Precorso di Chimica:
aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana)
26/9 Giovedì
27/9 Venerdì
9.00 – 12.00
9.00 – 12.00
14.00 – 16.00
Francesca Soavi
Dipartimento di Scienza dei Metalli, Elettrochimica e Tecniche Chimiche
Lab. Elettrochimica dei Materiali, Via S.Giacomo 7 - Tel. 051 2099797
e-mail: [email protected]
Dott. ssa Francesca Soavi
1
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
TEST DI AUTOVALUTAZIONE
http://www.farmacia.unibo.it/Farmacia/Studenti/Immatricolazioni+e+iscrizioni/autovalutazione.htm
Dott. ssa Francesca Soavi
2
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
3
Fisicamente
omogenei
Chimicamente
eterogenei
I Sistemi
Materiali
Chimicamente
omogenei
Fisicamente
eterogenei
Dott. ssa Francesca Soavi
4
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.
Le fasi non vanno confuse
con i diversi
STATI DI
AGGREGAZIONE
dei componenti del sistema
(gas, liquido, solido)
Gas : metano + altri idrocarburi
Liquido: benzine
Liquido :sospensione acquosa
Solido : rocce
Dott. ssa Francesca Soavi
5
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 ?
Sì
Sistema materiale
chimicamente omogeneo
Dott. ssa Francesca Soavi
No
Sistema materiale
chimicamente eterogeneo
6
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
Soluzioni liquide
Liquido/Liquido
Liquido/sale disciolto
Liquido/gas disciolto
Soluzioni solide
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7
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
8
I Sistemi Materiali: dal più complesso al più semplice
Fisicamente omogenei
(una fase)
Chimicamente omogenei
(sostanze pure)
Elementi
Fisicamente eterogenei
(più fasi)
Chimicamente eterogenei
(soluzioni)
Composti
…tutto il resto: Miscele
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9
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….
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10
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
11
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.
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12
Protoni, neutroni ed elettroni
Particella
Protone
Neutrone
Elettrone
Massa
(g)
1,672649 x 10-24
1,674954 x 10-24
9,109534 x 10-28
Massa
(amu)
1,007276
1,008665
0,0005486
Carica
elettrica
1+
0
1-
Simbolo
1
1
1 H, 1 p
1
0 n
0
-1 e
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
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Particella
Massa
(g)
1,672649 x 10-24
1,674954 x 10-24
9,109534 x 10-28
Protone
Neutrone
Elettrone
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
=
10x10x10x10
Numero
1
10
100
1000
Dott. ssa Francesca Soavi
Forma esponenziale
1x100
1x101
1x102
1x103
Numero
0,1
0,01
0,001
0,0001
9,4
10000
= 0,00094
Forma esponenziale
1x10-1
1x10-2
1x10-3
1x10-4
14
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
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15
Operazioni in notazione scientifica
(numerazione esponenziale)
MOLTIPLICAZIONE:
5x10-2 x 7x10-1
- moltiplicare fra loro i numeri scritti prima dei 10
- sommare algebricamente (rispettando i segni) gli esponenti dei 10
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
16
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
17
Operazioni in notazione scientifica
(numerazione esponenziale)
SOMMA:
5x10-2 + 7x10-1
- 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
18
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
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Operazioni in notazione scientifica
(numerazione esponenziale)
ESEGUITE LE SEGUENTI OPERAZIONI SCRIVENDO I NUMERI IN
NOTAZIONE ESPONENZIALE… e senza l’uso della calcolatrice:
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
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20
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
y =1
100
y=10
101
y=1000
103
y=0,1
10-1
y=0,001
10-3
log y
0
1
3
-1
-3
y = antilogaritmo (argomento del logaritmo)
…attenzione!!
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
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21
Operazioni con i logaritmi decimali
…dalle proprietà degli esponenti
SOMMA
La somma di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del prodotto
degli argomenti
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
DIFFERENZA
La differenza di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del
quoziente degli argomenti
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
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22
Operazioni con i logaritmi decimali
POTENZA
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
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
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23
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
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24
Particella
Protone
Neutrone
Elettrone
Massa
(g)
1,672649 x 10-24
1,674954 x 10-24
9,109534 x 10-28
Massa
(amu)
1,007276
1,008665
0,0005486
Unità base del
Sistema Internazionale di Unità
(SI)
Multipli decimali
Prefisso
giga
mega
chilo
milli
micro
nano
Le unità di misura
Quantità
Unità
Lunghezza
Metro
Massa
Chilogrammo
Tempo
Secondo
…
…
Simbolo
G
M
k
m
m
n
Simbolo
m
kg
s
…
Fattore moltiplicatore
1 000 000 000 = 109
1 000 000 = 106
1 000 = 103
0,001 = 10-3
0,000001 = 10-6
0,000000001 = 10-9
Le unità base del SI possono essere usate per definire le unità derivate
(es.: m2 per misure di superficie).
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25
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 10 2 cm
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26
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
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27
Particella
Protone
Neutrone
Elettrone
Massa
(g)
1,672649 x 10-24
1,674954 x 10-24
9,109534 x 10-28
Massa
(amu)
1,007276
1,008665
0,0005486
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
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28
Particella
Protone
Neutrone
Elettrone
Carica
elettrica
1+
0
1-
Simbolo
1
1
1 H, 1 p
1
0n
0
-1 e
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:
+
Dott. ssa Francesca Soavi
la forza nucleare permette di vincere
le forze di repulsione di natura
elettrica tra i protoni del nucleo.
+
29
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
30
…Come si identifica un nuclide?
Numero di massa
Numero atomico
A
Z
Y
simbolo chimico dell’elemento
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
Sodio
Potassio
Ferro
Rame
Argento
Oro
Mercurio
Antimonio
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Simbolo
Na
K
Fe
Cu
Ag
Au
Hg
Sb
Nome latino
Natrium
Kalium
Ferrum
Cuprum
Argentum
Aurum
Hydrargyrum
Stibium
31
…Come si identifica un nuclide?
A
Numero di massa
Numero atomico
Z
Y
simbolo chimico dell’elemento
Es.:
235
U (reattori nucleari);
92
27
Co
14
6
6
C ; C (analisi dei traccianti in biochimica);
uma: 1/12 della massa di
60
12
(radioterapia)
deuterio
2
H,
1
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protone
1
1
H
32
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
6
1
1
16
8
8
O; O; O (99,76%)
8
35
17
12
17
37
Cl (75,77%); Cl (24,23%)
13
17
14
14
C (98,9%); C (1,1%); C (<<<1%)
6
2
6
H (99,984%); H (deuterio,D,
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1
0,016%) ;
[ N]
3
7
H (trizio,T,
1
<<< 0,01%)
33
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.
unità di massa prescelta: uma = 1/12 della massa di
Es: p.a. del nuclide
12
12
6
C
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.
Dott. ssa Francesca Soavi
37
Cl x 24,23)/100 = 35,45 uma
34
Argomenti:
Dott. ssa Francesca Soavi
La Tavola periodica
35
LA TAVOLA PERIODICA
Legge Periodica: Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in
modo periodico secondo i loro numeri atomici.
periodi
A
A
B
gruppi
A
A
A
A= elementi rappresentativi
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36
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
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37
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)
metalloidi
(Gruppo VIIA: alogeni)
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38
Argomenti:
Dott. ssa Francesca Soavi
I composti
I legami chimici
Le formule chimiche
Gli ioni
39
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
40
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
atomi legame
più elettronegativi,
H2 agli
H- H
singolo
A seconda
differenza
O2
Odella
=O
legame doppioin elettronegatività degli atomi che partecipano al
covalenti
omeopolari
legame silegami
possono
avere
legami covalenti, polari e ionici :
(+) (-)
H – Cl
legame covalente
polarizzato
Differenza
in elettronegatività
HCl
+
(+) (-)
A-A
A-B
H-H
H-Cl
covalente
covalente
omopolare
polarizzato
composti molecolari
Dott. ssa Francesca Soavi
A+ BNa+ Clionico
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
composto ionico
41
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
N2
NH3
NN
Dott. ssa Francesca Soavi
42
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
H2O2
anidride carbonica
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
Es.
Dott. ssa Francesca Soavi
Formula molecolare
CO2
Formula minima
CO2
H2O2
HO
43
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
ammoniaca
triclorometano (cloroformio)
NH3
CHCl3
Dott. ssa Francesca Soavi
44
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
45
I composti ionici
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
46
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 (Es: Na+)
ione negativo (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
47
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
BaO
ossido di bario
MgO
KCl
ossido di magnesio
cloruro di potassio
Dott. ssa Francesca Soavi
48
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.
OHNH4+
ione idrossido
ione ammonio
CO32-
ione carbonato
ione cianuro
CNNO3NO2SO32SO42-
ClO
ClO4-
MnO4C2H3O2-
ione nitrato
ione nitrito
ione solfito
HCO3- ione carbonato acido (bicarbonato)
HSO4- ione solfato acido (bisolfato)
CrO42- ione cromato
2-
Cr2O7
ione bicromato
PO43-
ione fosfato
ione solfato
ione ipoclorito
ione perclorato
ione permanganato
ione acetato
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49
Esempi di composti di ioni poliatomici
NaOH
idrossido di sodio
NH4 Cl cloruro di ammonio
CaCO3
carbonato di calcio
cianuro di potassio
KCN
NH4NO3 nitrato di ammonio
NaHCO3 bicarbonato di sodio
K2Cr2O7
bicromato di potassio
Le parentesi:
Mg(OH)2  MgOH2  MgO2H2
CuSO4
solfato di rame
NaClO
ipoclorito di sodio
LiClO4
perclorato di litio
KMnO4
permanganato di potassio
Fe2(SO4)3 solfato di ferro (III)
FeSO4
solfato di ferro (II)
NaC2H3O2 acetato di sodio
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50
Argomenti:
La nomenclatura
dei composti
chimici
51
Composti
binari
Metallo (M)
Composti
ternari
Ossido
Mx Oy
+ H2O
Idrossido
M(OH)n
Idruri
Sali ternari
Mx(AyOz)n
+ H2O
Sali “…uro del metallo”
Non Metallo (A)
Ossido
(anidride)
AxOy
+ H2O
Ossiacidi
HxAyOz
Idracidi “acido …idrico”
Tranne H2O, H2O2 , NH3 , PH3, ….
Sali “…uro del metallo”
52
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
53
Nomenclatura
Composti binari
LiH
CaH2
AlN
H2S
N2O3
N2O4
N2O5
FeO
Fe2O3
HF
(AxBy)
idruro di litio
diidruro di calcio
nitruro di alluminio
solfuro di idrogeno
triossido di diazoto
tetrossido di diazoto
pentossido di diazoto
monossido di ferro
triossido di diferro
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
54
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+Cln oss. di Na
1+
n.oss di Cl
1somma
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
55
… “vecchia” nomenclatura
Nomenclatura:
Numero di
ossidazione
crescente
Esempio
ossido + nome dell’elemento+ ico
ossido + nome dell’elemento+ oso
CuO (n.o. Cu= +2) ossido rameico
Cu2O (n.o. Cu= +1) ossido rameoso
Gli ossidi di elementi non metallici sono anche chiamati anidridi
CO2 (n.o. C = +4)
CO (n.o. C= +2)
anidride carbonica
anidride carboniosa
ESERCIZI
Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e indicare il
nome del composto
a) FeO
b) Fe2O3
n.o. O = -2
n.o. O = -2
n.o. Fe = x
n.o. Fe = x
x +(-2)=0
x-2 =0
2x + 3 (-2)=0
x=+2
2x-6 =0
ossido ferroso
x=+3
ossido ferrico
56
ESERCIZI
Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e indicare il
nome del composto
a) SO2
n.o. O = -2
n.o. S = x
b) SO3
n.o. O = -2
n.o. S= x
x +2(-2)=0
x-4 =0
x=+4
anidride solforosa
(biossido di zolfo)
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
d) N2O5
n.o. O = -2
n.o. N = x
2x +5(-2)=0
2x-6 =0
x=+3
anidride nitrosa
(triossido di di azoto)
2x-10 =0
x=+5
anidride nitrica
(pentossido di di azoto)
57
Nomenclatura
Y + Ossigeno
Se Y = Metallo
Ossidi
(es. Li2O)
binari
Ossoacidi
(es. H2SO4)
Idrossidi
(es. LiOH)
Se Y = Metallo
Idruri metallici
(es. LiH)
Anidridi
(es. SO3)
+ H2O
+ H2O
Li2O + H2O  2 LiOH
Se Y = Non metallo
ternari
Y + Idrogeno
binari
SO3+ H2O  H2SO4
Se Y = Non metallo
Idracidi
(es. H2S)
58
Nomenclatura
Composti ternari (AxByCz)
IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI
IDROSSIDI: sono formati da un catione metallico e da uno o più gruppi ossidrile OHche 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
NaOH
Mg(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
catione metallico anione
Na+1
OH-1
Mg2+
2 OH-1
Fe2+
2 OH-1
Fe3+
3 OH-1
carica netta
nome
+1-1=0
idrossido di sodio
+2+2x(-1) =0
idrossido di magnesio
+2+2x(-1) =0
idrossido di ferro (II)
+3 +3x(-1) =0 idrossido di ferro (III)
Le parentesi:
Ca(OH)2  CaOH2  CaO2H2
N.B. rispettare l’ordine di scrittura da sinistra verso destra:
metallo - ossigeno - idrogeno
59
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
Esempio
Ossiacido
+1 x -2
H Cl O 4
HClO3
HClO2
HClO
n.o. H = +1; n.o. O = -2
n.o. del Cloro
1+ x + 4 (-2)=0; x=+7
1+ x + 3 (-2)=0; x=+5
1+ x + 2 (-2)=0; x=+3
1 + x + (-2) =0; x=+1
Numero di ossidazione e di
atomi di ossigeno
crescente
nome
acido perclorico
acido
clorico
acido
cloroso
acido ipocloroso
60
N.B. rispettare l’ordine di scrittura da sinistra verso destra: H - metallo - O
ESERCIZI
Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti ossiacidi e
indicare il nome del composto
a) H2SO4
b) H2SO3
c) HNO3
d) HNO2
e) H2CO3
f) H3PO4
g) H3BO3
Risposte:
n.o. S = +6
acido solforico
n.o. S = +4
acido solforoso
n.o. N = +5
acido nitrico
n.o. N = +3
acido nitroso
n.o. C = +4
acido carbonico
n.o. P = +5
acido fosforico
n.o. B = +3
acido borico
61
Nomenclatura
Composti ternari (AxByCz)
IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI
In soluzione gli ossiacidi liberano H+
esempio HClO4  H+ + ClO4gli 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
Esempio
Ossiacido
H+1ClxO-24
HClO3
HClO2
HClO
n.o. H = +1;
n.o. O = -2
n.o. del Cloro
acido perclorico
+7
acido
clorico
+5
acido
cloroso +3
acido ipocloroso +1
Numero di ossidazione e di
atomi di ossigeno
crescente
Ossianione nome
ClO4perclorato
ClO3clorato
ClO2clorito
ClOipoclorito
SALI TERNARI : sono formati dalla combinazione di un catione metallico con anioni
poliatomici derivati da ossiacidi
Esempio
NaClO ipoclorito di sodio
62
Esempi di ossoacidi e corrispondenti anioni
ossoacido
anione
HNO3 acido nitrico
(acido triossonitrico,V)
HNO2
acido nitroso
H2SO4 acido solforico
(acido tetraossosolforico, VI)
acido solforoso
H2CO3 acido carbonico
(one triossonitrato,V)
ione nitrito
NO2-
(acido diossonitrico, III)
H2SO3
ione nitrato
NO3-
(ione diossonitrato, III)
ione solfato
SO42-
HSO4- ione solfato acido (bisolfato)
SO32CO32-
ione solfito
ione carbonato
HCO3- ione carbonato acido (bicarbonato)
H3PO4
acido fosforico
PO43-
ione fosfato
63
L’ammoniaca NH3 può accettare un protone per dare un catione
poliatomico, lo ione ammonio NH4+
H+ protone
H
··
N
H
H
H
H
N
+
H
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- )
64
ESERCIZI
Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e indicare il
nome del composto
a) Al(OH)3
b) H3BO3
c) KMnO4
d) Na2Cr2O7
e) Li2O2
f) Fe SO4
g) Fe2 (SO4) 3
Infatti se n.o.Fe = x
n.o. Al= +3
idrossido di alluminio
n.o. B = +3
acido borico
n.o. Mn = +7
permanganato di potassio
n.o. Cr = +6
dicromato di sodio
n.o. O = -1
perossido di litio
è formato da un anione SO42- (nel quale n.o. S =+6) SOLFATO
e da un catione Fe2+ (n.o. Fe =+2) solfato ferroso
è formato da tre anioni SO42- (nel quale n.o. S =+6)
e da due cationi Fe3+ (n.o. Fe =+3) solfato ferrico
2x + 3(-2) = 0
2x-6=0
x=3
65
Argomenti:
Dott. ssa Francesca Soavi
Peso formula
Grammoatomo, grammomolecola
Il Numero di Avogadro
Le moli
Le reazioni chimiche
66
PESO FORMULA
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
67
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
68
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
69
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
70
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
costituisce 1 grammoformula di NaCl, pesa 58.44 g (peso fomula NaCl= 58.44 uma )
NaCl
 1 mol di elettroni contiene 6,02x1023 (N) elettroni, corrisponde a 1 Faraday
possiede una carica elettrica di -96485 Coulomb
Dott. ssa Francesca Soavi
71
MASSA, MOLI e PESO MOLECOLARE
“n” moli
1 mole contiene
N molecole
e ha massa = p.m.
…
…
= molecola
ogni mole contribuisce
con il suo peso alla
massa totale (mtot)
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
72
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
73
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) 
Dott. ssa Francesca Soavi
NaCl (acq) + H2O (l)
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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
Fe + 2 S  FeS2
Si ha conservazione della massa.
Non si conservano, in generale, il numero di moli totali!
Per bilanciare non cambiare mai gli indici a pedice, cambia il composto!!!!
Dott. ssa Francesca
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N.B:
Numero di massa
A
Coefficiente
stechiometrico per la
reazione in esame
carica ionica
(oppure stato di ossidazione….)
1+
3 Li 2O
Z
Numero atomico
Rapporto numerico tra gli atomi
costituenti il composto
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
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Esempi di acidi
HCl
HCN
HNO3
HNO2
H2SO3
acido cloridrico
acido cianidrico
acido nitrico
acido nitroso
acido solforoso
H2SO4
acido solforico
HOCl
acido ipocloroso
HClO4
acido perclorico
Esempi di basi
NaOH
idrossido di sodio
KOH
idrossido di potassio
Ca(OH)2 idrossido di calcio
Mg(OH)2 idrossido di magnesio
NH3
ammoniaca
HC2H3O2 acido acetico
H3PO4
acido fosforico
H3PO3
HF
acido fosforoso
acido fluoridrico
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Esempi di reazioni acido-base
sinistra
S 1
Na 2
O 6
H 4
sinistra
Ca 1
Cl 2
O 2
H 4
sinistra
P
2
Mg 3
O 12
H 12
Dott. ssa Francesca Soavi
(reazioni di neutralizzazione)
H2SO4 + 2NaOH  2 H2O + Na2SO4
Ca(OH)2 +
2 H3PO3 +
2HCl  2 H2O +
3 Mg(OH)2  6 H2O +
destra
S 1
Na 2
O 6
H 4
CaCl2
Mg3(PO3)2
destra
Ca 1
Cl 2
O 2
H 4
destra
P
2
Mg 3
O 12
H 12
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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
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Esercizio
L'alcol etilico brucia secondo la seguente reazione
C2H6O + 3 O2
2CO2 + 3H2O
(a) 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
(a) nO2 : nalcool = 3:1
 nO2 = nalcool x 3:1 = 25 x 3 = 75 mol
(b)
nO2 : nalcool = 3:1
nO2 : nCO2 = 3:2
 nalcool = nO2 x 1:3 = 30 : 3 = 10 mol
 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
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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 =
 molalità = numero di moli di soluto in 1 kg di solvente = msoluto =
nsoluto
Vsoluzione
nsoluto
massasolvente
frazione molare = rapporto tra le moli di un componente
= Xcomponente =
e la somma delle moli di tutti i componenti
della soluzione
la somma delle frazioni molari di tutti i componenti è 1
[mol L-1 ]
[mol kg-1 ]
ncomponente
ntotali
[adimensionale]
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 =
in 100 parti in peso di soluzione
massasoluto [adimensionale]
massasoluzione
es: grammi del soluto su 100 grammi di soluzione
Dott. ssa Francesca Soavi
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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
a. la densità dell’etanolo a questa temperatura
b. 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
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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
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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
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