Corsi di Azzeramento di
Chimica
Facoltà di Ingegneria
Programma:
•Nomenclatura delle sostanze chimiche
inorganiche
•Significato quantitativo e qualitativo delle
formule chimiche
•Impostazione delle equazioni di reazione
•Reazioni e rapporti quantitativi
1
Oggi di chimica siamo circondati, molto
più di ieri. Semplici gesti come chiudere
la zip di una giacca a vento di nylon
(polimero), o
accendere il gas
(idrocarburo gassoso), o prendere
un’aspirina (acetilsalicilato), o usare le
lenti a contatto, ci fanno capire quanta
Chimica c’è nella nostra vita quotidiana.
In soli duecento anni la Chimica ha dato
impulso a una serie di industrie: da quella
estrattiva a quella metallurgica, da quella
del gas a quella del petrolio, dagli
alimentari alla farmaceutica, dai coloranti
alle materie plastiche. E’ entrata a far
parte delle nostre case, del nostro arredo,
dei nostri oggetti e del nostro
abbigliamento.
Ha
invaso
anche
l’ambiente. Fin troppo. Le nuove frontiere
della Chimica la vedono oggi impegnata
nell’industria
del
recupero,
del
trattamento ecologico e dei sistemi
antiinquinamento.
2
ATOMO
costituito da:
•Nucleo: Protoni (+) e neutroni,
noti come nucleoni;
•Periferia: elettroni (-).
Ogni atomo è completamente
definito una volta noti:
•Z= Numero atomico: Numero dei
protoni contenuti nel nucleo
atomico
•A= Numero di massa: Numero
totale dei nucleoni (protoni più
neutroni) presenti nel nucleo di un
dato atomo: identifica i vari isotopi
di uno stesso elemento.
-e-
Catione
Atomo
neutro
AA
Z
+e-
Anione
3
SOSTANZE
CHIMICHE
Composti
Elementi
costituiti da
un’unica specie
atomica (H2)
Sostanze costituite da due
o più elementi, con atomi
in proporzioni definite
(H2O)
COMPOSTI
Organici
Contengono C e H
(es:C6H12O6;CH4 )
Inorganici
tutti gli altri
(es:HCl, H2O)
4
Distinguiamo:
•Composti molecolari: Costituiti da MOLECOLE
(aggruppamento di atomi congiunti secondo una specifica
disposizione).
•Composti ionici: Costituiti da IONI( atomo, o gruppo di
atomi dotati di una carica elettrica + o -).
I composti sono quindi definibili come
combinazioni di elementi. Gli atomi dei diversi
elementi che lo costituiscono, sono presenti i
proporzione costante e caratteristica. Le loro
caratteristiche fisiche e chimiche sono diverse
da quelle degli elementi costituenti.
5
6
7
8
9
FORMULE CHIMICHE
• FORMULA MINIMA (o SEMPLICE o BRUTA):
esprime il rapporto tra i diversi atomi di una
molecola, utilizzando i più piccoli numeri interi come
pedici (per composti molecolari, covalenti e ionici).
C5H4
• FORMULA MOLECOLARE: esprime non solo il
rapporto tra gli atomi dei vari elementi, ma indica
anche il numero reale di atomi dei vari elementi in
una singola molecola (per composti molecolari).
C10H8
• FORMULA DI STRUTTURA: Indica come gli atomi
di una molecola sono uniti tra loro e come sono
disposti nello spazio.
CH: C2H2 o C6H6 ?
H
H
H C C H
H
C
C
C
C
H
C
C
H
H
naftalene
10
Le regole di nomenclatura attualmente in
uso sono state formulate dalla
COMMISSIONE dell’UNIONE di
CHIMICA PURA e APPLICATA (IUPAC).
In base a tali regole è possibile stabilire la
formula del composto o risalire al nome
dalla formula.
11
12
LA TAVOLA PERIODICA
Gli elementi, per proprietà fisica e comportamento
chimico, si possono suddividere in METALLI e
NON METALLI. Esistono alcuni elementi che,
in corrispondenza di un loro numero di
ossidazione, presentano caratteristiche intermedie
e sono detti ANFOTERI.
NUMERO DI OSSIDAZIONE
Rappresenta lo stato di combinazione di un
elemento in un composto, da un punto di vista
formale e pratico. Esso consiste nella carica
elettrica formale che l’elemento assume in un
composto se si pensa di associare gli elettroni
di ciascun legame all’atomo considerato più
elettronegativo. Il numero di ossidazione può
quindi assumere valori sia positivi che negativi.
Quando gli elettroni di legame vengono
assegnati all’elemento più elettronegativo, esso
si carica di tante cariche negative quanti sono
gli elettroni acquistati.
Sostanzialmente, si tratta di un concetto di
comodo, utile artificio per scrivere la formula
di un composto o per definirne il nome, nota la
formula
13
ELEMENTI
Metalli
Metallo
O2
Ossido Basico
H2O
Anfoteri
Non-Metalli
Sia i metalli che i non
metalli formano, nei
loro numeri di
ossidazione positivi,
composti binari con
l’ossigeno
Non- Metallo
O2
Anidride
H2O
Acido
Idrato
Sale
Metallo+H2
Non-Metallo+H2
IDRURO
IDRACIDO
14
REGOLE:
Il n.o. di una specie elementare è zero: N2, O2..
Nel calcolo del n.o. non si tiene conto dei legami
tra atomi dello stesso elemento.
Il n.o. di un catione o di un anione corrisponde
alla propria carica.
L’idrogeno H ha sempre n.o. +1, tranne che negli
idruri (composti binari con i metalli) in cui
presenta n.o. –1:
+1: in H2O, NH3..
-1: in NaH, CaH2…
L’ossigeno O ha sempre n.o. –2, tranne in OF2
(n.o. +2) nei perossidi (-O-O-, n.o. –1) e nei
superossidi (n.o. –1/2).
 Il fluoro F ha sempre n.o. –1.
 Il cloro Cl ha sempre n.o. –1, tranne nei legami
con F e con O in cui assume n.o. positivi.
 Il Br ha sempre n.o. –1 tranne nei legami con F,
O e Cl in cui presenta n.o. positivi.
 I metalli hanno sempre n.o. positivi; i metalli
alcalini: n.o.+1
15
I metalli alcalino terrosi, Zn e Cd: n. o. + 2.
 Il B e l’Al: n.o. +3
 In una molecola la somma algebrica dei n.o. di
tutti gli atomi deve essere zero.
In uno ione (positivo o negativo) la somma
algebrica dei n.o. deve essere uguale alla carica
dello ione stesso.
In generale, per ricavare
il numero d’ossidazione
basta fare un conteggio
delle
cariche
nella
molecola in oggetto,
tenendo conto del fatto
che la loro somma deve
essere nulla
Es:
1)CaCO3
O= 3*(-2)= -6
Ca= +2
Il C dovrà avere n.o.= +4
2)CH4
H= 4*(+1)
Il C dovrà avere n.o.= -4
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Metallo + Ossigeno:
MxOy
Gli indici x e y dipendono dai rispettivi
numeri di ossidazione:
M(+1) + O(2-)  M2O
M(+2) + O(2-)  MO
M(+3) + O(2-)  M2O3
M(+4) + O(2-)  MO2
Non metallo + Ossigeno: ExOy
x e y dipendono dai rispettivi numeri
di ossidazione:
Si semplificano (+1)
E
+ O(2-)  E2O
gli indici nel
E(+2) + O(2-)  EO
caso siano
E(+3) + O(2-)  E2O3
divisibili per
E(+4) + O(2-)  EO2
uno stesso
E(+5) + O(2-)  E2O5
numero
E(+7) + O(2-)  E2O7
I.
Qual’è il n.o. del
composto KMnO4?
II.
Qual’è il n.o. del Cromo (Cr) nei seguenti
composti neutri: Cr2O3, K2CrO4?
III.
Qual’ è il n.o. dello zolfo (S), nei seguenti
anioni: SO42-, SO32-?
Manganese
(Mn)nel
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Nomenclatura Tradizionale
Ossidi Basici (metallo+ ossigeno):
Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione
Alla parola OSSIDO si fa seguire il nome
dell’elemento; si può anche usare la
proposizione di, seguita dal nome
dell’elemento Es: Al2O3
Se l’elemento ha due numeri di ossidazione:
Alla parola OSSIDO si aggiunge un
attributo costituito dalla radice del nome
dell’elemento e da un suffisso:
– OSO riferito al numero di ossidazione
più basso
– ICO riferito al numero di ossidazione più
alto (anche usato per composti derivati
da elementi con n.o. unico)
La formula degli ossidi si ottiene:
Scrivendo il simbolo dell’ossigeno di seguito a
quello del metallo;
Aggiungendo i pedici, bilanciando i n.o. degli
elementi coinvolti affinchè la molecola sia
elettricamente neutra.
18
Ossidi acidi o anidridi (non metalli + ossigeno)
Si ottengono analogamente agli ossidi.
Es:
oAnidride Carbonica
C(n.o.=4+) + O (n.o.=2-) = C2O4= CO2
oAnidride Solforosa (possibili n.o. per lo S = 4+,
6+)
S(n.o.=4+) + O (n.o.=2-) = SO2
oAnidride Solforica
S(n.o.=6+) + O (n.o.=2-) = S2O6 = SO3
Alcuni non metalli (soprattutto gli alogeni)
presentano più di due n.o. positivi. Il loro nome
si indica con la parola anidride seguita da un
attributo al femminile con gli stessi suffissi
OSA e ICA.
Si utilizzano, oltre ai suffissi, anche i prefissi
IPO- e PER- per distinguere i possibili composti:
Rapporto: 2 a 3
prefisso sesqui
19
Riassumendo:Dal nome dell’elemento si ricava la
radice da usare nella formula dei relativi composti, o
togliendo la “o” finale, o la “io” finale oppure, per
terminazioni differenti, lasciando il nome dell’elemento
tal quale.
Elemento
Radice
Esempio
Ferro
ferr-
Ossido ferroso
Le più importanti
eccezioni a queste
Iodio
iod-
Iodato, ioduro
regole sono:
Rame
rame-
Ossido rameico
Nichel
nichel-
Idrato nicheloso
Elemento
Radice
Esempio
Azoto
Nitr-
Nitrito, Nitrato
Zolfo
Solfor-, solf-
Acido solforico, solfato
Fosforo
Fosfor-, fosf
Acido fosforico, fosfato
Arsenico
Arseni-, arsen-
Arseniato, acido arsenico
Manganese
Mangan-
Ossido manganoso
Stagno
Stann-
Idrato stannoso
Oro
Aur-
Cloruro Aurico
Se un elemento ha 2 numeri di
ossidazione, i composti formati con
il minore assumono la desinenza OSO, quelli con n.o. maggiore, la
desinenza -ICO.
A più n.o. corrisponderanno, per
n.o. crescenti, prefissi e suffissi:
IPO-… -OSO
-OSO
N.o.
crescenti
-ICO
PER-…-ICO
20
PEROSSOCOMPOSTI
Sono composti in cui un ossigeno è sostituito con un
gruppo O22- (gruppo PEROSSO). Sono cioè composti
che contengono più ossigeno del necessario. Essi
vengono indicati con il prefisso PER- o PEROSSO-.
Es:
•Perossido di sodio
Na2O2 (Na2O+ sostituzione)
•Acido perossosolforico H2SO5 (H2SO4+ sostituzione)
•(persolforico)
•Perossido di idrogeno
H2O2 (H2O + sostituzione)
•(acqua ossigenata)
21
IDROSSIDI (BASI)
Derivano formalmente dalla reazione di ossidi
basici (ossidi metallici) con acqua:
K2O + H2O  2 KOH
Sono costituiti dallo ione METALLICO positivo
Mn+ e da n IONI OSSIDRILI OH-.
La loro formula si ottiene unendo al metallo un
numero di gruppi OH pari al numero d’ossidazione
del metallo: M(OH)n .
Per la nomenclatura valgono le regole già viste :
NaOH
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Ca(OH)2
(Mono)Idrossido(o idrato) di sodio
Diidrossido di ferro (o idrato Ferroso)
Triidrossido di ferro(o idrato Ferrico)
Diidrossido di calcio
Se l’elemento ha un solo numero di
ossidazione si può utilizzare la sola
preposizione di:
Mg(OH)2:
Idrossido di magnesio
L’idrossido d’ammonio, NH4OH
rappresenta un caso particolare
22
Acidi Ossigenati
• Derivano dalle anidridi per formale addizione di
H2O.
• La formula si ottiene sommando aritmeticamente
gli atomi presenti nella molecola di anidride e
quelli di H2O e scrivendoli nell’ordine:
HnNon-MetallomOssigenot
• Al nome dell’acido si associano gli stessi prefissi
e suffissi dell’anidride da cui deriva.
SO2 + H2O  H2SO3 (acido solforoso)
(anidride solforosa)
SO3 + H2O  H2SO4 (acido solforico)
(anidride solforica)
N2O5 + H2O  H2N2O6  2HNO3
(anidride nitrica)
(acido nitrico)
CO2 + H2O  H2CO3 (acido carbonico)
(anidride carbonica)
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Acidi Ossigenati
Alcuni non metalli, soprattutto del IV e
del V gruppo formano acidi con formula
corrispondente all’addizione di una
quantità variabile di molecole di H2O
all’anidride. Così per uno stesso numero di
ossidazione possono esistere diversi
acidi, distinguibili con appropriati
prefissi, fermo restando il suffisso
associato a quel n.o. All’aumentare del
numero di molecole d’acqua si usano i
seguenti suffissi: META-, PIRO- (o DI-),
ORTO.
P2O5 + H2O  HPO3
(acido metafosforico)
P2O5 + 2 H2O  H4P2O7
(acido pirofosforico o difosforico)
P2O5 + 3 H2O  H3PO4
(acido ortofosforico)
Peracidi: Acidi in cui è presente un legame del
tipo -O-OEs: acido persolforico H2SO5
24
ACIDI
IDRURI
e
IDRACIDI
ACIDI
OSSIGENATI
OSSIDI
ACIDI
25
IDRURI
Sono composti binari dei metalli con l’idrogeno, con n.o.
negativo: Me(n+)H(-1)n
La loro formula si ottiene unendo al metallo tanti H
quanti sono gli elettroni che il metallo possiede in
eccedenza rispetto alla struttura del gas nobile.
•Idruro di calcio
CaH2
•Idruro di alluminio
AlH3
•Idruro di sodio
NaH
IDRACIDI
Anche gli alogeni e lo zolfo formano nei loro n.o.
negativi, acidi binari con l’H. Si indicano col suffisso –
IDRICO. La loro formula si ottiene facendo precedere il
simbolo del non-metallo da tanti H quanti sono gli
elettroni che mancano all’elemento in questione per
raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile.
HF
HCl
H2S
HBr
HI
HCN
acido fluoridrico (fluoruro di idrogeno)
acido cloridrico (cloruro di idrogeno)
acido solfidrico (solfuro di idrogeno)
acido bromidrico (bromuro di idrogeno)
acido iodidrico (ioduro di idrogeno)
acido cianidrico (cianuro di idrogeno)
26
COMPOSTI BINARI CON L’IDROGENO
Oltre agli IDRACIDI, esistono altri
composti binari con l’idrogeno
Gli elementi del Vo gruppo si legano ad H nei
loro n.o. negativi
(-3):
NH3
ammoniaca
PH3
fosfina
AsH3
arsina
 Il carbonio, il silicio e il boro formano i
seguenti composti:
CH4
metano
SiH4
silano
BH3
borano
27
IONI METALLICI e IONI POSITIVI
(CATIONI)
La formula degli ioni metallici si indica
ponendo a destra in alto del simbolo
dell’elemento metallico tante cariche
positive quante ne indica il n.o.
La nomenclatura corrisponde a quella
degli ossidi ed idrossidi, premettendo la parola IONE:
Cu+ ione rameoso
Cu2+ ione rameico
A volte una parte della carica
positiva viene saturata
dall’ossigeno (n.o. –2), che
annulla 2 cariche positive. Tali
ioni vengono chiamati col
suffisso –ILE, e possono essere
sia con metalli che con non
metalli:
Gli ioni positivi ottenuti per
addizione di protoni su non
metalli con n.o. negativo,
vengono designati con suffisso ONIO
Fe2+ ione ferroso
Fe3+ ione ferrico
BiO+
VO2+
NO+
NO2+
ione bismutile
ione vanadile
ione nitrosile
ione nitrile
NH4+
ione nitronio
( ammonio)
ione fosfonio
ione ossonio
PH4+
H3O+
28
Radicali acidi e Ioni negativi
HIone
idruro
C4N3Ione
Ione
carburo nitruro
P3Ione
fosfuro
O2FIone
Ione
ossido fluoruro
S2Ione
solfuro
Gli ioni monoatomici (costituiti da un
solo atomo) fanno seguire alla radice
dell’elemento la desinenza uro.
Gli ioni F-, Cl-, Br-, I-, S2- possono
essere considerati derivati dall’acido
alogenidrico per perdita di uno ione H+
(residuo alogenico).
ClIone
cloruro
BrIone
bromuro
IIone
ioduro
Ciò che resta di un acido dopo averlo
deprotonato, è detto radicale acido e
presenta al posto degli atomi di H,
altrettante cariche negative.
29
Acido H2SO4
radicale solfato SO42-
Acido H3PO4 radicale fosfato
PO43-
La perdita parziale di ioni H+ da parte
degli acidi, da luogo ancora a radicali
ionici negativi, indicati con il prefisso
IDROGENOIone idrogenosolfato
HSO4-
30
Lucido bianco
+1
Cl2O anidride
ipoclorosa
+3
Cl2O3
anidride clorosa
+5
Cl2O5
anidride clorica
+7
Cl2O7 anidride
perclorica
ES:
Ossidi del ferro
Ossido piombico
Anidridi del cloro
Anidridi dell’azoto
Ossidi metallici
• Na2O: Monossido di
disodio
• Fe2O3: Triossido di
diferro
• BaO: Monossido di
bario
• Li2O: Monossido di
dil itio
• SnO2: Diossido di
stagno
Ossidi non metallici
Cl2O: Monossido di dicloro
Cl2O3: Triossido di dicloro
Cl2O5: Pentossido di dicloro
Cl2O7: Eptossido di dicloro
CO: Monossido di carbonio
CO2: Diossido di carbonio
SO2: Diossido di zolfo
SO3: Triossido di zolfo
31
Acidi del cloro e alogeni
(Anidride ipoclorosa) Cl2O + H2O  H2Cl2O2  2HClO
(acido ipocloroso)
(Anidride clorosa) Cl2O3 + H2O  H2Cl2O4  2HClO2
(acido cloroso)
(Anidride clorica) Cl2O5 + H2O  H2Cl2O6  2HClO3
(acido clorico)
(Anidride perclorica) Cl2O7 + H2O  H2Cl2O8  2HClO4
(acido perclorico)
(Anidride bromica) Br2O5 + H2O  H2Br2O6  2HBrO3
(acido bromico)
(Anidride bromosa) Br2O3 + H2O  H2Br2O4  2HBrO2
(acido bromoso)
32
I sali si originano per reazione tra un
composto derivato da un metallo (ossido
basico, idrossido o il metallo stesso) e un
composto derivato da un non metallo
(anidride, acido o lo stesso non metallo)
E’ pertanto costituito da una parte metallica
(ione del metallo o altro catione tra quelli
descritti) e da una parte non metallica (un
radicale acido o altri anioni).
Il NOME del sale è dato
dall’attributo del corrispondente
Radicale acido completo
di suffissi e prefissi,
seguito dal nome dello ione positivo
con i suffissi –OSO e –ICO
a seconda del n.o.
La FORMULA di un sale si
compone del simbolo del metallo
(o dello ione positivo) seguito dal
simbolo del radicale acido. Al primo
diamo come indice la valenza del
secondo e viceversa, poi, se è possibile,
si semplificano gli indici 33
dividendoli per uno stesso numero.
La desinenza del sale è legata a quella
dell’acido nel modo seguente:
Desinenza Acido
Desinenza Sale
-OSO
-ITO
-ICO
-ATO
PER-....-ICO
PER-....-ATO
IPO-....-OSO
IPO-....-ITO
-IDRICO
-URO
34
SOLFATO FERROSO:
• S (zolfo), non metallo, n.o.
+6 (suffisso –ATO)
• SO3: anidride solforica
• H2SO4: acido solforico
• SO42- :
radicale
solfato (valenza 2)
• Fe (ferro), metallo, n.o. +2
(suffisso –OSO)
• Fe2+ ione ferroso (valenza 2)
Fe2(SO4)2
semplificando
FeSO4
CARBONATO SODICO:
• C (carbonio), non metallo, n.o. +4 (suffisso –
ATO)
• CO2: anidride carbonica
• H2CO3: acido carbonico
• CO32-: radicale carbonato (valenza 2)
• Na (sodio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO)
• Na+: ione sodico (valenza 1)
Na2CO3
35
PERCLORATO RAMEICO:
•Cl (cloro), non metallo, n.o. +7 (prefisso –
PER e suffisso –ATO)
•Cl2O7: anidride perclorica
•HClO4: acido perclorico
•ClO4-: radicale perclorato (valenza 1)
•Cu (rame), metallo, n.o. +2 (suffisso –ICO)
•Cu2+ : ione rameico (valenza 2)
Cu(ClO4)2
IPOIODITO POTASSICO:
•I (iodio), non metallo, n.o. +1 (prefisso –
IPO e suffisso –ITO)
•I2O: anidride ipoiodosa
•HIO: acido ipoiodoso
•IO- : radicale ipoiodito (valenza 1)
•K (potassio), metallo, n.o. +1 (suffisso –
ICO)
•K+ : ione potassico (valenza 1)
KIO
36
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
K2CO3:
Cu(NO3)2:
CuCl:
FeCl3:
Fe2(SO3)3:
Na2SO4:
BaSO4:
Na3PO4:
Al2S3:
AlPO4:
MnCl2:
KMnO4:
NH4Cl:
carbonato potassico
nitrato rameico
cloruro rameoso
cloruro ferrico
solfito ferrico
solfato sodico
solfato di bario
fosfato sodico
solfuro di alluminio
fosfato di alluminio
cloruro di manganese
permanganato di potassio
cloruro di ammonio
37
I sali formati dai radicali derivati dagli acidi
per parziale perdita di ioni H+ sono detti SALI
ACIDI. Ad esempio da H2SO4 si possono
formare sia SO42- (valenza 2) sia HSO4- . I
sali che derivano da questi nuovi radicali acidi
sono genericamente indicati come sali acidi
oppure
vengono
chiamati
col
prefisso
IDROGENO-. Quindi lo ione HSO4- verrà
denominato
solfato
acido
oppure
idrogenosolfato.
SOLFATO ACIDO MANGANOSO
•
•
•
•
•
•
S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO)
SO3:
anidride solforica
H2SO4: acido solforico
HSO41-: radicale idrogenosolfato (valenza 1)
Mn (manganese), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO)
Mn2+ :ione manganoso
Mn(HSO4)2
38
•Nel caso di acidi con più di due H, i radicali acidi
che si possono formare sono più di due. Si
useranno allora appropriati prefissi.
ESEMPIO: H3PO4 acido ortofosforico da cui
derivano i seguenti radicali acidi:
•H2PO4- ione fosfato biacido o diidrogenofosfato
Ca(H2PO4)2 diidrogenofosfato calcico (o di calcio)
(anche fosfato monocalcico)
•HPO42- ione fosfato monoacido oppure ione
monoidrogenofosfato
CaHPO4 monoidrogenofosfato calcico (o di calcio)
(anche fosfato bicalcico)
•PO43- ione fosfato
Ca3(PO4)2 fosfato calcico (o di calcio)
(anche fosfato tricalcico)
39
TIOCOMPOSTI
Sono composti in cui uno o più atomi di
O sono sostituiti da S. Vengono
designati col prefisso TIO- preceduto
da un altro prefisso che indica il
numero di sostituzioni:
Tiosolfato sodico
Na2SO4  Na2S2O3
Acido ditiocarbonico H2CO3  H2CS2O
Tetratioortoarseniato
di potassio
K3AsO4  K3AsS4
Monotiosolfato
di alluminio
Al2(SO4)3  Al2(S2O3)3
40
41
FORMULE CHIMICHE
SIGNIFICATO
qualitativo
quantitativo
Indicazioni sulla
composizione di una
molecola o di uno ione
molecolare:tipologia di
atomi costituenti
Valutazioni sul numero di
atomi costituenti e
rapporto minimo tra gli
atomi nel composto
Laformula di un composto permette
inoltre la determinazione della
percentuale in peso di ciascun elemento
in esso contenuto
42
Stechiometria:
Gli aspetti quantitativi delle trasformazioni
chimiche vengono studiati da una parte della
chimica, detta STECHIOMETRIA.
Il calcolo stechiometrico è di fondamentale
importanza per la risoluzione dei problemi
chimici riguardanti l’analisi chimica, le
preparazioni chimiche di laboratorio e le
preparazioni chimiche industriali.
Nella risoluzione dei problemi stechiometrici, ai simboli e
alle formule si attribuisce un preciso significato
quantitativo:
-il simbolo di un elemento è associabile al suo peso
atomico, riportato nella tavola periodica. Si tratta di una
misura relativa, data dal rapporto tra la massa atomica
assoluta e la dodicesima parte dell’isotopo del C, avente
numero di massa 12. E’ espresso in u.m.a.
- la formula di un composto ci permette di desumerne il
peso molecolare, somma dei pesi atomici degli elementi
costituenti la molecola. Si tratta anche questa volta di
una misura relativa.
43
Peso e Quantità di Materia
2molecole
di ozono O3
3molecole di
ossigeno O2
Chimicamente, è
importante sottolineare
come ad un stessa massa,
corrisponda solitamente
un diverso quantitativo di
sostanza
1g di O2 e 1g di O3 non corrispondono
allo stesso numero di molecole delle due
specie
Analogamente, ad una stessa
quantità di materia di due
diversi composti, non
necessariamente corrisponde
lo stesso peso
1 molecola di O2 non ha lo
stesso peso di una di O3
E’ necessario introdurre un concetto
che permetta di definire in termini di
peso in grammi la quantità di materia,
tenendo conto delle caratteristiche
chimiche delle specie in questione
44
Si definiscono così per semplicità i
concetti di:
Grammoatomo: peso
atomico espresso in
grammi
Grammomolecola: peso
molecolare espresso in
grammi
Quest’ ultima è anche detta
MOLE
Una mole di qualunque sostanza, contiene
sempre lo stesso numero di molecole, pari a N,
numero di Avogadro
N=6.02*1023
E’ importante osservare che il numero di moli
(mol) è calcolabile in funzione del semplice
rapporto:
Mol = gr/PM
45
Esempi
H significa 1 grammoatomo di idrogeno ossia 1,008 g
di idrogeno
O2 significa 1 grammomolecola di ossigeno ossia
circa 32 g di Ossigeno
La massa atomica del carbonio (C) è 12.01 e 1
grammoatomo di C equivale a 12.01 g di C
H2SO4 significa 1 grammomolecola di acido solforico
ossia circa 98 g di acido solforico
KNO3 significa 1 grammoformula di nitrato di
potassio ossia circa 101 g di nitrato di potassio.
La massa molecolare dell’acqua (H2O) è
18 015 e 1 grammomolecola di H2O
equivale a 18.015 g di H2O.
In 18.015 g di H2O, ci sono
6.02*1023molecole di H2O.
Analogamente in un grammoatomo di un
elemento, sono contenuti 6.02*1023
atomi dell’elemento stesso
46
47
Una formula chimica ci
permette di definire anche la
composizione percentuale di un
dato composto, noti gli atomi
che lo costituiscono:
% elemento= massa dell’elemento x100
massa del composto
48
REAZIONI CHIMICHE
Le trasformazioni che le sostanze subiscono
in un processo chimico, vengono riassunte
nelle:
Equazioni di reazione
Le sostanze che partecipano al processo, in qualità
di sostanze di partenza e di sostanze formatesi in
seguito alla razione, sono schematizzate come:
Reagenti
Prodotti
Quantitativamente, in un’equazione di reazione,
vengono espressi i rapporti quantitativi molari
secondo cui le diverse sostanze prendono parte
allla reazione stessa.
Tali quantità si dicono rapporti stechiometrici, e
vengono espressi da coefficienti che tengono
conto della quantità di materia che prende parte
alla reazione.
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Per scrivere in modo corretto un’ equazione di
reazione, è prima di tutto necessario sapere quali
prodotti si formano a partire da determinati
reagenti. In alcuni casi, sulla base delle
condizioni di reazione è facile prevedere quali
sostanze si formeranno; in altri è necessario
analizzare accuratamente il materiale ottenuto.
Ad ogni modo, scritte le formule di ogni individuo
chimico coinvolto nel processo, occorre
introdurre opportuni coefficienti di reazione e
bilanciare i composti presenti, al fine di
soddisfare la:
Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella realtà
alla legge di Lavoisier (o legge della conservazione
della massa). Nel corso delle reazioni Chimiche, la
massa si mantiene costante .
“Il numero di atomi di ciascuna sostanza
deve essere lo stesso nei due membri della
reazione”
aA+bB
cC+dD
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•Combinazione o Sintesi
2H2 + O2 = 2H2O
•Decomposizione
CaCO3 = CaO + CO2
•Doppio Scambio
CaCl2 +2NaNO3 = 2NaCl + Ca(NO3)2
•Neutralizzazione(Acido/base
o salificazione)
HCl+NaOH=NaCl+H2O
•Ossidoriduzione
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Coefficienti Stechiometrici
La conseguenza della legge di conservazione
degli atomi è che anche la formulazione
schematica della reazione deve rispecchiare
questa proprietà fondamentale.
Si devono pertanto introdurre dei numeri
che moltiplichino intere formule chimiche al
fine di avere un ugual numero di atomi della
stessa specie chimica sia tra i reagenti che
i prodotti. Questi coefficienti sono detti
“STECHIOMETRICI”
Bilanciamento delle
Reazioni
Nei casi più semplici, specialmente se sono
indicati tutti i reagenti ed i prodotti, si
possono seguire due semplici regole:
Bilanciare per primo l’elemento che compare nel
minor numero di formule.
Bilanciare per ultimo l’elemento che compare nel
maggior numero di formule.
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Applicazioni Pratiche
• Immaginiamo di avere la comune reazione di
combustione del gas di città (Metano, CH4):
CH4 + O2  CO2 + H2O
• Ma questa non è l’unica reazione del metano
con l’ossigeno.Si può anche avere:
CH4 + O2  CO + H2O
Procediamo al Bilanciamento della Reazione
Consideriamo la nostra prima reazione:
CH4 + O2  CO2 + H2O
Il C, tra reagenti e prodotti compare in 2
formule, come H, mentre O compare i 3
formule. Proviamo a bilanciare C ed H:
1 CH4 + O2  1 CO2 + 2 H2O
Rimane da bilanciare O:
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
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Consideriamo la nostra seconda reazione:
CH4 + O2  CO + H2O
Il C, tra reagenti e prodotti compare in 2
formule, come H, mentre O compare i 3
formule. Proviamo a bilanciare C ed H:
CH4 + O2  CO + 2 H2O
Rimane da bilanciare O:
CH4 + 3/2 O2  CO + 2 H2O
Poiché le molecole reagiscono come oggetti
interi, è preferibile non fare comparire
coefficienti stechiometrici non interi,
per cui:
2 CH4 + 3 O2  2 CO + 4 H2O
Confrontando questa reazione con la prima:
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
Di particolare importanza è il rapporto tra
molecole di metano ed ossigeno: più si
abbassa e più è favorita la formazione
di CO.
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Nella prima reazione (quella che porta a CO2):
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
La stechiometria della reazione dice che 1
molecola di metano ha bisogno per reagire di 2
molecole di ossigeno. Applicando la definizione
di mole si può dire che UNA mole di CH4 ha
bisogno di DUE di moli di ossigeno.
Nella seconda reazione
2 CH4 + 3 O2  2 CO + 4 H2O
La stechiometria della reazione dice che 2
molecole di metano reagiscono con 3 molecole
di ossigeno. Applicando la definizione di mole
si può dire che due moli di CH4 hanno bisogno
di tre moli di ossigeno.
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DALLE MOLECOLE AI GRAMMI
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
Se 1 mole di CH4 ha bisogno di 2 moli
di O2, dato che una molecola di
metano pesa 16,043 uma ed una di
ossigeno 32 uma, si può concludere
che occorrono 64 g di ossigeno
ogni 16,043 g di metano
2 CH4 + 3 O2  2 CO + 4 H2O
Se 2 moli di CH4 hanno bisogno di 3 moli
di O2, dato che una molecola di
metano pesa 16,043 uma ed una di
ossigeno 32 uma, si può concludere
che occorrono 96 g di ossigeno ogni
32,086 g di metano
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57
Le reazioni di ossidoriduzione sono
processi che coinvolgono specie chimiche a
carico delle quali si osservano variazioni
del numero di ossidazione
Caratterizzate dal passaggio effettivo
o formale di elettroni (e-)da una
sostanza (atomi, ioni, molecole) ad
un’altra
Variazione del n.o.
delle sostanze
coinvolte
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Un elemento si OSSIDA quando cede
elettroni, aumentando il proprio n.o.
Un elemento si RIDUCE quando acquista
elettroni, diminuendo il proprio n.o.
Gli elementi che si ossidano, cedendo
elettroni, fungono da riducenti
Analogamente, gli elementi che si riducono,
funzionano da ossidanti
N.B.: In una redox, il numero di eceduti dall’ossidante, deve essere
uguale a quello degli e- acquistati dal
riducente
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60
Bilanciamento REDOX
Bilanciare una reazione, significa attribuire ad ogni
sostanza
presente
opportuni
coefficienti
stechiometrici, in modo che sia possibile la
conservazione della massa e la conservazione delle
cariche elettriche. In altre parole il numero di atomi,
per ogni specie chimica, presente nei reagenti deve
essere uguale a quello della stessa specie presente nei
prodotti di reazione; la carica elettrica complessiva delle
sostanze reagenti, deve essere uguale alla carica
complessiva dei prodotti.
Bisogna pertanto procedere anche in questo caso a:
 BILANCIAMENTO DI CARICA
 BILANCIAMENTO DI MASSA
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Schema bilanciamento reazioni
REDOX
Si attribuiscono i numeri di ossidazione
ad ogni specie coinvolta nel processo
Si individuano gli elementi che
cambiano il numero di ossidazione
Si scrivono le semireazioni di riduzione
e di ossidazione riferite agli elementi
coinvolti
Si eseguono i bilanci parziali di carica
delle coppie ossidoriduttive coinvolte
Si completa il bilanciamento di materia
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È di semplice intuizione che:
Gli elementi aventi massimo stato di
ossidazioni tra quelli possibili, hanno la
tendenza a ridursi, quindi a comportarsi da
ossidanti
Quando un elemento può avere più stati di
ossidazione, l’ambiente di reazione può
stabilizzarne uno tra i possibili
Un elemento che possa avere comportamento
metallico ( generalmente assegnabile a bassi
stati di ox.) e non metallico ( alti stati di ox.),
darà luogo rispettivamente a Sali del metallo e
a composti in cui l’elemento costituisce il
formale acido
Es:
Mn2+
Sali di Mn2+
Mn6+
MnO42-
H2MnO4
Mn7+
MnO42-
HMnO4
MnSO4, MnCl2
manganati
permanganati
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Reazioni di dismutazione o
disproporzionamento
Esistono processi redox nei quali uno
stesso elemento può contemporaneamente
ossidarsi e ridursi:
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Purezza dei reagenti
Per purezza di un composto si intende la
quantità effettiva dello stesso presente
all’interno di una miscela o di una soluzione
Purezza
% in peso
( g di sostanza su 100 g della soluzione)
Se avessimo a che fare con H2SO4 al 60%,
per esempio, dovremmo tener conto che,
in una reazione che prevedesse l’impiego
di49g di acido, dovremmo usare un
quantitativo del nostro reagente ottenuto
dalla proporzione:
60 : 100 = 49 : x
x = 81.66g
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Resa o Rendimento
In molte reazioni, la quantità di
prodotto ottenuto è inferiore a
quella calcolata teoricamente in
base a rapporti stechiometrici:
RESA = g effettivi/ g teorici
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