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Corsi di Azzeramento diCorsi di Azzeramento diChimicaChimica

Facoltà di IngegneriaFacoltà di Ingegneria

Programma:

•Nomenclatura delle sostanze chimicheinorganiche

•Significato quantitativo e qualitativo delleformule chimiche

•Impostazione delle equazioni di reazione

•Reazioni e rapporti quantitativi

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Oggi di chimica siamo circondati, moltopiù di ieri. Semplici gesti come chiuderela zip di una giacca a vento di nylon(polimero), o accendere il gas(idrocarburo gassoso), o prendereun’aspirina (acetilsalicilato), o usare lelenti a contatto, ci fanno capire quantaChimica c’è nella nostra vita quotidiana.In soli duecento anni la Chimica ha datoimpulso a una serie di industrie: da quellaestrattiva a quella metallurgica, da quelladel gas a quella del petrolio, daglialimentari alla farmaceutica, dai colorantialle materie plastiche. E’ entrata a farparte delle nostre case, del nostro arredo,dei nostri oggetti e del nostroabbigliamento. Ha invaso anchel’ambiente. Fin troppo. Le nuove frontieredella Chimica la vedono oggi impegnatanell’industria del recupero, deltrattamento ecologico e dei sistemiantiinquinamento.

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ATOMOATOMO

costituito da:

•Nucleo: Protoni (+) e neutroni,noti come nucleoni;

•Periferia: elettroni (-).

Ogni atomo è completamentedefinito una volta noti:

•Z= Numero atomico: Numero deiprotoni contenuti nel nucleoatomico

•A= Numero di massa: Numerototale dei nucleoni (protoni piùneutroni) presenti nel nucleo di undato atomo: identifica i vari isotopidi uno stesso elemento.

ZZAAAA

Atomoneutro

-e- +e-

Catione Anione

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SOSTANZESOSTANZECHIMICHECHIMICHE

ElementiElementicostituiti da

un’unica specieatomica (H2)

CompostiCompostiSostanze costituite da dueo 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 specificadisposizione).

•Composti ionici: Costituiti da IONI( atomo, o gruppo diatomi dotati di una carica elettrica + o -).

I composti sono quindi definibili comecombinazioni di elementi. Gli atomi dei diversielementi che lo costituiscono, sono presenti iproporzione costante e caratteristica. Le lorocaratteristiche fisiche e chimiche sono diverseda quelle degli elementi costituenti.

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FORMULE CHIMICHE

• FORMULA MINIMA (o SEMPLICE o BRUTA):esprime il rapporto tra i diversi atomi di unamolecola, utilizzando i più piccoli numeri interi comepedici (per composti molecolari, covalenti e ionici).

• FORMULA MOLECOLARE: esprime non solo ilrapporto tra gli atomi dei vari elementi, ma indicaanche il numero reale di atomi dei vari elementi inuna singola molecola (per composti molecolari).

• FORMULA DI STRUTTURA: Indica come gli atomidi una molecola sono uniti tra loro e come sonodisposti nello spazio.

C5H4

C10H8

CH: C2H2 o C6H6 ?

C

CC

C

CC

H C C H

H

H

H

H

H

H

 naftalene

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Le regole di nomenclatura attualmente inuso sono state formulate dalla

COMMISSIONE dell’UNIONE diCHIMICA PURA e APPLICATA (IUPAC).

In base a tali regole è possibile stabilire laformula 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 comportamentochimico, si possono suddividere in METALLI eNON METALLI. Esistono alcuni elementi che,in corrispondenza di un loro numero diossidazione, presentano caratteristiche intermediee sono detti ANFOTERI.

NUMERO DI OSSIDAZIONENUMERO DI OSSIDAZIONE

Rappresenta lo stato di combinazione di unelemento in un composto, da un punto di vistaformale e pratico. Esso consiste nella caricaelettrica formale che l’elemento assume in uncomposto se si pensa di associare gli elettronidi ciascun legame all’atomo considerato piùelettronegativo. Il numero di ossidazione puòquindi assumere valori sia positivi che negativi.Quando gli elettroni di legame vengonoassegnati all’elemento più elettronegativo, essosi carica di tante cariche negative quanti sonogli elettroni acquistati.Sostanzialmente, si tratta di un concetto dicomodo, utile artificio per scrivere la formuladi un composto o per definirne il nome, nota laformula

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ELEMENTI

MetalliNon-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 nonmetalli formano, nei

loro numeri diossidazione positivi,composti binari con

l’ossigeno

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REGOLE:

üIl n.o. di una specie elementare è zero: N2, O2..üNel calcolo del n.o. non si tiene conto dei legamitra atomi dello stesso elemento.üIl n.o. di un catione o di un anione corrispondealla propria carica.üL’idrogeno H ha sempre n.o. +1, tranne che negliidruri (composti binari con i metalli) in cuipresenta n.o. –1:

+1: in H2O, NH3..

-1: in NaH, CaH2…

üL’ossigeno O ha sempre n.o. –2, tranne in OF2

(n.o. +2) nei perossidi (-O-O-, n.o. –1) e neisuperossidi (n.o. –1/2).ü Il fluoro F ha sempre n.o. –1.ü Il cloro Cl ha sempre n.o. –1, tranne nei legamicon F e con O in cui assume n.o. positivi.ü Il Br ha sempre n.o. –1 tranne nei legami con F,O e Cl in cui presenta n.o. positivi.ü I metalli hanno sempre n.o. positivi; i metallialcalini: n.o.+1

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üI metalli alcalino terrosi, Zn e Cd: n. o. + 2.ü Il B e l’Al: n.o. +3ü In una molecola la somma algebrica dei n.o. ditutti gli atomi deve essere zero.üIn uno ione (positivo o negativo) la sommaalgebrica dei n.o. deve essere uguale alla caricadello ione stesso.

In generale, per ricavareil numero d’ossidazionebasta fare un conteggiodelle cariche nellamolecola in oggetto,tenendo conto del fattoche la loro somma deveessere 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 semplificanogli indici nelcaso sianodivisibili peruno stessonumero

Metallo + Ossigeno:MxOy

Gli indici x e y dipendono dai rispettivinumeri di ossidazione:

M(+1) + O(2-) à M2OM(+2) + O(2-) à MOM(+3) + O(2-) à M2O3M(+4) + O(2-) à MO2

Non metallo + Ossigeno: ExOy

x e y dipendono dai rispettivi numeridi ossidazione:E(+1) + O(2-) à E2OE(+2) + O(2-) à EOE(+3) + O(2-) à E2O3E(+4) + O(2-) à EO2E(+5) + O(2-) à E2O5E(+7) + O(2-) à E2O7

• Qual’è il n.o. del Manganese (Mn)nelcomposto KMnO4?

• Qual’è il n.o. del Cromo (Cr) nei seguenticomposti neutri: Cr2O3, K2CrO4?

• Qual’ è il n.o. dello zolfo (S), nei seguentianioni: 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 nomedell’elemento; si può anche usare laproposizione di, seguita dal nomedell’elemento Es: Al2O3

Alla parola OSSIDO si aggiunge unattributo costituito dalla radice del nomedell’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 derivatida elementi con n.o. unico)

Se l’elemento ha due numeri di ossidazione:

La formula degli ossidi si ottiene:

ØScrivendo il simbolo dell’ossigeno di seguito aquello del metallo;

ØAggiungendo i pedici, bilanciando i n.o. deglielementi coinvolti affinchè la molecola siaelettricamente 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= CO2oAnidride Solforosa (possibili n.o. per lo S = 4+,6+) S(n.o.=4+) + O (n.o.=2-) = SO2oAnidride 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 nomesi indica con la parola anidride seguita da unattributo al femminile con gli stessi suffissiOSA e ICA.Si utilizzano, oltre ai suffissi, anche i prefissiIPO- e PER- per distinguere i possibili composti:

Rapporto: 2 a 3prefisso 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 importantieccezioni a questeregole sono:

Idrato nichelosonichel-Nichel

Ossido rameicorame-Rame

Iodato, ioduroiod-Iodio

Ossido ferrosoferr-Ferro

EsempioRadiceElemento

Riassumendo:Dal nome dell’elemento si ricava laradice da usare nella formula dei relativi composti, otogliendo la “o” finale, o la “io” finale oppure, perterminazioni differenti, lasciando il nome dell’elementotal quale.

Se un elemento ha 2 numeri diossidazione, i composti formati conil minore assumono la desinenza -OSO, quelli con n.o. maggiore, ladesinenza -ICO.

A più n.o. corrisponderanno, pern.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 ungruppo O2

2- (gruppo PEROSSO). Sono cioè compostiche contengono più ossigeno del necessario. Essivengono 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 ossidibasici (ossidi metallici) con acqua:

K2O + H2O → 2 KOHSono costituiti dallo ione METALLICO positivoMn+ e da n IONI OSSIDRILI OH-.La loro formula si ottiene unendo al metallo unnumero di gruppi OH pari al numero d’ossidazionedel 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 diossidazione si può utilizzare la solapreposizione di:Mg(OH)2: Idrossido di magnesio

L’idrossido d’ammonio, NH4OHrappresenta 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 equelli 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 à H2SO3 (acido solforoso)(anidride solforosa)

SO3 + H2O à H2SO4 (acido solforico)(anidride solforica)

N2O5 + H2O à H2N2O6 à 2HNO3 (anidride nitrica) (acido nitrico)

CO2 + H2O à H2CO3 (acido carbonico)(anidride carbonica)

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Acidi OssigenatiAlcuni non metalli, soprattutto del IV edel V gruppo formano acidi con formulacorrispondente all’addizione di unaquantità variabile di molecole di H2Oall’anidride. Così per uno stesso numero diossidazione possono esistere diversi acidi,distinguibili con appropriati prefissi,fermo restando il suffisso associato aquel n.o. All’aumentare del numero dimolecole d’acqua si usano i seguentisuffissi: META-, PIRO- (o DI-), ORTO.

P2O5 + H2O à HPO3 (acido metafosforico)

P2O5 + 2 H2O à H4P2O7

(acido pirofosforico o difosforico)P2O5 + 3 H2O à H3PO4

(acido ortofosforico)

Peracidi: Acidi in cui è presente un legame deltipo -O-O-

Es: acido persolforico H2SO5

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OSSIDIACIDI

ACIDI

IDRURIe

IDRACIDI

ACIDIOSSIGENATI

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IDRURISono 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 Hquanti sono gli elettroni che il metallo possiede ineccedenza rispetto alla struttura del gas nobile.

•Idruro di calcio CaH2

•Idruro di alluminio AlH3

•Idruro di sodio NaH

IDRACIDIAnche gli alogeni e lo zolfo formano nei loro n.o. negativi,acidi binari con l’H. Si indicano col suffisso –IDRICO. Laloro formula si ottiene facendo precedere il simbolo delnon-metallo da tanti H quanti sono gli elettroni chemancano all’elemento in questione per raggiungere laconfigurazione 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 altricomposti binari con l’idrogeno

üGli elementi del Vo gruppo si legano ad H neiloro n.o. negativi (-3):

NH3 ammoniacaPH3 fosfinaAsH3 arsina

ü Il carbonio, il silicio e il boro formano iseguenti composti:

CH4 metanoSiH4 silanoBH3 borano

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Gli ioni positivi ottenuti peraddizione di protoni su nonmetalli 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 caricapositiva viene saturatadall’ossigeno (n.o. –2), cheannulla 2 cariche positive. Taliioni vengono chiamati colsuffisso –ILE, e possono esseresia con metalli che con nonmetalli:

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

IONI METALLICI e IONI POSITIVI(CATIONI)

La formula degli ioni metallici si indicaponendo a destra in alto del simbolodell’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 averlodeprotonato, è detto radicale acido epresenta al posto degli atomi di H,altrettante cariche negative.

Gli ioni monoatomici (costituiti da unsolo atomo) fanno seguire alla radicedell’elemento la desinenza uro.Gli ioni F-, Cl-, Br-, I-, S2- possonoessere considerati derivati dall’acidoalogenidrico 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 partedegli acidi, da luogo ancora a radicaliionici negativi, indicati con il prefissoIDROGENO-

Ione idrogenosolfato HSO4-

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ES:

Ossidi del ferro

Ossido piombico

Anidridi del cloro

Anidridi dell’azoto

Lucido bianco

Ossidi metallici

• Na2O: Monossido didisodio

• Fe2O3: Triossido didiferro

• BaO: Monossido dibario

• Li2O: Monossido didil itio

• SnO2: Diossido distagno

§Ossidi non metalliciCl2O: Monossido di dicloroCl2O3: Triossido di dicloro

Cl2O5: Pentossido di dicloroCl2O7: Eptossido di dicloroCO: Monossido di carbonioCO2: Diossido di carbonio

SO2: Diossido di zolfoSO3: 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 à H2Cl2O2 à 2HClO(acido ipocloroso)

(Anidride clorosa) Cl2O3 + H2O à H2Cl2O4 à 2HClO2

(acido cloroso)(Anidride clorica) Cl2O5 + H2O à H2Cl2O6 à 2HClO3

(acido clorico)(Anidride perclorica) Cl2O7 + H2O à H2Cl2O8 à 2HClO4

(acido perclorico)(Anidride bromica) Br2O5 + H2O à H2Br2O6 à 2HBrO3

(acido bromico)(Anidride bromosa) Br2O3 + H2O à H2Br2O4 à 2HBrO2

(acido bromoso)

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I sali si originano per reazione tra uncomposto derivato da un metallo (ossidobasico, idrossido o il metallo stesso) e uncomposto 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 quellidescritti) e da una parte non metallica (unradicale 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 quelladell’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- : radicalesolfato (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)2semplificando

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 acidiper parziale perdita di ioni H+ sono detti SALIACIDI. Ad esempio da H2SO4 si possonoformare sia SO4

2- (valenza 2) sia HSO4- . I

sali che derivano da questi nuovi radicali acidisono genericamente indicati come sali acidioppure vengono chiamati col prefissoIDROGENO-. Quindi lo ione HSO4

- verràdenominato solfato acido oppureidrogenosolfato.

SOLFATO ACIDO MANGANOSO• S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO)• SO3: anidride solforica• H2SO4: acido solforico• HSO4

1-: 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 acidiche si possono formare sono più di due. Siuseranno allora appropriati prefissi.ESEMPIO: H3PO4 acido ortofosforico da cuiderivano i seguenti radicali acidi:•H2PO4- ione fosfato biacido o diidrogenofosfatoCa(H2PO4)2 diidrogenofosfato calcico (o di calcio)(anche fosfato monocalcico)•HPO4

2- ione fosfato monoacido oppure ionemonoidrogenofosfatoCaHPO4 monoidrogenofosfato calcico (o di calcio)(anche fosfato bicalcico)•PO4

3- ione fosfatoCa3(PO4)2 fosfato calcico (o di calcio)(anche fosfato tricalcico)

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TIOCOMPOSTITIOCOMPOSTI

Sono composti in cui uno o più atomi diO sono sostituiti da S. Vengonodesignati col prefisso TIO- precedutoda un altro prefisso che indica ilnumero di sostituzioni:

Tiosolfato sodico Na2SO4 à Na2S2O3Acido ditiocarbonico H2CO3 à H2CS2OTetratioortoarseniato di potassio K3AsO4 à K3AsS4Monotiosolfatodi alluminio Al2(SO4)3 à Al2(S2O3)3

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FORMULE CHIMICHEFORMULE CHIMICHE

SIGNIFICATO

qualitativo quantitativo

Indicazioni sullacomposizione di unamolecola o di uno ionemolecolare:tipologia diatomi costituenti

Valutazioni sul numerodi atomi costituenti erapporto minimo tra gliatomi nel composto

Laformula di un composto permetteinoltre la determinazione dellapercentuale in peso di ciascunelemento in esso contenuto

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Nella risoluzione dei problemi stechiometrici, ai simboli ealle formule si attribuisce un preciso significatoquantitativo:

-il simbolo di un elemento è associabile al suo pesoatomico, riportato nella tavola periodica. Si tratta di unamisura relativa, data dal rapporto tra la massa atomicaassoluta e la dodicesima parte dell’isotopo del C, aventenumero di massa 12. E’ espresso in u.m.a.

- la formula di un composto ci permette di desumerne ilpeso molecolare, somma dei pesi atomici degli elementicostituenti la molecola. Si tratta anche questa volta diuna misura relativa.

Stechiometria:Stechiometria:Gli aspetti quantitativi delle trasformazionichimiche vengono studiati da una parte dellachimica, detta STECHIOMETRIA.Il calcolo stechiometrico è di fondamentaleimportanza per la risoluzione dei problemichimici riguardanti l’analisi chimica, lepreparazioni chimiche di laboratorio e lepreparazioni chimiche industriali.

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1 molecola di O2 non ha lostesso peso di una di O3

1g di O2 e 1g di O3 non corrispondonoallo stesso numero di molecole delle duespecie

Chimicamente, èimportante sottolinearecome ad un stessa massa,corrisponda solitamenteun diverso quantitativo disostanza

Analogamente, ad una stessaquantità di materia di duediversi composti, nonnecessariamente corrispondelo stesso peso

3molecole diossigeno O2

2molecoledi ozono O3

Peso e Quantità di MateriaPeso e Quantità di Materia

E’ necessario introdurre un concettoche permetta di definire in termini dipeso in grammi la quantità di materia,tenendo conto delle caratteristichechimiche delle specie in questione

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Si definiscono così per semplicità iconcetti di:

GrammoatomoGrammoatomo: pesoatomico espresso ingrammi

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

Mol = gr/PM

GrammomolecolaGrammomolecola: pesomolecolare espresso ingrammi

Quest’ ultima è anche dettaMOLE

Una mole di qualunque sostanza, contienesempre 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) è18 015 e 1 grammomolecola di H2Oequivale a 18.015 g di H2O.

In 18.015 g di H2O, ci sono6.02*1023molecole di H2O.

Analogamente in un grammoatomo di unelemento, sono contenuti 6.02*1023

atomi dell’elemento stesso

EsempiH significa 1 grammoatomo di idrogeno ossia 1,008 gdi idrogeno

O2 significa 1 grammomolecola di ossigeno ossiacirca 32 g di Ossigeno

La massa atomica del carbonio (C) è 12.01 e 1grammoatomo di C equivale a 12.01 g di C

H2SO4 significa 1 grammomolecola di acido solforicoossia circa 98 g di acido solforico

KNO3 significa 1 grammoformula di nitrato dipotassio ossia circa 101 g di nitrato di potassio.

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Una formula chimica cipermette di definire anche lacomposizione percentuale di undato composto, noti gli atomiche 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 subisconoin un processo chimico, vengono riassuntenelle:

Reagenti Prodotti

Le sostanze che partecipano al processo, in qualitàdi 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 molarisecondo cui le diverse sostanze prendono parteallla reazione stessa.

Tali quantità si dicono rapporti stechiometrici, evengono espressi da coefficienti che tengonoconto della quantità di materia che prende partealla reazione.

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Per scrivere in modo corretto un’ equazione direazione, è prima di tutto necessario sapere qualiprodotti si formano a partire da determinatireagenti. In alcuni casi, sulla base dellecondizioni di reazione è facile prevedere qualisostanze si formeranno; in altri è necessarioanalizzare accuratamente il materiale ottenuto.

Ad ogni modo, scritte le formule di ogni individuochimico coinvolto nel processo, occorreintrodurre opportuni coefficienti di reazione ebilanciare i composti presenti, al fine disoddisfare la:

“Il numero di atomi di ciascuna sostanzadeve essere lo stesso nei due membri della

reazione”

aA+bB cC+dD

Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella realtàalla legge di Lavoisier (o legge della conservazionedella massa). Nel corso delle reazioni Chimiche, lamassa si mantiene costante .

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•Combinazione o Sintesi

•Decomposizione

•Doppio Scambio

•Neutralizzazione(Acido/base o salificazione)

•Ossidoriduzione

H2+1/2O2=H2O

CaCO3 = CaO + CO2

2NaOH +H2SO4= Na2SO4 + 2H2O

HCl+NaOH=NaCl+H2O

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Coefficienti Stechiometrici

La conseguenza della legge di conservazionedegli atomi è che anche la formulazioneschematica della reazione deve rispecchiarequesta proprietà fondamentale.

Si devono pertanto introdurre dei numeriche moltiplichino intere formule chimiche alfine di avere un ugual numero di atomi dellastessa specie chimica sia tra i reagenti chei prodotti. Questi coefficienti sono detti“STECHIOMETRICI”

Bilanciamento delleReazioni

Nei casi più semplici, specialmente se sonoindicati tutti i reagenti ed i prodotti, sipossono seguire due semplici regole:

Bilanciare per primo l’elemento che compare nelminor numero di formule.

Bilanciare per ultimo l’elemento che compare nelmaggior numero di formule.

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Applicazioni Pratiche

• Immaginiamo di avere la comune reazione dicombustione del gas di città (Metano, CH4):

CH4 + O2 èè CO2 + H2O• Ma questa non è l’unica reazione del metano

con l’ossigeno.Si può anche avere:CH4 + O2 èè CO + H2O

Procediamo al Bilanciamento della Reazione

Consideriamo la nostra prima reazione:CH4 + O2 èè CO2 + H2OIl C, tra reagenti e prodotti compare in 2

formule, come H, mentre O compare i 3formule. Proviamo a bilanciare C ed H:

1 CH4 + O2 èè 1 CO2 + 2 H2ORimane da bilanciare O:CH4 + 2 O2 èè CO2 + 2 H2O

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Consideriamo la nostra seconda reazione:CH4 + O2 èè 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 èè CO + 2 H2ORimane da bilanciare O:

CH4 + 3/2 O2 èè CO + 2 H2O

Poiché le molecole reagiscono come oggettiinteri, è preferibile non fare comparirecoefficienti stechiometrici non interi,per cui:

2 CH4 + 3 O2 èè 2 CO + 4 H2OConfrontando questa reazione con la prima:

CH4 + 2 O2 èè CO2 + 2 H2ODi particolare importanza è il rapporto tra

molecole di metano ed ossigeno: più siabbassa e più è favorita la formazionedi CO.

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Nella prima reazione (quella che porta a CO2):CH4 + 2 O2 èè CO2 + 2 H2OLa stechiometria della reazione dice che 1

molecola di metano ha bisogno per reagire di 2molecole di ossigeno. Applicando la definizionedi mole si può dire che UNA mole di CH4 habisogno di DUE di moli di ossigeno.

Nella seconda reazione2 CH4 + 3 O2 èè 2 CO + 4 H2OLa stechiometria della reazione dice che 2

molecole di metano reagiscono con 3 molecoledi ossigeno. Applicando la definizione di molesi può dire che due moli di CH4 hanno bisognodi tre moli di ossigeno.

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DALLE MOLECOLE AI GRAMMI

CH4 + 2 O2 èè CO2 + 2 H2O

Se 1 mole di CH4 ha bisogno di 2 molidi O2, dato che una molecola dimetano pesa 16,043 uma ed una diossigeno 32 uma, si può concludereche occorrono 64 g di ossigenoogni 16,043 g di metano

2 CH4 + 3 O2 èè 2 CO + 4 H2O

Se 2 moli di CH4 hanno bisogno di 3 molidi O2, dato che una molecola dimetano pesa 16,043 uma ed una diossigeno 32 uma, si può concludereche occorrono 96 g di ossigeno ogni32,086 g di metano

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Le reazioni di ossidoriduzione sonoprocessi che coinvolgono specie chimiche acarico delle quali si osservano variazionidel numero di ossidazione

C aratterizzate dal passaggio effettivo oformale di elettroni (e-)da una sostanza(atomi, ioni, molecole) ad un’altra

Variazione del n.o.delle sostanzecoinvolte

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Un elemento si OSSIDA quando cedeelettroni, aumentando il proprio n.o.

Un elemento si RIDUCE quando acquistaelettroni, 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 essereuguale a quello degli e- acquistati dal

riducente

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Bilanciamento REDOXBilanciamento REDOX

Bilanciare una reazione, significa attribuire ad ognisostanza presente opportuni coefficientistechiometrici, in modo che sia possibile laconservazione della massa e la conservazione dellecariche elettriche. In altre parole il numero di atomi,per ogni specie chimica, presente nei reagenti deveessere uguale a quello della stessa specie presente neiprodotti di reazione; la carica elettrica complessiva dellesostanze reagenti, deve essere uguale alla caricacomplessiva dei prodotti.

Bisogna pertanto procedere anche in questo caso a:

§ BILANCIAMENTO DI CARICA

§ BILANCIAMENTO DI MASSA

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Schema bilanciamento reazioni REDOX

ØSi attribuiscono i numeri di ossidazione ad ogni specie

coinvolta nel processo

ØSi individuano gli elementi che cambiano il numero di

ossidazione

ØSi scrivono le semireazioni di riduzione e di ossidazione

riferite agli elementi coinvolti

ØSi eseguono i bilanci parziali di carica delle coppie

ossidoriduttive coinvolte

ØSi completa il bilanciamento di materia

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È di semplice intuizione che:

§Gli elementi aventi massimo stato diossidazioni tra quelli possibili, hanno latendenza a ridursi, quindi a comportarsi daossidanti

§Quando un elemento può avere più stati diossidazione, l’ambiente di reazione puòstabilizzarne uno tra i possibili

§Un elemento che possa avere comportamentometallico ( generalmente assegnabile a bassistati di ox.) e non metallico ( alti stati di ox.),darà luogo rispettivamente a Sali del metallo ea composti in cui l’elemento costituisce ilformale acido

Sali di Mn2+ MnSO4, MnCl2

MnO42- H2MnO4

manganati

MnO42- HMnO4

permanganati

Es:

Mn2+

Mn6+

Mn7+

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Reazioni diReazioni di dismutazione dismutazione o odisproporzionamentodisproporzionamento

Esistono processi redox nei quali unostesso elemento può contemporaneamenteossidarsi e ridursi:

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Purezza dei reagenti

Per purezza di un composto si intende laquantità effettiva dello stesso presenteall’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’impiegodi49g di acido, dovremmo usare unquantitativo del nostro reagente ottenutodalla proporzione:

60 : 100 = 49 : x x = 81.66g

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Resa o Rendimento

In molte reazioni, la quantità diprodotto ottenuto è inferiore aquella calcolata teoricamente inbase a rapporti stechiometrici:

RESA = g effettivi/ g teorici