nel caso di composti ionici si parla di peso formula di quel composto riferendoci ad unità formula NaCl PA(Na)=22,99 u.m.a PA(Cl)=35,45 u.m.a. PF(NaCl)=22, ,45 =58,44 u.m.a.

60 Massa molecolare (peso molecolare) =
somma delle masse atomiche della molecola Esempi: H2SO4: massa molecolare = 2×1, , ×15,999 = 98,078 C6H12O6: massa molecolare = 6×12, ×1, ×15,999 = 180,156

61 NA particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 mole
MOLE E MASSA MOLARE Una mole è definita come la quantità di una data sostanza che contiene tante molecole, o unità formula, pari al numero di atomi presenti in 12 g di carbonio-12 . Il numero di atomi in un campione di 12 g di carbonio-12 è chiamato numero di Avogadro NA=6,022 x 1023 Si sceglie il valore di NA in modo che NA molecole abbiano una massa in grammi numericamente uguale alla massa molecolare. NA particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 mole

62 Una mole di particelle = un numero di Avogadro di particelle
1,0 mol di atomi di carbonio 6,022×1023 atomi di carbonio = 1,0 mol di molecole di ossigeno 6,022×1023 molecole di ossigeno = 1,0 mol di elettroni 6,022×1023 elettroni =

63 massa molecolare delle molecole O2 = 31,998 u.m.a
La massa molare di una sostanza è la massa di una mole. Per definizione il carbonio-12 ha massa molare di 12 g. massa atomica degli atomi di carbonio = 12,011 u.m.a 1,0 mol di atomi di carbonio 6,022×1023 atomi di carbonio = 12,011 g di carbonio = Per tutte le sostanze la massa molare in grammi è uguale al peso molecolare in u.m.a. massa molecolare delle molecole O2 = 31,998 u.m.a 1,0 mol di molecole O2 6,022×1023 molecole O2 = 31,998 g di O2 = Le unità di massa molare sono g/mol.

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

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

66 Massa di un atomo Quanto pesa un atomo di cloro?
Massa molare di Cl= 35,5 g/mol 1 mole contiene NA=6,022x1023 molecole/mol

67 Numero di molecole per una data massa
Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl? PM(HCl)= 1,0 + 35,5=36,5 Numero di molecole = 0,0948 mol x 6,021023 molecole/mol = = 5,711022 molecole

68 Quanti atomi di cloro sono contenuti in 100 g di AlCl3 ?
 A - 6,021023  B - 1,351024  C - 4,521023  D - 3,7410-24 PM(AlCl3)= 26, ,45  3= 133,33 Moli (AlCl3)=

69 Percentuali in peso dalla formula
Per un atomo A in una data molecola

70 Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH2O
Esempio Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH2O PA(C)= 12, PA(H)= 1, PA(O)= 16,0 PM(CH2O)=12,0 + 2 x 1, ,0 = 30,0 1 mole  30,0 g N.B. % O = 100% -40,0% -6,73%= 53,3%

71 2) Quali sono le percentuali in peso di NH4NO3?
Problemi: Quanti grammi di carbonio ci sono in 83,5 g di CH2O? Dal problema precedente abbiamo visto che il carbonio costituisce il 40% della massa totale. 2) Quali sono le percentuali in peso di NH4NO3?

72 Determinazione della formula empirica
Un composto di azoto ed ossigeno contiene 0,483 g di N e 1,104 g di O. Quale è la formula empirica del composto? N N0,0345O0,0690 ? O Per ottenere i numeri interi più piccoli delle moli degli elementi si divide ciascun numero di moli per il più piccolo tra quelli ottenuti prima N La formula empirica è NO2 O Si noti che non è possibile conoscere la formula molecolare che potrebbe essere: NO N2O N3O6 ……………..

73 Un composto è costituito come segue:
17,5 % Na ,7% Cr ,8% O Quale è la sua formula empirica? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 17,5 g di Na, 39,7 g di Cr e 42,8 g di O Na più piccolo Cr O Na × 2 = 2,00 × 2 = 7,04 Cr Na2Cr2O7 O

74 Il 2-desossiribosio, uno zucchero costituente il DNA, è costituito solo da carbonio, idrogeno e ossigeno. Un chimico vuole determinare la sua formula empirica per combustione ed ottiene una percentuale in massa di carbonio pari al 44,77% di C e pari al 7,52% di H. Quale è la formula empirica del 2-desossiribosio? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 44,77 g di C, 7,52 g di H e (100-44,77-7,52)=47,71 g di O C H O più piccolo C × 4 = 5,00 × 4 = 10,0 × 4 = 4,00 H C5H10O4 O

75 FORMULA MOLECOLARE Peso molecolare = n  peso formula empirica
La formula molecolare di un composto è un multiplo della sua formula empirica Formula empirica NO2 Formula molecolare NO N2O N3O (NO2)n Si ha ovviamente Peso molecolare = n  peso formula empirica Se da altre misure è noto il peso molecolare si ha

76 E quindi la formula molecolare è
Ad esempio se nel problema del calcolo della formula empirica di NO2 si conoscesse che il peso molecolare del composto vale 92,0 E quindi la formula molecolare è (NO2)2 cioè N2O4

77 Reazioni chimiche “Un’equazione chimica è un enunciato, in formule, che esprime le identità e le quantità delle sostanze che partecipano ad una trasformazione chimica o fisica.” Affinché l’equazione rappresenti correttamente queste quantità, deve essere bilanciata, ossia nei due membri dell’equazione deve comparire lo stesso numero di atomi di ciascuna specie. reagenti prodotti

78 Coefficiente stechiometrico Reagente Prodotto
REAZIONI CHIMICHE Equazioni chimiche Una equazione chimica è la rappresentazione simbolica di una reazione chimica in termini di formule chimiche 2 Na + Cl2  2 NaCl Coefficiente stechiometrico Reagente Prodotto In molti casi è utile indicare sli stati o le fasi delle sostanze ponendo appropriati simboli fra parentesi indicanti le fasi dopo le formule (g) = gas (l) = liquido (s) = solido (aq) = soluzione acquosa L'equazione precedente diventa così: 2Na(s) + Cl2(g)  2NaCl(s)

79 2 NaNO3 (s)  2NaNO2(s) + O2(g) D
Si possono anche indicare in una equazione le condizioni in cui avviene la reazione. Se i reagenti sono stati riscaldati per iniziare una reazione si può indicare con il simbolo D. Ad esempio: 2 NaNO3 (s)  2NaNO2(s) + O2(g) D Ci sono sostanze che agiscono come catalizzatori, sostanze che aumentano la velocità di reazione senza subire alcun cambiamento. In questo caso il catalizzatore si scrive sopra la freccia che indica la reazione 2 H2O2(aq)  2H2O(l) + O2(g) Pt

80 BILANCIAMENTO DI REAZIONI CHIMICHE
Quando in una equazione chimica i coefficienti stechiometrici sono scritti correttamente il totale degli atomi di ogni elemento è uguale in entrambi i membri dell'equazione. L'equazione chimica è allora bilanciata. 2 NO + O2  2 NO2 2 atomi N  2 atomi N 4 atomi O  4 atomi O OK!

81 C3H8 + O2  CO2 + H2O non bilanciata
Un’equazione chimica va bilanciata scegliendo opportunamente i coefficienti stechiometrici C3H8 + O2  CO2 + H2O non bilanciata Procedimento per tentativi 1 C3H8 + O2 3 CO2 + H2O atomi di C 1 C3H8 + O2 3 CO2 + 4 H2O atomi di H 1 C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O atomi di O C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O bilanciata

82 bilanciare prima gli atomi contenuti in una sola sostanza ai
I coefficienti possono essere moltiplicati per una costante qualsiasi, ma in genere sono scelti in modo da essere i più piccoli numeri interi si divide per due 4 Na + 2 Cl2  4 NaCl N.B.: bilanciare prima gli atomi contenuti in una sola sostanza ai reagenti e ai prodotti quando uno dei reagenti o dei prodotti esiste come elemento libero, bilanciare questo elemento per ultimo attenzione al numero di atomi! Es.: in Fe2(SO4)3 ci sono 4x3=12 atomi di O

83 Nomenclatura 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 e risalire al nome dalla formula. Ad ogni numero atomico (Z) corrisponde un dato elemento. Ogni elemento può essere rappresentato con un simbolo. 83

84 VALENZA La valenza di un elemento in un composto rappresenta il numero di legami che tale elemento instaura con atomi di altri elementi, o anche il numero di elettroni ceduti, acquistati o messi in compartecipazione dall’elemento del composto considerato La valenza coincide con il numero di atomi di idrogeno, o di altri atomi equivalenti che un elemento può legare o sostituire Elementi: zerovalenti H, Cl, Br…: monovalenti Ca in CaCl2, Mg in MgF2: bivalenti N in NH3, P in PH3: trivalenti C in CH4: tetravalenti 84

85 Gli elettroni di valenza
Gli elettroni più esterni di un atomo sono chiamati di “Valenza”, mentre quelli più interni sono chiamati elettroni del “Nocciolo” Elemento Elettroni del nocciolo Elettroni di valenza Gruppo nel sistema periodico Na 1s22s22p6 3s1 1A, 1 Si 3s23p2 4A, 14 Ti 3s23p6 4s23d2 4B As 3s23p63d10 4s24p3 5A, 15 85

86 Gli elettroni di valenza si possono rappresentare con il simbolo di Lewis nel quale gli elettroni vengono rappresentati con puntini Tutti gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino (s2p6 o s2 per quelli vicino all’elio). Gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica ad ottetto s2p6, condividendo, strappando o cedendo elettroni (regola dell’ottetto). 86

87 NON SEMPRE LA VALENZA COINCIDE CON IL 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. NON SEMPRE LA VALENZA COINCIDE CON IL NUMERO DI OSSIDAZIONE CH4 C2H6 C2H4 C2H2 Valenza N. ossidaz 87

88 Numero di ossidazione Numeri di ossidazione del carbonio: C = 0; CH4 = -4; CO= + 2; CO2= + 4; H2CO3 = ?; C3H6 = ?; C6H6 = ? Numeri di ossidazione dell’azoto: N2 = 0, NO = +2; NH3 = -3; HNO3 = ? HNO2 = ? N2H4 = ? 3. O in OH-: ?; N in NH4+ = ?; S in SO42- = ? In una molecola la somma algebrica dei n.o. degli atomi è 0. In uno ione la somma algebrica è uguale alla carica dello ione 88

89 1) Il n.o. di una specie elementare è zero.
DETERMINAZIONE DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE DEGLI ELEMENTI NEI LORO COMPOSTI Il n.o. di un atomo in una molecola può essere determinato in base alle seguenti semplici regole: 1)  Il n.o. di una specie elementare è zero. 2)  Nel calcolo del n.o. non si tiene conto dei legami tra atomi dello stesso elemento. 3)  Il n.o. di un catione o di un anione corrisponde alla propria carica. 4)  L’idrogeno H ha sempre n.o. +1, tranne che negli idruri (composti binari con i metalli) in cui presenta n.o. –1. 5) 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). 89

90 Il fluoro F ha sempre n.o. –1.
Il cloro Cl ha sempre n.o. –1, tranne nei legami con F e con O  n.o. positivi. Il Br ha sempre n.o. –1 tranne nei legami con F, O e Cl  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. 90