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Corsi di Azzeramento di Corsi di Azzeramento di ChimicaChimica

Facoltà di IngegneriaFacoltà di Ingegneria

Programma:

•Nomenclatura delle sostanze chimiche inorganiche

•Significato quantitativo e qualitativo delle formule chimiche

•Impostazione delle equazioni di reazione

•Reazioni e rapporti quantitativi

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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.

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ATOMOATOMO

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.

ZZAAAA

Atomo neutro

-e- +e-

Catione Anione

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SOSTANZE SOSTANZE CHIMICHECHIMICHE

ElementiElementicostituiti da

un’unica specie atomica (H2)

CompostiCompostiSostanze costituite da due o più elementi, con atomi

in proporzioni definite (H2O)

COMPOSTICOMPOSTI

OrganiciContengono C e H (es:C6H12O6;CH4 )

Inorganicitutti gli altri (es:HCl, H2O)

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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.

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• 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).

• 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).

• FORMULA DI STRUTTURA: Indica come gli atomi

di una molecola sono uniti tra loro e come sono

disposti nello spazio.

FORMULE CHIMICHE

C5H4

C10H8

CH: C2H2 o C6H6 ?

C

CCC

CC

H C C H

H

H

H

H

H

H

 naftalene

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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.

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LA

TA

VO

LA

PE

RIO

DIC

AL

A T

AV

OL

A P

ER

IOD

ICA

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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 OSSIDAZIONENUMERO 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

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ELEMENTI

Metalli

Non-MetalliAnfoteri

Metallo

Ossido Basico

Idrato

Non- Metallo

Anidride

Acido

O2

H2O

O2

H2O

Sale

Metallo+H2 IDRURO

Non-Metallo+H2 IDRACIDO

Sia i metalli che i non metalli formano, nei

loro numeri di ossidazione positivi, composti binari con

l’ossigeno

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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

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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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Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero

Metallo + Ossigeno: MxOy

Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione:

M(+1) + O(2-) M2OM(+2) + O(2-) MOM(+3) + O(2-) M2O3

M(+4) + O(2-) MO2Non metallo + Ossigeno: ExOy

x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione:E(+1) + O(2-) E2OE(+2) + O(2-) EOE(+3) + O(2-) E2O3

E(+4) + O(2-) EO2

E(+5) + O(2-) E2O5

E(+7) + O(2-) E2O7

I. Qual’è il n.o. del Manganese (Mn)nel 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: SO4

2-, SO32-?

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Nomenclatura TradizionaleOssidi 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

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)

Se l’elemento ha due numeri di ossidazione:

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.

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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

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EsempioRadiceElemento

Cloruro AuricoAur-Oro

Idrato stannosoStann-Stagno

Ossido manganosoMangan-Manganese

Arseniato, acido arsenicoArseni-, arsen-Arsenico

Acido fosforico, fosfatoFosfor-, fosfFosforo

Acido solforico, solfatoSolfor-, solf-Zolfo

Nitrito, NitratoNitr-Azoto

  Le più importanti eccezioni a queste regole sono:

Idrato nichelosonichel-Nichel

Ossido rameicorame-Rame

Iodato, ioduroiod-Iodio

Ossido ferrosoferr-Ferro

EsempioRadiceElemento

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.

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

-ICO

PER-…-ICO

N.o. crescenti

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PEROSSOCOMPOSTI

Sono composti in cui un ossigeno è sostituito con un gruppo O2

2- (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)

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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 (Mono)Idrossido(o idrato) di sodio

Fe(OH)2 Diidrossido di ferro (o idrato Ferroso)

Fe(OH)3 Triidrossido di ferro(o idrato Ferrico)

Ca(OH)2 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

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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 OssigenatiAlcuni 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-O-

Es: acido persolforico H2SO5

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OSSIDI ACIDI

ACIDI

IDRURIe

IDRACIDI

ACIDI OSSIGENATI

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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 acido fluoridrico (fluoruro di idrogeno)HCl acido cloridrico (cloruro di idrogeno)H2S acido solfidrico (solfuro di idrogeno)

HBr acido bromidrico (bromuro di idrogeno)HI acido iodidrico (ioduro di idrogeno)HCN acido cianidrico (cianuro di idrogeno)

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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 ammoniacaPH3 fosfinaAsH3 arsina

Il carbonio, il silicio e il boro formano i seguenti composti:

CH4 metanoSiH4 silanoBH3 borano

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Gli ioni positivi ottenuti per addizione di protoni su non metalli con n.o. negativo, vengono designati con suffisso -ONIO

NH4+ ione nitronio

( ammonio) PH4

+ ione fosfonio

H3O+ ione ossonio

BiO+ ione bismutile VO2+ ione vanadile NO+ ione nitrosile

NO2+ ione nitrile

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:

Cu+ ione rameoso Fe2+ ione ferrosoCu2+ ione rameico Fe3+ ione ferrico

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:

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Radicali acidi e Ioni negativi

I-

Ione ioduro

F-

Ione fluoruro

Cl-

Ione cloruro

Br-

Ione bromuro

O2-

Ione ossido

S2-

Ione solfuro

N3-

Ione nitruro

P3-

Ione fosfuro

C4-

Ione carburo

H-

Ione idruro

Ciò che resta di un acido dopo averlo deprotonato, è detto radicale acido e presenta al posto degli atomi di H, altrettante cariche negative.

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).

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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 IDROGENO-

Ione idrogenosolfatoHSO4

-

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ES:

Ossidi del ferro

Ossido piombico

Anidridi del cloro

Anidridi dell’azoto

Lucido bianco

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

+1 Cl2O anidride ipoclorosa

+3 Cl2O3 anidride clorosa

+5 Cl2O5 anidride clorica

+7 Cl2O7 anidride perclorica

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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)

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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

dividendoli per uno stesso numero.

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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

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SOLFATO FERROSO: • S (zolfo), non metallo, n.o.

+6 (suffisso –ATO)• SO3: anidride solforica• H2SO4: acido solforico• SO4

2- : radicale solfato (valenza 2)

• Fe (ferro), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO)

• Fe2+ ione ferroso (valenza 2)

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

Fe2(SO4)2

semplificando

FeSO4

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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

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• K2CO3: carbonato potassico• Cu(NO3)2: nitrato rameico• CuCl: cloruro rameoso• FeCl3: cloruro ferrico• Fe2(SO3)3: solfito ferrico• Na2SO4: solfato sodico• BaSO4: solfato di bario• Na3PO4: fosfato sodico• Al2S3: solfuro di alluminio• AlPO4: fosfato di alluminio• MnCl2: cloruro di manganese• KMnO4: permanganato di potassio• NH4Cl: cloruro di ammonio

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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 SO4

2- (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

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•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)•HPO4

2- ione fosfato monoacido oppure ione monoidrogenofosfato

CaHPO4 monoidrogenofosfato calcico (o di calcio)(anche fosfato bicalcico)•PO4

3- ione fosfato

Ca3(PO4)2 fosfato calcico (o di calcio)(anche fosfato tricalcico)

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TIOCOMPOSTITIOCOMPOSTI

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

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FORMULE CHIMICHEFORMULE 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

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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.

StechiometriStechiometria:a: 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.

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1 molecola di O2 non ha lo stesso peso di una di O3

1g di O2 e 1g di O3 non corrispondono allo stesso numero di molecole delle due specie

Chimicamente, è importante sottolineare come ad un stessa massa, corrisponda solitamente un diverso quantitativo di sostanza

Analogamente, ad una stessa quantità di materia di due diversi composti, non necessariamente corrisponde lo stesso peso

3molecole di ossigeno O2

2molecole di ozono O3

Peso e Quantità di Peso e Quantità di MateriaMateria

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

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Si definiscono così per semplicità i concetti di:

GrammoatomoGrammoatomo: peso atomico espresso in grammi

E’ importante osservare che il numero di moli (mol) è calcolabile in funzione del semplice rapporto:

Mol = gr/PM

GrammomolecolaGrammomolecola: 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

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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

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.

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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

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REAZIONI CHIMICHEREAZIONI CHIMICHE

Equazioni di reazione

Le trasformazioni che le sostanze subiscono in un processo chimico, vengono riassunte nelle:

Reagenti Prodotti

Le sostanze che partecipano al processo, in qualità di sostanze di partenza e di sostanze

formatesi in seguito alla razione, sono schematizzate come:

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:

“Il numero di atomi di ciascuna sostanza deve essere lo stesso nei due

membri della reazione”

aA+bB cC+dD

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 .

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•Combinazione o Sintesi

•Decomposizione

•Doppio Scambio

•Neutralizzazione(Acido/base o

salificazione)

•Ossidoriduzione

2H2 + O2 = 2H2O

CaCO3 = CaO + CO2

CaCl2 +2NaNO3 = 2NaCl + Ca(NO3)2

HCl+NaOH=NaCl+H2O

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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 + H2OProcediamo 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 reazione2 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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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 e-

ceduti dall’ossidante, deve essere uguale a quello degli e-

acquistati dal riducente

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Bilanciamento REDOXBilanciamento 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

Sali di Mn2+ MnSO4, MnCl2

MnO42- H2MnO4

manganati

MnO42- HMnO4

permanganati

Es:

Mn2+

Mn6+

Mn7+

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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