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Alessandro Saba Lezione 4: Chimica Insegnamento: BIOCHIMICA E BIOLOGIA Modulo: CHIMICA E BIOCHIMICA

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  • Alessandro Saba

    Lezione 4: Chimica

    Insegnamento:BIOCHIMICA E BIOLOGIA

    Modulo:CHIMICA E BIOCHIMICA

  • Lezione 4

  • Nomenclaturadei

    Composti Inorganici

  • Premesse

    La nomenclatura delle sostanze chimiche è un insieme dinorme e regole che permettono1) data la formula chimica di un composto, la sua

    identificazione con un nome scientifico univoco;2) noto il nome di un composto, la scrittura della sua

    formula chimica.

  • Tipi di Nomenclatura (1)

    Esistono tre tipi principali di nomenclatura:- Nomenclatura tradizionale: adotta esclusivamente

    suffissi e prefissi (ipo-, -oso, -ico, per-) per indicare lostato di ossidazione degli atomi costituenti la molecola;

    - Nomenclatura secondo la notazione di Stock: indica glistati di ossidazione con cifre romane poste tra parentesi;

    - Nomenclatura I.U.P.A.C.*: adotta esclusivamente prefissinumerici arcaici per contare tutti gli atomi presenti nelcomposto (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, esa-, epta-, …).

    *International Union for Pure and Applied Chemistry

  • Tipi di Nomenclatura (2)

    Esiste poi una denominazione classica o comune di alcunicomposti, generalmente non basata su regole ben definite.

    H2O: nome comune, acquanome IUPAC, monossido di diidrogeno

    NH3: nome comune, ammoniacanome IUPAC, triidruro di azoto

    Esempi di nomenclatura:

    Tradizionale di Stock IUPACFeCl3 cloruro ferrico cloruro di ferro (III) tricloruro di ferro

    SnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) diossido di stagno

  • Composti Binari dell’Idrogeno (1)Con i metalli alcalini e alcalino-terrosi: IDRURI a carattere ionico/salino

    Es.: NaH, idruro di sodio [ENNa 2.20, ENCa 1.00, ENH 0.93]; CaH2, idruro di calcio.

    A parità di ΔEN la percentuale di carattere ionico di un legame può esserediversa. Infatti, KI, LiBr e HF hanno ΔEN simile, ma percentuale dicarattere ionico differente (vedi grafico).

  • Composti Binari dell’Idrogeno (2)Con i non-metalli: IDRURI a carattere covalente

    Es.: SiH4, silano; BH3, borano (o idruro di B); AsH3, arsina

    Nota: Spesso il termine idruro viene usato impropriamente. A rigore, negli idruri H dovrebbe sempre avere n.o. = -1.

  • Composti Binari dell’ Idrogeno (3)

    Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni): IDRACIDINegli idracidi il legame covalente è fortemente polarizzato

    Es.: HF, acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl, acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr, acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI, acido iodidrico o ioduro di idrogeno

  • Con i metalli dei gruppi IA, IIA e IIIA: OSSIDI a carattere ionicoEs.: Na2O, ossido di sodio o sodico

    CaO, ossido di calcio o calcico

    Con gli altri metalli: OSSIDI a carattere covalenteEs.: FeO, ossido ferroso (Fe n.o. +2)

    Fe2O3, ossido ferrico (Fe n.o. +3)

    Con non metalli: ANIDRIDI a carattere covalenteEs.: SO2, anidride solforosa (S n.o. +4)

    SO3, anidride solforica (S n.o. +6)CO, anidride carboniosa o monossido di C (C n.o. +2)CO2, anidride carbonica (C n.o. +4)

    Composti Binari dell’ Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

    NOMENCLATURA

    n.o. unico: -icodue n.o.: –oso

    –ico

    Nota: la formula generale degli ‘’ossidi’’ è XyOz. L’unica eccezione è il fluoruro d’ossigeno, OF2 , nel quale O precede l’altro elemento (ENO < ENF).

  • Composti Binari dell’ Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

    Con il Cloro (n.o. +1, +3, +5, +7)Cl2O, anidride ipo-clorosa (Cl, n.o. +1)Cl2O3, anidride clorosa (Cl, n.o. +3)Cl2O5, anidride clorica (Cl, n.o. +5)Cl2O7, anidride per-clorica (Cl, n.o. +7)

    Con l’Azoto (n.o. +1, +2, +3, +4, +5)N2O, protossido di azoto (N, n.o. +1)NO, ossido di azoto (N, n.o. +2)N2O3, anidride nitrosa (N, n.o. +3)NO2, diossido di azoto (N, n.o. +4)N2O4, diossido di azoto, dimero (N, n.o. +4)N2O5, anidride nitrica (N, n.o. +5)

    NOMENCLATURA

    n.o. unico: -icodue n.o.: –oso

    –icopiù di due n.o.: ipo- -oso

    -oso-icoper- -ico

  • Con elementi anfoteri: OSSIDI ANFOTERI

    Sono elementi anfoteri: Zn +2, Al +3, Sn +2 e +4, Pb +2 e +4, Sb +3,Cr +3, Mn +4

    Es.: SnO ossido stannoso, ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico, ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico, ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico, ossido di alluminio o triossido di alluminio

    (nome comune: allumina)

    Composti Binari dell’ Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

    Nota: Cr +2 (metallo): CrO, ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero): Cr2O3, ossido cromico o triossido di dicromo

    (sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo): CrO3, anidride cromica o triossido di cromo

  • Composti Binari dell’ Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

  • Composti Binari dell’ Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

    I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che può essere

    legato in maniera covalente o ionica (come O2-2):

    Es.: H2O2, perossido di idrogenoNa2O2, perossido di sodioCaO2, perossido di calcio

    I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

    superossido (O2-1) è legato a un metallo alcalino:

    Es.: NaO2, superossido di sodioKO2, superossido di potassio

  • La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti,

    sostituendo “ossido” con “idrossido”.

    La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

    seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

    del metallo.

    Es: NaOH, idrossido di sodioFe(OH)2, idrossido ferrosoFe(OH)3, idrossido ferricoCuOH, idrossido rameosoCu(OH)2, idrossido rameico

    Idrossidi: Ossidi + H2O(idrogeno, ossigeno, metallo)

  • Detti anche: ACIDI OSSIGENATI

    Es: anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

    Altri: H3PO4, H3PO3, HNO3, HNO2

    Ossoacidi: Anidridi + H2O(idrogeno, ossigeno, non-metallo)

    Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA, a eccezione di C e N,possono legare più di una molecola di H2O. Si parla di forme meta- eorto-.

    Es.: da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

    HPO3 = acido meta-fosforico

    2H3PO4 – H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

  • Ossoacidi del Cl: Anidridi + H2O(idrogeno, ossigeno, non-metallo)

    Cl2O, anidride ipo-clorosa (Cl, n.o. +1)

    H2Cl2O2 → HClO, acido ipo-clor-oso

    Cl2O3, anidride clorosa (Cl, n.o. +3)

    H2Cl2O4 → HClO2, acido clor-oso

    Cl2O5, anidride clorica (Cl, n.o. +5)

    H2Cl2O6 → HClO3, acido clor-ico

    Cl2O7, anidride per-clorica (Cl, n.o. +7)

    H2Cl2O8 → HClO4, acido per-clor-ico

    1.

    2.

    3.

    4.

  • Ioni Positivi (cationi)

    Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es.: Na+, ione sodico

    Fe2+, ione ferrosoFe3+, ione ferrico

    Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

    Es: NH4+, ione ammonio

  • Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

    Es: HCl → Cl- ione cloruro (ac. cloridrico)

    HF → F- ione floruro (ac. fluoridrico)

    HCN → CN- ione cianuro (ac. cianidrico)

    H2SO3 → SO32- ione solfito (ac. solforoso)

    H2SO4 → SO42- ione solfato (ac. solforico)

    H2CO3 → CO32- ione carbonato (ac. carbonico)

    H2CO3 → HCO3- ione bicarbonato

    In realtà H2SO4 → HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)HSO4- → SO42- (ione solfato)

  • HClO, acido ipo-clor-oso (Cl, n.o. +1)

    ClO- ione ipo-clor-ito

    HClO2, acido clor-oso (Cl, n.o. +3)

    ClO2-, ione clor-ito

    HClO3, acido clor-ico (Cl, n.o. +5)

    ClO3-, ione clor-ato

    HClO4, acido per-clor-ico (Cl, n.o. +7)

    ClO4-, ione per-clor-ato

    1.

    2.

    3.

    4.

    Ioni Negativi del Cl (anioni)

  • Sali (1)

    - Il sale è quindi costituito generalmente da: ioni positivi → generalmente ioni metallici ioni negativi → generalmente l’ anione di un acido

    - Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra.

    - Sono quindi composti di natura ionica.

    - Si formano per lo più per reazione trametalli o loro derivati (ossidi, idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi, acidi)

  • Sali (2)

    Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

    Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4calcio ione calcio ac. solforico ione solfato solfato di calcio

    Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3alluminio ione alluminio ac. solforoso ione solfito solfito di alluminio

    Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac. cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

    Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac. Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

  • Esercizio 1

    H2SO4 H = +2 O = 4·(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3·(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3·(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3·(-2) Cl = ? Tot = 0H2SO3 H = ? O = ? S = ? Tot = ?ClO4- O = ? Cl = ? Tot = -1PO43- O = ? P = ? Tot = ?

  • Esercizio 2

    Scrivere la formula dei seguenti composti:

    1. Anidride carbonica2. Ossido ferrico3. Idrossido di ammonio4. Cloruro di sodio5. Idruro ferrico6. Acido cloridrico7. Ammoniaca8. Anidride solforica9. Idrossido di potassio10. Ossido ferrico11. Ossido di azoto12. Ossido di calcio

    13. Solfato ferrico14. Solfato ferroso15. Ione solfato16. Acido fluoridrico17. Acido nitrico18. Cloruro di ammonio19. Carbonato di alluminio20. Fluoruro di potassio21. Ione cloruro22. Anidride carboniosa23. Cianuro ferrico24. Acqua ossigenata

  • Esercizio 3

    Scrivere il nome dei seguenti composti

    1. Fe2O32. HNO33. HNO24. NaOH5. KCl6. SO27. H2O28. ZnS9. Cu2SO410. CuSO411. SO312. H2S

    13. H2SO414. Na2CO315. Fe(CN)216. Fe(CN)317. HI18. H2O19. HBr20. H3PO421. HCl22. KOH23. Al2O324. AgNO3

  • Libro di testo consigliato:

    R. Breschi, A. Massagli “Stechiometria”

    1993, ETS

  • Reazioni Chimiche

  • Reazioni Chimiche (1)

    La REAZIONE CHIMICA è la trasformazione di uno o piùcomposti in altre specie, ovvero è un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti.

    Una reazione chimica è rappresentata dalla seguenteequazione di reazione:

    A + B C + D

    Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti.

    Doppia freccia ( ⇄ ) per reazioni di equilibrio (reversibili), incui il processo può avvenire in entrambi i sensi.

    Freccia unidirezionale (→ o ←) per reazioni irreversibili,con trasformazione completa dei reagenti.

  • Reazioni Chimiche (2)

    IMPORTANTE:nell’impostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere all’ effettiva costituzionedella sostanza.

    Esempio:

    l’ azoto è coinvolto come N2 (e non N), l’ ossigeno come O2 (e non O), l’ idrogeno come H2 (e non H).

    2 NaClO = 2 NaCl + O2

  • - reazioni di Ossidoriduzione o REDOX: con scambio die-, in cui alcuni elementi variano il loro n.o.;

    - reazioni non REDOX: senza variazione del n.o. deglielementi. Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base.

    Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

    Si distinguono 2 categorie principali, che differisconoper la possibilità di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti:

  • Acidi e Basi secondo Brønsted-Lowry (1)

    ACIDI: molecole che rilasciano protoni (H+).

    HA ⇄ A- + H+

    Es.: HNO3 ⇄ NO3- + H+

    BASI: molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-).

    1. B + H+ ⇄ BH+ NH3 + H+ ⇄ NH4+

    2. BOH ⇄ B+ + OH- KOH ⇄ K+ + OH-

  • Acidi e Basi secondo Brønsted-Lowry (2)

    In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O:

    ACIDI: HA ⇄ A- + H+ HA + H2O ⇄ A- + H3O+

    Es.: HNO3 + H2O ⇄ NO3- + H3O+

    BASI: B + H+ ⇄ BH+ B + H2O ⇄ BH+ + OH-

    Es.: NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

  • Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

    Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome di“reazioni acido-base” o “reazioni di salificazione”.

    Es.: HCl + NaOH → NaCl + H2Oacido base sale

    dove, lo ione H+ rilasciato dall’acido viene neutralizzatodall’OH- rilasciato dalla base, con formazione di H2O.

    Il sale che si forma è un composto ionico.

  • Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

    Stefani M. e Taddei N. Chimica, Biochimica e Biologia Applicata (2008, Ed. Zanichelli)

  • Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

    - Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica all’altra.

    - La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione.

    - La semireazione che porta all’acquisto di elettroniviene chiamata riduzione.

    - Nelle reazioni redox è importante conoscere ilnumero di ossidazione (n.o.) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa.

  • Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

    Esempio

    Zn + Cu2+ ⇄ Zn2+ + Cu

    - Ossidazione: Zn → Zn2+ + 2e-

    - Riduzione: Cu2+ + 2e- → Cu

  • Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

    - In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidell’equazione.

    - Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio è detto bilanciamento della reazione, in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione.

  • Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

    - Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione):nel caso di reazioni di ossidoriduzione, il numero di e-ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dall’ossidante.

    - Bilanciamento delle cariche: la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti.

    - Bilanciamento delle masse: il n. di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti.

  • Esercizi

    Bilanciare le seguenti reazioni:

    H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

    MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

    MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O