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1 Alois Bonifacio e- mail - chimica.ing.ts@gmail.com edificio B, piano II, stanza 232b web - ricevimento: venerdì Esempi di manuali di chimica generale G. Favero, R. Bertani, D.A. Clemente, G. De Paoli, P. Di Bernardo, M. Gleria, B. Longato, U. Mazzi, G.A. Rizzi, U. Russo, M. Vidali, "CHIMICA GENERALE ED INORGANICA", CEA D.W. Oxtoby, H.P. Gillis, N.H. Nachtrieb, "CHIMICA MODERNA", EdiSES J.C. Kotz, P.M. Treichel, G.C. Weaver, "CHIMICA", EdiSES Figure usate per il corso da Oxotby et al. CHIMICA MODERNA, Edises Kotz et al. CHIMICA, Edises Kelter et al., CHIMICA LA SCIENZA DELLA VITA, Edises Brown, et al., FONDAMENTI DI CHIMICA, Edises

2 "la proprietà di un fenomeno, corpo o sostanza, che può essere distinta qualitativamente e determinata quantitativamente" grandezza fisica tutto ciò che è misurabile con uno strumento fondamentale lunghezza massa tempo temperatura moltiplicazione e divisione derivata area volume densità velocità

3 grandezza fisica intensiva estensiva Proprietà Intensive Colore Densità Temperatura Odore Stato fisico Proprietà Estensive Massa Lunghezza Volume Costo Energia

4 le grandezze fisiche sono misurate per confronto con unità di misura S.I. mks cgs Unità di misura fondamentali del Sistema Internazionale (SI) Grandezza fisica Unità Simbolo Massa chilogrammo kg Lunghezza metro m Tempo secondo s Temperatura kelvin K Quantità mole mol Corrente elettrica ampere A Intensità luminosa candela cd

5 Alcune unità derivate Grandezza fisica Unità derivata Nome Volume m 3 metro cubo Densità kg m -3 chilogrammo per metro cubo Forza kg m s -2 newton (N) Pressione kg m -1 s -2 (N m -2 ) Pascal (Pa) Energia kg m 2 s -2 (N m) joule (J) Velocità m s -1 metro al secondo

6 Alcuni prefissi del SI Multiplo Prefisso Nome T tera 10 9 G giga 10 6 M mega 10 3 k chilo 10 1 da deca 10-1 d deci 10-2 c centi 10-3 m milli 10-6 m micro 10-9 n nano p pico f femto a atto potenze di dieci 0.01 = 10-2 = 1 / (10 10) 0.1 = 10-1 = 1 / 10 1 = = = 10 2 = = 10 3 = X 10 Y = 10 X + Y = = = (-2) = 10 4

7 massa massa peso (Kg) (N) F = G mm T R T 1 Kg = 9,82 N (sulla Terra) 1 Kg = 1,625 N (sulla Luna) In chimica molto usato il grammo (g) invece del Kg

8 temperatura Temperatura di ebollizione dell acqua 212 F 100 C K 180 Gradi Fahrenheit 100 Gradi Celsius 100 kelvin Temperatura di congelamento dell acqua 32 F 0 C K -40 F -40 C K Kelvin K Celsius C Fahrenheit F acqua bollente

9 metro cubo (m 3 ) = 1000 dm 3 = 1000 L 1 litro = 1 L = 1 dm cm 3 = 1000 ml 10 cm 1 m 10 cm 10 cm 1 m 1 m volume litro l (L) 1 l = 1000 cm 3 = 0,001 m 3

10 altre unità di misura utili lunghezza Å 1 Å = m pressione atm 1 atm = Pa energia l atm 1 l atm = 101,325 J energia ev 1 ev =1, J = = = = =

11 Lavoisier ( )

12 Origini della teoria atomica Legge conservazione massa (Lavoisier 1789) Legge proporzioni definite (Proust 1799) in un dato composto chimico i rapporti di massa degli elementi di cui esso è costitutito sono costanti indipendentemente dall origine del composto o dal modo di preparazione (Fanno eccezione i composti non stechiometrici) Legge proporzioni multiple (Dalton 1803) quando due elementi formano più di un composto tra loro, le masse di uno degli elementi che si combinano con una massa uguale dell altro elemento sono fra loro in rapporti dati da numeri interi e piccoli Esempio: CO e CO2

13 Teoria atomica di Dalton - ogni sostanza è costituita da atomi - gli atomi sono indistruttibili ed indivisibili - gli atomi di ogni elemento sono identici - gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse - le reazioni chimiche comportano riarrangiamenti dei legami tra gli atomi A New System of Chemical Philosophy (1808).

14 Legge di combinazione dei volumi (Gay-Lussac) I volumi di due gas che reagiscono tra loro (nelle stesse condizioni di T e p) stanno in un rapporto dato da numeri piccoli ed interi. Inoltre, anche il rapporto tra il volume di ciascun prodotto gassoso e il volume di ciascun gas reagente è dato da numeri piccoli ed interi Esempi: 2 volumi idrogeno + 1 volume ossigeno = 2 volumi vapore acqueo 1 volume azoto + 1 volume ossigeno = 2 volumi ossido di azoto 3 volumi idrogeno + 1 volume ossigeno = 2 volumi ammoniaca

15 Ipotesi di Avogadro (1811) Volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di particelle H 2 2 H 2 + O 2 2 H 2 O H 2 O O 2 H 2 (N 2 + O 2 2 NO 2 ) H 2 O

16 Prima conferma sperimentale dell esistenza degli atomi J.Perrin (1908) dal moto Browniano

17 MATERIA Qualsiasi cosa che ha massa ed occupa spazio ELEMENTO Materia costituita da un solo tipo di atomi ATOMO La più piccola porzione di un elemento che ne mantiene leproprietà chimiche Definizioni fondamentali SISTEMA corpo o insieme limitato di corpi che costituisce oggetto d indagine MOLECOLA Unità di materia identificabile composta da due o più atomi in rapporti definiti

18 Fe (1 parte), S (2 parti) MISCELA COMPOSTO Fe (1 parte), S (2 parti) FeS 2 sistema chimicamente eterogeneo sistema chimicamente omogeneo

19 Omogeneità chimica quando un sistema è costituito da un unico tipo di atomo o molecola Omogeneità fisica FASE porzione del sistema avente identiche proprietà fisiche in tutti i sui punti solida liquida gassosa

20 fisicamente eterogeneo omogeneo chimicamente omogeneo eterogeneo sostanza elemento composto miscela omogenea soluzione ---- miscela eterogenea emulsione sospensione

21 caffè? latte? mare? fumo di sigaretta? formaggio? sangue?

22 Proprietà delle particelle atomiche* Massa particella grammi Unità di massa atomica carica Simbolo Elettrone e - Protone p + Neutrone n *valori presi dal National Institute of Standard and Technology (NIST) ± 1, C numero di massa numero atomico A Z E 35 Cl 17 simbolo dell elemento unità di massa atomica (u o Da) dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio C 1 u = 1 Da = 1, Kg

23 spettrometria di massa F = ma raggio ionizzante (elettroni ad alta energia) M a = F/m e -e- M acceleratore + + (-) m ioni positivi (-) M N + m + S magnete m M detector m campione: atomi/molecole neutre

24 Intensità (numero di ioni) 35 Cl + stesso Z, diverso A 37 Cl + Peso atomico (uma) Lo spettro di massa del cloro. Si osserva una abbondanza relativa del 75.77% per il 35 Cl e del 24.23% per il 37 Cl media ponderata degli isotopi della specie atomica (% x A x ) + (% y A y ) 100

25 Isotopi dell idrogeno, del carbonio e dell ossigeno Notazione del nuclide Abbondanza naturale (%) Nome Protoni Neutroni Elettroni 1 1 H idrogeno H deuterio H trizio C carbonio C 1.07 carbonio C carbonio O ossigeno O ossigeno O ossigeno

26 numero di massa A numero di nucleoni (i.e. protoni + neutroni) contenuti in un nucleo di un dato atomo (isotopo) peso atomico assoluto (Kg) o massa atomica: massa di un atomo di un dato elemento (isotopo) espressa in Kg peso atomico relativo (u, Da) o massa atomica relativa: massa di un atomo (media pesata dei diversi isotopi) in rapporto al peso atomico assoulto di un 1/12 di un atomo di 12 C numero adimensionale

27

28 informazioni associate ad un elemento nella tavola periodica (informazioni minime)

29 Derivano dai nomi degli elementi: prima lettera maiuscola, seconda lettera minuscola; se il simbolo esiste già, allora si prende la lettera successiva: Es. Calcio Ca Cadmio Cd Eccezioni alla regola: precedente: Simboli non collegati al nome: Cl Mg Rn H, O, N, P, S, B, F, I, U, V, Y N (nitrogenum), P (phosphorus), S (sulfur), Sb (stibium), Cu (cuprum), Au (aurum), K (kallium), Na (natrium), W (wolfram), Sn (stannum), Hg (hydrargyrum)

30 atomi, gruppi di atomi o molecole che hanno acquistato una o più cariche elettriche mediante perdita od acquisto di elettroni (CATIONI) (ANIONI) CATIONI (monoatomici) ANIONI (monoatomici) H H + + e - H + ione idrogeno Ca Ca e - Ca 2+ ione calcio H + e - H - H - ione idruro Cl + e - Cl - Cl - ione cloruro S + 2e - S 2- S 2- ione solfuro O + 2e - O 2- O 2- ione ossido

31 H + Li + N 3- O 2- F - Na + Mg 2+ Al 3+ P 3- S 2- Cl - K + Cs 2+ Ti 4+ Cr 2+ Fe 2+ Co 2+ Cu + Cr 3+ Mn 2+ Fe 3+ Co 3+ Ni + Cu 2+ Zn 2+ Se 2- Br - Rb + Sr 2+ Ag + Cd 2+ Sn 2+ Te 2- I - Cs + Ba 2+ Hg 2+ Pb 2+ Bi 3+ per un elemento sono possibili più ioni con cariche diverse Fe 2+, Fe 3+ H +, H - ione ferro (2+) (ione ferroso), ione ferro (3+) (ione ferrico)

32 rappresentazione schematica della composizione qualitativa e quantitativa di un composto chimico minima (o empirica) molecolare (o bruta) HO H 2 O 2 rapporto minimo di struttura H O O H

33 H 2 N 2 O 2 O 3 F 2 Cl 2 Br 2 I 2 Elementi che esisteono come molecole biatomiche o triatomiche S 8

34 Attenzione alla posizione dei coefficienti numerici O 2 H 2 O 2 2O 2H 2 O Attenzione all uso di parentesi 3 Ca(OH) 2 5 Mg(NO 3 ) 2 Attenzione all acqua di cristallizzazione CoCl 2 6H 2 O Attenzione ad indicare la fase H 2 O (s) CO 2(g) N 2(l)

35 Peso molecolare di un composto come somma dei pesi atomici degli atomi che lo costituiscono es. P.M. H 2 O = (peso atomico H 2) + peso atomico O = (1 2 u) + 16 u = 18 u

36 regole generali per composti binari (i.e. formati da due specie atomiche) A è un metallo o semi-metallo (oppure H) A x B y B è un non-metallo (oppure H) (n=2) di- (n=3) tri- (n=4) tetra- (radice di B) -uro (se B è ossigeno) -ossido di (n=2) di- (n=3) tri- (n=4) tetra- nome A Fe 3 S 4 tetra-solf-uro di tri-ferro

37 ossidi composti binari dell ossigeno X n O m X: elemento con metalli Li 2 O ossido di dilitio CaO ossido di calcio Fe 2 O 3 triossido di diferro FeO ossido di ferro Al 2 O 3 SO 3 Cl 2 O 5 con semi-metalli con non-metalli (anidridi) triossido di zolfo pentossido di dicloro CO 2 diossido di carbonio CO ossido di carbonio lo stesso elemento si combina con l ossigeno in diverse proporzioni SiO 2 triossido di dialluminio diossido di silicio

38 concetto di stato (o numero) di ossidazione numero che misura il grado di ossidazione (reale o formale) di un atomo in un composto. E definito secondo certe regole prestabilite 1. lo s.o. di un atomo allo stato elementare è 0 2. per uno ione monoatomico, lo s.o. corrisponde alla carica dello ione 3. l H ha uno s.o. di 1 e l O di -2 (con eccezione di idruri (H -I ), perossidi (O -I ) ) 4. La somma algebrica degli s.o. di tutti gli atomi di una molecola neutra deve essere zero, di uno ione deve essere pari alla carica dello ione CO 2 CO Fe 2 O 3 FeO C IV O 2 C II O Fe III 2O 3 Fe II O

39 concetto di stato (o numero) di ossidazione (vecchia nomenclatura) Fe 2 O 3 Fe III 2O 3 triossido di diferro ossido ferrico FeO Fe II O ossido di ferro ossido ferroso SO 2 S IV O 2 diossido di zolfo anidride solforoso SO 3 S VI O 3 triossido di zolfo anidride solforica Cl 2 O Cl I 2O ossido di dicloro anidride ipoclorosa Cl 2 O 3 Cl III 2O 3 triossido di dicloro anidride clorosa Cl 2 O 5 Cl V 2O 5 pentaossido di dicloro anidride clorica Cl 2 O 7 Cl VII 2O 7 eptaossido di dicloro anidride perclorica

40 concetto di stato (o numero) di ossidazione Fe 2 O 3 (Fe III 2O 3 ) nome triossido di diferro ossido di ferro (III) ossido ferrico nomenclatura IUPAC* Stock obsoleta * International Union of Pure and Applied Chemistry

41 idracidi H n X X: alogeni, S, Se, pseudoalogeni composti binari dell idrogeno con alogeni ed altri non-metalli HF HCl HBr HI H 2 S H 2 Se HCN fluoruro di idrogeno cloruro di idrogeno bromuro di idrogeno ioduro di idrogeno solfuro di diidrogeno seleniuro di diidrogeno cianuro di idrogeno acido fluoridrico acido cloridrico acido bromidrico acido iodidrico acido solfidrico acido selenidrico acido cianidrico

42 stato ossidaz. ossoanioni X n O m z- X: non-metalli, semi-metalli, alcuni metalli (VI) (IV) (V) (III) (I) (III) (V) (VII) (VII) OH - SO 4 2- SO 3 2- NO 3 - NO 2 - PO 4 3- CO 3 2- ClO - ClO 2 - ClO 3 - ClO 4 - MnO 4 - CrO 4 2- Cr 2 O 7 2- ione idrossido ione solfato ione solfito ione nitrato ione nitrito ione fosfato ione carbonato ione ipoclorito ione clorito ione clorato ione perclorato ione permanganato ione cromato ione bicromato HSO 4 - HSO 3 - HPO 4 3- H 2 PO 4 3- HCO 3 - ione idrogenosolfato (bisolfato) ione idrogenosolfito (bisolfito) ione idrogenofosfato ione diidrogenofosfato ione idrogenocarbonato (bicarbonato) per-( )-ato ( )-ato ( )-ito ipo-( )-ito

43 stato ossidaz. ossiacidi H k X n O m X: non-metalli, semimetalli, alcuni metalli ottenuti formalmente da anidridi (ossidi di non-metalli) per addizione di una o più molecole di H 2 O CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 (VI) (IV) (V) (III) (I) (III) (V) (VII) H 2 SO 4 H 2 SO 3 HNO 3 HNO 2 H 3 PO 4 H 2 CO 3 HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4 acido solforico acido solforoso acido nitrico acido nitroso acido fosforico acido carbonico acido ipocloroso acido cloroso acido clorico acido perclorico SO 4 2- SO 3 2- NO 3 - NO 2 - PO 4 3- CO 3 2- ClO - ClO 2 - ClO 3 - ClO 4 - ione solfato ione solfito ione nitrato ione nitrito ione fosfato ione carbonato ione ipoclorito ione clorito ione clorato ione perclorato per-( )-ico ( )-ico ( )-oso ipo-( )-oso

44 idrossidi (o idrati) M(OH) n M: metallo si ottengono dalla reazione di ossidi di metalli con H 2 O sono delle basi CaO + H 2 O Ca(OH) 2 NaOH KOH Ca(OH) 2 Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 idrossido di sodio idrossido di potassio diidrossido di calcio diidrossido di ferro triidrossido di ferro viene mantenuto lo stato di ossidazione dell ossido di partenza

45 metallo (catione) sali A n B m si ottengono dalla reazione tra acidi e basi (es.idrossidi) NaOH + HCl NaCl + H 2 O non-metallo ossoanione (anione) Na 2 SO 4 CaSO 3 KNO 3 Fe(NO 2 ) 3 Ca 3 (PO 4 ) 2 CaCO 3 NaHCO 3 NaClO solfato di sodio solfito di sodio nitrato di potassio trinitrito di ferro fosfato di calcio carbonato di calcio bicarbonato di sodio ipoclorito di sodio NaCl KI CaF 2 LiBr FeS Fe 2 S 3 CuCl 2 cloruro di sodio ioduro di potassio difluoruro di calcio bromuro di litio solfuro di ferro trisolfuro di diferro dicloruro di rame CaCl 2 6 H 2 O cloruro di calcio esaidrato KNaCO 3 Ca 5 F(PO 4 ) 3 carbonato di potassio e sodio fluoruro trifosfato di pentacalcio

46 ossidi X n O m con non-metalli + H 2 O con metalli + H 2 O con semi-metalli ossiacidi H k X n O m idrossidi M(OH) n (M metallo) idracidi H n X (X alogeno, S, Se) sali

47 altri nomi di composti comuni NH 3 ammoniaca NH + 4 ione ammonio HCN acido cianidrico CN - ione cianuro CH 3 COOH acido acetico CH 3 COO - ione acetato H 3 O + idrossonio (o catione ossonio)

48 concetto di mole contare pesando Quante compresse sono contenute in una determinata confezione??? Tutte le compresse contenute in una confezione pesano 45 g Una compressa pesa 0.75 g 45 g / 0.75 g = 60 compresse

49 concetto di mole unità di misura della quantità di sostanza: mol 1 mol = quantità di sostanza che contiene un numero di unità elementari pari al numero di atomi contenuti in Kg di 12 C N A = 6, ( ) Un numero ENORME!!!

50 quantità di materia massa MASSA MOLARE (g/mol) (massa corrispondente ad una mole) La massa di una mole di atomi di un elemento (o composto), espressa in grammi, è numericamente uguale peso atomico (o molecolare) relativo dell elemento (o composto), espresso in u. 1 mol S (= atomi di S) = 32 g S 1 mol Mg (= atomi di Mg) = 24.3 g Mg POSSO CONTARE GLI ATOMI e le MOLECOLE!!!

51 trasformazioni della materia nelle quali gli atomi, pur restando inalterati, si legano tra loro in modo diverso da quello originario, formando sostanze diverse da quelle di partenza le reazioni si rappresentano con delle equazioni chimiche Na (s) + H 2 O (l) NaOH (s) + H 2(g) reagenti prodotti equazione reazione

52 Na (s) + H 2 O (l) NaOH (s) + H 2(g) 1 Na 1 O 2 H 1 Na 1 O 3 H conservazione della massa in una reazione chimica, la quantità di materia si conserva occorre bilanciare l equazione con l inserimento di opportuni coefficienti stechiometrici 2 Na (s) + 2 H 2 O (l) 2 NaOH (s) + H 2(g) 2 Na 2 O 4 H 2 Na 2 O 4 H

53 2 Na (s) + 2 H 2 O (l) 2 NaOH (s) + H 2(g) equazione chimica bilanciata indica i rapporti con cui atomi e composti reagiscono tra loro per dare delle nuove specie chimiche valgono le regole dell algebra, massa e carica devono essere uguali da una parte e dall altra della reazione stechiometria (stoicheion, elemento e metron, misura ) studio dei rapporti quantitativi tra reagenti e prodotti

54 bilanciamo le equazioni: Al (s) + Br (l) Al 2 Br 6 (s) 2 Al (s) + 6 Br (l) Al 2 Br 6 (s)

55 bilanciamo le equazioni: P 4(s) + Cl 2(g) P 4(s) + 6 Cl 2(g) PCl 3 (l) 4 PCl 3 (l)

56 bilanciamo le equazioni: Fe (s) + Cl 2(g) FeCl 3 (s) 2 Fe (s) + 3 Cl 2(g) 2 FeCl 3 (s)

57 equazione chimica bilanciata 2 Fe 2 O 3(s) + 3 C (s) 4 Fe (s) + 3 CO 2(g) rapporti tra atomi/molecole rapporti tra moli Fe 2 O 3C Fe CO 2 (159.7 g/mol) (12 g/mol) (55.85 g/mol) (44 g/mol) rapporti tra quantità misurabili (in g) 320 g Fe 2 O 3(s) + 36 g C (s) 223 g Fe (s) g CO 2(g)

58 nella teoria i rapporti ponderali sono stabiliti esattamente nella reazione bilanciata 320 g Fe 2 O 3(s) + 36 g C (s) 223 g Fe (s) g CO 2(g) in realtà ottengo solo 200 g di ferro!!! nella realtà non sempre una reazione avviene completamente resa effetiva di reazione resa % = quantità ottenuta quantità teorica 100 resa % = 200 g 223 g 100 = 90%

59 reagente limitante equazione chimica bilanciata i panini sono il reagente limitante

60 associazione / dissociazione N 2(g) + H 2(g) NH 3 (g) CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2 (g) scambio (metatesi) precipitazione Na 2 SO 4(aq) + BaCl 2(aq) BaSO 4(s) + NaCl (aq) neutralizzazione (acido-base) HCl + NaOH NaCl + H 2 O ossidazione e riduzione combustione CH 4(g) + O 2(g) CO 2 (g) + H 2 O (g) riduzione Fe 2 O 3(s) + C (s) Fe (s) + CO 2(g)