Corso di Chimica per studenti di Fisica II Anno, I Semestre

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1 Corso di Chimica per studenti di Fisica II Anno, I Semestre Orari delle lezioni: Lunedì ore Mercoledì ore Venerdì ore Ricevimento: Lunedì ore 9-11 Mercoledì ore 9-11 TESTI CONSIGLIATI KOTZ, TREICHEL, Chimica - EdiSES ATKINS, JONES, Principi di Chimica - Zanichelli MASTERTON, HURLEY, Chimica. Principi e reazioni - Piccin EBBING, Chimica Generale - Editoriale Grasso GIOMINI, BALESTRIERI, GIUSTINI, Fondamenti di Stechiometria - EdiSES MICHELIN LAUSAROT, VAGLIO, Fondamenti di Stechiometria - Piccin Gli esami consistono in una prova scritta superata la quale si accede all esame orale. Si richiede la prenotazione elettronica prima della data dello scritto. Prof. Antonino Gulino

2 I COMPONENTI DELLA MATERIA E LE REAZIONI CHIMICHE Formule e Massa Molecolare Nomenclatura Composti Binari Nomenclatura Ossoanioni ed Acidi Nomenclatura Ioni Complessi

3 Atomo: la più piccola parte dell elemento che conserva le caratteristiche chimiche dell elemento stesso. Elemento: E una sostanza che non può essere ottenuta da reazioni chimiche a partire da specie che non contengano la sostanza cercata. Ossia, è costituita da un solo tipo di atomi. Composto: Sostanza formata da due o più atomi legati chimicamente. A + B AB composto A+ A A 2 forme molecolari dell elemento A B + B B 2 e dell elemento B. Miscela composto.

4 Miscela Può essere separata nei suoi costituenti con metodi fisici Composizione variabile Proprietà dipendenti da quelle dei suoi componenti Composto Non può essere separato nei suoi elementi con metodi fisici Composizione fissa Proprietà differenti da quelle dei suoi componenti ΔH di formazione trascurabile ΔH di formazione elevato Esempi di reazioni chimiche. A + B AB AB + C AC + B oppure BC + A AB + CD AD + BC oppure AC + BD

5 Tre sono le leggi fondamentali che regolano l andamento delle reazioni chimiche: 1. Legge della conservazione della massa: durante una reazione chimica la quantità di massa è invariabile, A + B AB deve accadere: m 1 = m 2 m 1 m 2 2. Legge dell invariabilità delle sostanze elementari: non si può trasformare un elemento in un altro: A ( elemento) B ( elemento) A B non avverrà mai!!!!

6 3. Legge delle proporzioni definite: ogni composto ha una composizione costante, cioè contiene sempre gli stessi elementi secondo rapporti definiti e costanti, caratteristici del composto: 1) H 2 O acqua 2) H 2 O 2 perossido d idrogeno 3) N 2 O ossido di diazoto o protossido di azoto 4) NO ossido di azoto 5) N 2 O 3 triossido di di azoto o anidride nitrosa 6) NO 2 [N 2 O 4 ] biossido di azoto 7) N 2 O 5 pentossido di diazoto o anidride nitrica I composti 1-2 sono sempre formati da: idrogeno ed ossigeno; I composti 3-7 sono sempre formati da: azoto ed ossigeno. Ogni composto individua una sostanza con caratteristiche chimiche e fisiche uniche.

7 Il peso atomico non ha alcuna relazione con la nozione di peso (misura di forza) degli oggetti ordinari. E invece una denominazione antica tuttora utilizzata, benché scorretta. La massa atomica M ( dal numero di massa) è la massa di un dato atomo. La massa atomica assoluta viene espressa in chilogrammi: l'ordine di grandezza dei valori è kg. Per ovviare alla scomodità di avere nei calcoli numeri così piccoli, si è convenuto di esprimere la massa atomica in rapporto alla massa atomica assoluta di 1/12 dell'atomo 12 C, il cui valore è adottato nel SI quale unità di massa atomica (uma): sperimentalmente equivale a 1, x kg. La massa atomica relativa (o peso atomico) è: La massa atomica relativa è un numero adimensionale. Una data massa atomica relativa (in uma), corrisponde a quella della massa assoluta (in grammi) di una mole dell'elemento, contenente quindi un numero di Avogadro (6,022 x ) di atomi. La massa atomica relativa di un dato elemento chimico è la sommatoria del prodotto tra la massa relativa di ciascun isotopo per la relativa abbondanza isotopica. Il peso atomico è legato al numero totale di nucleoni presenti nel nucleo. Il peso reale è leggermente inferiore alla somma dei pesi dei differenti componenti perché protoni e neutroni hanno massa diversa (anche se solo del 2 per mille) e perché parte della massa delle particelle costituenti il nucleo viene trasformata in energia di legame dei nucleoni (difetto di massa). Il peso degli elettroni modifica poco il totale, perché la sua massa è pari a 1/1836 quella di un protone.

8 Informazioni contenute nel peso atomico (massa atomica relativa) Esso ci da i rapporti tra le masse dei singoli atomi e quella del riferimento. Se come riferimento abbiamo scelto l uma: Li 6.94 : N : O : Na : uma uma uma uma E un numero medio che tiene conto del numero di isotopi e della loro abbondanza relativa. Isotopi = atomi con lo stesso numero di protoni ed elettroni ma con differente numero di neutroni. Immaginiamo di avere l elemento A, che in natura si presenta come: 30 A 85 % 31 A 10 % 32 A 5 % p.a.= = 30.2

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11 Analogamente si definisce anche una nassa molecolare relativa (peso molecolare). Per esempio, se avessimo un composto di formula A 2 BC 3, il suo peso molecolare sarebbe dato da: p.m.= 2 p.a.(a) + p.a.(b)+ 3 p.a.(c) Anche piccolissime quantità di sostanze contengono un gran numero di atomi. Sono state concepite delle unità per esprimere numeri di tali ordini di grandezza e per avere quantità con le quali poter lavorare agevolmente in laboratorio. Grammo atomo = una quantità in grammi eguale al peso atomico Grammo molecola = una quantità in grammi eguale al peso molecolare Grammo atomo = Grammo molecola = mole

12 1 mole di atomi di qualunque specie contiene un numero di Avogadro di atomi cioè atomi. 1 mole di qualunque composto contiene un numero di Avogadro di molecole del composto cioè molecole. Per capire meglio questo concetto sviluppiamo un semplice esempio, che mira a far vedere che nella definizione di mole è insito il fatto che una mole deve contenere lo stesso numero di oggetti. 10 g Tondino di ferro 4 g patata Il nostro riferimento è il grammo, cioè 1 g. 10g p. r.( tondino) = = 10 1 g 4g p. r.( patata) = = 1 g 4

13 Proviamo a definire una grandezza in analogia alla mole e chiamiamola tole: si definisce tole una quantità in Kg eguale al peso relativo. Allora si avrà che: 1 tole ( Tondini ) = 10 Kg = g 1 tole (Patate ) = 4 Kg = 4000 g Quante unità di ogni specie contiene una tole? Basta dividere la quantità totale dei grammi della tole, per il peso di ciascun oggetto: 10000g 1 Tole ( Tondini) = = 1000 Tondini 10g 4000g 1 Tole ( Patate) = = 1000 Patate 4g Cioè contiene lo stesso numero di oggetti!!

14 Proviamo a calcolare il numero di moli di un elemento o di un composto. 1 mole di atomi di ossigeno = 16 g 0.2 moli di atomi di sodio = 0.2 x 23 g= 4.6 g 1 mole di acqua = g 0.1 moli di acido solforico = 0.1 x 98.1 = 9.81 g Numero di moli (n): grammi / peso atomico o molecolare. n = numero di grammi p. a.( o p. m.) Peso formula: si applica a tutte quelle specie che non hanno un identità molecolare: ci si riferisce alla formula chimica minima. Nel linguaggio comune: peso molecolare usato anche per il peso formula.

15 Qual è il significato del simbolismo chimico? Le formule (così come le reazioni chimiche) hanno un doppio significato: Qualitativo: descrivono gli elementi dei composti. Quantitativo: descrivono i rapporti tra gli elementi che costituiscono il composto. Esempio: H 2 SO 4 Significato qualitativo Contiene: Idrogeno Zolfo Ossigeno Significato quantitativo Contiene: 2 atomi d idrogeno 1 atomo di zolfo 4 atomi di ossigeno

16 Reazioni chimiche L equazione chimica rappresenta le trasformazioni che le sostanze subiscono. Alla destra si pongono i prodotti, alla sinistra i reagenti. La freccia indica il verso della trasformazione: A + B AB reagenti prodotti L equazione chimica è una descrizione di un fenomeno sperimentale. Quindi la reazione chimica deve essere nota e deve soddisfare la legge di conservazione della massa.

17 Elementi di nomenclatura chimica Un composto binario tra un elemento e l ossigeno si chiama ossido. Gli ossidi possono avere diverse caratteristiche, che si evidenziano soprattutto quando reagiscono con acqua: Acidi AO + H 2 O H 2 AO 2 acido Basici AO + H 2 O A(OH) 2 idrossido, idrato, base Anfoteri H 2 AO 2 AO + H 2 O A (OH) 2

18 ELEMENTI METALLI + OSSIGENO Fe + O 2 NON METALLI + OSSIGENO S + O 2 OSSIDI IONICI (BASICI) + ACQUA Fe 2 O 3 + H 2 O OSSIDI COVALENTI (ACIDI), ANIDRIDI +ACQUA SO 2 + H 2 O IDROSSIDI O BASI O IDRATI Fe(OH) 3 OSSOACIDI H 2 SO 3 SALI (NEUTRALIZZAZIONE) Fe 2 (SO 3 ) 3

19 In generale, ossido o anidride + acqua: AO + H 2 O A(OH) 2 Differenzia tra un acido ed una base in soluzione acquosa O H Proviamo a scrivere A(OH) 2 come A O H &=105 ; µ=1.51 D Nella molecola vi sono due tipi di legami: 1) A O, 2), O H. Dipenderà dalla forza relativa di questi due legami se trattasi di acido o di base. Se il legame A O è molto più forte del legame O H, quest ultimo tenderà ad rompersi più facilmente, generando un acido, ed allora la molecola va scritta H 2 AO 2. Se il legame A O è più debole del legame O H, sarà esso che tenderà a rompersi più facilmente, generando quindi una base, conservando l integrità di OH, ed allora la molecola va scritta A(OH) 2.

20 Esempi di ossidi acidi (anidridi) e dei relativi acidi. I suffissi -oso ed ico servono per identificare due composti diversi. Occorre necessariamente che ad ogni nome corrisponda un solo composto. Anidridi Acidi CO 2 H 2 CO 3 carbonico (H 2 O CO 2 ) N 2 O 3 N 2 O 5 SO 2 SO 3 HNO 2 nitroso HNO 3 nitrico H 2 SO 3 solforoso H 2 SO 4 solforico Cl 2 O HClO ipocloroso Cl 2 O 3 HClO 2 cloroso Cl 2 O 5 HClO 3 clorico Cl 2 O 7 HClO 4 perclorico Gli alogeni, tranne il fluoro, danno composti simili a quelli del cloro

21 Anidridi P 2 O 3 P 2 O 5 Acidi H 3 PO 3 ortofosforoso H 4 P 2 O 5 pirofosforoso HPO 2 metafosforoso H 3 PO 4 ortofosforico H 4 P 2 O 7 pirofosforico HPO 3 metafosforico Analogamente agli alogeni, elementi appartenenti allo stesso gruppo danno luogo a composti stechiometricamente simili: P 2 O 5 H 3 PO 4 As 2 O 5 H 3 AsO 4. Anidridi Acidi CrO 3 H 2 CrO 4 cromico H 2 Cr 2 O 7 bicromico MnO 3 Mn 2 O 7 H 2 MnO 4 manganico HMnO 4 permanganico I due acidi di cromo hanno la stessa valenza (VI). I due acidi di manganese hanno valenza diversa (VI e VII).

22 Acidi che non contengono ossigeno(idracidi) : HF ac. fluoridrico HCl ac. cloridrico H 2 S ac. solfidrico HCN ac. cianidrico HBr ac. bromidrico HI ac. iodidrico

23 Basi più comuni: I II Metalli di transizione LiOH Be(OH) 2 NaOH Mg(OH) 2 Cu(OH) 2 KOH Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Fe(OH) 2 Ba(OH) 2 Fe(OH) 3 Mn(OH) 2 Zn(OH) 2 III Al(OH) 3 Mn(OH) 3 Ed anche Pb(OH) 2 piomboso Pb(OH) 4 piombico Sn(OH) 2 stannoso Sn(OH) 4 stannico

24 Reazione di salificazione: E una reazione che porta alla formazione di un sale, un composto chimico che può essere pensato come derivante formalmente da un acido per sostituzione dei suoi atomi di idrogeno con metallo

25 I composti ionici devono essere elettricamente neutri - e - - e - M M + M 2+ + e - + e - formazione di un catione X X - X 2- formazione di un anione Ora poiché da un acido si possono ottenere più anioni: H 2 SO 4 H 3 PO 4 H 2 CO 3 (H 2 O CO 2 ) HSO 4 - H 2 PO 4 - HCO 3 - SO 4 2- HPO 4 2- CO 3 2- PO 4 3- è possibile prevedere la formazione di diversi sali.

26 Dagli anioni precedenti si possono avere vari tipi di sali, che vengono chiamati acidi o neutri a seconda che nella loro formula siano presenti o meno atomi di idrogeno: NaHSO 4 NaH 2 PO 4 NaHCO 3 Na 2 SO 4 Na 2 HPO 4 Na 2 CO 3 Na 3 PO 4 Non tutti gli idrogeni che compaiono in un acido possono essere coinvolti nella formazione di un sale.

27 Consideriamo le formule di struttura degli acidi H 3 PO 4 ed H 3 PO 3 Secondo Lewis

28 Gli atomi di idrogeno salificabili, negli ossiacidi, sono quelli dei gruppi ossidrili. Gli altri legami coinvolgenti l atomo di idrogeno hanno carattere covalente quindi, mentre l acido fosforico è un acido triprotico, H 3 PO 3 darà luogo solamente a: H 2 PO 3 - NaH 2 PO 3 HPO 3 2- Na 2 HPO 3 Non esiste Na 3 PO 3!!!!! La stessa cosa accade per l acido ipofosforoso H 3 PO 2 (P 2 O + 3H 2 O), per il quale esiste solo l anione H 2 PO 2 - e quindi solo il sale sodico di formula NaH 2 PO 2 H O O P H H

29 Bilanciamento di reazioni chimiche (legge della conservazione della massa). Quanto è presente al primo membro (cioè, tra i reagenti) deve essere presente al secondo membro (cioè tra i prodotti): Sali: NaOH + HCl NaCl + H 2 O Ca(OH) HCl CaCl H 2 O NaOH + H 2 SO 4 NaHSO 4 + H 2 O 2 NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO H 2 O 2 Al(OH) H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) H 2 O NaOH + H 3 PO 4 NaH 2 PO 4 + H 2 O 2 NaOH + H 3 PO 4 Na 2 HPO 4 +2 H 2 O 3 NaOH + H 3 PO 4 Na 3 PO 4 +3 H 2 O Al(OH) 3 + H 3 PO 4 AlPO H 2 O Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 CaHPO H 2 O 3 Ca(OH) H 3 PO 4 Ca 3 (PO 4 ) H 2 O

30 Formazione di Sali: a) idrossido + acido sale + acqua Ca(OH) 2 + H 2 CO 3 CaCO H 2 O b) idrossido + anidride sale + acqua Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 + H 2 O c) ossido + acido sale + acqua CaO + H 2 SO 4 CaSO 4 + H 2 O d) ossido + anidride sale CaO + CO 2 CaCO 3 e) Metallo + acido sale + idrogeno Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

31 Reazioni di precipitazione: AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 precip.bianco di cloruro di argento Pb(NO 3 ) 2 + K 2 CrO 4 PbCrO KNO 3 precip. giallo di cromato di piombo Pb(NO 3 ) KI PbI KNO 3 precip. giallo di ioduro di piombo Reazioni di sintesi: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 3 H 2 + N 2 2 NH 3 H 2 + Cl 2 2 HCl Reazioni di decomposizione: CaCO 3 CaO + CO 2 PCl 5 PCl 3 + Cl 2 T = 900 C

32 Composti molecolari Composti ionici

33 Reazioni di ossidoriduzione (Redox) Sono delle reazioni nelle quali alcuni elementi dei prodotti presentano stati di ossidazione diversi da quelli che gli stessi elementi avevano nei reagenti. Composti ionici: il numero di ossidazione coincide con il numero di cariche elettriche dello ione. composto Numero di ossidazione del catione Numero di ossidazione dell anione NaCl Na + +1 Cl - -1 CaCl 2 Ca Cl - -1 AlCl 3 Al Cl - -1

34 Composti molecolari: il numero di ossidazione è uguale in valore e segno alla carica che avrebbero gli atomi costituenti il composto, se esso fosse considerato ionico. In questo caso il numero di ossidazione rappresenta una carica elettrica formale e non rappresenta quindi una realtà fisica. composto Numero di ossidazione del catione Numero di ossidazione dell anione HCl H + +1 Cl - -1 H 2 O H + +1 O ClO 3 - Cl O E evidente che non esiste uno ione Cl 5+, perché il legame è covalente, ma trattasi di un utile artificio per vedere le variazioni di numero di ossidazione all interno delle reazioni redox.

35 Significato di ossidazione e riduzione: Ossidarsi: perdere elettroni Ridursi: acquistare elettroni A 0 - n e - + m e - A n+ A m- ossidazione riduzione A n+ + ne - A 0 riduzione A m- - me - A 0 ossidazione In una reazione redox ci sarà sempre un elemento che si ossida ed un elemento che si riduce. Il verso della reazione sarà deciso dalla relativa facilità con cui un elemento si ossida o si riduce.

36 Regole per determinare i numeri di ossidazione degli elementi nei composti Il numero di ossidazione viene sempre calcolato per singolo atomo. Atomi o molecole omonucleari (cioè quando si considera lo stato elementare) Fe, Zn, Cl 2, O 2, N 2, P 4, S 8 n.o.= 0 H ha sempre n.o.= +1 (tranne che negli idruri NaH, CaH 2 ), nei quali ha n.o. = 1 O ha sempre n.o. = 2 (tranne che nei perossidi -O-O-) nei quali ha n.o. = 1 Σn.o. deli atomi di una molecola deve essere sempre zero, poiché ci riferiamo a cariche elettriche reali o formali, oppure se trattasi di un catione o un anione deve essere uguale alla carica del catione o dell anione. H 2 O O n.o. = -2 Σn.o. = 2 x = 0 H 2 O 2 O n.o. = -1 Σn.o. = 2 x x -1 = 0

37 Esempio: riduzione di ioni ferrici tramite cloruro stannoso: Semi-reazioni redox: Fe 3+ + e- Fe 2+ Sn 2+ Sn e- FeCl 3 + SnCl 2 FeCl 2 + SnCl 4 Per bilanciare la reazione occorre prima bilanciare gli scambi di elettroni: 2 Fe Sn Dopo si bilanciano le masse. 2 FeCl 3 + SnCl 2 2 FeCl 2 + SnCl 4

38 Cosa è accaduto allo stagno ed al ferro durante la reazione? Sn 2+ / Sn 4+ (lo stagno si è ossidato) è il riducente Fe 3+ / Fe 2+ ( il ferro si è ridotto) è l ossidante In una reazione redox, quindi in un processo in cui avvengono scambi elettronici, ci deve essere sempre un ossidante ed un riducente (a meno che non si ricorra a metodi elettrochimici). Se nella stessa soluzione fossero presenti le due forme ossidate o le due forme ridotte: FeCl 3 + SnCl 4 nessuna reazione FeCl 2 + SnCl 2 nessuna reazione

39 Bilanciamento di alcune reazioni redox: 1. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O Permanganato + solfato + acido solfato di + solfato + solfato di + acqua di potassio ferroso solforico manganese ferrico potassio Calcolo degli scambi di elettroni fra gli atomi che si riducono e si ossidano: Mn e Fe e KMnO FeSO H 2 SO 4 2 MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO H 2 O 2. K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Bicromato di + ioduro di + acido solfato di + iodio + solfato di + acqua potassio potassio solforico cromo potassio Cr e- 1 2 I e- 3 6 K 2 Cr 2 O KI + 7 H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) I K 2 SO H 2 O

40 KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 MnSO 4 + O 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Mn O KMnO H 2 O 2 +3 H 2 SO 4 2 MnSO O 2 + K 2 SO H 2 O Cl NaOH NaCl + NaClO + H 2 O Cl 2 + NaOH NaCl + NaClO 3 + H 2 O Reazione a freddo Reazione a caldo Cl Cl Nella prima reazione, poiché il numero degli elettroni messi in gioco è lo stesso, basta bilanciare le masse. 3 Cl NaOH 5 NaCl + NaClO H 2 O Reazione a caldo