CHIMICA

Dispense a cura di: Dott.ssa Eleonora Lucherini

STRUTTURA ATOMICASTRUTTURA 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

AZX

ISOTOPI atomi che hanno lo stesso valore di Z ma diverso numero di massa A

Un elemento chimico può avere più di un isotopo:

11H 2

1H 31H

Prozio deuterio trizio

126C 13

6C 146C

168O 17

8O 188O

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 s

Orbitali di tipo p (n° 3)

Orbitali di tipo d (n° 5) video

n rappresenta lo strato cioè il livello energetico

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)

SPIN orientamento dell’elettrone nell’orbitale. Assume valori ½ e -1/2

….Quindi gli orbitali:

- s contengono al massimo 2 elettroni

- p contengono al massimo 6 elettroni

- d contengono al massimo 10 elettroni

3p4

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

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)

TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

• 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

6 12,011

C 2,5

carbonio1s2,2s2p2

numero atomico massa atomica relativa*

elettronegatività *

configurazione elettronica

gruppo IV

periodo 2

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 chimico-fisiche 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

METALLIMETALLI

• 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 METALLINON 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-)

I composti che stanno sulla linea di separazione dei metalli dai non metalli sono detti SEMIMETALLI o metalloidi perché hanno caratteristiche comuni ad entrambi.

SEMIMETALLI O METALLOIDI

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

IL LEGAME CHIMICOIL LEGAME CHIMICO

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

NOMENCLATURANOMENCLATURA

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

H2O 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.

O

H H

-2

+1+1O C O-2 -2

+4N

H HH+1+1 +1

-3

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

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

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

O O0 0

Na++1

Cl––1

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.

K O-2+1

2+2 -2

Ca O-2+2

+2 -2

Al O-2+3

2 3+6-6

La regola ad incrocio

In pratica si incrociano gli indici ed i numeri di ossidazione

Al O-2+3

2 3

Si deve tuttavia ricordare che:

•L’indice 1 si omette sempre;K O

-2

2

+1

1

•Gli indici vanno generalmente ridotti ai minimi termini;

Ca O-2+2

2 2

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

Azoto: nitroso e nitrico

Rame: rameoso e rameico

Stagno: stannoso e stannico

Mercurio: mercurioso e mercurico

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.

Le formule si scrivono utilizzando le regole già viste per i composti binari, considerando l’ossidrile come un elemento a numero di ossidazione -1.

Na2O+H2O → 2Na(OH)+1 +1 -1

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

Consideriamo ad esempio la reazione tra ossido ferrico ed acqua

Fe2O3+ H2O →+3

Inizialmente dobbiamo scrivere la formula del prodotto, impiegando le regole già viste

Fe(OH)3

+3 -1

23

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:

CO2+H2O → H2CO3

+1 +4 –2–2 –2+1+4

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

Cl2O7+H2O→2 HClO4

La reazione complessiva diventa allora:

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.

Cl

HHCl

δ– δ+δ+

C

O

H2CO3

OOHH

δ–δ–

δ+

Cl

HClO4

OH

O

OO δ–

δ+ SH H

H2S

δ–

δ+δ+

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.

H+ O

CO32-

OC

O

H+

Cl

ClO-4

O

H+

O

OO

ClCl-

H+

SS2-

H+H+

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-

H2CO3→2H++CO32-

H3BO3→3H++BO33-

H4SiO4→4H++SiO44-

Nomenclatura tradizionale degli anioni poliatomici

I nomi degli anioni poliatomici sono simili a quelli degli acidi da cui derivano

ICO → ATO

OSO → 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-

H2S→2H++S2-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 OH- liberati.

NaOH→Na++OH-

Ca(OH)2→Ca2++2OH-

Al(OH)3→Al3++3OH-

Pb(OH)4→Pb4++4OH-

SALI BINARISono 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

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

NaOH + HCl→

Unendo l’OH- con lo ione H+ si ottiene invece l’acqua

NaCl+ H2O

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 TERNARISono 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

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

KOH + HClO→

Unendo l’OH- con lo ione H+ si ottiene invece l’acqua

Se è necessario si deve infine bilanciare la reazione

KClO + H2O

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 calcioFeCO3 carbonato ferrosoFe2(CO3)3 carbonato ferricoNa2SO3 solfito di sodioNa2SO4 solfato di sodioCu2SO4 solfato rameoso CuSO4 solfato rameico

KClO ipoclorito di potassioKClO2 clorito di potassioKClO3 clorato di potassioKClO4 perclorato di potassioSn(BrO)2 ipobromito stannosoSn(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”

SOLUZIONISOLUZIONI

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 BASIARRHENIUS

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 NaNO3 + H2O

Acido nitrico

Idrossido di sodio (base)

Nitrato di sodio (sale)

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+ + NO3-

Base acido acido base

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)

- acidi e basi deboli sono sostanze che in soluzione acquosa sono dissociati solo parzialmente.

(acidi deboli: H2CO3 , basi deboli: NH3)

HCl(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

Il carattere neutro, acido o basico di una soluzione è determinato Il carattere neutro, acido o basico di una soluzione è determinato dal valore di [Hdal valore di [H33OO++]]

[H[H++] in soluzione neutra] in soluzione neutra = 10= 10-7 -7 M M [H[H++] in soluzione acida] in soluzione acida > 10> 10-7 -7 MM[H[H++] in soluzione basica] in soluzione basica < 10< 10-7-7 M M

Per comodità la concentrazione degli ioni HPer comodità la concentrazione degli ioni H++ è espressa in scala è espressa in scala logaritmica, introducendo la funzione di pH.logaritmica, introducendo la funzione di pH.

DEFINIZIONE DI pH DEFINIZIONE DI pH

pH = - log [HpH = - log [H++]]

Il pH e/o il pOH indicano l’acidità e/o l’alcalinità di una soluzione acquosa

0

7

14

Acidità crescente

neutralità

Basicità crescente

pH

07

14

pOH

Acidità crescenteBasicità crescente

pH < 7soluzione acida

pH > 7soluzione basica

pH = 7soluzione neutra

La funzione pOH può essere impiegata per esprimere la concentrazionedegli ioni OH-:

Nel caso dell’acqua pura a 25°C:

pH = - log[H3O+] [H3O+] > 1 · 10-7

[H3O+] < 1 · 10-7

[H3O+] = 1 · 10-7

pOH = -log[OH-]

pH + pOH= 14

a 25°Ca 25°C

[H[H33OO++] > [OH] > [OH--] ] [H[H33OO++] < [OH] < [OH--] ]

100 10-2 10-4 10-610-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-1410-9 10-11 10-13[H[H33OO++]]

soluzione acidasoluzione acida

[H[H33OO++] > ] > 1010-7-7

[OH[OH--]] < 10 < 10-7-7

soluzione basicasoluzione basica

[H[H33OO++] ] << 1010-7-7

[OH[OH--]] > 10 > 10-7-7

soluzionesoluzioneneutraneutra

[H[H33OO++] ] = = [OH[OH--]] = = 1010-7-7

a 25°Ca 25°C

100 10-2 10-4 10-610-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-1410-9 10-11 10-13[H[H33OO++]]

soluzione acidasoluzione acida

pH < 7pH < 7pOHpOH >> 7 7

soluzione basicasoluzione basica

pH > 7pH > 7pOHpOH << 77

soluzionesoluzioneneutraneutra

pH pH = = pOHpOH = = 7 7

pH = -logpH = -log1010[H[H33OO++]] pOH = -pOH = -loglog1010[OH[OH--]]

AciditàAlcune soluzioni acquose di uso comune sono acide:

Succhi Gastrici pH = 1.0 - 3.0

Succo di Limone pH = 2.2 - 2.4

Aceto pH = 2.4 - 3.4

Bibite gassate pH = 2.5 - 3.5

Vino pH = 3.0 - 3.8

Pomodori pH = 4.0 - 4.4

Latte 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 OH-

HA + 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 + HClIN 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 misura2) Un elettrodo di riferimento3) 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 Il funzionamento dell’elettrodo a pH si basa sul fenomeno per cui alcuni tipi di borosilicati sono permeabili agli ioni Halcuni tipi di borosilicati sono permeabili agli ioni H++, ma non ad , ma non ad altri cationi o anioni. altri cationi o anioni.

Il passaggio degli ioni HIl passaggio degli ioni H++ da un lato all’altro della membrana di da un lato all’altro della membrana di vetro determina lo sviluppo di un potenziale elettrico attraverso vetro determina lo sviluppo di un potenziale elettrico attraverso la membrana.la membrana.

Alcuni acidi e basi deboli di natura Alcuni acidi e basi deboli di natura organica hanno la proprietà di organica hanno la proprietà di avere un colore diverso quando avere un colore diverso quando

sono in forma dissociata rispetto a sono in forma dissociata rispetto a quando sono in forma indissociata.quando sono in forma indissociata.Tali sostanze sono dette Tali sostanze sono dette indicatoriindicatori. .

HA + HHA + H22O O A⇄ A⇄ -- + H + H33OO++

giallogiallo rossorosso

00 22 44 6611 33 55 77 88 1010 1212 141499 1111 1313pHpH

il cambiamento di colore è detto (il cambiamento di colore è detto (viraggioviraggio) dell’indicatore) dell’indicatore

Uno degli indicatori più noti è il Uno degli indicatori più noti è il tornasoletornasole, , rosso rosso a pH acido a pH acido e e blublu a pH basico a pH basico

ci sono tanti tipi di indicatori adatti per diversi tipi di soluzioneci sono tanti tipi di indicatori adatti per diversi tipi di soluzione

00 22 44 6611 33 55 77 88 1010 1212 141499 1111 1313pHpH

fenolftaleinafenolftaleina

blu di blu di bromotimolobromotimolo

metil aranciometil arancio

rosso fenolorosso fenolo

Esempi:Esempi:

MetilarancioMetilarancio

Blu di bromotimoloBlu di bromotimolo

FenolftaleinaFenolftaleina

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 STATOTrasformazioni dovute a cessione od assorbimento di

calore

Stato solido

Stato liquido

fusione

• il calore vince le forze di coesione

• punto di fusione specifico per ogni sostanza

• la temperatura rimane costante

Stato gassoso

Stato liquido

evaporazione

• punto di ebollizione specifico per ogni sostanza

• la temperatura varia con l’altitudine

Stato gassoso

Stato liquido

condensazione

• forze di coesione più forti

• inverso dell’evaporazione

• la T di condensazione coincide con quella di ebollizione

Stato solido

Stato liquido

solidificazione

• inverso della fusione

• il punto di solidificazione coincide con quello di fusione

Stato solido

Stato gassoso

PASSAGGI DI STATO DIRETTI

sublimazione

• le particelle non passano per lo stato liquido

Stato solido

Stato gassoso

sublimazione

Stato solido

Stato gassoso

Stato liquido

Operazione endotermica (assorbimento di calore)

Stato solido

Stato gassoso

Stato liquido

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