CHIMICA
Dispense a cura di:
Dott.ssa Eleonora Lucherini
STRUTTURA ATOMICA
L’atomo è neutro pertanto la carica degli elettroni compensa
quella dei protoni.
+1,6022 x 10-19 C carica del protone (+1)
-1,6022 x 10-19 C carica dell’elettrone (-1)
I neutroni non hanno carica, sono neutri
NUMERO ATOMICO (Z)  numero dei protoni e quindi
degli elettroni
n° protoni = n° elettroni
NUMERO DI MASSA (A)  n° di protoni + numero di neutroni
A
X
Z
ISOTOPI  atomi che hanno lo stesso valore di Z ma
diverso numero di massa A
Un elemento chimico può avere più di un isotopo:
1
1
H
Prozio
12
16
2
1
H
3
deuterio
6
C
13
8
O
17
1
H
trizio
6
C
14
8
O
18
6
C
8
O
ORBITALI
Regione di spazio intorno al nucleo in cui è più probabile
trovare un elettrone.
Gli orbitali sono di tipo s, p, d, f, ecc.
Un orbitale è descritto da tre numeri detti “numeri quantici”:
n, l, m
n = detto numero quantico principale, determina il tipo di
orbitale (s, p, d, f)
l = detto numero quantico secondario, determina la forma
dell’orbitale
m = determina l’orientamento dell’orbitale nello spazio
Orbitali di tipo p (n° 3)
Orbitali di tipo s
Orbitali di tipo d (n° 5)
video
n rappresenta lo strato cioè il livello energetico
SPIN  orientamento dell’elettrone nell’orbitale. Assume valori
½ e -1/2
PRINCIPIO DI PAULI  ogni orbitale può contenere al massimo
due elettroni e devono avere spin opposto.
Gli elettrono si dispongono in modo da occupare prima gli orbitali
a più bassa energia (bassi valori di n) e poi quelli ad energia via
via più alta.
REGOLA DI HUND  negli orbitali con uguale energia, gli
elettroni si dispongono in modo da occuparli
prima tutti e poi si accoppiano (esempio negli
orbitali p)
….Quindi gli orbitali:
- s contengono al massimo 2 elettroni
- p contengono al massimo 6 elettroni
- d contengono al massimo 10 elettroni
4
3p
3 è il valore di n e quindi siamo nel terzo strato
p è l’orbitale
4 è il numero totale di elettroni che occupano i 3 orbitali p
TAVOLA PERIODICA DEGLI
ELEMENTI
Dmitrij Mendeleev (1834-1907)
•
disposizione elementi in base alla massa
atomica (A) crescente
• Le caratteristiche chimico-fisiche degli
elementi variano in maniera periodica
• Redige una TAVOLA degli elementi fino
allora noti (1868)
• per giustificare i “salti” prevede l’esistenza
di nuovi elementi e le loro caratteristiche
(v. germanio)
• 1913: Henry Moseley propone come criterio di classificazione
il numero atomico degli elementi
• La tavola periodica si divide in:
- Metalli (a sinistra)
- Non metalli (a destra)
•
gli elementi si dispongono in:
- GRUPPI (colonne verticali)
- PERIODI (righe orizzontali)
• ogni casella viene indicata con un numero intero progressivo
da sinistra a destra (numero atomico Z)
• riporta il simbolo dell’ elemento , il peso atomico relativo, e
vari parametri chimico-fisici periodici
BLOCCO s  comprende i gruppi 1° e 2° nei quali si completa
il riempimento degli orbitali s
BLOCCO p  comprende i gruppi 3°, 4°, 5°, 6°, 7° e i gas nobili
nei quali avviene il progressivo riempimento dei p
BLOCCO d  detto dei metalli di transizione. Qui avviene il
riempimento dei d (prima riga 3d, seconda riga 4d)
BLOCCO f  Lantanidi ed Attinidi. Si riempiono orbitali f. poiché
le loro proprietà chimiche rimangono uguali e non
variano nel periodo sono stati messi a formare un
gruppo a sé.
dati dell’elemento
gruppo IV
numero atomico
periodo 2
6
12,011
C
2,5
massa atomica relativa*
elettronegatività *
carbonio
1s2,2s2p2
configurazione elettronica
dalla posizione della casella :
• numero d’ordine = numero atomico (Z) -numero protoni ed elettroni• gruppo = numero elettroni di ultimo livello
Gli elementi appartenenti ad uno stesso gruppo hanno stessa
configurazione elettronica e pertanto hanno proprietà chimicofisiche simili
VALENZA: numero di elettroni che un elemento acquista, perde
o mette in comune, quando si lega con altri atomi.
La valenza corrisponde anche al numero del gruppo
 GRUPPO I A: metalli alcalini. Valenza = +1 e sono molto
reattivi
 GRUPPO IIA: metalli alcalino-terrosi. Valenza = +2
 GRUPPO VII A: alogeni. Valenza = -1 e reagiscono
facilmente con i metalli
 GRUPPO VIIIA: gas nobili. Hanno scarsa tendenza a reagire
METALLI
• resistenti, pesanti, lucenti
• buoni conduttori di calore ed elettricità
• malleabili (lamine) e duttili (fili)
• solidi a T ambiente eccetto il mercurio ed il gallio che sono
liquidi. Fondono ad elevate T
• tendono a perdere elettroni e diventare ioni positivi (Fe3+)
NON METALLI
• a T ambiente sono gas (O, Cl), liquidi (Br) e solidi (C,I,S)
• sono fragili, non sono malleabili né duttili e non conducono la
corrente elettrica
• tendono a prendere elettroni e diventare ioni negativi (Cl-)
SEMIMETALLI O METALLOIDI
I composti che stanno sulla linea di separazione dei metalli
dai non metalli sono detti SEMIMETALLI o metalloidi
perché hanno caratteristiche comuni ad entrambi.
IL LEGAME CHIMICO
GLI ATOMI TENDONO A LEGARSI SPONTANEAMENTE
FRA DI LORO, PER FORMARE DELLE MOLECOLE.
OGNI LEGAME TRA ATOMI COINVOLGE, IN UN MODO O
NELL’ALTRO, GLI ELETTRONI PERIFERICI, DETTI ELETTRONI DI
VALENZA DELL’ATOMO STESSO
ELETTRONI DI VALENZA
Si ha il legame quando c’è sovrapposizione degli orbitali.
Gli atomi tendono a legarsi per raggiungere la stessa
configurazione esterna dei gas nobili, cioè avere 8 elettroni
nello strato più esterno  REGOLA DELL’OTTETTO
Gli atomi realizzano ciò cedendo, acquistando o mettendo in
comune uno o più elettroni esterni  VALENZA
PRINCIPALI LEGANI CHIMICI:
- IONICO
- COVALENTE
- METALLICO
LEGAME IONICO
Legame che si forma tra un metallo e un non metallo ed è dato
solo dall’attrazione tra ioni di carica opposta, senza nessun
coinvolgimento di elettroni.
IONE  atomo che ha perso o acquistato elettroni e, pertanto
si carica positivamente o negativamente rispettivamente di
tante cariche quanti sono gli elettroni ceduti o acquistati.
CATIONI: ioni aventi cariche positive (+).
ANIONI: ioni aventi cariche negative (-).
Na+ + Cl-  NaCl (cloruro di sodio)
IL LEGAME COVALENTE
Il legame covalente si forma quando due atomi hanno in
comune due elettroni.
Un orbitale semipieno di un atomo si sovrappone all’orbitale
semipieno di un altro atomo.
In non-metalli formano fra loro legami covalenti.
LEGAMI COVALENTI OMOPOLARI : coinvolgono atomi uguali
LEGAMI COVALENTI ETEROPOLARI: coinvolgono atomi differenti
LEGAMI COVALENTI MULTIPLI
Gli atomi possono raggiungere la configurazione dei gas
nobili anche condividendo due o tre coppie di elettroni (4 o 6
elettroni).
LEGAME COVALENTE DOPPIO  atomi che scambiano 4
elettroni
LEGAME COVALENTE TRIPLO  atomi che scambiano 6
elettroni
LEGAME COVALENTE DATIVO
La coppia di elettroni comuni è data da uno solo degli atomi
che partecipano al legame.
NH3 + H+  NH4+
Nella molecola di ammoniaca NH3 l’azoto ha due elettroni
liberi che vengono ceduti allo ione H+ per fare il legame.
LEGAME A IDROGENO
È un legame molto debole e si ha tra atomi di ossigeno ed
idrogeno. Esempio: molecola dell’acqua
Il legame a idrogeno funge da <<ponte>> fra due molecole.
Legami ad idrogeno nell’acqua
Stato liquido
Stato solido
NOMENCLATURA
Nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry)
E’ la nomenclatura ufficiale, introdotta a partire dagli anni ’70 del ‘900, che
sta lentamente soppiantando la nomenclatura tradizionale
Composti binari: contengono atomi di due diversi elementi
H 2O
NH3
CO2
HCl
Composti ternari: contengono atomi di tre diversi elementi
H2SO3
HNO3
CaCO3
NaClO
Numero di ossidazione:
è una carica positiva o negativa che viene attribuita formalmente a ciascun
elemento in un composto.
Essa è determinata dal numero di elettroni che l’elemento possiede in più
(carica negativa) o in meno (carica positiva) rispetto all’atomo neutro,
quando gli elettroni di legame vengono attribuiti all’elemento più
elettronegativo del composto.
-3
-2
O
+1 H H +1
-2
+4
N
-2
O C O
HHH
+1
+1
+1
Elettronegatività: forza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni
di legame, in base alla tendenza a raggiungere l’ottetto.
Quindi in generale i non metalli saranno tutti più elettronegativi dei metalli.
Per calcolare i numeri di ossidazione degli elementi di un composto si deve
innanzitutto stabilire quale di essi è il più elettronegativo
Poi si attribuiscono ad esso tutti gli elettroni di legame
Si vede quindi la carica assunta dagli atomi dopo questa fittizia attribuzione
REGOLE PER IL CALCOLO DEI NUMERI DI OSSIDAZIONE
0
1) Tutte le sostanze allo stato elementare hanno
numero di ossidazione zero
2) Negli ioni monoatomici gli elementi hanno
numero di ossidazione uguale alla carica ionica
0
O O
+1
+
Na
–1
–
Cl
3) Alcuni elementi mantengono costante il loro numero di ossidazione in
tutti i composti che formano, mentre altri lo variano da un composto all’altro
In generale i numeri di ossidazione seguono il seguente schema:
a) L’idrogeno ha sempre numero di ossidazione +1 oppure -1;
b) I metalli hanno solo numeri di ossidazione positivi;
c) I non metalli possono avere numeri di ossidazione positivi o negativi;
d) Tranne alcune eccezioni gli elementi di gruppi pari hanno solo numeri di
ossidazione pari, mentre quelli dei gruppi dispari hanno solo numeri di
ossidazione dispari;
e) Per tutti gli elementi, il numero di ossidazione positivo il più alto
corrisponde al numero del gruppo cui l’elemento appartiene.
Pertanto:
I) Gli elementi del primo gruppo (tranne l’idrogeno) hanno sempre +1 ;
II) Gli elementi del secondo gruppo hanno sempre +2 ;
III) Gli elementi del terzo gruppo hanno sempre +3 ;
IV) Nel quarto gruppo il carbonio ha –4, +4 e +2; il silicio –4 e +4; stagno e
piombo +4 e +2 ;
V) Nel quinto gruppo l’azoto ha –3, +1, +2, +3, +4 e +5; il fosforo –3, +3 e +5;
l’antimonio +3 e +5;
VI) Nel sesto gruppo l’ossigeno ha praticamente sempre –2, lo zolfo ha –2, +4
e +6 ;
VII) Nel settimo gruppo il fluoro ha sempre –1; gli altri elementi hanno –1, +1,
+3, +5 e +7.;
VIII) Per i metalli di transizione non esistono regole così chiare.
4) La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di tutti gli
elementi presenti in un composto è uguale a zero, se il composto è neutro,
oppure è uguale alla carica ionica, se il composto è uno ione poliatomico
5) In ogni composto l’elemento più elettronegativo di tutti ha sempre
numero di ossidazione negativo, mentre tutti gli altri elementi hanno
numero di ossidazione positivo
Regole per la scrittura delle formule dei composti binari
Noti i numeri di ossidazione dei due elementi, si deve ricordare che la
somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di uno deve essere
uguale, in valore assoluto, alla somma dei numeri di ossidazione di tutti gli
atomi dell’altro, cioè la molecola deve essere neutra.
+2
+1
+2
-2
K2O
+3
-2
Ca O
-2
+2
-2
+6
-2
Al2O3
-6
La regola ad incrocio
In pratica si incrociano gli indici ed i numeri di ossidazione
Si deve tuttavia ricordare che:
+2
•Gli indici vanno generalmente
ridotti ai minimi termini;
•L’indice 1 si omette sempre;
-2
Al2O3
-2
Ca2O2
+3
+1
-2
K2O1
Nomenclatura tradizionale:
Prevede l’uso di prefissi e suffissi, in base al numero di ossidazione dei vari
elementi
Nomenclatura ufficiale (o IUPAC):
n° atomi prefisso
2
bi (o di)
3
tri
4
tetra
5
penta
6
esa
7
epta
In alcuni casi il numero di ossidazione viene
indicato tra parentesi a fianco del nome del
composto
Alcuni nomi tradizionali, fortemente radicati nell’uso comune, quali
acqua, ammoniaca (NH3) o metano (CH4), sono stati accettati come
internazionalmente validi.
OSSIDI (o OSSIDI BASICI)
Composti BINARI formati da metallo + ossigeno
Nomenclatura tradizionale
a) se il metallo ha un solo numero di ossidazione:
• ossido di + nome metallo (es. ossido di sodio Na2O)
b) se il metallo ha due numeri di ossidazione:
•ossido + nome metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione
minore. Ad es. ossido piomboso PbO (numero di ossidazione +2);
•ossido + nome metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione
maggiore. Ad es. ossido piombico PbO2 (numero di ossidazione +4).
ANIDRIDI (o OSSIDI ACIDI)
Composti BINARI formati da un non metallo + ossigeno
Nomenclatura tradizionale
a) se il non metallo ha un solo numero di ossidazione:
anidride + nome non metallo con desinenza ICA (es. anidride carbonica CO2)
b) se il non metallo ha due numeri di ossidazione:
anidride + nome non metallo con desinenza OSA, per il numero di
ossidazione minore. Ad es. anidride solforosa SO2 (+4);
anidride + nome non metallo con desinenza ICA, per il numero di
ossidazione maggiore. Ad es. anidride solforica SO3 (+6).
c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come gli elementi del
7° gruppo (+1,+3,+5,+7):
anidride IPO nome non metallo con desinenza OSA per il numero di
ossidazione +1. Es. Cl2O anidride ipoclorosa;
anidride + nome non metallo con desinenza OSA, per il numero di
ossidazione +3. Es. anidride clorosa Cl2O3;
anidride + nome non metallo con desinenza ICA, per il numero di
ossidazione +5. Es. anidride clorica Cl2O5;
anidride PER nome non metallo con desinenza ICA per il numero di
ossidazione +7. Es. Cl2O7 anidride perclorica;
IDRACIDI o ACIDI BINARI
Composti BINARI dell’ idrogeno + elementi del VII gruppo (alogeni) e S
Negli idracidi gli elementi del 7° gruppo hanno sempre numero di
ossidazione -1, mentre gli elementi del 6° gruppo (lo zolfo) hanno sempre
numero di ossidazione -2.
Nomenclatura tradizionale
acido + nome non metallo + desinenza in IDRICO:HF acido fluoridrico; HCl
acido cloridrico; HBr acido bromidrico; HI acido iodidrico; H2S acido
solfidrico;
Nomi particolari
Mercurio: mercurioso e mercurico
Stagno: stannoso e stannico
Azoto: nitroso e nitrico
Rame: rameoso e rameico
Oro: auroso e aurico
IDROSSIDI
Composti TERNARI formati da metallo + gruppo OH- che si comporta
come se avesse numero di ossidazione -1. Sono composti basici.
Derivano dalla reazione tra ossidi (basici) e acqua, in cui tutti gli elementi
mantengono il proprio numero di ossidazione.
+1
+1
-1
Na2O+H2O → 2Na(OH)
Le formule si scrivono utilizzando le regole già viste per i composti binari,
considerando l’ossidrile come un elemento a numero di ossidazione -1.
Consideriamo ad esempio la reazione tra ossido ferrico ed acqua
+3
+3
-1
Fe2O3+3 H2O → 2 Fe(OH)3
Inizialmente dobbiamo scrivere la formula del prodotto, impiegando le regole
già viste
In accordo con la legge di Lavoisier, la somma delle masse (e quindi il
numero di atomi) dei vari elementi deve essere uguale a destra ed a
sinistra della reazione
Nomenclatura tradizionale
a) se il metallo ha un solo numero di ossidazione:
idrossido di… nome metallo (es. idrossido di sodio NaOH)
b) se il metallo ha due numeri di ossidazione:
idrossido + nome metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione
minore. Ad es. idrossido rameoso CuOH (numero di ossidazione +1);
idrossido + nome metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione
maggiore. Ad es. idrossido rameico Cu(OH)2 (numero di ossidazione +2).
Nomenclatura ufficiale
Si indica il numero dei gruppi OH ponendo i soliti prefissi davanti al termine
“idrossido”, cui segue “di” ed il nome del metallo:
Na(OH) idrossido di sodio; Fe(OH)2 diidrossido di ferro (II);
Fe(OH)3 triidrossido di ferro (III); Pb(OH)4 tetraidrossido di piombo (IV).
OSSIACIDI o ACIDI TERNARI
Sono composti TERNARI tra idrogeno + non metallo + ossigeno;
Derivano dalla reazione tra anidridi e acqua:
+4 –2
+1
–2
+1
+4 –2
CO2+H2O → H2CO3
Per trovare la formula dell'ossoacido si deve scrivere a destra nell'ordine
idrogeno, non metallo e ossigeno, mettendo per ognuno di questi elementi
tanti atomi quanti ce ne sono a sinistra
Cl2O7+H2O→ H2Cl2O8
Il composto H2Cl2O8 in realtà non esiste e per trovare la vera formula
dell’ossiacido dobbiamo dividere per due tutti gli indici del composto
La reazione complessiva diventa allora:
Cl2O7+H2O→ 2 HClO4
Nomenclatura tradizionale
a) se il non metallo ha un solo numero di ossidazione:
acido + nome non metallo con desinenza ICO (es. acido carbonico H2CO3)
b) se il non metallo ha due numeri di ossidazione:
acido + nome non metallo con desinenza OSO, per il numero di
ossidazione minore. Ad es. acido solforoso H2SO3 (+4);
acido + nome non metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione
maggiore. Ad es. acido solforico H2SO4 (+6).
c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come gli elementi del
7° gruppo (+1,+3,+5,+7):
acido IPO nome non metallo con desinenza OSO per il numero di
ossidazione +1. Es. HClO acido ipocloroso;
acido + nome non metallo con desinenza OSO, per il numero di
ossidazione +3. Es. acido cloroso HClO2;
acido + nome non metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione
+5. Es. acido clorico HClO3;
acido PER nome non metallo con desinenza ICO per il numero di
ossidazione +7. Es. acido perclorico HClO4;
DECOMPOSIZIONE IN ACQUA DEGLI ACIDI
Tutti gli acidi contengono idrogeno; negli ossiacidi questo è legato
all’ossigeno da un legame covalente polare, mentre negli idracidi è legato
da un legame covalente polare ad un non metallo molto elettronegativo.
O
δ+
HClO4
Cl
O
H
δ–
δ+
H
δ–
O
C
δ+
H
H2CO3
δ–
δ–
δ–
δ+
C H
l HCl
S
H Hδ+
δ+
H2S
In acqua (solvente polare) tale legame si rompe, mandando in soluzione
ioni H+ ed anioni costituiti da tutti gli altri atomi della molecola di partenza.
O
Cl
O
ClO-
4
H+
H+
O
C
CO32-
H+
C H+
lClS H + H+
S2-
Decomposizione in acqua degli acidi ternari
In soluzione si formano anioni poliatomici, costituiti dal non metallo ed
dall’ossigeno legati da legame covalente, con tante cariche negative quanti
sono gli ioni H+ liberati
+
HClO4→H +ClO4
+
2
H2CO3→2H +CO3
+
3
H3BO3→3H +BO3
+
4
H4SiO4→4H +SiO4
Nomenclatura tradizionale degli anioni poliatomici
I nomi degli anioni poliatomici sono simili a quelli degli acidi da cui derivano
ICO
OSO
→
→
ATO
ITO
Acido
ternario
→
Anione
poliatomico
Ipo….oso
→
Ipo….ito
….oso
→
….ito
….ico
→
….ato
Per….ico
→
Per….ato
Riassumendo
a) se il non metallo ha un solo numero di ossidazione:
ione + nome non metallo con desinenza ATO (es. ione carbonato CO32-)
b) se il non metallo ha due numeri di ossidazione:
ione + nome non metallo con desinenza ITO, per il numero di ossidazione
minore. Ad es. ione solfito SO32- (+4);
ione + nome non metallo con desinenza ATO, per il numero di ossidazione
maggiore. Ad es. ione solfato SO42- (+6).
c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come gli elementi del
7° gruppo (+1,+3,+5,+7):
Ione IPO nome non metallo con desinenza ITO per il numero di
ossidazione +1. Es. ClO- ione ipoclorito;
Ione + nome non metallo con desinenza ITO, per il numero di ossidazione
+3. Es. ione clorito ClO2-;
Ione + nome non metallo con desinenza ATO, per il numero di ossidazione
+5. Es. ione clorato ClO3-;
Ione PER nome non metallo con desinenza ATO per il numero di
ossidazione +7. Es. ione perclorato ClO4-;
Decomposizione in acqua degli acidi binari
In soluzione si formano anioni monoatomici, costituiti dal non metallo, con
tante cariche negative quanti sono gli ioni H+ liberati
+
HCl→H +Cl
+
2
H2S→2H +S
Nomenclatura degli anioni monoatomici
In entrambe le nomenclature il nome dell’anione monoatomico si ottiene
aggiungendo la desinenza uro al nome del non metallo.
F- anione fluoruro; Cl- anione cloruro; Br- anione bromuro; I- anione
ioduro; S2- anione solfuro; Se2- anione seleniuro.
DECOMPOSIZIONE IN ACQUA DEGLI IDROSSIDI
Gli idrossidi sono
composti ionici ed
in acqua si
dissociano
liberando tutti gli
anioni OH- ed un
catione metallico
con tante cariche
positive quanti
sono gli OHliberati.
NaOH→Na++OH2+
Ca(OH)2→Ca +2OH
3+
Al(OH)3→Al +3OH
Pb(OH)4→Pb4++4OH-
SALI BINARI
Sono composti ionici, formati da un metallo + un non metallo, che
derivano dalla reazione tra un acido binario ed un idrossido o dai rispettivi
ioni.
Idrossido + acido binario → sale binario + acqua
NaOH + HCl→ NaCl+ H2O
Per trovare la formula del sale binario si deve innanzitutto scrivere la
reazione di decomposizione in acqua dell’idrossido e dell’acido binario
+
NaOH→Na +OH
+
HCl→H +Cl
Unendo il catione metallico
con l’anione non metallico
si ottiene la formula del
sale
Unendo l’OH- con lo ione H+ si ottiene invece l’acqua
Se è necessario si deve infine bilanciare la reazione
Nomenclatura tradizionale
a) se il metallo ha un solo numero di ossidazione:
nome non metallo terminante in URO + di nome metallo
Ad es. cloruro di sodio (NaCl), fluoruro di potassio (KF);
b) se il metallo ha due numeri di ossidazione:
nome non metallo terminante in URO + nome metallo con desinenza OSO,
per il numero di ossidazione minore. Ad es. cloruro ferroso FeCl2 (+2);
nome non metallo terminante in URO + nome metallo con desinenza ICO,
per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. cloruro ferrico FeCl3 (+3).
SALI TERNARI
Sono composti ionici, formati da metallo + non metallo + ossigeno, che
derivano dalla reazione tra un acido ternario ed un idrossido
Idrossido + acido ternario → sale ternario + acqua
KOH + HClO→ KClO + H2O
Per trovare la formula del sale ternario si deve sempre scrivere la reazione
di decomposizione in acqua dell’idrossido e dell’acido ternario
KOH→K++OH+
HClO→H +ClO
Unendo il catione metallico
con l’anione poliatomico si
ottiene la formula del sale
Unendo l’OH- con lo ione H+ si ottiene invece l’acqua
Se è necessario si deve infine bilanciare la reazione
Nomenclatura tradizionale
Si indica per primo il nome dell’anione poliatomico derivante dalla
decomposizione dell’acido, cui segue il nome del catione metallico
•Se il metallo ha un solo numero di ossidazione lo si indica con di + nome
metallo
•Se il metallo ha due numeri di ossidazione si utilizzano le solite desinenze
OSO per il numero di ossidazione minore ed ICO per il numero di
ossidazione maggiore.
Ecco alcuni esempi:
CaCO3 carbonato di calcio
FeCO3 carbonato ferroso
Fe2(CO3)3 carbonato ferrico
Na2SO3 solfito di sodio
Na2SO4 solfato di sodio
Cu2SO4 solfato rameoso
CuSO4 solfato rameico
KClO ipoclorito di potassio
KClO2 clorito di potassio
KClO3 clorato di potassio
KClO4 perclorato di potassio
Sn(BrO)2 ipobromito stannoso
Sn(BrO4)4 perbromato stannico
Le reazioni chimiche
•
Sono trasformazioni delle sostanze
A+B→C+D
reagenti prodotti
LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DELLA MASSA
“nulla si crea e nulla si distrugge”
SOLUZIONI
Una soluzione è una miscela omogenea costituita da almeno
due componenti le cui quantità possono essere variate
con continuità.
a) solvente: è la specie presente in soluzione in quantità
maggiore
b) soluto: è la sostanza che viene sciolta dal solvente ed è
presente in quantità minore.
SOLUZIONI:
1) Gassose  miscele di gas
2) liquide  solvente liquido, soluto solido, liquido o gas
3) solide  solvente solido, soluto solido, liquido o gas
SOLUBILITA’
Quantità massima di soluto che può essere disciolta in un
dato volume di solvente ad una data temperatura.
SOLUZIONE SATURA  contiene la massima quantità di
soluto che il solvente è in grado di sciogliere
Aggiungendo ancora quantità di soluto ad una soluzione
satura, il soluto non si scioglie più e forma il corpo di fondo.
SOLUZIONE DILUITA  contiene una concentrazione bassa
di soluto.
SOLUZIONE CONCENTRATA  contiene un’alta
concentrazione di soluto
In generale:
“il simile scioglie il simile”
Fattori che influenzano la solubilità:
-TEMPERATURA
- PRESSIONE (gas nei liquidi)
- AGITAZIONE
- SUDDIVISIONE DEL SOLUTO
LE SOLUZIONI PIÙ COMUNI SONO QUELLE ACQUOSE, IN
CUI CIOÈ IL SOLVENTE È L’ACQUA.
- I composti ionici come NaCl in acqua si dissociano negli ioni
positivi e negativi di cui sono formati (Na+ e Cl- ).
- i composti molecolari come HCl prima si trasformano in ioni
ad opera dell’acqua e poi si dissociano.
ACIDI E BASI
ARRHENIUS
 Si definiscono ACIDI quelle sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni H+
 Si definiscono BASI quelle sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni
OH-
BRONSTED-LOWRY
 Si definiscono ACIDI quelle sostanze che cedono ioni H+ ad un’altra sostanza
 Si definiscono BASI quelle sostanze che acquisiscono ioni H+ da un’altra
sostanza
LEWIS
 Si definiscono ACIDI quelle specie chimiche che accettano una coppia di
elettroni
 Si definiscono BASI quelle specie chimiche che cedono una coppia di elettroni
Acidi e basi reagiscono tra loro
formano sale e acqua.
Reazione di neutralizzazione:
acido + base → sale + acqua
HNO3 +
NaOH
Acido
nitrico
Idrossido
di sodio
(base)

NaNO3 +
Nitrato di
sodio
(sale)
H2O
SOSTANZE ANFOTERE
Sostanza che si comporta da base in presenza di acidi e da
acido in presenza di basi.
ESEMPIO: l’acqua H2O è una sostanza anfotera
H2O + HNO3  H3O+ +
Base
acido
acido
NO3base
FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI
Un acido o una base di Arrhenius è tanto più forte quanto più
si dissocia in acqua.
- Acidi e basi forti sono sostanze che in soluzione acquosa
sono totalmente dissociate nei loro ioni costituenti.
(acidi forti: HCl, HNO3 , basi forti: NaOH, KOH)
HCl(aq) +H2O(l)

H3O+(aq) + Cl-(aq)
- acidi e basi deboli sono sostanze che in soluzione acquosa
sono dissociati solo parzialmente.
(acidi deboli: H2CO3 , basi deboli: NH3)
Il carattere neutro, acido o basico di una soluzione è determinato
dal valore di [H3O+]
[H+] in soluzione neutra
[H+] in soluzione acida
[H+] in soluzione basica
= 10-7 M
> 10-7 M
< 10-7 M
Per comodità la concentrazione degli ioni H+ è espressa in scala
logaritmica, introducendo la funzione di pH.
DEFINIZIONE DI pH
pH = - log [H+]
Il pH e/o il pOH indicano l’acidità e/o
l’alcalinità di una soluzione acquosa
Acidità crescente
7
Basicità crescente
pH
0
neutralità
14
pOH
7
0 Basicità crescente
Acidità crescente 14
pH = - log[H3O+]
[H3O+] > 1 · 10-7
pH < 7soluzione acida
[H3O+] < 1 · 10-7
pH > 7soluzione basica
[H3O+] = 1 · 10-7
pH = 7soluzione neutra
La funzione pOH può essere impiegata per esprimere la concentrazione
degli ioni OH-:
pOH = -log[OH-]
Nel caso dell’acqua pura a 25°C:
pH + pOH= 14
a 25°C
[H3O+] < [OH-]
[H3O+] > [OH-]
[H3O+]
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
soluzione acida
[H3O+] > 10-7
[OH-] < 10-7
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
soluzione basica
soluzione
neutra
[H3O+] = [OH-] = 10-7
[H3O+] < 10-7
[OH-] > 10-7
a 25°C
pH = -log10[H3O+]
[H3O+]
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
pOH = -log10[OH-]
10-6
soluzione acida
pH < 7
pOH > 7
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
soluzione basica
soluzione
neutra
pH = pOH = 7
pH > 7
pOH < 7
Acidità
Alcune soluzioni acquose di uso comune sono
acide:
Succhi Gastrici
Succo di Limone
Aceto
Bibite gassate
Vino
Pomodori
Latte
pH = 1.0 - 3.0
pH = 2.2 - 2.4
pH = 2.4 - 3.4
pH = 2.5 - 3.5
pH = 3.0 - 3.8
pH = 4.0 - 4.4
pH = 6.4 - 7.0
Basicità
Altre soluzioni acquose di uso comune sono
basiche:
Sangue Umano
pH = 7.3 - 7.5
Uova Fresche
pH = 7.6 - 8.0
Acqua di Mare
pH = 7.8 - 8.3
Bicarbonato di Sodio (soluzione) pH = 8.4
Carbonato di calcio (soluzione) pH = 9.4
Detergenti con Ammoniaca
pH = 10.5 – 11.9
pH
L’aggiunta di un acido all’acqua determina un aumento
della concentrazione di ioni H+ ed una diminuzione della
concentrzione di ioni OHHA + H2O → A- + H3O+
L’aggiunta di una base determina un aumento della
concentrazione di ioni OH- ed una diminuzione della
concentrazione di ioni H+
B + H2O → HB+ + OH-
pH
Il sistema più semplice per variare il pH è
quello
di aggiungere un acido ad una soluzione
basica o viceversa:
NaOH + HCl
IN SOLUZIONE ACQUOSA


Il metodo più semplice ed accurato per
misurare il pH consiste nell’utilizzo di un
elettrodo a vetro
Al giorno d’oggi, l’elettrodo a pH/pHmetro fa
parte dell’equipaggiamento di base di ogni
laboratorio
Il pHmetro misura il voltaggio tra due
elettrodi immersi in una soluzione
1) Un elettrodo indicatore di misura
2) Un elettrodo di riferimento
3) Un registratore e misuratore di potenziale
L’elettrodo di misura è un
elettrodo a vetro sensibile
alla [H+]
L’elettrodo di riferimento
non è sensibile alla variazione
della [H+]
Il funzionamento dell’elettrodo a pH si basa sul fenomeno per cui
alcuni tipi di borosilicati sono permeabili agli ioni H+, ma non ad
altri cationi o anioni.
Il passaggio degli ioni H+ da un lato all’altro della membrana di
vetro determina lo sviluppo di un potenziale elettrico attraverso
la membrana.
Alcuni acidi e basi deboli di natura
organica hanno la proprietà di
avere un colore diverso quando
sono in forma dissociata rispetto a
quando sono in forma indissociata.
Tali sostanze sono dette indicatori.
HA + H2O ⇄ A- + H3O+
giallo
pH
0
1
2
rosso
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
il cambiamento di colore è detto (viraggio) dell’indicatore
Uno degli indicatori più noti è il tornasole, rosso a pH acido
e blu a pH basico
ci sono tanti tipi di indicatori adatti per diversi tipi di soluzione
Esempi:
fenolftaleina
blu di
bromotimolo
metil arancio
rosso fenolo
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Metilarancio
Blu di bromotimolo
Fenolftaleina
STATI DELLA MATERIA
I tre stati della materia
• Le sostanze possono
assumere tre stati di
aggregazione:
• Solido
• Liquido
• Aeriforme
AERIFORMI  gas e vapori
• né forma né volume propri
• sono comprimibili
LIQUIDI
• assumono la forma del recipiente
• hanno volume proprio
• sono incomprimibili
SOLIDI
• hanno forma e volume propri
• sono incomprimibili
Le particelle sono soggette a due forze contrastanti:
FORZE DI COESIONE
TENDENZA A MUOVERSI NELLO SPAZIO
• Le molecole di una sostanza allo stato solido
hanno un’energia di legame molto elevata
• Nello stato liquido i legami risultano più deboli
• Nello stato aeriforme non ci sono più legami tra le
molecole che si muovono liberamente
I SOLIDI
• elasticità
• solidi amorfi : disposizione casuale delle particelle nello spazio
• solidi cristallini: disposizione ordinata e geometrica delle
particelle
FENOMENI FISICI E CHIMICI
DELLA MATERIA
CALORE  energia termica che fluisce sempre dal corpo
caldo a quello a temperatura inferiore
TEMPERATURA  misura di quando un corpo è caldo o
freddo
Il calore quindi è la causa dei cambiamenti di temperatura
FLUSSI DI CALORE ED
EQUILIBRIO TERMICO
• E’ comune esperienza il fatto che
mettendo a contatto un corpo caldo con
uno freddo si provoca il raffreddamento
del primo e il riscaldamento del secondo
fino a quando non raggiungono la stessa
temperatura  equilibrio termico
La quantità di calore che un corpo assorbe dipende:
• dalla sua massa
• dal tipo di sostanza di cui è costituito
CALORE SPECIFICO
Quantità di calore necessaria per far aumentare di 1°C la
temperatura di un grammo di sostanza.
- Esempi: mari e laghi
EFFETTI DEL CALORE SULLA
MATERIA:
LA DILATAZIONE TERMICA
• Aumentando la temperatura di un corpo, le
molecole che lo costituiscono si muovono
e vibrano con maggiore intensità,
aumentando la distanza reciproca 
AUMENTO DEL VOLUME
• un corpo raffreddandosi diminuisce il suo
volume.
ECCEZIONE: L’ACQUA
Energia interna  movimento delle particelle
Energia cinetica  maggiore nei corpi caldi rispetto a
quelli freddi
Questo moto provoca l’aumento della temperatura e del
volume poiché le particelle tendono ad occupare più spazio
possibile
PASSAGGI DI STATO
Trasformazioni dovute a cessione od assorbimento di
calore
• il calore vince le
forze di coesione
fusione
Stato
solido
Stato
liquido
• punto di fusione
specifico per ogni
sostanza
• la temperatura
rimane costante
• punto di
ebollizione
specifico per ogni
sostanza
• la temperatura
varia con
l’altitudine
evaporazione
Stato
liquido
Stato
gassoso
• forze di coesione
più forti
• inverso
dell’evaporazione
• la T di
condensazione
coincide con quella
di ebollizione
Stato
liquido
Stato
gassoso
condensazione
• inverso della
fusione
Stato
liquido
Stato
solido
solidificazione
• il punto di
solidificazione
coincide con
quello di fusione
PASSAGGI DI STATO
DIRETTI
sublimazione
Stato
solido
• le particelle non
passano per lo stato
liquido
Stato
gassoso
Stato
solido
Stato
gassoso
sublimazione
Operazione endotermica (assorbimento di calore)
Stato
solido
Stato
liquido
Stato
gassoso
Stato
solido
Stato
liquido
Stato
gassoso
Operazione esotermica (perdita o cessione di calore)
LA PROPAGAZIONE DEL CALORE
• L’energia termica si trasferisce da un
corpo caldo a uno freddo attraverso
meccanismi diversi, dipendenti dallo stato
fisico dei corpi e dal mezzo interposto tra
di essi.
Conduzione
Convezione
Irraggiamento
CONDUZIONE
• corpi solidi
• contatto tra due corpi o un corpo con sorgente
• urti tra le particelle
CONDUTTORI  materiali capaci di propagare velocemente
il calore: metalli.
ISOLANTI  liquidi, gas, legno, sughero, plastica
CONDUCIBILITA’ TERMICA
LA CONVEZIONE
• trasferimento di calore con spostamento d materia
• liquidi e gas
• moti convettivi
IRRAGGIAMENTO
• raggi infrarossi
• propagazione attraverso il vuoto