Linguaggio della Chimica
Classi Prime – Biennio Industriali
Anno Scolastico 2007/2008
Cosa faremo

Sostanze


Elementi
Composti
Elementi
Sostanze elementari
Composti
Atomi


Sono le più piccole particelle costitutive di un
elemento
Non vuol dire che:

Siano le più piccole particelle di materia


Elettroni, protoni, neutroni
Sono particelle quindi che mantengono
ancora il “carattere” chimico dell’elemento da
cui derivano
Molecole



H
Cl
Sono le più piccole particelle costitutive di una sostanza
elementare o di un composto
 È formata da almeno due atomi legati, è una unità ben distinta
Sono molecole quindi:
 N2 : molecola d’azoto
 HCl : molecola di acido cloridrico
 Fe(OH)3 : molecola di idrossido ferrico
 H2O2 : molecola di acqua ossigenata
 CH3COOH : molecola di acido acetico
 S8 : molecola di zolfo plastico
Eccezioni: Sali
 NaCl : nel cloruro di sodio sono presenti sodio e cloro in rapporto
1:1 ma non esiste una molecola di sodio
Formule chimiche


Sistemi di simboli e indici
numerici che permettono di
rappresentare in forma
sintetica e veloce le
sostanze
Forniscono 2 tipi di
informazioni


Qualitativa (simboli): quali
elementi formano la
sostanza
Quantitativa (indici): quanti
atomi di ciascun elemento
H 2 SO4
L’acido solforico è formato da:
2 atomi di idrogeno
1 di zolfo
4 di ossigeno
Limiti delle formule chimiche
O
H-O-N=O





HNO3 acido nitrico
Questa formula chimica cosa non riesce a “dire”?
Quali informazioni mancano?
Manca la disposizione degli atomi e come sono
legati tutti gli elementi
Questa informazione possono darla le formule di
struttura
La descrizione completa delle molecole si può avere
utilizzando dei modelli tridimensionali (reali o
virtuali)
Uno schema riassuntivo
Sostanze elementari
Metalli
Non-Metalli
si
suddividono
Semi-metalli
Elementi
rappresentati
raccolti e ordinati
Tavola periodica
binari
ternari
quaternari
Simboli
informano su
Quale/i
elementi
possono formare
Composti
si utilizzano
rappresentati
da
Formule chimiche
Indici
informano
su
Quanti di ciascun
elemento
Sostanze elementari

Sostanze formate da un solo tipo di atomo













O2 ossigeno molecolare è allotropo dell’ossigeno
N2 azoto
H2 idrogeno
C diamante e grafite: allotropi
S8 zolfo plastico
O3 ozono è allotropo dell’ossigeno
Cl2 cloro
Cu rame
Ag argento
Sn stagno
P4 fosforo rosso
He elio (gas monoatomico)
Ne neon (gas monoatomico)
Composti

Sostanze formate da almeno due elementi diversi











H2O acqua
C6H12O6 glucosio
CO2 anidride carbonica
NH3 ammoniaca
HCl acido cloridrico
NaOH idrossido di sodio
Ca(OH)2 idrossido di calcio
Al2(SO4)3 solfato di alluminio
NO2 biossido di azoto
H3PO4 acido fosforico
NaHCO3 bicarbonato di sodio
Le reazioni






Sono degli eventi (fenomeni, trasformazioni) in
cui, partendo da alcune sostanze iniziali
(reagenti), si ottengono diverse sostanze finali
(prodotti)
Le reazioni si rappresentano con le equazioni
chimiche
A+BC+D
La reazione è rappresentata dalla freccia (singola
o doppia)
I reagenti si trovano a sx e i prodotti a dx
A, B, C e D sono le formule chimiche delle
sostanze
Assegnare i nomi IUPAC


I nomi IUPAC di sostanze semplici e
composti binari
Si utilizzano sempre i prefissi che indicano il
numero dell’indice



Na2O monossido di disodio
Il nome del composto parte sempre dall’elemento
di destra
Se è ossigeno il nome sarà ossido


CaO monossido di calcio
Se è idrogeno il nome sarà idruro
H
La valenza
H

H
H
H
È il numero di atomi di idrogeno che un
elemento può legare







N
O
VH = 1
NH3 (ammoniaca)  VN = 3
CH4 (metano)  VC = 4
H2O (acqua)  VO = 2
HF (acido fluoridrico)  VF = 1
FeO (ossido ferroso)  VFe = 2
H
H
C
H
H
In un composto neutro le valenze devono
bilanciarsi perfettamente (annullarsi)
FeH2
Altri esempi
I
K2 O




4K + O2  KxOy  2K2O
Quesito: forma l’idracido dello S (VS = 2)


2Cu + O2  CuxOy  Cu2O2  2CuO
Quesito: forma l’ossido del K (VK = 1)

S + H2  HxSy  H2S
Quesito: forma l’idruro dell’Al (VAl = 3)

2Al + 3H2  AlxHy  2AlH3
II
Fe 2 O 3
LiH (idruro di litio)  VLi = 1
Fe2O3 (ossido basico)  VFe = 3
Quesito: forma l’ossido del Cu (VCu = 2)


III
II
Altri esempi 2: “la vendetta”

Quesito: forma l’ossido dello S (VS = 6)



2S + 3O2  SxOy  S2O6  2SO3
2 atomi di S reagiscono con 3 molecole di O2 per
dare 2 molecole di SO3 (ossido acido)
Quesito: forma l’ossido del P (VP = 5)

4P + 5O2  PxOy  2P2O5 (ossido acido)
Composti ternari




Ossido + acqua  composto ternario
Ossido acido + acqua  ossoacido (acido
ossigenato)
Ossido basico + acqua  idrossido
Le formule si ottengono per semplice somma
degli elementi, eventualmente semplificando



SO3 + H2O  HxSyOz  H2SO4 (ossoacido: acido
solforico)
P2O5 + H2O  H2P2O6  2 HPO3 (ossoacido)
Na2O + H2O  Nax(OH)y  Na2(OH)2  2NaOH
(idrossido: idrossido di sodio)
Un altro esempio

P2O5 + 3H2O  2H3PO4


Acido ossigenato (acido fosforico)
Mg VMg=2


2Mg + O2  2MgO (ossido basico)
MgO + H2O  Mg(OH)2 (idrossido)
Sali


Sono composti secondari, ternari, quaternari
che devono contenere almeno un metallo ed
un non-metallo
Si ottengono per reazione tra un acido ed
una base insieme all’acqua


Acido + base  sale + acqua
La reazione si chiama di neutralizzazione
Sali binari





Sali binari
Si ottengono per neutralizzazione tra un
idracido ed una base (idrossido)
HF + NaOH  NaF + H2O (fluoruro di sodio)
3H2S + 2Al(OH)3  Al2S3 + 6H2O
Ca(OH)2 + 2HI  CaI2 + 2H2O
Metalli
Non-Metalli
Semi-Metalli
Formule chimiche

Forniscono due informazioni

Tipi di atomi che formano quella sostanza


Numero di atomi di ciascun elemento


Informazione fornita dai simboli presenti nella formula
Informazione fornita dagli indici presenti in basso a
destra del simbolo
Cosa non forniscono?

La disposizione spaziale degli atomi


Formule di struttura
La disposizione tridimensionale (forma reale) della
molecola
Esempi di simboli chimici
Esempi di formule
Teoria particellare della materia

La teoria atomica di Dalton afferma:

La materia è formata da particelle invisibili e
indivisibili (atomi)


Esistono diversi tipi di atomi (elementi); ciascun
tipo di atomo è caratterizzato da proprietà
chimiche e fisiche diverse (massa)


In effetti per un chimico l’atomo può essere considerato
indivisibile
La massa di un atomo è una sua caratteristica peculiare
Gli atomi si legano tra loro per formare la materia
Massa degli atomi


Tutti gli atomi, per quanto piccoli, hanno una
massa
Possiamo parlare di:

massa atomica assoluta


È la massa di un atomo espressa nelle comuni unità di
misura (g, Kg, dg, cg, mg, g)
Massa atomica relativa

È la massa di un atomo rapportata alla massa di un
atomo presa come riferimento