Conoscenze e abilità da conseguire Al termine dell'insegnamento, lo studente conosce le basi...

Conoscenze e abilità da conseguire•Al termine dell'insegnamento, lo studente conosce le basi teoriche necessarie per la comprensione della struttura della materia, nelle sue costituenti atomiche e molecolari.•Possiede un metodo adatto alla trattazione scientifica dei fenomeni alla base della trasformazione della materia con modelli adeguati alla descrizione rigorosa degli aspetti termodinamici e cinetici.

Programma/ContenutiStruttura della materia. Miscele di sostanze. Stati di aggregazione.Modello atomico. Atomo di idrogeno: funzioni d'onda, numeri quantici e orbitali.Regole dell'Aufbau. Proprietà periodiche degli elementi: raggio atomico, energia di ionizzazione, affinità elettronica.Legame covalente. Elettronegatività.Struttura molecolare e Regole VSEPR.Orbitali ibridi. Concetto di risonanza.Legame ionico. Interazioni di Van der Waals. Legame a ponte di idrogeno.Il concetto di mole.Reazioni ed equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni.Il principio di Le Chatelier. Termochimica. Legge di Gibbs. Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi, prodotto di solubilità.Cinetica chimica.Elettrochimica.

Strumenti a supporto della didattica•Il materiale didattico presentato a lezione (slide powerpoint) sarà messo a disposizione dello studente in formato elettronico. Tale materiale dovrebbe essere stampato e portato alla lezione.•Per ottenere il materiale didattico consultare il sito web: http://www.francescocapozzi.it•Eventuali registrazioni audio delle lezioni saranno consentite, a patto che siano rese disponibili a tutti gli studenti mediante condivisione dei file mp3 in aree riservate del sito docente.•Username e password sono riservati agli studenti iscritti al corso e saranno riferiti dal docente all'inizio del corso, direttamente a lezione oppure mediante posta elettronica, previa iscrizione alla corrispondente lista di distribuzione.

http://www.francescocapozzi.it/

Testi/BibliografiaTitolo: ChimicaAutori: Bertini Ivano, Luchinat Claudio, Mani FabrizioEditore: CEAPagine: 512ISBN: 8840812857ISBN-13: 978884081285

Orario di ricevimentoIl prof. Capozzi riceve, solo su appuntamento concordato attraverso posta

elettronica, nel seguente orario:Martedì 13:00-14:00Mercoledì 14:00 - 15:00Giovedì 17:00 - 18:00

Metodi didattici

L'insegnamento si compone di 6 CFU.

Ogni CFU comprende 6 ore di lezioni teoriche frontali, 3 ore di esercitazioni numeriche in aula, ed 1 ora di esercitazioni pratiche in laboratorio.

Le esercitazioni pratiche vengono svolte nel Laboratorio di Chimica presso il Campus di Cesena (Villa Almerici) dotato di 30 postazioni con corredo di vetreria e strumentazione di base (pHmetro, agitatori magnetici e piastre riscaldanti).

L'obiettivo delle esercitazioni pratiche è duplice:• Far acquisire allo studente dimestichezza con la strumentazione e con le

norme di sicurezza del laboratorio chimico• Sviluppare nello studente la capacità di collegare i risultati di una

esperienza empirica alle nozioni teoriche acquisite durante le lezioni teoriche frontali

Modalità di verifica dell'apprendimento

L'esame di fine corso mira a valutare il raggiungimento degli obiettivi didattici:•Trasferire un problema chimico in una impostazione di calcolo stechiometrico•Descrivere con proprietà di linguaggio e rigore scientifico la composizione della materia•Definire i fenomeni che portano alla trasformazione delle sostanze.

L'esame comprende due prove, prima scritta e poi orale, che insieme concorrono alla formazione del voto.

Si è ammessi alla prova orale solo dopo superamento della prova scritta.

La prova scritta superata con il voto 18 è valida solo per sostenere l'esame orale nella stessa sessione.

La prova scritta superata con un voto superiore a 18 è valida per due sessioni (quella corrente e quella successiva).

Composizione della materiaComposizione della materia

Classificazione della materiaClassificazione della materia

Miscele eterogeneeMiscele eterogenee

Composizione di miscele omogeneeComposizione di miscele omogenee

Composizione media di miscele eterogeneeComposizione media di miscele eterogenee

Organizzazione dellaMATERIA

90 naturali

25 artificiali

Sostanze pure

Atomi (115 specie differenti)Atomi (115 specie differenti)

MonoatomicheMolecolariPolimericheMetalliche

Sostanze elementari Composti

Miscele

IonicheNeutre

ArN2

S8

Na+

H3PO4

SO42-

AlCl3

Ag

Stati di aggregazione

Energia potenziale : forze di interazione tra particelle

Energia cinetica : agitazione termica (Ecin=3/2 k )

T

Solido Liquido Gas

Epot

T

Formazione di miscele omogeneeFormazione di miscele omogenee

MISCELE

EterogeneeOmogenee

Tranne che per rare eccezioni (miscele azeotropiche ed eutettiche) la composizione chimica varia durante le transizioni di stato.

• Soluzioni

• Leghe

Fase dispersaFase dispersa

SolSol LiqLiq GasGas Fase disperdente

Fase disperdente

FumoFumo Nebbia, Nebbia, aereosolaereosol

SempreSempreomogeneaomogenea GasGas

SospensioneSospensione EmulsioneEmulsione SchiumaSchiuma LiqLiq

CompositoComposito GelGelCorpoCorpoporosoporoso SolSol

Formule chimiche delle sostanze pureFormule chimiche delle sostanze pure

Formula chimica

Formula minima o empirica: è la formula più semplice ricavata dall’analisi elementare. Utilizza il numero intero più basso possibile per ciascun elemento che permette di esprimere correttamente il rapporto tra gli atomi presenti nella sostanza.

Indica quale elemento (sostanze elementari) o quali elementi (composti) sono presenti nella sostanza ed il rapporto del numero di atomi di ciascuno di essi. Ogni elemento è rappresentato dal simbolo atomico.

Formula molecolare: indica il numero di atomi di ciascun elemento che costituisce una molecola

Tavola periodica

Formule chimicheNome sostanzaNome sostanza Formula Formula

minimaminimaFormula Formula

molecolaremolecolareFormula Formula ionicaionica

Unità Unità strutturalistrutturali

OssidoOssido di idrogeno di idrogeno HH22OO HH22OO

PerPerossido di idrogenoossido di idrogeno HOHO HH22OO22

TetraTetraossido di azoto(ossido di azoto(IVIV)) NONO22 NN22OO44

ZolfoZolfo SS SS88

CarbonioCarbonio CC

MercurioMercurio HgHg

Ossido di sodioOssido di sodio NaNa22OO NaNa22OO NaNa++, O, O22--

Perossido di sodioPerossido di sodio NaONaO NaNa22OO22 Na+, ONa+, O2222--

TetraossofosfTetraossofosfatoato(V) di (V) di calcio(II)calcio(II) CaCa33PP22OO88 CaCa33(PO(PO44))22 CaCa2+2+, PO, PO44

3-3-

Idrossido di calcio(II)Idrossido di calcio(II) CaHCaH22OO22 Ca(OH)Ca(OH)22 CaCa2+2+, OH, OH--

Tetraossosolfato(VI) di Tetraossosolfato(VI) di ammammonioonio HH88SNSN22OO44 (NH(NH44))22SOSO44 NHNH44

++, SO, SO4422--

ClorClorurouro di calcio(II) di calcio(II) CaClCaCl22 CaClCaCl22 CaCa2+2+, Cl, Cl--

Numero di ossidazione• L’idrogeno ha sempre N.O. = +1, tranne che nei composti binari con i metalli, con cui forma gli idruri [N.O.(H) = -1]

• L’ossigeno ha sempre N.O.= -2, tranne che nei perossidi [N.O.(O) = -1] e nei composti binari con il fluoro [N.O.(O) = +2]

• Tutti gli elementi hanno N.O. = 0 nel loro stato elementare

H3PO4 (molecola neutra):

H = +1; O = -2; P = ? +3 -8 +x = 0Acido tetraossofosforico(V)

H

O

P

+1 * 3 = +3

x = -3 +8 = +5

-2 * 4 = -8

Suffissi e prefissiMono- : 1Bi- (Di-) : 2Tri- : 3Tetra- : 4Penta- : 5Esa- : 6Epta- : 7Octa- : 8Nona- : 9Deca- : 10

-ato Ione negativo contenenete ossigeno

-uro Ione negativo non contenente ossigeno

Acido-ico

Sostanza contenente H, O e uno dei seguenti elementi:B, C, N, Si, P, S, Cl, As, Se, Br, Te, I (elementi non metallici)

Acido-idrico

Sostanza contenente H e uno dei seguenti elementi:F, S, Cl, Br, I

Tio- Sostanza riconducibile ad un’altra in cui un atomo di ossigeno è stato sostituito da uno di zolfo

Metalli, non-metalli e metalloidi

Esempi di nomenclatura (1)

N2 : Azoto CO :

CO2 : HCl : Acido cloridrico

Cl- : Ione cloruro NaCl : Cloruro di sodio

CN- : Ione cianuro

CNO- : Ione cianato SCN- : Ione tiocianato

KCN :Cianuro di potassio

Monossido di carbonio (II)

Biossido di carbonio (IV)


N2O4 : Tetraossido di azoto(IV)

CO32- :

O : -2 * 3 = -6

-6 +x = -2

x = -2 +6 = +4

Ione triossocarbonato

NO2 : Biossido di azoto(IV)

HCO3- :

O : -2 * 3 = -6

H : +1 * 1 = +1

-6 +1 +x = -1

x = -1 +6 -1 = +4

Ione monoidrogenotriossocarbonato(IV)

(IV)

S2O32- :


H2SO4 : Acido tetraossosolforico( )VI

HSO4- : monoidrogeno tetraosso solfato (VI)Ione

SO42- : Ione tetraosso solfato (VI)

Ione tetraosso tiosolfato (II)

Teoria atomica

Struttura dell’atomoStruttura dell’atomo

e-p+

Quantità di sostanza e concetto di moleQuantità di sostanza e concetto di mole

NA = 6,022∙1023

Unità di misura della quantità di sostanza

Una mole di sostanza contiene sempre lo stesso numero di unità chimiche elementari. Questo è il Numero di Avogadro

Na = 6.022169 ·1023

La mole

1 atomo di 12C ha una massa pari a 12 uma (unità di massa atomica)

1 mole di 12C contiene 6.022 ·1023 atomi di carbonio-12.

La massa di questa quantità di sostanza è 12 g

Massa molare1 mole di C contiene 6.022 ·1023 atomi di carbonio.

La massa di questa quantità di sostanza è 12.011 g

1 mole di N2 contiene 6.022 ·1023 molecole di azoto.

La massa di questa quantità di sostanza è

14.007 x 2 = 28.014 g

1 mole di NaCl contiene 6.022 ·1023 ioni sodio e 6.022 ·1023 ioni cloruro.

La massa di questa quantità di sostanza è

22.990 + 35.453 = 58.443 g

Densità

Rapporto tra la massa di sostanza ed il volume da essa occupata. E’ usata per le sostanze pure ma anche per miscele.Unità di misura: g dm-3; g L-1

Concentrazione

Rapporto tra la quantità di sostanza per un determinato componente di una miscela e la quantità totale di miscela . E’ usata anche per le sostanze pure allo stato gassoso in quanto non possiedono volume proprio

La quantità di sostanza di ciascun componente può essere espressa come:

massa, volume, moli

La quantità totale di miscela può essere espressa come:

massa, volume, moli

Concentrazione m/m o p/p

m/mtot espressa in g/g

Esempio:1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/p (si legge peso/peso e coincide con quella m/m) del soluto.

1.4 L di soluzione hanno una massa pari a1.4 x 1.011 x 1000 = 1415.4 gLa concentrazione p/p è allora 340.3/1415.4 = 0.2404 (g/g)

E’ più utile esprimere il rapporto come percentuale in peso (% p/p):

(340.3/1415.4) x 100 = 24.04 % p/p

Concentrazione ppm e ppb

m/mtot espressa in ppm (parti per milione) o ppb (parti per miliardo)1 ppm = 1·10-6 g/g 1 ppb = 1·10-9 g/g

Esempio:1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 34.3 mg di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/p del soluto espressa in ppm.

1.4 L di soluzione è pari a (1.4 x 1.011 x 1000 =) 1415.4 g34.3 mg = 3.43·10-2 gLa concentrazione p/p è 3.43·10-2/1415.4 = 2.42 ·10-5 (g/g)2.42 ·10-5 / 1·10-6 = 24.2 ppmCorrispondono anche a 24.2 mg/kg

Concentrazione p/V

m/Vtot espressa in g/mL o kg/L

Esempio:1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/V (si legge peso/volume) del soluto.

1.4 L di soluzione equivalgono a 1400 mLLa concentrazione p/V è 340.3/1400 = 0.2431 g/mL

E’ più utile esprimere il rapporto come g/100mL (% p/V): (340.3/1400) x 100 = 24.31 % p/V

Concentrazione molare n/Vn = moli di soluto; V = volume della soluzione

n/Vtot indicata anche come concentrazione molare CM

è espressa in mol/L equivalente a M

Esempio:1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio (mm = 58.44 g·mol-1). Calcolare la concentrazione molare della soluzione.

n = 340.3 / 58.44 = 5.82 mol;CM = 5.82 / 1.4 = 4.16 M (oppure mol/L)

Concentrazione molale n/msolv

n = moli di soluto; msolv = massa del solvente

La concentrazione molale è il rapporto n/msolv : è espressa in mol/kg equivalente a “m”Esempio:1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio (mm = 58.44 g·mol-1). Calcolare la concentrazione molale della soluzione.

n = 340.3 / 58.44 = 5.82 mol;msolv = 1.4 x 1.011 = 1.4154 kg = 1415.4 gdi cui 340.3g sono di soluto e (1415.4-340.3=) 1075.1g sono di solvente.Cm = 5.82 / 1.075 = 5.41 m (oppure mol/kg)

Frazione molare La frazione molare è il rapporto tra le moli di un singolo componente e le moli totali di una miscela. E’ un numero adimensionale.

Esempio:1.4 L di soluzione acquosa con densità d = 1.011 kg/L contengono 340.3 g di cloruro di sodio (mm = 58.44 g·mol-1). Calcolare la frazione molare del soluto.

n = 340.3 / 58.44 = 5.82 mol;msolv = 1.4 x 1.011 = 1.4154 kg = 1415.4 gdi cui 340.3g sono di soluto e (1415.4-340.3=) 1075.1g sono di solvente.1075.1 g di acqua contengono (1075.1/18=) 59.73 mol = 5.82 / (5.82 + 59.73) = 0.0888 = 8.88·10-2 (= 8.88%)

L’elettrone

Duplice natura: onda o corpuscolo?Duplice natura: onda o corpuscolo?

Le radiazioni luminose sono radiazioni elettromagnetiche caratterizzate da una frequenza pari al numero di oscillazioni nell'unità di tempo (espressa perciò in s-1):

La lunghezza d'onda di una radiazione è lo spazio percorso nella direzione di propagazione x durante una oscillazione completa.

La lunghezza d'onda è legata alla frequenza attraverso la relazione = c/, in cui c è la velocità della luce

c = 2,997925x108 ms-1

Radiazioni luminose

Onda elettromagnetica

Ogni radiazione è legata ad un valore di energia secondo la relazione:

E = hla costante di Planck h (1858-1947; premio Nobel nel 1918) vale

h = 6,626196 x 10-34 J s

Energia e frequenza

Spettro della luce bianca

Spettro di emissione dell’idrogeno

1Å=10-10 m

Segue il modello della meccanica classica ma introduce il concetto di quantizzazione dell’energia.

Atomo di Bohr

Transizioni elettroniche

= 1/ = R (1/n12 - 1/n2

2)

Johannes Robert Rydberg (1890)

R=10973731.534 m-1

Spettro di emissione completo dell’atomo di idrogeno

Il modello di Bohr

Possiede le seguenti caratteristiche:

1) esiste un nucleo (scoperta di Rutherford);

2) gli elettroni si “muovono” nei pressi del nucleo trovandosi in “stati stazionari” energeticamente stabili, cioè NON irradiano energia;

3) quando un elettrone si muove da uno stato stazionario ad un altro, la perdita o il guadagno di energia avviene scambiando SOLO quantità di energia molto specifiche, e NON una qualunque;

4) ciascuna linea nello spettro di emissione o di assorbimento di un atomo si genera quando un elettrone si muove da uno stato stazionario ad un altro.

L’elettrone segue un cammino ben preciso: la posizione e la velocità dell’elettrone sono note in ogni istante

La posizione dell’elettrone è calcolabile come probalità: è possibile misurare velocità e posizione solo con un certo grado di precisione

Modello: classico o quantomeccanico ?

Equazione di Shrödinger

Funzioni d’onda

a0=h2/(k42me2)

a0= 53 pm

= r / a0

Numeri quantici

Funzione orbitali 1s e 2s

Orbitali 1s e 2s

Funzione orbitale 2p

Orbitali atomici (1)

Orbitali atomici (2)

Livelli energetici in H

Livelli energetici in altri atomi

Regole dell’AufbauIl termine aufbau significa, in tedesco, "costruzione" e rappresenta la costruzione della configurazione elettronica degli atomi.

Principio di minima energia

Principio di Pauli

Regola di Hund o della massima molteplicità

Principio della minima energia

ogni elettrone occupa l'orbitale disponibile a energia più bassa

Principio di Pauliin un atomo non possono esistere 2 elettroni con i 4 numeri quantici eguali

perciò, nello stesso orbitale, possono esserci 2 soli elettroni purché con ms, momento di spin, diverso

gli spin dei due elettroni devono essere perciò antiparalleli () dato che, essendo nello stesso orbitale, gli elettroni hanno gli altri 3 numeri quantici n, l, m, eguali

Regola di Hund

se due o più elettroni occupano orbitali degeneri (cioè a eguale energia), gli elettroni occupano il maggior numero possibile di questi orbitali, e a spin paralleli

Aufbau atomi polielettronici

Tavola periodica

Aufbau

Elettroni di Valenza

Carica nucleare efficace

Dimensioni atomiche (Slater)

11aa ionizzazione ionizzazioneA A+ + e-

Energia di 1Energia di 1aa ionizzazione ionizzazione

AA-- A + e A + e--

Affinità elettronica

ElettronegativitàElettronegatività = k (I +A)

Legame covalente

Densità elettronica

Combinazione lineare a coefficienti negativi

Orbitale di antilegame

Energia degli orbitali molecolari

Diagramma dei livelli energetici per H2

Energia di legameEnergia di legame

Orbitali molecolari di He2

Legame sigma

Legame pi-greco

Orbitali molecolari di O2E

ner

gia

En

ergi

a

OOAA

Orbitali atomici

OOBB

Orbitali atomici

Orbitali molecolari

Orbitali molecolari dell’O2

O2 :

Formula di Lewis dell’O2

O2 :

O O

Ordine di legame(elettroni di legame – elettroni di antilegame) / 2

( 8 – 4 ) / 2 = 2

Coppie di non legame( elettroni totali di valenza – elettroni di legame ) / 2

( 12 – 4 ) / 2 = 4

Regole semplificate per formule di Lewis

F2Legare i due atomi con un legame singolo

F F

Contare il numero totale di elettroni di valenza

7 * 2 = 14 pari a 7 coppie

Posizionare le coppie restanti (6) distribuendole equamente fra i due atomi

Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto

Formula di Lewis di O2

O2

Legare i due atomi con un legame singolo

O O



Posizionare le coppie restanti (5) distribuendole fra i due atomi

Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto; in caso contrario spostare una o più coppie di non legame mettendole in condivisione

O O

Formula di Lewis di N2

N2


N N





N N

C2 non esiste

C2


C C





C C

SO2

Numero totale di elettroni di valenza:

L’atomo centrale è quello meno elettronegativo

A questo vanno legati gli atomi periferici

Formule di Lewis seconde le regole VSEPRFormule di Lewis seconde le regole VSEPR

n.e. = 6 + (2 * 6) = 18 (9 coppie)

Coppie elettroniche finora impiegate: 2

Si distribuiscono le coppie di non legame fino a far raggiungere l’ottetto agli atomi periferici

Si posizionano le coppie restanti sull’atomo centrale



Condividere una o più coppie di non legame degli atomi periferici per permettere il raggiungimento dell’ottetto anche all’atomo centrale

oppure

oppure

N.B. l’esistenza di più d’una struttura valida introduce il concetto di ibrido di risonanza che verrà ripreso in seguito

Stabilire la geometria delle coppie elettroniche attorno all’atomo centrale considerando solo le coppie di non legame e quelle di legame sigma. Utilizzare la seguente tabella:

Numero coppie elettroniche

Angoli di legame Geometria delle coppie elettroniche

2 2 * 180 Lineare

3 3 * 120 Trigonale planare

4 6 * 109.5 Tetraedrica

5 3 * 120 + 6 * 90 Bipiramidale a base trigonale

6 12 * 90 Ottaedrica

120°

120°In realtà, l’angolo di legame è <120° poiché la coppia di non legame esercita una repulsione maggiore sulle coppie di legame !

La geometria delle coppie elettroniche è trigonale planare ma la geometria molecolare (basata sulla posizione reciproca dei nuclei atomici) è piegata !

SO3


n.e. = 6 + (3 * 6) = 24 (12 coppie)

oppure

oppure

( X 3 )

Angoli perfettamente a 120°

Geometria delle coppie elettroniche e molecolare: trigonale planare

H2ONumero totale di elettroni di valenza:

n.e. = 6 + (2 * 1) = 8 (4 coppie)

Angolo minore di 109.5°

Geometria delle coppie elettroniche: tetraedrica

Geometria molecolare: piegata

H2C2


n.e. = (2 * 4) + (2 * 1) = 10 (5 coppie)

Gli atomi di idrogeno sono sempre periferici

Porzione lineare

Porzione lineare

La molecola ha due atomi centrali entrambi a geometria lineare: allora, tutta la molecola è lineare !

Acidi e BasiAcidi e BasiAcido è una parola che deriva dal Acido è una parola che deriva dal

latino “acetum” (aceto). Col tempo la latino “acetum” (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un analogo sapore “acidulo”. hanno un analogo sapore “acidulo”.

Basi o alcali Basi o alcali (dall’arabo (dall’arabo al kali = la al kali = la cenere delle piantecenere delle piante) ) sono le sostanze in sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi.grado di neutralizzare gli acidi.

Qual è la definizione di acido e di Qual è la definizione di acido e di base dal punto di vista della base dal punto di vista della chimica?chimica?

Tuttavia nel 1810 Humphry Tuttavia nel 1810 Humphry Davy dimostrò che l’acido cloridrico Davy dimostrò che l’acido cloridrico (detto allora (detto allora muriaticomuriatico) era formato ) era formato solo da cloro e idrogeno. Da allora fu solo da cloro e idrogeno. Da allora fu accettata l’idea che gli acidi fossero accettata l’idea che gli acidi fossero caratterizzati dalla presenza caratterizzati dalla presenza d’idrogeno nella molecola.d’idrogeno nella molecola.

Humpry DavyHumpry Davy1778-18291778-1829

LavoisierLavoisier pensava che un acido pensava che un acido fosse caratterizzato da molecole fosse caratterizzato da molecole contenenti ossigenocontenenti ossigeno((oxys genesoxys genes = generatore d’acido).= generatore d’acido).

Antoine LavoisierAntoine Lavoisier1743-17941743-1794

acidi e basi sono acidi e basi sono composti che in acqua composti che in acqua danno luogo a danno luogo a dissociazione dissociazione elettrolitica:elettrolitica:

Acido Acido H H++((aqaq) + ...) + ...Base Base OH OH--((aqaq) + ...) + ...Neutralizzazione acido-base:Neutralizzazione acido-base:

HH++((aqaq) + OH) + OH--((aqaq) ) HH22OO((ll) )

Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927

Premio Nobel per la Chimica 1903

Definizione di Arrhenius (1887)Definizione di Arrhenius (1887)

Insufficienza della definizione di Insufficienza della definizione di Arrhenius:Arrhenius:

Molte basi, come per Molte basi, come per esempio esempio l’ammoniaca, l’ammoniaca, NHNH33, non , non possonopossono formare OH formare OH--(aq) per (aq) per ddissociazione elettrolitica. La issociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere reazione acido-base deve essere quindi quindi di tipo diverso.di tipo diverso.

Acido = donatore di protoni, Acido = donatore di protoni, HH++

Base = accettore di protoni,Base = accettore di protoni, HH++

Definizione di Definizione di BrBrøønsted e Lowry (1923)nsted e Lowry (1923)

(per acidi e basi in soluzion(per acidi e basi in soluzionee aacquoscquosaa))

Johannes Nicolaus Brønsted1879-1947

Thomas Martin Lowry1874-1936

HNOHNO22((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ NO NO22--((aqaq) + H) + H33OO++

((aqaq))acido 1acido 1 base 1base 1 acido 2acido 2base 2base 2

acido acido nitrosonitroso

ione ione nitritonitrito

ione ione idrossonioidrossonio

““coppie acido-base coniugati”coppie acido-base coniugati”

NHNH33((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ NH NH44++((aqaq) + OH) + OH--

((aqaq))base 1 acido 1 base 2acido 2

ammoniacammoniacaa

ione ione ammonioammonio

ione ione ossidrileossidrile

HClOHClO22((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ ClO ClO22--((aqaq) + H) + H33OO++

((aqaq))

]HClO[]OH[ ]ClO[

Ka2

32

NN22HH22((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ N N22HH33++((aqaq) + OH) + OH--

((aqaq))

]HN[]OH[ ]HN[

Kb22

32

2 H2 H22O(O(ll) ) ⇄⇄ H H33OO++((aqaq) + OH) + OH--

((aqaq) )

Autoprotonazione dell’acquaAutoprotonazione dell’acqua


((aqaq) )


++--


((aqaq) )

A 25°C si ha A 25°C si ha KKww = 10 = 10-14-14

Soluzione neutra: [HSoluzione neutra: [H33OO++] = [OH] = [OH--]]Soluzione acida: [HSoluzione acida: [H33OO++] > [OH] > [OH--]]Soluzione basica: [HSoluzione basica: [H33OO++] < [OH] < [OH--]]

KKww = [H = [H33OO++] [OH] [OH--]]


Soluzione neutra: Soluzione neutra:

Soluzione acida:Soluzione acida:

Soluzione basica:Soluzione basica:

wK ]OH[ ]OH[ 3

ww K ]OH[ ;K ]OH[ 3

ww K ]OH[ ;K ]OH[ 3

KKww = [H = [H33OO++] [OH] [OH--]]

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

Kw

[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

Kw

[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--]]

HH33OO++((aqaq) + OH) + OH--((aqaq) ) ⇄ ⇄ 2 2 HH22O(O(ll))

]] [OHO[HKK -

w

3

11


((aqaq) ) ]OH[ ]OH[Kw 3

HH ° < 0° < 0

HH ° > 0° > 0

lnlnKKww

1/T1/T

HH ° > 0° > 0

1/T1/T

1010-14-14

1010-13-13

1010-15-15

1010-16-16

25°C25°C

Soluzione neutra: Soluzione neutra: w10w3 logpH;]OH[]OH[ K K

A 25°C: pH = 7; a T < 25°C: pH > 7; a T > 25°C: pH < 7A 25°C: pH = 7; a T < 25°C: pH > 7; a T > 25°C: pH < 7

T > 25°CT > 25°C

T < 25°CT < 25°C


((aqaq) )

Acido debole (Acido debole (KKaa < 1) in < 1) in concentrazione cconcentrazione caa

HA(HA(aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ A A--((aqaq) + H) + H33OO++

((aqaq)) (c(caa – x) – x) xx xx

]HA[]OH[ ]A[

Ka

3

)xc(x

Ka

a

2

Se l’acido è così debole che x << cSe l’acido è così debole che x << caa, allora:, allora:

aacK][A]O[H 3

Base debole (Base debole (KKbb < 1) in < 1) in concentrazione cconcentrazione cbb

BB((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ BHBH++((aqaq) + ) + OHOH--

((aqaq)) (c(cbb – x) – x) xx xx

Se la base è così debole che x << cSe la base è così debole che x << cbb, allora:, allora:

]B[]OH[ ]BH[

Kb

)xc(

xK

bb

2

bbcK][BH][OH

NaCl(NaCl(ss) ) Na Na++((aqaq) + Cl) + Cl--((aqaq))

ClCl-- è la base coniugata di è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Clacido così forte che Cl-- è è una base con forza una base con forza praticamente nullapraticamente nulla

IDROLISI DEI SALIIDROLISI DEI SALI(reazioni acido(reazioni acido--base degli ioni formati per base degli ioni formati per

dissociazione elettrolitica)dissociazione elettrolitica)

in acqua non in acqua non dàdàreazioni acido-basereazioni acido-base

NaNONaNO22((ss) ) Na Na++((aqaq) + NO) + NO22--((aqaq))

NONO22-- è la base coniugata di è la base coniugata di

HNOHNO22, e quest’ultimo è un , e quest’ultimo è un acido debole quindi…acido debole quindi…

HNOHNO22((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ NO NO22--((aqaq) + H) + H33OO++((aqaq))

NONO22--((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ HNO HNO22((aqaq) + OH) + OH--((aqaq))

]NO[]OH[ ]HNO[

Kb

2

2

]HNO[]OH[ ]NO[

Ka2

32

IDROLISI BASICAIDROLISI BASICA

NHNH44Cl(Cl(ss) ) NH NH44++((aqaq) + Cl) + Cl--

((aqaq))NHNH44

++ è l’acido coniugato di è l’acido coniugato di NHNH33, e quest’ultimo è una , e quest’ultimo è una base debole quindi…base debole quindi…

NHNH44++((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ NH NH33((aqaq) + H) + H33OO++

((aqaq))]NH[

]OH[ ]NH[Ka

4

33

IDROLISI ACIDAIDROLISI ACIDA

NHNH33((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ NH NH44++((aqaq) + OH) + OH--((aqaq))

]NH[]OH[ ]NH[

Kb3

4

In tutti i casi, per una coppia In tutti i casi, per una coppia acido-base coniugati si ha:acido-base coniugati si ha:

KKa a KKbb = K = Kww

]NH[]OH[ ]NH[

Ka

4

33

]NH[]OH[ ]NH[

Kb3

4

]NH[]OH[ ]NH[

]NH[

]OH[ ]NH[KK ba

4

33

3

4

Per esempio, per la coppia NHPer esempio, per la coppia NH44++/NH/NH33::

wK]OH][OH[ 3

Quando in una soluzione sono presenti sia Quando in una soluzione sono presenti sia un acido debole che la sua base un acido debole che la sua base coniugata…coniugata…

)xc(x)xc(

]HClO[]OH[ ]ClO[

Ka

ba

3

se x << ca e x << cbb

aa

a

ba c

cK]OH[ ;

c]OH[c

K

33

per esempio:per esempio:

HClO(HClO(aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ ClO ClO--((aqaq) + H) + H33OO++

((aqaq))ccaa ccbb

con con ccaa e e ccbb in quantità paragonabili in quantità paragonabili

xx+x+x-x-x

Un soluzione con un acido debole e la Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con csua base coniugata, con caa e c e cbb in in

quantità paragonabili, è un quantità paragonabili, è un tamponetampone..

ccaaccbb

L’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la reazione a destraL’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la reazione a destra

L’aggiunta di una piccola quantità di base sposta la reazione a sinistraL’aggiunta di una piccola quantità di base sposta la reazione a sinistra

Il pH non cambia molto in ambedue i casiIl pH non cambia molto in ambedue i casi

NHNH33((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ NH NH44++((aqaq) + OH) + OH--

((aqaq))

Per esempio:Per esempio:

Riepilogo:

Acido debole:

Base debole:

Idrolisi acida:

Idrolisi basica:

aa3 c]O[H K

bbc][OH K

sb

w3 c]O[H

K

K

sa

w c][OHK

K

Riepilogo:

Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata:

Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato:

b

aa3 c

c]OH[ K

a

bb c

c]OH[ K

INDICATORI DI pHINDICATORI DI pH

HA(HA(aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ A A--((aqaq) + H) + H33OO++((aqaq))

]A[

]HA[]OH[

]HA[

]OH[]A[

a

3

3a

K

K

giallogiallo rossorosso

Quando [HQuando [H33OO++] >> ] >> KKaa la soluzione appare gialla la soluzione appare gialla

Quando [HQuando [H33OO++] << ] << KKaa la soluzione appare rossa la soluzione appare rossa

Quando [HQuando [H33OO++] ] KKaa la soluzione appare arancione la soluzione appare arancione

0 2 4 61 3 5 7 8 10 12 149 11 13pHpH

ppKKa a = - log= - log1010 KKaa

K

]A[

]HA[]OH[

a

3 giallogiallo

rossorosso

0 2 4 61 3 5 7 8 10 12 149 11 13pHpH

fenolftaleinafenolftaleina

blu di blu di bromotimolobromotimolo

metil aranciometil arancio

rosso fenolorosso fenolo

alcuni indicatori:alcuni indicatori:

EQUILIBRI DI SOLUBILITEQUILIBRI DI SOLUBILITÀÀ

NaCl(NaCl(ss) ) Na Na++((aqaq) + Cl) + Cl--((aqaq))KOH(KOH(ss) ) K K++((aqaq) + OH) + OH--((aqaq))

alcuni elettroliti forti (si dissociano alcuni elettroliti forti (si dissociano completamente in ioni) completamente in ioni) sono sono molto solubili:molto solubili:

AgCl(AgCl(ss) ) ⇄⇄ Ag Ag++((aqaq) + Cl) + Cl--((aqaq))CaCOCaCO33((ss) ) ⇄⇄ Ca Ca2+2+((aqaq) + CO) + CO33

2-2-((aqaq))Ni(OH)Ni(OH)22((ss) ) ⇄⇄ Ni Ni2+2+((aqaq) + 2 OH) + 2 OH--((aqaq))CaCa33(PO(PO44))22((ss) ) ⇄⇄ 3 Ca 3 Ca2+2+((aqaq) + 2 PO) + 2 PO44

3-3-

((aqaq))

alcuni elettroliti forti alcuni elettroliti forti sono sono poco solubili:poco solubili:

AgAg22COCO33((ss) ) ⇄⇄ 2 Ag 2 Ag++((aqaq) + CO) + CO332-2-((aqaq))

]CO[]Ag[ 23

2ps

K a 25°C Kps = 6,2×10-12

Fe(OH)Fe(OH)33((ss) ) ⇄⇄ Fe Fe3+3+((aqaq) + 3 OH) + 3 OH--((aqaq))33

ps ]OH[]Fe[ K a 25°C Kps = 1,1×10-36

CaCOCaCO33((ss) ) ⇄⇄ Ca Ca2+2+((aqaq) + CO) + CO332-2-((aqaq))

]CO[]Ca[ 23

2ps

K a 25°C Kps = 8,7×10-9

SolubilitSolubilità = à = concentrazione del soluto che si scioglie concentrazione del soluto che si scioglie nella soluzione, all’equilibrio, ad una certa temperatura.nella soluzione, all’equilibrio, ad una certa temperatura.

AgAg22COCO33((ss) ) ⇄⇄ 2 Ag 2 Ag++((aqaq) + CO) + CO332-2-((aqaq))

3223

2ps s4s)s2(]CO[]Ag[ K

SolubilitSolubilità (s, in mol Là (s, in mol L-1-1) in acqua pura:) in acqua pura:

2s s

a 25°C4312

3 ps1016,1

4

102,6

4s

K

CaCOCaCO33((ss) ) ⇄ Ca Ca2+2+((aqaq) + CO) + CO332-2-((aqaq))

59

223

2

10391078

,,Ks

s]CO[ ]Ca[ K

ps

ps

a 25°C

s s

SolubilitSolubilità (s, in mol Là (s, in mol L-1-1) in acqua pura:) in acqua pura:

Fe(OH)Fe(OH)33((ss) ) ⇄ Fe Fe3+3+((aqaq) + 3 OH) + 3 OH--((aqaq))

10436

4 ps

43ps

105,427

101,1

27s

s27)s3(s

K

KSolubilitSolubilità a 25°Cà a 25°Cin acqua pura:in acqua pura:

s 3 s

630

36

30ps

30310ps

101,110

101,1

10s

10s)10(s

K

KSolubilitSolubilità a 25°C in à a 25°C in soluzione acida con soluzione acida con pH=4, cioè pOH=10 pH=4, cioè pOH=10 e quindi [OH-]=10e quindi [OH-]=10--

1010::

KKpsps = [Fe = [Fe3+3+] [OH] [OH--]]33

Formazione di Formazione di precipitatiprecipitati

NaCl(NaCl(ss) ) Na Na++((aqaq) + Cl) + Cl--

((aqaq))

AgNOAgNO33((ss) ) Ag Ag++((aqaq) + NO) + NO33--

((aqaq))

NaNa++((aqaq))ClCl--((aqaq))

AgAg++((aqaq))NONO33

--((aqaq))

AgCl(AgCl(ss) ) ⇄ Ag Ag++((aqaq) + Cl) + Cl--((aqaq) ) KKpsps = = 1,81,81010-10-10

Na+(aq)Cl-(aq)

Ag+(aq)NO3

-(aq)

AgAg++((aqaq))NONO33

--((aqaq))NaNa++((aqaq))ClCl--((aqaq))

AgCl(AgCl(ss) ) ⇄ Ag Ag++((aqaq) + Cl) + Cl--

((aqaq))

Conoscenze e abilità da conseguire Al termine dell'insegnamento, lo studente conosce le basi...

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