Dott. ssa Francesca Soavi1 Precorso di Chimica: aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana) 26/9...

Dott. ssa Francesca Soavi 1

Precorso di Chimica: aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana)

26/9 Giovedì 9.00 – 12.00 27/9 Venerdì 9.00 – 12.00

14.00 – 16.00

Francesca SoaviDipartimento di Scienza dei Metalli, Elettrochimica e Tecniche Chimiche Lab. Elettrochimica dei Materiali, Via S.Giacomo 7 - Tel. 051 2099797

e-mail: [email protected]

2

Definizione e significato dei seguenti termini:-sistema materiale eterogeneo-sistema materiale fisicamente omogeneo (soluzione)-sistema materiale chimicamente omogeneo

specie chimicaspecie elementarecomposto chimico

-atomo, nuclide, elemento, ione,isotopo-numero atomico, numero di massa, peso atomico-legame chimico-reazione chimica-Stati di aggregazione della materia e cambiamenti di stato-Simbologia per rappresentare i principali elementi chimici e, in generale, i composti chimici.

Conoscenze di base di Chimica

TEST DI AUTOVALUTAZIONEhttp://www.farmacia.unibo.it/Farmacia/Studenti/Immatricolazioni+e+iscrizioni/autovalutazione.htm

Notazione scientifica, logaritmi, operazioni di

conversione di unità di misura

Dott. ssa Francesca Soavi


I Sistemi Materiali

Proprietà FISICHE: sono quelle proprietà della materia che non sono da mettere in relazione con trasformazioni delle sostanze in sostanze diverse (temperatura, conducibilità, peso specifico,….)

Proprietà CHIMICHE: sono quelle proprietà della materia che sono da mettere in relazione con trasformazioni delle sostanze in sostanze diverse

Il termine sistema indica una qualunque porzione di materia. Ogni sistema è identificato in base alle sue proprietà fisiche e chimiche


I Sistemi Materiali

Fisicamente omogenei

Chimicamente eterogenei

Fisicamente eterogenei

Chimicamente omogenei


Sistema Materiale Fisicamente Eterogeneo

È costituito da diverse parti con proprietà fisiche diverse

FASI : porzioni del sistema fisicamente omogenee, ossia che conservano le stesse proprietà fisiche in ogni loro parte. Le diverse fasi di un sistema sono delimitate da superfici di contatto che chiaramente le differenziano.

Gas : metano + altri idrocarburi

Liquido: benzine

Liquido :sospensione acquosa

Solido : rocce

Le fasi non vanno confuse con i diversi

STATI DI AGGREGAZIONE dei componenti del

sistema(gas, liquido, solido)


Sistema Materiale Fisicamente Omogeneo

Conserva le stesse proprietà fisiche in ogni sua parte

Un sistema materiale fisicamente omogeneo è costituito da un’unica FASE

È costituito da una sola specie chimica ?

Sistema materiale chimicamente omogeneo

Sì

Sistema materiale chimicamente eterogeneo

No


Sistema Materiale Chimicamente Eterogeneo

I sistemi materiali chimicamente eterogenei, costituiti da diverse specie chimiche in rapporti variabili, e fisicamente omogenei sono detti SOLUZIONI, indipendentemente dallo stato di aggregazione:

Soluzioni gasose

Soluzioni liquide

Liquido/gas discioltoLiquido/sale disciolto

Soluzioni solide

Liquido/Liquido


Sistema Materiale Chimicamente Omogeneo

I sistemi materiali chimicamente omogenei sono costituiti da sostanze pure, ossia da sostanze la cui composizione è sempre la stessa, indipendentemente dalla loro origine.

ELEMENTI (specie elementari): sono le più semplici sostanze che si ottengono in seguito a reazioni chimiche. Sono 105 e si combinano in varia proporzione per formare tutte le sostanze presenti in natura.

COMPOSTI (specie composte): sono formati da due o più elementi combinati in rapporto costante.

Con il termine MISCELE si indicano sia sistemi materiali chimicamente omogenei e fisicamente eterogenei (acqua/ghiaccio) che sistemi chimicamente eterogenei e fisicamente omogenei (soluzioni)


I Sistemi Materiali: dal più complesso al più semplice

Fisicamente omogenei(una fase)

Fisicamente eterogenei(più fasi)

Chimicamente omogenei(sostanze pure)

Chimicamente eterogenei(soluzioni)

CompostiElementi

…tutto il resto: Miscele


ATOMO

È la parte più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso

La Teoria di Dalton: la materia è formata da atomi indivisibili , di massa diversa da elemento a elemento, che combinandosi insieme secondo rapporti espressi da numeri interi semplici formano i vari composti

…. In realtà oggi si sa che….


Composizione dell’atomo

Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche.

Quelle principali sono PROTONI, NEUTRONI, ELETTRONI che, combinandosi insieme in vario numero danno origine alle diverse specie di atomi.

Ogni atomo è costituito da un NUCLEO piccolo e compatto formato di protoni e neutroni, detti per questo NUCLEONI Gli elettroni, di massa molto inferiore a quella dei nucleoni, occupano lo spazio intorno al nucleo.

Il numero e la distribuzione attorno al nucleo degli elettroni determina le proprietà chimiche dell’atomo.


ATOMOÈ la parte più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso

Composizione dell’atomoGli atomi sono costituiti da particelle subatomiche.

Quelle principali sono PROTONI, NEUTRONI, ELETTRONI che, combinandosi insieme in vario numero danno origine alle diverse specie di atomi.

Ogni atomo è costituito da un NUCLEO piccolo e compatto formato di protoni e neutroni, detti per questo NUCLEONI

Gli elettroni, di massa molto inferiore a quella dei nucleoni, occupano lo spazio intorno al nucleo.

Il numero e la distribuzione attorno al nucleo degli elettroni determina le proprietà chimiche dell’atomo.


Protoni, neutroni ed elettroni

Particella Massa(g)

Massa (amu)

Caricaelettrica

Simbolo

Protone 1,672649 x 10-24 1,007276 1 + 11H, 1

1pNeutrone 1,674954 x 10-24 1,008665 0 0

1nElettrone 9,109534 x 10-28 0,0005486 1 - -1

0e

amu (u): unità di massa atomica

1 amu = 1,6605665 x 10-24 g

L’unità di massa atomica corrisponde a un dodicesimo del peso in grammi dell’isotopo 12C del carbonio


La notazione scientifica(numerazione esponenziale)

È utilizzata per riportare numeri molto grandi o molto piccoli

Consiste nello scrivere il numero come prodotto di due fattori: il primo è un numero decimale (in genere da 1 a 10) il secondo è 10 elevato

all’appropriata potenza.

Particella Massa(g)

Protone 1,672649 x 10-24

Neutrone 1,674954 x 10-24

Elettrone 9,109534 x 10-28

Es. 500 in notazione scientifica si scrive : 5 x 102

Esponente positivo: 8,5 x 103 = 8,5 x10x10x10 = 8,5 x 1000 = 8500

Esponente negativo: 9,4 x 10-4 = 9,4 = 9,4 = 0,00094

10x10x10x10 10000 Numero Forma esponenziale

1 1x100

10 1x101

100 1x102

1000 1x103

Numero Forma esponenziale 0,1 1x10-1

0,01 1x10-2

0,001 1x10-3

0,0001 1x10-4


SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI UTILIZZANDO LA NOTAZIONE SCIENTIFICA:

a) 0,58; b) 253; c) 0,0000567; d) 78900000; e) 410,9; f) 7,2

La notazione scientifica(numerazione esponenziale)

SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI IN FORMA ESTESA

a) 2,78x 10-7 ; b) 2500 x 10-3; c) 0,0000782 x 107; d) 259 x 100; e) 359 x 102


ES:

(5x10-2)xx(7x10-1)= (5x7)x(10-2x10-1)= 35x(10-2 ++(-1)) = 35x(10-2--1)) =

= 35x10-3 = 3,5x 101 x 10-3 = 3,5x10-2

Operazioni in notazione scientifica(numerazione esponenziale)

- moltiplicare fra loro i numeri scritti prima dei 10- sommare algebricamente (rispettando i segni) gli esponenti dei 10

MOLTIPLICAZIONE:5x10-2 x x 7x10-1



ES:

(5x10-2) (7x10-1) = (57) x (10-210-1) = 0,71 x (10-2 --(-1))= 0,71 x (10-2 ++1)) =

= 0,71x10-1 = 7,1x10-1x10-1 = 7,1x10-2

DIVISIONE:

5x10-2 (7x10-1)

- eseguire la divisione fra i numeri scritti prima dei 10- sottrarre fra loro algebricamente (rispettando i segni) gli esponenti dei 10


Es:

(5x10-2)++(7x10-1)=(0,5x10-1)++(7x10-1)=(0,5++7)x10-1 =7,5 x10-1


(5x10-2)++(7x10-1)=(5x10-2)++(70x10-2) =(5++70)x10-2 =75 x10-2 = 7,5 x10-1

5x10-2 + + 7x10-1SOMMA:

- scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sommare i numeri scritti prima dei 10



ES:

(5x10-2)--(7x10-1)=(0,5x10-1)--(7x10-1)= (0,5--7)x10-1 = -6,5 x10-1

(5x10-2)--(7x10-1)=(5x10-2)--(70x10-2) =(5--70)x10-2 = - 65 x10-2 = -6,5 x10-1

SOTTRAZIONE:

5x10-2 -- 7x10-1

- scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sottrarre i numeri scritti prima dei 10


ESEGUITE LE SEGUENTI OPERAZIONI SCRIVENDO I NUMERI IN

NOTAZIONE ESPONENZIALE… e senza l’uso della calcolatrice:


a) 6 x1023 x x 7x10-1

b) 0,078 + + 2x10-3

c) 2x10-2 5 x10-10

d) 4x104 -- 5 x 103

e) 4x104 -- 5 x 10-3

f) (4,68x104 + 3,+ 3,2 x 103) (5,35 x10-10 - 3,- 3,5 x 10-11)

...e con la calcolatrice...

Verifica mediante la stima degli ordini di grandezza (si evitano errori di calcolo!!)

4,98576x104 x 3,1591345x 3,1591345 x 103 5x104 x 3x 3 x 103 = 15x107 = 1,5x108

dovrò ottenere un numero vicino al valore approssimato


Il logaritmo naturale di un numero y (ln y) è l’esponente al quale e deve essere elevato perché diventi uguale al numero y

Se y = ex allora ln y = xln y = 2,303 log y

…attenzione!!

I Logaritmi Il logaritmo in base 10 di un numero y (log y) è l’esponente al quale 10 deve essere elevato perché diventi uguale al numero y

Se y = 10x allora log y = x Forma esponenziale log

y y =1 100 0 y=10 101 1 y=1000 103 3 y=0,1 10-1 -1 y=0,001 10-3 -3

y = antilogaritmo (argomento del logaritmo)


log 10-2 ++ log 10-1 = log (10-2 x 10-1) = log (10-2+(-1)) = log (10-3) = -3

Operazioni con i logaritmi decimali

La somma di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del prodotto degli argomenti

SOMMA

…dalle proprietà degli esponenti

log (5x10-2) + log(3x 10-1 )= log (5x 10-2 x 3x 10-1) = log (15 x10-3) == log 15 + log (10-3) = log 15 + (-3) = 1.176-3 =-1.824

La differenza di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del quoziente degli argomenti

DIFFERENZA

log (6x10-2) - log(3x 10-3)= log [(6x 10-2)(3x 10-3)]= =log [(63 )x (10-210-3)] = log (2 x 10 -2-(-3))= log (2 x 10+1)= log 2 +

log 10 = log 2 + 1 = 0.301 + 1 = 1.301

log 10-2 - - log 10-1 = log (10-2 10-1) = log (10-2-(-1)) = log (10-1) = -1



Il logaritmo di un numero elevato ad un esponente è uguale al prodotto dell’esponente per il logaritmo del numero

log ( 10-2)3 = 3 x log (10-2) = 3 x (-2) = -6

POTENZA

log (0,005)3 = 3 x log (0,005) = 3 x log (5x10-3) == 3 x (log 5 + log 10-3) = 3 x[(log 5) -3] = (3xlog 5) -9 =

= 3x0.699 -9 = 2.097 - 9=-6.903

log ( 10-2)3 = log (10-2x3) = log (10-6) = -6



CALCOLATE I LOGARITMI (log y) DEI SEGUENTI NUMERI (y)

a) 24x 0,0075b) 5 10-7

c) (22 x 10-5)2 d) (9 x 104)-6

CALCOLATE I SEGUENTI LOGARITMI

e) log 0,008f) log 1200 + log 5g) log 0,1 x log 500h) log 0,002 log 400


Le unità di misura

Unità base del Sistema Internazionale di Unità

(SI)

Quantità Unità SimboloLunghezza Metro mMassa Chilogrammo kgTempo Secondo s … … …

Multipli decimali

Prefisso Simbolo Fattore moltiplicatoregiga G 1 000 000 000 = 109

mega M 1 000 000 = 106

chilo k 1 000 = 103

milli m 0,001 = 10-3

micro 0,000001 = 10-6

nano n 0,000000001 = 10-9

Particella Massa(g)

Massa (amu)

Protone 1,672649 x 10-24 1,007276Neutrone 1,674954 x 10-24 1,008665Elettrone 9,109534 x 10-28 0,0005486

Le unità base del SI possono essere usate per definire le unità derivate (es.: m2 per misure di superficie).


Operazioni di conversione

Una stessa grandezza può essere espressa mediante diverse unità di misura. Il passaggio da un’unità all’altra si effettua mediante opportune operazioni di conversione.

Es: A quanti cm corrispondono 3,5 m ?

1. relazione tra le due grandezze (metro/ cm) 1 m = 100 cm = 1 x 102 cm 2. Proporzione:

100 cm : 1 m = lunghezza in cm : 3,5 mlunghezza in cm : 3,5 m = 100 cm : 1 m

quindi lunghezza in cm = 3,5 m X 100 cm : 1 m = 3,5 x 102 cm


Operazioni di conversione

a) 10 m in pollici sapendo che 1 pollice (inch) = 0,0254 m b) 5,8x10-6 g in mg i) 2 cm3 in dm3

c) 900 mg in g l) 0,5 dm3 in Ld) 5,2 mg in kg m) 18 mL in dm3 e) 2x10-4 kg in gf) 54,9 g in g n) 2 uma in gg) 5 nm in cmh) 157 L in L

ESEGUITE LE SEGUENTI CONVERSIONI :

….Attenzione!!!temperatura in Kelvin = temperatura in °C + 273,15

25°C = 25 + 273,15 = 298,15 K


Come esprimere una massa in unità di massa atomica se viene data in grammi ?

1. relazione tra le due grandezze (grammi/amu): 1 amu = 1,6605665 x 10-24 g

2. Proporzione Massa in amu: Massa in grammi = 1 amu : 1,6605665 x 10-24 gquindi Massa in amu= Massa in grammi X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g

Massa Protone in amu= 1,672649x10-24g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 1,007276 amu

Massa Neutrone in amu= 1,674954x10-24g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 1,008665 amu

Massa Elettrone in amu= 9,109534x10-28g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 5,486x10-4 amu

Conversione grammi/amu

Particella Massa(g)

Massa (amu)

Protone 1,672649 x 10-24 1,007276Neutrone 1,674954 x 10-24 1,008665Elettrone 9,109534 x 10-28 0,0005486


Le cariche elettriche

Particella Caricaelettrica

Simbolo

Protone 1 + 11H, 1

1pNeutrone 0 0

1nElettrone 1 - -1

0e

Cariche di segno opposto si attraggono:

Cariche di uguale segno si respingono:

++ --

++

gli elettroni (di carica negativa) circondano il nucleo (di carica positiva) e sono vincolati al nucleo da forze di attrazione di natura elettrica.

la forza nucleare permette di vincere le forze di repulsione di natura elettrica tra i protoni del nucleo.

++


Gli atomi sono elettricamente neutri e sono costituiti da un nucleo positivo, alla cui carica contribuiscono solo i protoni, e da una nube elettronica esterna al nucleo, di carica uguale e di segno opposta a quella del nucleo.

Protoni e neutroni contribuiscono alla massa del nucleo. Il numero di protoni e neutroni identifica ogni tipo di atomo, o nuclide. NUCLIDI: atomi costituiti da nuclei di definita composizione, ossia con un certo numero di protoni e neutroni

NUMERO ATOMICO (Z) = numero di protoni (= numero di elettroni)

Numero atomico e Numero di massa

NUMERO DI MASSA (A) = numero di protoni + numero di neutroni

NUMERO DI NEUTRONI = A - Z


A

Y Z

…Come si identifica un nuclide?

simbolo chimico dell’elemento

Numero di massa

Numero atomico

Ad ogni elemento è assegnato un simbolo costituito da una lettera maiuscola o due lettere delle quali la prima è maiuscola e la seconda minuscola.Es.: Co = cobalto MA!! CO = monossido di carbonioElemento Simbolo Nome latinoSodio Na NatriumPotassio K KaliumFerro Fe FerrumRame Cu CuprumArgento Ag ArgentumOro Au AurumMercurio Hg HydrargyrumAntimonio Sb Stibium


A

Y Z

Es.: 235

U (reattori nucleari); 92 12 14

uma: 1/12 della massa di C ; C (analisi dei traccianti in biochimica); 6 6

60

Co (radioterapia)27

2 1

deuterio H, protone H 1 1

…Come si identifica un nuclide?

simbolo chimico dell’elemento

Numero di massa

Numero atomico


ISOTOPI

Uno stesso elemento può essere costituito da nuclidi aventi lo stesso numero atomico (quindi la stessa reattività chimica), ma differenti nel numero di massa (quindi nel numero di neutroni).I diversi nuclidi di uno stesso elemento, presenti in natura in diversa percentuale a seconda dell’elemento, si dicono ISOTOPI

Es.: 18 17 16

O; O; O (99,76%) 8 8 835 37

Cl (75,77%); Cl (24,23%) 17 1712 13 14 14

C (98,9%); C (1,1%); C (<<<1%) [ N] 6 6 6 71 2 3

H (99,984%); H (deuterio,D, 0,016%) ; H (trizio,T, <<< 0,01%) 1 1 1


PESO ATOMICO

Il pesi atomici (p.a.) degli elementi sono definiti, in base alla loro composizione isotopica, dalla media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi espresse con riferimento all’unità di massa di prescelta.

La media ponderata corrisponde alla somma, divisa per 100, delle masse dei diversi isotopi moltiplicate per l’abbondanza percentuale della specie isotopica considerata.

12 unità di massa prescelta: uma = 1/12 della massa di C

6 12

Es: p.a. del nuclide C = 12 uma 6

Es: p.a. dell’elemento Cl= (p.a.35Cl x 75,77 + p.a. 37Cl x 24,23)/100 = 35,45 uma


Argomenti:Argomenti:La Tavola periodica


LA TAVOLA PERIODICA

A

A

A

A

A

B

A= elementi rappresentativi

Legge Periodica: Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo periodico secondo i loro numeri atomici.

gruppi

periodi


Le proprietà periodiche

Energia di Ionizzazione: quantità di energia necessaria per allontanare a distanza infinita dal nucleo un elettrone.

Affinità elettronica (o elettronegatività): tendenza ad accettare elettroni

Dimensioni atomiche: raggio atomico e volume atomico.

aumenta da sinistra a destra lungo i periodi,diminuisce dall’alto al basso lungo i gruppi

calano da sinistra a destra lungo i periodi,aumentano dall’alto al basso lungo i gruppi

aumenta da sinistra a destra lungo i periodi,diminuisce dall’alto al basso lungo i gruppi


cala da sinistra a destra lungo i periodi, e dall’alto al basso lungo i gruppi

(Gruppo IB: metalli nobili)

(Gruppo VIIA: alogeni)

Metalli, metalloidi, non metalli Carattere metallico: -elevate conducibilità elettrica e conducibilità termica,

-lucentezza, -durezza, malleabilità, duttilità, -stato di aggregazione solido (eccezione: il Hg!),

- proprietà alcaline (basiche) delle soluzioni acquose dei composti dei metalli con l’ossigeno (es NaOH). I composti con l’ossigeno dei non-metalli danno soluzioni acquose con proprietà acide (es H2SO4)

metalloidi


Argomenti:Argomenti:I composti I legami chimiciLe formule chimicheGli ioni


I composti e i legami chimici

Gli atomi si combinano in rapporti ben definiti per dare luogo ai COMPOSTI.

A seconda delle proprietà chimiche degli atomi costituenti e del tipo di legame chimico tra gli atomi i composti possono essere MOLECOLARI o IONICI.

Le forze di attrazione che tengono uniti gli atomi nei composti si definiscono LEGAMI CHIMICI.

Per descrivere le composizioni dei composti si utilizzano le FORMULE CHIMICHE


Differenza in elettronegatività

+

A seconda della differenza in elettronegatività degli atomi che partecipano al legame si possono avere legami covalenti, polari e ionici :

Il numero di ossidazione è la carica formale che un atomo avrebbe in un composto se la coppia elettronica di legame viene considerata interamente appartenente all'atomo più elettronegativo

Gli elementi nei composti possono formare uno (legame singolo) o più legami (legame doppio, legame triplo) e in ciascun legame è coinvolta una coppia di elettroni. Gli elettroni implicati nei legami percorrono in preminenza regioni dello spazio più prossime agli atomi più elettronegativi,


I composti molecolari o covalenti

Sono composti elettricamente neutri, discreti e che possono esistere isolati, detti anche MOLECOLE, nei quali gli atomi sono tenuti insieme da legami detti COVALENTI.

I legami COVALENTI consistono nella condivisione di elettroni fra gli atomi costituenti la molecola (in genere si formano tra non-metalli). I composti molecolari possono essere biatomici o poliatomici e possono contenere atomi uguali (es.: N2, H2, O2) o diversi (es.: H2O, NH3 )

le FORMULE MOLECOLARI

descrivono la composizione della molecola

N N

N NN

N

N N

N2 NH3

H

HH N

H

H

HN

H

HH N H

HH N


Le Formule MolecolariGli elementi costituenti il composto vengono identificati con il rispettivo simbolo chimico; il rapporto numerico tra gli atomi presenti per ogni elemento è dato dal numero in basso a destra

Le FORMULE MINIME sono quelle nelle quali compaiono come indici i più piccoli numeri interi che descrivono i rapporti numerici tra gli atomi del composto

acqua ossigenata (perossido di idrogeno)

Generalmente gli elementi compaiono da sinistra a destra rispettando l’ordine di appartenenza dei rispettivi gruppi della tavola periodica

H2O2

Es. CO2 anidride carbonica

H2O2 HO

CO2

Es.CO2

Formula molecolare Formula minima


Esempi di composti molecolariH2OO2

N2

CO2

CO

SO2

SO3

CH4

C2H2

NH3

biossido di carbonio (anidride carbonica)monossido di carbonio (anidride carboniosa)biossido di zolfo (anidride solforosa)

triossido di zolfo(anidride solforica )

metano

acetileneammoniaca

triclorometano (cloroformio)CHCl3

C3H8 propano

HCl acido cloridrico (acido muriatico)


GLI IONIIn particolari condizioni gli atomi possono accettare o cedere uno o più elettroni e questo dipende dalla loro ELETTRONEGATIVITÀ o AFFINITÀ ELETTRONICA, ossia dalla tendenza ad accettare elettroni.

IONI: atomi che hanno acquistato (anioni) o ceduto (cationi) uno o più elettroni, dunque che mostrano una (ioni monovalenti) o più (ioni polivalenti) cariche, rispettivamente, negative o positive.

La carica dello ione si indica con un numero con il relativo segno in alto a destra del simbolo chimico.

L’elettronegatività degli elementi aumenta da sinistra a destra lungo i periodi e diminuisce dall’alto verso il basso lungo i gruppi della tavola periodica

Es: Na+; Cl-; Ca2+

Es: Na è meno elettronegativo di Cl


I composti ionici

I composti costituiti da ioni sono detti COMPOSTI IONICI

Per il principio dell’elettroneutralità ogni sostanza è neutra, dunque nei composti ionici sono presenti sia ioni positivi che negativi in un rapporto tale da garantire che la somma algebrica delle cariche positive e negative sia nulla.

Es: cloruro di sodio costituito da 1 Na+ e 1 Cl-; somma algebrica: (1+)+ (1-)=0

cloruro di calcio costituito da 1 Ca2+e 2 Cl-;somma algebrica: (2+)+

2x(1-)=0

(I composti ionici in genere sono costituiti da metalli e non-metalli)


Le Unità Formula

L’unità più piccola di un composto ionico non può essere definita molecola, quindi, la più piccola unità di un composto ionico corrisponde a quella data dalla FORMULA MINIMA, e viene definita UNITÀ FORMULA

Nei composti ionici non si hanno molecole discrete, ma gli ioni sono “impacchettati” nel modo più efficiente possibile, tenuti insieme da attrazioni elettrostatiche (legami ionici) che li mantengono il più vicino possibile.

Es.: NaCl; CaCl2

+ ione positivo+

+

++

+

+

+ione negativo

(Es: Na+)

(Es: Cl-)


Esempi di composti ionici

NaCl

CaCl2

LiF

MgI2

Li2O

cloruro di sodio

cloruro di calcio

fluoruro di litio

ioduro di magnesio

ossido di litio

CaO ossido di calcio

BaO ossido di bario

MgO ossido di magnesio

KCl cloruro di potassio


Ioni Poliatomici

OH-

NH4+

CO32-

CN-

NO2-

ione idrossidoione ammonio

ione carbonatoione cianuro

ione nitrito

NO3- ione nitrato

SO32- ione solfito

SO42- ione solfato

ClO- ione ipoclorito

Sono ioni costituiti da più atomi tenuti insieme da legami covalenti, cioè sono composti molecolari che presentano una o più cariche positive o negative.

ClO4- ione perclorato

MnO4- ione permanganato

C2H3O2-

ione acetato

HCO3- ione carbonato acido (bicarbonato)

HSO4- ione solfato acido (bisolfato)

CrO42-

ione cromato

Cr2O72- ione bicromato

PO43- ione fosfato


Esempi di composti di ioni poliatomici

NaOH

NH4 Cl

CaCO3

KCN

idrossido di sodio

cloruro di ammonio

carbonato di calciocianuro di potassio

NH4NO3 nitrato di ammonio

CuSO4 solfato di rame

NaClO ipoclorito di sodio

LiClO4 perclorato di litio

KMnO4permanganato di potassio

NaC2H3O2 acetato di sodio

NaHCO3 bicarbonato di sodio

K2Cr2O7 bicromato di potassio

Le parentesi: Mg(OH)2 MgOH2 MgO2H2

Fe2(SO4)3 solfato di ferro (III)

FeSO4 solfato di ferro (II)

51

Argomenti:Argomenti:La nomenclatura

dei composti chimici

52

Composti binari

Metallo (M)+ Ossigeno

OssidoMxOy

+ H2O IdrossidoM(OH)n

+ Idrogeno

Idruri+ non metalli Sali “…uro del metallo”

Non Metallo (A)

Ossido(anidride)

AxOy

+ H2O OssiacidiHxAyOz

Idracidi “acido …idrico”Tranne H2O, H2O2 , NH3 , PH3, ….

+ metalli Sali “…uro del metallo”

+ Ossigeno

+ Idrogeno

Sali ternariMx(AyOz)n

+ H2O

Composti ternari

53

Composti binari (AxBy)La formula viene generalmente scritta mettendo a sinistra il simbolo dell’elemento che nella tavola periodica si trova piu’ a sinistra (elemento meno elettronegativo) e viene letta nominando per primo il secondo elemento con l’aggiunta della desinenza uro , e poi il primo elemento. Il numero di atomi presenti nella formula è precisato con i prefissi mono-, di- (o bi-), tri-, tetra-, penta-, esa, epta-…. Na Cl cloruro di sodio (alogenuri) sale Na2S solfuro di sodio sale

Eccezioniossidi :composti con l’ossigeno CO monossido di carbonio CO2 biossido di carbonio N2O4 tetrossido di diazotoidruri: i composti dell’idrogeno con i metalli CaH2 idruro di calcio

idrocarburi: i composti dell’idrogeno con il carbonio CH4 (chimica organica)

idracidi: composti dell’idrogeno con un non metallo dei gruppi 16 e 17 (eccetto H2O) HCl acido cloridrico H2S acido solfidricoammoniaca: composto dell’idrogeno con azoto NH3

Nomenclatura

54

Composti binari (AxBy)

LiH idruro di litio CaH2 diidruro di calcio AlN nitruro di alluminioH2S solfuro di idrogenoN2O3 triossido di diazotoN2O4 tetrossido di diazotoN2O5 pentossido di diazotoFeO monossido di ferroFe2O3 triossido di diferroHF acido fluoridrico

Nomenclatura

Ioni positivi :cationiCa2+ ione calcio (II)

Li+ ione litio (I)

Ioni negativi :anioniCl- ione cloruro (alogenuri)S2- ione solfuroH- ione idruro O2- ione ossido

55

Regole di assegnazione del numero di ossidazione Il numero di ossidazione è la carica formale che un atomo avrebbe in un composto se la coppia elettronica di legame viene considerata interamente appartenente all'atomo più elettronegativo 1. Il numero di ossidazione in una sostanza elementare è zero: Es. Cl2 n. oss. di Cl= 0

2. La somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti in una specie neutra è zero, in uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione

3. numero di ossidazione di un elemento in uno ione monoatomico è uguale alla carica dello ione Es. Na+Cl- n oss. di Na 1+

n.oss di Cl 1- somma 0

4. Alcuni elementi hanno lo stesso numero di ossidazione in tutti ( o quasi tutti) i loro composti elemento numero di ossidazione · I° gruppo +1 II°gruppo +2 Al +3 O -2 (ossidi), -1 (perossidi) H +1 (quasi sempre) , (negli idruri metallici è -1) F -1 alogeni nei composti metallo-alogeno -1

56

… “vecchia” nomenclatura

Nomenclatura: Esempio

ossido + nome dell’elemento+ ico CuO (n.o. Cu= +2) ossido rameico ossido + nome dell’elemento+ oso Cu2O (n.o. Cu= +1) ossido rameoso

Gli ossidi di elementi non metallici sono anche chiamati anidridi

Num

ero

di

oss

idazi

one

cre

scente

CO2 (n.o. C = +4) anidride carbonicaCO (n.o. C= +2) anidride carboniosa

ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti composti e

indicare il nome del composto

a) FeO n.o. O = -2 n.o. Fe = x x +(-2)=0 x-2 =0 x=+2 ossido

ferroso

b) Fe2O3 n.o. O = -2 n.o. Fe = x 2x + 3 (-2)=0 2x-6 =0 x=+3 ossido

ferrico

57



a) SO2 n.o. O = -2 n.o. S = x x +2(-2)=0 x-4 =0 x=+4 anidride

solforosa (biossido di zolfo)

b) SO3 n.o. O = -2 n.o. S= x x + 3 (-2)=0 x-6 =0 x=+6 anidride

solforica(triossido di zolfo)

c) N2O3 n.o. O = -2 n.o. N = x 2x +3(-2)=0 2x-6 =0 x=+3 anidride

nitrosa(triossido di di azoto)

d) N2O5 n.o. O = -2 n.o. N = x 2x +5(-2)=0 2x-10 =0 x=+5 anidride

nitrica(pentossido di di azoto)

58

Nomenclatura

Y + OssigenoSe Y = Metallo

Ossidi(es. Li2O)

Se Y = Non metallo

Anidridi(es. SO3)

+ H2O

Idrossidi(es. LiOH)

Li2O + H2O 2 LiOH

+ H2O

Ossoacidi(es. H2SO4)

SO3+ H2O H2SO4

Y + IdrogenoSe Y = Metallo Se Y = Non metallo

Idruri metallici (es. LiH)

Idracidi(es. H2S)

ternari

binari

binari

59

Composti ternari (AxByCz)IDROSSIDI, OSSOACIDI e SALI

IDROSSIDI: sono formati da un catione metallico e da uno o più gruppi ossidrile OH- che ne neutralizzano la carica. In soluzione liberano OH-. Si possono formare per reazione di ossidi metallici con H2O.Nomenclatura : idrossido di + nome del catione

idrossido catione metallico anione carica netta nome NaOH Na+1 OH-1 +1-1=0 idrossido di sodioMg(OH)2 Mg2+ 2 OH-1 +2+2x(-1) =0 idrossido di magnesioFe(OH)2 Fe2+ 2 OH-1 +2+2x(-1) =0 idrossido di ferro (II)Fe(OH)3 Fe3+ 3 OH-1 +3 +3x(-1) =0 idrossido di ferro (III)

N.B. rispettare l’ordine di scrittura da sinistra verso destra: metallo - ossigeno - idrogeno

Nomenclatura

Le parentesi: Ca(OH)2 CaOH2 CaO2H2

60


OSSOACIDI (acidi ossigenati): sono formati da un atomo di un elemento non metallico legato con legami covalenti ad uno o più gruppi -OH e ad eventuali altri atomi di ossigeno -O. Si possono formare per reazione di ossidi di non metalli (anidridi) con H2O. I non metalli possono formare diversi ossoacidi che differiscono per il numero di atomi di ossigeno presenti e il numero di ossidazione del non metallo, i nomi di tali acidi si differenziano per le diverse desinenze:Nomenclatura: acido + per +nome dell’elemento+ ico acido + nome dell’elemento+ ico acido + nome dell’elemento+ oso acido + ipo + nome dell’elemento+ oso

Nomenclatura

Numero di ossidazione e di atomi di ossigeno

crescente

N.B. rispettare l’ordine di scrittura da sinistra verso destra: H - metallo - O

Esempio n.o. H = +1; n.o. O = -2Ossiacido n.o. del Cloro nome H+1ClxO-2

4 1+ x + 4 (-2)=0; x=+7 acido perclorico HClO3 1+ x + 3 (-2)=0; x=+5 acido cloricoHClO2 1+ x + 2 (-2)=0; x=+3 acido clorosoHClO 1 + x + (-2) =0; x=+1 acido ipocloroso

61

ESERCIZI Calcolare i numeri di ossidazione degli elementi nei seguenti ossiacidi

e indicare il nome del composto Risposte:a) H2SO4 n.o. S = +6 acido solforico

b) H2SO3 n.o. S = +4 acido solforoso

c) HNO3 n.o. N = +5 acido nitrico

d) HNO2 n.o. N = +3 acido nitroso

e) H2CO3 n.o. C = +4 acido carbonico

f) H3PO4 n.o. P = +5 acido fosforico

g) H3BO3 n.o. B = +3 acido borico

62


In soluzione gli ossiacidi liberano H+ esempio HClO4 H+ + ClO4

-

gli anioni poliatomici corrispondenti si identificano secondo le seguenti desinenze

Nomenclatura: anione + per +nome dell’elemento+ ato anione + nome dell’elemento+ ato anione + nome dell’elemento+ ito anione + ipo + nome dell’elemento+ito

SALI TERNARI : sono formati dalla combinazione di un catione metallico con anioni poliatomici derivati da ossiacidiEsempio NaClO ipoclorito di sodio

Nomenclatura

Numero di ossidazione e di atomi di ossigeno

crescente

Esempio n.o. H = +1; n.o. O = -2Ossiacido n.o. del Cloro Ossianione nome H+1ClxO-2

4 acido perclorico +7 ClO4- perclorato

HClO3 acido clorico +5 ClO3

- clorato HClO2 acido cloroso +3 ClO2

- clorito HClO acido ipocloroso +1 ClO- ipoclorito

63

Esempi di ossoacidi e corrispondenti anioni

NO2- ione nitrito

NO3-acido nitrico

H2SO4 acido solforico

HCO3-

HSO4-

PO43- ione fosfato

ossoacido anione

ione carbonatoCO32-

ione carbonato acido (bicarbonato)

HNO3 ione nitrato

HNO2acido nitroso

SO32-

ione solfato

ione solfito

SO42-

ione solfato acido (bisolfato)

H2SO3 acido solforoso

H2CO3 acido carbonico

H3PO4 acido fosforico

(acido triossonitrico,V) (one triossonitrato,V)

(acido diossonitrico, III) (ione diossonitrato, III)

(acido tetraossosolforico, VI)

64

IDROSSIDO DI AMMONIO : NH4OH formato dalla combinazione di uno ione

idrossido OH- e uno ione ammonio NH4+

SALI DI AMMONIO : sono formati dalla combinazione di diversi anioni e lo ione ammonio Esempio NH4Cl cloruro di ammonio NH4NO3 nitrato di ammonio (NH4)2SO4 solfato di ammonio (2 NH4

+ bilanciano le due cariche negative di SO4

2- )

L’ammoniaca NH3 può accettare un protone per dare un catione poliatomico, lo ione ammonio NH4

+

··N

HH

H

H+ protone

ammoniaca

NH

H

H

H

+

Ione ammonio

Lo ione ammonio si può combinare con anioni per dare i composti di ammonio

65



a) Al(OH)3 n.o. Al= +3 idrossido di alluminio

b) H3BO3 n.o. B = +3 acido borico

c) KMnO4 n.o. Mn = +7 permanganato di potassio

d) Na2Cr2O7 n.o. Cr = +6 dicromato di sodio

e) Li2O2 n.o. O = -1 perossido di litio

f) Fe SO4 è formato da un anione SO42- (nel quale n.o. S =+6) SOLFATO

e da un catione Fe2+ (n.o. Fe =+2) solfato ferroso

g) Fe2 (SO4) 3 è formato da tre anioni SO42- (nel quale n.o. S =+6)

e da due cationi Fe3+ (n.o. Fe =+3) solfato ferricoInfatti se n.o.Fe = x 2x + 3(-2) = 0 2x-6=0 x=3


Argomenti:Argomenti:Peso formula Grammoatomo, grammomolecolaIl Numero di AvogadroLe moliLe reazioni chimiche


PESO FORMULA

Dato un composto il suo peso formula è dato dalla somma dei pesi atomici (p.a.) degli atomi che lo costituiscono.

Es.:peso formula H2O = 2x (p.a . H) + p.a.O = 2x1,008 + 16,00 =18,016 uma

peso formula NaCl = p.a . Na + p.a. Cl = 22,99 + 35,45 = 58,44 uma

peso formula Mg(OH)2=p.a.Mg+2x(p.a.O+ p.a.H)=24,31+2x(16,00+1,008)=58,326 uma

Il peso molecolare (p.m.) è il peso formula dei composti molecolari.


GRAMMOATOMO, GRAMMOMOLECOLA

Grammoatomo: quantità di un elemento espressa in grammi eguale al suo peso atomico dato in uma.

Grammomolecola (o grammoformula): quantità di una specie chimica espressa in grammi eguale al suo peso molecolare (o peso formula) dato in uma.

Es.: p.a. di C = 12,01 uma, 1 grammoatomo di C = 12,01 g

Es.: p.m. di H2O= 18 uma, 1 grammomolecola di H2O = 18 g


NUMERO DI AVOGADROUn grammoatomo di qualunque elemento contiene lo stesso numero di atomi

NUMERO DI AVOGADRO

Es: p.a. di C = 12,01 uma, 1 grammoatomo di C = 12,01 g operazione di conversione del p.a. da uma a grammi: 1. relazione uma/grammi: 1 amu = 1,6605665 x 10-24 g 2. Proporzione:

p.a. in grammi : p.a. in uma = 1,6605665 x 10-24 grammi : 1 uma

p.a di C espresso in grammi = p.a in uma x 1,6605665 x 10-

24 :1 = = (12,01 x 1,6605665 x 10-24) g

numero di atomi contenuti in 1 grammoatomo di C = =grammi totali /p.a. in grammi=

=12,01 g /(12,01 x 1,6605665 x 10-

24 g)= = 1 / 1,6605665 x 10-24 =

= 6,02 x 1023


NUMERO DI AVOGADRO

Una grammomolecola di qualunque specie chimica contiene lo stesso numero di molecole

NUMERO DI AVOGADRO

Es: p.m. di H2O = 18 uma, espresso in grammi =(18 x 1,6605665 x 10-

24) g (1 amu = 1,6605665 x 10-24 g)

1 grammomolecola di H2O = 18 g

numero di molecole contenute in 1 grammomolecola di H2O =grammi totali /p.m. in grammi=

= 18g /(18x 1,6605665 x 10-24 g)= = 1 / 1,6605665 x 10-24 =

= 6,02 x 1023


NUMERO DI AVOGADRO E MOLENUMERO DI AVOGADRO (N) = 6,02 x 1023 è il reciproco del valore dell’uma e corrisponde al numero di atomi o molecole contenuti rispettivamente in un grammoatomo o in una grammomolecola

Un numero di atomi o molecole (o altre particelle unitarie di una data specie) pari al numero di Avogadro si definisce MOLE (mol)

Una mole di qualunque elemento o composto chimico contiene lo stesso numero di elementi o composti e questo numero è il numero di Avogadro. Il peso in grammi di una mole di qualunque elemento o composto chimico è dato dal valore numerico del corrispondente peso atomico o peso formula

1 mol di Na contiene 6,02x1023 (N) atomi di Na, costituisce 1 grammoatomo di Na e pesa 22,99 g (p.a. Na = 22,99 uma )

1 mol di NaCl contiene 6,02x1023 (N) unità formula di NaCl costituisce 1 grammoformula di NaCl, pesa 58.44 g (peso fomula NaCl= 58.44 uma )

1 mol di elettroni contiene 6,02x1023 (N) elettroni, corrisponde a 1 Faraday possiede una carica elettrica di -96485 Coulomb

72

La massa totale (mtot) di n moli di un dato composto è data da mtot = numero di moli x peso molecolare

mtot = n x p.m.Infatti massa totale di n moli : n moli = p.m. : 1 mole

massa totale di n moli = p.m. x n moli / 1 mole

Quindi se si vuole calcolare il numero di moli di una specie chimica contenute in una data massa totale numero di moli = massa totale di n moli / p.m.

n = mtot / p.m. Infatti n moli : massa totale di n moli = 1 mole : p.m.

n moli = 1 mole x massa totale di n moli / p.m

MASSA, MOLI e PESO MOLECOLARE

1 mole contiene N molecole e ha massa = p.m.

…

…

ogni mole contribuisce con il suo peso alla massa totale (mtot)

“n” moli

= molecola

73

ESERCIZI

1) Determinare il peso in grammi di due moli di K2SO4

2) Quante moli di H2 sono contenute in 3,45 g H2? e quanti atomi di idrogeno?

3) Quante moli di H20 sono contenute in 1 kg di H2O ?

Risposta: 348 g

Risposte: 1,725 moli di H2; 2,07.1024 atomi di H

Risposta: 55,6 moli

4) Determinare il peso in grammi di 5,0.10-2 moli di (NH4)2SO4

Risposta: 6,6 g5) La nicotina è un composto organico contenente carbonio, idrogeno e azoto nelle seguenti percentuali in peso: C 74,03%; H 8,70%, N 17,27%. La determinazione della massa molecolare ha dato come risultato approssimato 162,1 uma. Determinare la formula molecloare e la formula minima della nicotina

Risposta: C10H14N2; C5H7N


Una reazione chimica porta alla variazione individuale della composizione dei reagenti e porta quindi alla variazione delle loro proprietà chimiche.

LE REAZIONI CHIMICHE

I simboli (l), (g), (s), (acq) o (aq) posti DOPO ogni reagente o prodotto indicano i rispettivi stati di aggregazione liquido, gas, solido o se la sostanza è sciolta in acqua.

Per descrivere le reazioni chimiche si utilizzano le EQUAZIONI CHIMICHE, nelle quali a sinistra si scrivono i reagenti e a destra i prodotti; la freccia tra reagenti e prodotti significa “reagiscono per dare”

Es.: HCl + NaOH H2O + NaCl

Es.: HCl (acq) + NaOH (acq) NaCl (acq) + H2O (l)

Es.: nelle reazioni tra acidi e basi si ha la neutralizzazione dei reagenti

Dott. ssa Francesca 75

Stechiometria di una reazione chimicaLa stechiometria di una reazione chimica è la descrizione quantitativa delle quantità relative (in moli) delle sostanze interessate alla reazione.

Es.: 1 HCl + 1 NaOH 1 H2O + 1 NaClma anche 2 HCl + 2 NaOH 2 H2O + 2 NaCl

Per bilanciare un’equazione chimica si utilizzano i COEFFICIENTI STECHIOMETRICI, ossia opportuni numeri posti PRIMA del reagente o del prodotto che indicano le quantità relative dei prodotti sia in moli che in molecole.

Tutte le reazioni devono essere bilanciate, ossia deve essere presente lo stesso numero di atomi di ciascun elemento a sinistra e a destra dell’equazione chimica (principio di conservazione della massa).

Per bilanciare non cambiare mai gli indici a pedice, cambia il composto!!!!

Fe + 2 S FeS2Si ha conservazione della massa.

Non si conservano, in generale, il numero di moli totali!


N.B:

A

Z3

Numero di massa

Numero atomico

Coefficiente stechiometrico per

la reazione in esame

Li O2

Rapporto numerico tra gli atomi costituenti il composto

1+

carica ionica (oppure stato di ossidazione….)

ESERCIZI:bilanciare le seguenti reazioni

a) C(s) + O2(g) CO (g)

c) H2 (g) + O2 (g) H2O (l)

b) Fe (s) + O2 (g) Fe2O3 (s)


Esempi di acidi

HCl

HNO2

acido cloridricoacido cianidrico

acido nitrosoHNO3 acido nitrico

H2SO3 acido solforoso

H2SO4 acido solforico

HOCl acido ipocloroso

HClO4 acido perclorico

HC2H3O2 acido acetico

H3PO4 acido fosforico

H3PO3 acido fosforoso

HF acido fluoridrico

Esempi di basi

NaOH

NH3

KOH

Ca(OH)2

idrossido di sodio

ammoniaca

idrossido di potassioidrossido di calcio

Mg(OH)2idrossido di magnesio

HCN


Esempi di reazioni acido-base(reazioni di neutralizzazione)

H2SO4 + NaOH H2O + Na2SO42 2

Ca(OH)2 + HCl H2O + CaCl2 2 2

H3PO3 + Mg(OH)2 H2O + Mg3(PO3)22 3 6

sinistraS 1 Na 2 O 6H 4

destraS 1 Na 2 O 6H 4

sinistraCa 1 Cl 2 O 2H 4

destraCa 1 Cl 2 O 2H 4

sinistraP 2 Mg 3 O 12H 12

destraP 2 Mg 3 O 12H 12


Bilanciate le seguenti reazioni:(a) SO2 + O2 -> SO3

(b) P2O5 + H2O -> H3PO4

(c) Pb(NO3)2 + Na2SO4 -> PbSO4 + NaNO3

(d) Fe2O3 + H2 -> Fe + H2O

(e) Al + H2SO4 ->Al2(SO4)3 + H2

Risposta

(a) SO2 + 1/2 O2 -> SO3 opp. 2SO2 + O2 -> 2SO3

(b) P2O5 + 3H2O -> 2H3PO4

(c) Pb(NO3)2 + Na2SO4 -> PbSO4 + 2NaNO3

(d) Fe2O3 + 3H2 -> 2Fe + 3H2O

(e) 2Al + 3H2SO4 ->Al2(SO4)3 + 3H2

80

EsercizioL'alcol etilico brucia secondo la seguente reazione C2H6O + 3 O2 2CO2 + 3H2O (a)se vengono bruciate 25 moli di alcool, quante moli di ossigeno saranno

necessarie?

(b) se in una reazione fossero consumate 30 moli di O2, quante moli di alcol verrebbero bruciate? Quante moli di CO2 si formerebbero?

(c) In un esperimento relativo a questa reazione furono prodotte 23 moli di CO2. Quante moli di O2 furono consumate nell'esperimento?

Risposta(a) nO2 : nalcool = 3:1 nO2 = nalcool x 3:1 = 25 x 3 = 75 mol (b) nO2 : nalcool = 3:1 nalcool = nO2 x 1:3 = 30 : 3 = 10 mol nO2 : nCO2 = 3:2 nCO2 = nO2 x 2:3 = 30 x2: 3 = 20 mol

(c) nO2 : nCO2 = 3:2 nO2 = nCO2 x 3:2 = 23x3 :2 = 34,5 mol


Concentrazioni delle soluzioni molarità = numero di moli di soluto in 1 litro di soluzione = Msoluto = nsoluto [mol L-1 ]

Vsoluzione

molalità = numero di moli di soluto in 1 kg di solvente = msoluto = nsoluto [mol kg-1 ]

massasolvente

frazione molare = rapporto tra le moli di un componente = Xcomponente = ncomponente

e la somma delle moli di tutti i componenti ntotali

della soluzione [adimensionale] la somma delle frazioni molari di tutti i componenti è 1

es: per una soluzione di NaCl (soluto) in H2O (solvente): XNaCl = nNaCl/ (nNaCl + nH2O) XH2O= nH2O /(nNaCl + nH2O )

XNaCl + XH2O = nNaCl/ (nNaCl + nH2O) + nH2O /(nNaCl + nH2O ) = (nNaCl + nH2O) /(nNaCl + nH2O ) = 1

percentuale in peso= quantità in peso del soluto contenuta = massasoluto

[adimensionale] in 100 parti in peso di soluzione massasoluzione

es: grammi del soluto su 100 grammi di soluzione

n= moli, V= volume

Grandezze fisiche derivate di largo uso in chimica generaledensità = rapporto tra la massa di un campione (liquido, solido o gas) e il suo volume =

= d = mtotale campione [g mL-1 o kg L-1 ] Vtotale campione


ESERCIZI

2) 250 mL di etanolo C2H5OH a 20 °C pesano 197,3 g. calcolare a. la densità dell’etanolo a questa temperatura b. Quanti litri pesano 8,50 kg

4) L’acido nitrico HNO3 concentrato commerciale contiene il 70% di HNO3 puro e ha una densità di 1,42 kg dm-3. Calcolare quanti millilitri di acido nitrico concentrato commerciale contengono 12,5 g di HNO3 puro.

3) È stata preparata una soluzione sciogliendo 21,8 g di cloruro di sodio NaCl in 398,2 g di H2O. Calcolare la percentuale ponderale della soluzione.

1) Calcolare in quale volume, misurato in cm3 e a 20°C, sono contenuti 25,00 g di trielina (tricloroetene), sapendo che la densità di questa sostanza a 20°C è di 1,458 kg dm-3.


ESERCIZI

2) Calcolare la molalità di una soluzione ottenuta sciogliendo 350 mg di NaOH in 25 g di H2O. Quali sono le frazioni molari e le percentuali in peso dei componenti della soluzione?

3) E’ data una soluzione di H2SO4 (in acqua) al 53,6% in peso. Sapendo che la densità è 1,44 g/mL calcolare la molalità di H2SO4, le frazioni molari dei componenti della soluzione e la molarità di H2SO4

5) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta miscelando 58,3 mL di HCl 0,300 M con 25,8 mL di HCl 0,450 M. Assumere che i volumi siano additivi

4) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta prelevando 5 mL di una soluzione di NH4Cl 10-1 M e portandoli a un volume finale di 25 mL.

1) Calcolare la concentrazione molare di una soluzione con un volume di 200 mL ottenuta sciogliendo 10,30 g di NaCl in H2O.

Preparazione soluzioni da pesate di polveri dei soluti

Preparazione soluzioni per diluizione di soluzioni concentrate


ESERCIZI

1) Bilanciare la seguente reazione di neutralizzazione HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + H2O

e calcolare quanti mL di una soluzione di HCl 1,0.10-2 M sono necessari per neutralizzare 25 mL di una soluzione di Ba(OH)2 4,0 10-2 M

2) Il cloruro di calcio e il carbonato di potassio reagiscono in soluzione acquosa per dare cloruro di potassio in soluzione e un precipitato di carbonato di calcio. Scrivere l’equazione chimica bilanciata di questa reazione e calcolare quale volume di una soluzione di CaCl2 0,50 M deve essere usata per ottenere 2,0 g di KCl?

Dott. ssa Francesca Soavi1 Precorso di Chimica: aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana) 26/9...

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