Corso di Laurea in Scienze Erboristiche Modulo di Chimica Generale Anno Accademico 2015/2016

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1 Corso di Laurea in Scienze Erboristiche Modulo di Chimica Generale Anno Accademico 2015/2016 Prof. Nicola Borbone Dipartimento di Farmacia sito web: Orario ricevimento studenti: lunedì ore Studio N23bis, 2 piano

2 Prima di cominciare Libri di testo consigliati: Peter Atkins, Loretta Jones FONDAMENTI DI CHIMICA GENERALE Zanichelli editore Indipendentemente dal libro utilizzato, il programma del corso comprende tutto e solo quanto detto durante le lezioni e le esercitazioni. L esame finale consiste in un colloquio orale durante il quale potrà essere richiesta la risoluzione di uno o più semplici esercizi scritti Il materiale didattico sarà disponibile sul sito internet: (previa iscrizione al corso) Interessante è anche il portale della chimica su Wikipedia.it

3 Prima di cominciare Orario delle lezioni: ü Martedì ore 11:00-13:00 ü Mercoledì ore 11:00-13:00 ü Giovedì ore 09:00-11:00 ESERCITAZIONI: Due ore in più a settimana. Appena mi comunicano aula e giorno

4 I concetti fondamentali della chimica Nella prima parte del corso riassumeremo i concetti di base della chimica, che dovrebbero essere già noti alla maggior parte di voi, e che verranno approfonditi e completati nel resto del corso. Assicuratevi che tutti questi concetti vi siano perfettamente chiari prima di andare avanti con lo studio (e prima di affrontare l esame!!). Questa parte del corso fa riferimento alla sezione I fondamenti del secondo libro di testo consigliato.

5 Prima di cominciare Perché bisogna studiare BENE la chimica? La chimica è la scienza che si occupa delle proprietà della materia e della trasformazione di una forma di materia in un altra. La sua estrema importanza deriva dal fatto che molte discipline che studierete negli anni successivi si basano su concetti che studieremo durante questo corso. D altra parte, studiando la chimica, scoprirete che essa riguarda la vita di ogni giorno, i processi metabolici che avvengono nel nostro corpo etc. Quindi, studiare la chimica è un modo per acquisire una migliore comprensione del mondo e delle trasformazioni che in esso avvengono di continuo.

6 La chimica opera su tre livelli: La chimica: una scienza a tre livelli 1.Livello macroscopico tratta le proprietà degli oggetti grandi e visibili. Si interessa alla materia ed alle sue trasformazioni. A questo livello possiamo concretamente vedere i cambiamenti, per esempio, un combustibile che brucia. 2.Livello microscopico interpretazione dei fenomeni chimici sulla base della riorganizzazione degli atomi. Infatti, quando ha luogo una reazione chimica, gli atomi si riorganizzano, ma non si distruggono né si creano (vedi immagine). 3.Livello simbolico espressione dei fenomeni chimici per mezzo di simboli chimici ed equazioni. Questo livello è il tramite tra gli altri due.

7 Metodo scientifico La chimica è una scienza sperimentale, cioè le teorie e le leggi che studieremo traggono origine da osservazioni ed esperimenti condotti in laboratorio. Si parla di metodo scientifico per indicare una serie di passaggi che comprende: a) la raccolta dei dati b) l enunciazione di una legge c) l elaborazione di un ipotesi, possibile spiegazione della legge d) una serie di esperimenti volti a verificare l ipotesi fatta e) formulare una teoria e quindi creare un modello.

8 I settori della chimica Tradizionalmente la CHIMICA è suddivisa in tre settori fondamentali: chimica organica: lo studio dei composti del carbonio chimica inorganica: lo studio di tutti gli altri elementi e dei loro composti chimica fisica: lo studio dei principi della chimica Esistono poi speciali aree, come : la biochimica: lo studio dei composti, delle reazioni e dei processi chimici che avvengono nei sistemi viventi la chimica analitica: lo studio delle tecniche atte ad identificare le sostanze ed a misurarne la quantità la chimica farmaceutica: l applicazione dei principi della chimica alla realizzazione dei farmaci

9 Materia & Sostanze Abbiamo detto che la chimica è la scienza che si occupa delle proprietà della materia e della trasformazione di una forma di materia in un altra. Ma cos è la materia? Una definizione semplice è che la MATERIA è tutto ciò che possiede massa ed occupa spazio (l oro, l acqua, la carne.). Nel linguaggio comune il termine sostanza è inteso come sinonimo di materia; in CHIMICA invece la SOSTANZA è una forma unica e pura di materia. Oro ed acqua sono sostanze pure, mentre la carne è una miscela di molte sostanze diverse.

10 Grandezze fondamentali Prima di iniziare a studiare la chimica, è necessario avere gli strumenti necessari per farlo. Le misure più comuni che si eseguono in laboratorio sono relative a massa, volume, temperatura e lunghezza. Il Sistema Metrico Internazionale (SI) si basa su sette grandezze fondamentali che sono riportate in Tabella 1 Per ripassare le grandezze fondamentali puoi consultare il sito web :

11 Grandezze derivate Tutte le altre grandezze possono essere derivate da quelle fondamentali attraverso le cosiddette equazioni definitrici (vedi Tabella 2).

12 Prefissi moltiplicativi o riduttivi Prefisso Simbolo Fattore moltiplicatore esa E peta P tera T giga G 10 9 mega M 10 6 chilo k 10 3 etto h 10 2 deca da 10 1 deci d 10-1 centi c 10-2 milli m 10-3 micro µ 10-6 nano n 10-9 pico p femto f atto a Ricordiamo l uso della numerazione scientifica (anche detta esponenziale) in cui un numero può essere scritto come il prodotto di due fattori. Il primo è un numero decimale con una sola cifra intera ed il secondo è 10 elevato ad un appropriata potenza. Per esempio: 0, si può scrivere come 5,

13 Cifre significative Quando si effettua una misura, come ad esempio la determinazione della massa di un corpo, il valore ottenuto è affetto da una certo errore che dipende dalla accuratezza dello strumento usato. Quanto più è accurato lo strumento tanto più il valore ottenuto si avvicina al vero. La precisione di una misura viene indicata dal numero di cifre con le quali viene espressa la misura stessa. Tali cifre vengono pertanto definite cifre significative. Consideriamo, ad esempio, di pesare 32,45 grammi di NaCl. Questa misura ha 4 cifre significative, le prime tre sono certe, mentre l ultima cifra è incerta. 1426,5 cinque cifre significative 32,4561 sei cifre significative 2,34 x 10 6 tre cifre significative Gli zeri che precedono la prima cifra diversa da zero non sono cifre significative. Ad esempio, la misura 0,083 L ha due cifre significative, la misura 0,008 ha un unica cifra significativa. Invece gli zeri che seguono l ultima cifra diversa da zero sono cifre significative. Ad esempio, 3,8 L ha due cifre significative, ma 3,800 L ha quattro cifre significative. Ricorda che nelle operazioni di moltiplicazione e divisione NON si deve alterare la precisione delle misure, quindi il risultato deve contenere tante cifre significative quante sono quelle contenute nella misura con MINOR numero di cifre significative.

14 Definizioni caratterizzanti la materia Abbiamo detto che la chimica è la scienza che studia la composizione della materia ed il suo comportamento in base alla propria composizione. Tutte le sostanze che conosciamo sono materia. La materia può essere suddivisa in sostanze pure e miscele. Le sostanze pure si possono suddividere in elementi e composti. Gli elementi (ad esempio l ossigeno dell atmosfera o l alluminio dei fogli di alluminio) sono i mattoni fondamentali con cui si possono costruire tutte le altre sostanze. Essi sono costituiti di un unico tipo di atomo, ossia la particella più piccola di un elemento che possiede le caratteristiche dell elemento stesso. I composti (come l acqua o il sale da cucina) contengono più elementi chimicamente combinati tra loro in proporzione fissa (Legge di Proust). Ossigeno gassoso elemento MATERIA Anidride carbonica composto SOSTANZE PURE MISCELE Acqua distillata composto zucchero benzina composto miscela ELEMENTI COMPOSTI

15 La teoria atomica di Dalton (1808) La materia è costituita da un numero limitato di sostanze elementari (che non possono essere scisse in sostanze più semplici) dette appunto elementi. Ogni elemento è costituito da particelle piccolissime ed indivisibili dette atomi. Le dimensioni degli atomi sono nell ordine dei picometri (1 pm = m). Gli atomi di un certo elemento sono tutti uguali,* elementi diversi sono formati da atomi diversi. Al contrario degli elementi, i composti sono formati da diversi tipi di atomi. In un composto il numero relativo di atomi di ogni elemento è costante ed espresso sotto forma di numero intero. Nelle reazioni chimiche gli atomi si combinano in maniera diversa, ma nessun atomo si crea, si distrugge (Legge di Lavoisier 1789) o si trasforma in un atomo diverso. Gli atomi di tutti gli elementi sono molto leggeri: l'idrogeno pesa kg, e anche gli atomi più pesanti non superano i kg. * In realtà per ogni elemento possono esistere varie versioni di atomo, gli isotopi, che differiscono solo nella massa. Lo vedremo in seguito.

16 L atomo è la parte più piccola che conserva tutte le proprietà dell elemento Alcuni elementi (elio, neon, argon) sono costituiti da un singolo atomo. Si parla di elementi monoatomici. Tuttavia la maggior parte delle sostanze è costituita da molecole, formate da due o più atomi legati tra loro. Se la molecola è costituita da due atomi, si definisce biatomica; se da tre atomi, triatomica e così via. Se gli atomi nella molecola sono uguali, si ha una sostanza elementare (es. O 2, H 2, N 2 ). Se gli atomi nella molecola sono diversi, si ha una sostanza composta o composto.

17 Alcuni elementi carbonio, silicio, germanio, stagno, piombo C Si Ge Sn Pb

18 Alcuni elementi ossigeno, zolfo, selenio e tellurio O S Se Te

19 Alcuni elementi scandio, titanio, vanadio, cromo e manganese (sopra) Sc Ti V Cr Mn ferro, cobalto, nichel, rame e zinco (sotto) Fe Co Ni Cu Zn

20 ma come è fatto l'atomo? Quando Dalton affermava che gli atomi fossero indivisibili si riferiva al fatto che essi non possono essere scissi nelle reazioni chimiche ordinarie. La parola atomo, infatti, deriva dal greco atomos, che vuol dire indivisibile. In realtà l atomo non è indivisibile, ma è composto da particelle subatomiche. Già nel 1830 le osservazioni sperimentali di M. Faraday sulla trasformazione di cationi ed anioni in metalli o in molecole neutre ad opera della corrente elettrica, avevano condotto ad ipotizzare che ciascun atomo contenesse un unità naturale di carica elettrica, l elettrone. L'esperimento di Rutherford (1911) Dimostra l esistenza di particelle subatomiche aventi carica positiva, i protoni.

21 ma come è fatto l'atomo? Oggi sappiamo che ogni atomo è costituito da: un nucleo, che è piccolissimo (10-14 m), anche rispetto all'atomo (10-10 m), ma che contiene quasi tutta la massa dell'atomo ed è carico positivamente. un certo numero di elettroni, che sono leggerissimi, ma occupano quasi tutto il volume dell'atomo, e sono carichi negativamente. L'esperimento di Rutherford (1911) Dimostra l esistenza di particelle subatomiche aventi carica positiva, i protoni.

22 L'atomo L'atomo è elettricamente neutro, per cui la carica negativa degli elettroni compensa esattamente la carica positiva del nucleo. Il nucleo è a sua volta composto da particelle cariche, dette protoni, e particelle neutre, dette neutroni. La carica del protone è identica, ma di segno opposto, a quella dell'elettrone. Le masse del protone e del neutrone sono quasi identiche. In ogni atomo, quindi, il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni.

23 L'atomo La natura degli atomi dipende dal numero di protoni contenuti nel nucleo. Atomi di elementi diversi hanno un numero di protoni diverso. Tale numero è detto numero atomico ed è indicato con il simbolo Z. Il numero totale di nucleoni (neutroni e protoni) contenuti in un atomo è detto numero di massa (talvolta più impropriamente peso atomico) ed è indicato con il simbolo A. A Z E 21 Ne 21 Ne 10

24 Gli isotopi Come vedremo le proprietà di un atomo dipendono essenzialmente dal numero di elettroni, e quindi dal numero di protoni contenuti nel nucleo (il numero atomico Z). Perciò due atomi i cui nuclei hanno lo stesso numero di protoni, ma numero differente di neutroni, hanno le stesse proprietà chimiche (a parte la massa), e quindi sono atomi diversi dello stesso elemento. Due atomi del genere sono detti isotopi. Quindi: Gli isotopi sono atomi che hanno lo stesso numero atomico e diverso numero di massa.

25 Gli isotopi Per alcuni elementi, esiste in natura solo un isotopo: iodio ( 127 I), fosforo ( 31 P), alluminio ( 27 Al), sodio ( 23 Na), fluoro ( 19 F). La maggior parte degli elementi, però, è presente in natura sotto forma di miscele di vari isotopi. Per lo stagno, esistono addirittura 10 isotopi: 112 Sn, 114 Sn, 115 Sn, 116 Sn, 117 Sn, 118 Sn, 119 Sn, 120 Sn, 121 Sn, 124 Sn. Nella crosta terrestre, la percentuale degli isotopi di ogni elemento è pressoché costante.

26 La tavola periodica In natura esistono 92 elementi, un numero abbastanza elevato. Tuttavia, disponendo gli elementi in ordine di numero atomico crescente, è possibile osservare un andamento regolare e periodico delle proprietà chimiche degli elementi. La disposizione degli elementi che mette in evidenza queste regolarità è detta tavola periodica proposta per la prima volta dal chimico russo Dmitrij Mendeleev nel 1869.

27 La tavola periodica La tavola periodica attuale è costituita da 7 periodi e 18 gruppi (IUPAC 1985). Le righe orizzontali, dove gli elementi sono disposti in ordine crescente di numero atomico sono definite PERIODI. Le colonne verticali, che in origine contenevano elementi con proprietà chimiche simili, sono definite GRUPPI. In realtà i gruppi contengono elementi con la stessa configurazione elettronica nel guscio esterno.

28 La tavola periodica Metalli: conducono l'elettricità, lucenti, duttili, malleabili (in blu, rosso, giallo, celeste) Non metalli: non conducono l'elettricità, non sono né duttili né malleabili (in verde, fucsia) Metalloidi: hanno aspetto di metalli, ma comportamento chimico da non metalli (in viola)

29 La tavola periodica Vedi anche:

30 Quanto pesano gli atomi? Abbiamo già visto che: Quasi tutta la massa di un atomo è dovuta al nucleo (la massa degli elettroni è trascurabile) Il nucleo è formato da un numero intero di nucleoni (protoni e neutroni) Protoni e neutroni hanno più o meno la stessa massa ( kg) Quindi: il peso di ogni atomo deve essere un multiplo della massa dei nucleoni. È utile scegliere come unità di misura per la massa atomica (uma, cioè proprio unità di massa atomica) la massa dei protoni e dei neutroni. In questo modo, la massa di un atomo è circa pari al suo numero di massa (numero totale dei nucleoni). Per esempio, la massa dell atomo di 16 O, che ha 8 protoni e 8 neutroni, è circa pari a 16 uma. Perché circa? Perché i protoni ed i neutroni non hanno esattamente la stessa massa, e perché la massa di un atomo non è esattamente uguale alla massa dei nucleoni che lo compongono. In realtà, inoltre, l uma è stato definito come 1/12 della massa del 12 C, per cui il 12 C pesa esattamente 12 uma. Tutti gli altri elementi hanno pesi atomici vicini ad un numero intero, ma non esattamente pari ad un numero intero.

31 Quanto pesano gli atomi? Che succede se un elemento ha più di un isotopo? In questo caso va considerata la massa isotopica media, cioè la media delle masse di tutti gli isotopi pesata per la loro abbondanza isotopica. Per fortuna sulla terra la percentuale degli isotopi di ogni elemento è costante, e quindi il risultato del calcolo è sempre lo stesso per ogni elemento. Tutto questo è già stato fatto, e nella tavola periodica è riportata come massa atomica la massa isotopica media di tutti gli elementi. 35 Cl 34,969 u.m.a. Abbondanza isotopica = 75,77 % 37 Cl 36,966 u.m.a. Abbondanza isotopica = 24,23 % Massa atomica tabulata = (34,969 x u.m.a.) + (36,966 x u.m.a.) = u.m.a.

32 I composti Un composto è una sostanza elettricamente neutra costituita da due o più elementi, in proporzioni definite e costanti. L'aria contiene ossigeno e azoto, ma non è un composto perché i due elementi possono essere in qualsiasi rapporto. L'acqua è un composto perché, qualunque sia la sua origine, conterrà sempre l' 11.1% in massa di idrogeno e l' 88.9% in massa di ossigeno. Esiste un composto che contiene il 5.9% in massa di idrogeno e il 94.1% in massa di ossigeno, ma non è acqua: si tratta di un composto differente, il perossido di idrogeno (o acqua ossigenata, H 2 O 2 ). La composizione costante è essenziale affinché si possa parlare di composto. I composti sono generalmente divisi in: Composti organici: composti che contengono carbonio (normalmente per essere chiamato organico il composto deve possedere almeno un legame C-H) Composti inorganici: tutti gli altri.

33 I composti In un composto gli atomi non sono semplicemente miscelati, ma sono legati l'uno all'altro in una maniera specifica. Quindi le proprietà del composto sono completamente diverse da quelle degli elementi che lo compongono. Ci sono due possibilità: Gli atomi si legano tra loro a formare molecole (composti molecolari) Gli atomi sono presenti nel composto sotto forma di ioni (composti ionici) Una molecola è un raggruppamento distinto di atomi, legati in una maniera specifica: per esempio H 2 O (acqua) o CH 4 (metano). Uno ione è un atomo che possiede carica positiva (catione) o negativa (anione). Per esempio Na + (ione sodio) o Cl - (ione cloruro). Un atomo può diventare uno ione perdendo o acquistando elettroni, mentre la carica del nucleo non varia mai. Possono esistere anche ioni poliatomici, che possono essere considerati molecole dotate di carica (per esempio NH 4+, ione ammonio) che formano comunque composti ionici.

34 Composti molecolari I composti molecolari possono essere descritti mediante la formula molecolare, che indica quanti e quali atomi sono presenti in ogni molecola. Per esempio: acqua H 2 O perossido d'idrogeno glucosio H 2 O 2 C 6 H 12 O 6 La formula molecolare però non indica come sono legati gli atomi: a questo scopo esistono le formule di struttura: H H H C O H O H O O H H O O H H C C H H C C O H O C H H O H acqua perossido glucosio d'idrogeno H Esistono rappresentazioni ancora più sofisticate, che permettono di visualizzare la forma tridimensionale delle molecole.

35 Composti ionici Nei composti ionici non sono identificabili raggruppamenti di ioni paragonabili alle molecole. Invece, un composto ionico è formato da un gran numero di cationi ed anioni tenuti insieme dall'attrazione elettrostatica. Non si può quindi parlare di formula molecolare, ma la formula chimica indica semplicemente la proporzione tra i vari ioni, in modo da avere tutti indici interi (unità formula). È importante ricordare che la formula di un composto ionico deve essere scritta in modo che il composto sia elettricamente neutro: cioè, il numero di cariche negative deve essere uguale al numero di cariche positive.

36 Gli ioni Uno ione si forma dal corrispondente atomo per perdita di elettroni (nel caso degli ioni positivi = cationi) o acquisto di elettroni (nel caso degli ioni negativi = anioni). Tipicamente, gli elementi metallici formano ioni positivi e quelli non metallici formano ioni negativi. Tra gli ioni poliatomici ricordiamo l'ammonio (NH 4+ ) ed il cianuro (CN ). Esistono poi un gran numero di ioni negativi contenenti ossigeno (ossianioni) come il carbonato (CO 3 2 ), il nitrato (NO 3 ), il solfato (SO 4 2 ) ed il fosfato (PO 4 3 ). Quando in un composto ionico lo ione poliatomico necessita dell'indice questo è racchiuso tra parentesi, come nel nitrato di calcio Ca(NO 3 ) 2 o nel solfato di ammonio (NH 4 ) 2 SO 4. Tutti gli ioni in questa pagina vanno imparati a memoria!!!

37 Gli ioni La tavola periodica ci aiuta a prevedere quali ioni possa formare ogni elemento. In generale, ogni elemento perde o acquista tanti elettroni quanti sono i posti che lo separano dal gas nobile ad esso più vicino nella tavola periodica. Tuttavia è molto raro che uno ione monoatomico abbia più di tre cariche.

38 La nomenclatura dei composti La nomenclatura è importante perché, assegnando un sostanza, permette ai chimici di comunicare tra loro. nome univoco ad ogni Esistono nomi sistematici, ottenuti seguendo delle regole che permettono di assegnare un nome univoco a qualsiasi composto, e nomi d'uso, che spesso risalgono a prima che fosse nota la natura delle sostanze a cui si riferiscono, ma che per composti molto comuni sono ancora normalmente usati al posto dei nomi sistematici. Esempi di nomi comuni sono acqua (H 2 O), ammoniaca (NH 3 ), idrazina (N 2 H 4 ), fosfina (PH 3 ), acetilene (C 2 H 2 ), ecc. Studieremo innanzitutto la nomenclatura dei composti ionici, e poi quella dei composti molecolari.

39 Nomenclatura dei composti ionici: i cationi La nomenclatura degli ioni positivi è piuttosto semplice, poiché il nome si ottiene facendo precedere al nome dell'elemento la parola ione. Quindi abbiamo: Ione sodio: Na + Ione potassio: K + Ione magnesio: Mg 2+ Ione calcio: Ca 2+ Ione alluminio: Al 3+ Va anche ricordato un catione poliatomico molto comune, lo ione ammonio NH 4+. Tuttavia alcuni elementi formano più di uno ione positivo, e nasce il problema di distinguerli. Si usano allora numeri romani tra parentesi. Ione rame (I): Cu + Ione rame (II): Cu 2+ Ione ferro (II): Fe 2+ Ione ferro (III): Fe 3+ Ione cromo (II): Cr 2+ Ione cromo (III): Cr 3+ Un metodo più antico, ma ancora oggi usato, consiste nell'assegnare il suffisso -oso allo ione a carica minore, e il suffisso -ico allo ione a carica maggiore. Ione rameoso: Cu + Ione rameico: Cu 2+ Ione ferroso: Fe 2+ Ione ferrico: Fe 3+ In questo caso però il numero di cariche non può essere ricavato direttamente dal nome.

40 Nomenclatura dei composti ionici: gli anioni Nel caso degli ioni negativi, bisogna distinguere tra anioni monoatomici, e anioni poliatomici (che molto spesso sono ossianioni). Il nome degli anioni monoatomici si ottiene aggiungendo al nome dell'elemento il suffisso -uro: Ione fluoruro: F Ione cloruro: Cl Ione bromuro: Br Ione ioduro: I Ione solfuro: S 2 Ione azoturo: N 3 però: Ione ossido: O 2 Bisogna anche ricordare l'anione biatomico (non ossigenato) cianuro CN, e l'anione idrossido OH. Poiché F, Cl, Br e I fanno parte del gruppo degli alogeni, i rispettivi anioni F, Cl, Br e I sono detti alogenuri. Gli acidi alogenidrici: Acido fluoridrico: HF Acido cloridrico: HCl Acido bromidrico: HBr Acido iodidrico: HI sono composti molecolari che sono i progenitori degli alogenuri, e danno gli alogenuri perdendo uno ione H +. Anche l'acido solfidrico H 2 S dà lo ione solfuro perdendo 2 ioni H +. Se H 2 S perde un solo ione H +, si ha lo ione HS, detto idrogenosolfuro o bisolfuro.

41 Nomenclatura dei composti ionici: gli anioni Il nome degli ossianioni si ottiene aggiungendo al nome dell'elemento il suffisso -ato: Ione carbonato: CO 3 2 Ione fosfato: PO 4 3 Molti elementi possono formare più di un ossianione. In questo caso il suffisso -ato è riservato allo ione con più ossigeno, e quello con meno ossigeno assume il suffisso -ito. Ione solfato: SO 4 2 Ione solfito: SO 3 2 Ione nitrato: NO 3 Ione nitrito: NO 2 Gli alogeni possono formare addirittura 4 diversi ossianioni (tutti con una sola carica negativa), e sono necessari anche i prefissi ipo- e per-. Per esempio per il cloro: Ione ipoclorito: ClO Ione clorito: ClO 2 Ione clorato: ClO 3 Ione perclorato: ClO 4

42 Nomenclatura dei composti ionici: gli anioni Gli ossianioni derivano da composti molecolari detti ossiacidi, per perdita di 1 o più H + : Ione solfato: SO 4 2 da acido solforico: H 2 SO 4 Ione solfito: SO 3 2 da acido solforoso: H 2 SO 3 Ione nitrato: NO 3 da acido nitrico: HNO 3 Ione nitrito: NO 2 da acido nitroso: HNO 2 Ione fosfato: PO 4 3 da acido fosforico: H 3 PO 4 (l'unico con 3 H!) Se gli ossiacidi non perdono tutti gli idrogeni, otteniamo ioni che contengono idrogeno, come: Ione idrogenosolfato (o ione bisolfato) HSO 4 Ione idrogenosolfito (o ione bisolfito) HSO 3 Ione idrogenocarbonato (o ione bicarbonato): HCO 3 Ione idrogenofosfato (qui non c'è altro nome): HPO 4 2 Ione diidrogenofosfato (qui non c'è altro nome): H 2 PO 4

43 Nomenclatura dei composti ionici Una volta che si è determinato il nome del catione e dell'anione, il nome del composto ionico si ottiene semplicemente scrivendo: (anione) di (catione) Per esempio: Solfato di sodio Na 2 SO 4 Cloruro di potassio KCl Idrogenosolfito di ammonio NH 4 HSO 3 Perclorato di ferro (II) Fe(ClO 4 ) 2 Bicarbonato di sodio NaHCO 3 Idrogenofosfato di ferro (III) Fe 2 (HPO 4 ) 3 In alternativa, si può dire: Sodio solfato, potassio cloruro, ecc. In ogni caso nella formula il numero delle cariche positive dei cationi deve essere pari al numero di cariche negative degli anioni, ma il numero di cationi e di anioni non compare nel nome.

44 Nomenclatura dei composti molecolari Ci limiteremo alla nomenclatura dei composti molecolari inorganici. Molti composti molecolari inorganici binari contengono elementi dei gruppi 16 o 17 (O, S, e gli alogeni). Per questi composti la nomenclatura è simile a quella dei composti ionici, ma utilizza i prefissi greci (di, tri, tetra, penta, esa, epta, ecc.) per indicare il numero degli atomi di ciascun tipo presenti (il prefisso mono si elide). Per esempio: Tricloruro di fosforo PCl 3 Ossido di diazoto N 2 O Esafluoruro di zolfo SF 6 Pentossido di diazoto: N 2 O 5 In alcuni casi, invece di usare i prefissi greci gli ossidi vengono chiamati mettendo tra parentesi il numero di ossidazione (che definiremo in seguito) del non metallo. Quindi Mn 2 O 7 è eptossido di dimanganese oppure ossido di manganese (VII). I composti molecolari inorganici binari formati da idrogeno e non metalli vengono detti cloruro di idrogeno (HCl), solfuro di idrogeno (H 2 S), cianuro di idrogeno (HCN); le soluzioni acquose di questi composti sono gli acidi in -idrico visti precedentemente.

45 La quantità di sostanza: la mole La formula dell'acqua è H 2 O, e quindi in un qualsiasi campione d'acqua ci sono due atomi di idrogeno per ogni atomo di ossigeno. Eppure, se facciamo decomporre 100 g d acqua, otteniamo 11,1 g di idrogeno e 88,9 g di ossigeno: le masse dei due elementi non ci indicano direttamente il rapporto tra gli atomi dei due elementi. Questo succede perché gli atomi di elementi diversi hanno pesi diversi; nel nostro caso l'idrogeno è molto più leggero dell'ossigeno. In chimica è quindi opportuno usare un'altra unità di misura per misurare la quantità di sostanza, che misuri il numero di atomi presenti nel nostro campione. Questa unità di misura è la mole: una mole corrisponde a 6, atomi Il numero 6, è detto numero di Avogadro ed è indicato con il simbolo N A, per cui possiamo anche dire che "una mole di atomi è pari a N A atomi". Il concetto di mole non è limitato agli atomi. Per esempio possiamo dire "una mole di acqua" intendendo "N A molecole di acqua". Quindi dalla decomposizione di una mole di acqua otteniamo due moli di atomi di idrogeno e una mole di atomi di ossigeno.

46 La quantità di sostanza: la mole Il concetto di mole quindi in sé non è difficile: diciamo "una mole di atomi" per dire " atomi", così come diciamo "una dozzina di uova" per dire "12 uova". Ma perché è stato scelto proprio il numero N A per la definizione di mole? Perché in questo modo la massa in grammi di una mole di un elemento è numericamente uguale alla massa atomica dell elemento. Per esempio, in questo N A una mole di atomi di idrogeno pesa 1,008 g, cioè proprio la massa atomica che troviamo nella tavola periodica. Infatti 1, g (massa di un nucleone) 6, (N A ) = 1,0075 g Invece una mole di atomi di sodio pesa 23,99 g. Per gli elementi che hanno più isotopi quello che conta non è la massa di ogni singolo isotopo, ma la massa isotopica media. Insomma il numero che troviamo nella tavola periodica rappresenta due grandezze diverse, che hanno lo stesso valore numerico ma diverse unità di misura: la massa atomica (più spesso chiamata peso atomico), massa di un singolo atomo dell elemento, espressa in uma. la massa molare dell'elemento, cioè la massa di una mole dell'elemento, che ha come unità di misura g mol -1 (che si può scrivere anche g/mol). Quindi: la massa molare di tutti gli elementi è riportata nella tavola periodica.

47 Mole e massa molare La mole è un unità di misura del sistema SI, ha il simbolo mol, e i normali multipli e sottomultipli: possiamo dire per esempio 1,235 mmol (millimoli) o 5,432 µmol (micromoli). Quindi: per misurare una mole di una sostanza basta misurarne un numero di grammi pari alla sua massa molare. Come è possibile passare da quantità di sostanza (numero di moli) a massa (numero di grammi) e viceversa? È sufficiente conoscere la massa molare dell'elemento, cioè la massa di una mole dell'elemento. La massa molare ha come unità di misura g mol -1. Per i composti molecolari, la massa molare è data dalle somma delle masse molari degli atomi che compongono la molecola. Per i composti ionici la massa molare è pari alla somma delle masse molari degli atomi che costituiscono l'unità formula.

48 Ognuno dei campioni illustrati contiene 1 mol di atomi dell'elemento. Muovendo in senso orario dall'angolo superiore destro abbiamo 32 g di zolfo, 201 g di mercurio, 207 g di piombo, 64 g di rame e 12 g di carbonio.

49 Per passare da quantità di sostanza a massa massa = quantità di sostanza massa molare o, in simboli m = n M Per passare da massa a quantità di sostanza quantità di sostanza = massa / massa molare o, in simboli n = m M massa (g) = n M = mol g mol -1 = g m quantità di sostanza n (mol) = n = = g / g mol -1 M = mol

50 Miscele Una miscela è differente da un composto per varie ragioni: 1. ha composizione variabile 2. i componenti della miscela conservano molte delle loro proprietà 3. i componenti della miscela possono essere separati con tecniche fisiche Le miscele possono essere distinte in eterogenee ed omogenee: i componenti di una miscela eterogenea possono essere distinti al microscopio o anche ad occhio nudo una miscela omogenea ha invece composizione identica in ogni suo punto.

51 Tecniche fisiche di separazione Alcune tecniche fisiche per separare i componenti di una miscela eterogenea sono: decantazione: si basa sulla differenza di densità dei componenti. Si aspetta semplicemente che il componente più leggero galleggi, o che quello più pesante si depositi sul fondo (ad esempio miscela acqua/olio). filtrazione: questa tecnica permette di separare un solido sospeso in un liquido. Alcune tecniche fisiche per separare i componenti di una miscela omogenea sono: distillazione: si basa sulla differente volatilità dei componenti; quello che bolle a temperatura più bassa si allontana e viene poi fatto condensare in un altro pallone. cromatografia: questa tecnica è molto importante, ma sarà studiata in corsi successivi.

52 Soluzioni Una soluzione è una miscela omogenea in cui uno dei componenti (detto solvente) è molto più abbondante degli altri (detti soluti). Il solvente determina lo stato fisico (solido, liquido o gassoso) della soluzione. Nella chimica inorganica sono molto comuni le soluzioni acquose, quelle in cui il solvente è l'acqua. Esistono anche soluzioni solide, tra cui le leghe metalliche come l'ottone, soluzione di rame nello zinco. A volte un soluto si separa lentamente dalla soluzione formando dei cristalli: questo processo si chiama cristallizzazione. Altre volte il soluto si separa molto velocemente, e non avendo tempo per formare cristalli forma una polvere sottile: questo processo si chiama precipitazione.

53 Composizione di una miscela Esistono diversi modi per esprimere la composizione di una miscela, a seconda dell'uso che bisogna fare di questa informazione. % in peso: % p p = massa del soluto massa della soluzione 100 % in volume (usata per miscele di due liquidi): Vsoluto % v v = 100 V soluzione Frazione molare, simbolo x in un sistema di due componenti: in un sistema di n componenti: x 1 x 1 = n 1 n1 + n n = n 1 2 = n x + n 2 n2 = n + n Totali 1 2 n n 1 n

54 Concentrazione molare Per quanto riguarda le soluzioni la composizione della miscela è di solito espressa in termini di concentrazione, intesa come misura quantitativa del soluto presente nella soluzione. Una soluzione con molto soluto di dice concentrata, una con poco soluto si dice diluita. Una delle unità di misura per la concentrazione più usate in chimica è la concentrazione molare o molarità (simbolo M). La molarità è definita come: molarità = moli di soluto volume della soluzione o, in simboli M = n V L'unità di misura della molarità è mol L -1.

55 Uso della molarità M = n (moli) V (litri) Lavorare con una soluzione a molarità nota permette di misurare un numero di moli desiderate di soluto semplicemente misurando un volume di soluzione. Per trovare il volume di soluzione che contiene un certo numero di moli di soluto, basta scrivere: moli di soluto ( ) ( mol ) volumedella soluzione L = V = molarità mol / L ( ) n M Per trovare il numero di moli contenute in un certo volume, invece: molidisoluto (mol) = molarità (mol L -1 ) volumedella soluzione (L) n = M V

56 Diluizione Un processo molto comune in chimica è la diluizione. Si prende un volume noto di soluzione, e si aggiunge altro solvente (sempre in quantità nota), in modo da ottenere una soluzione più diluita. M = n 1 M = n 2 Qual è la relazione tra la concentrazione M 1 prima della diluizione e la concentrazione M 2 dopo la diluizione? Bisogna considerare che il numero di moli di soluto rimane invariato, per cui: e quindi: n 1 = n V M 1 V 1 = M 2 V 2 1 V2 Normalmente questa espressione ci serve a calcolare: la molarità finale di una soluzione dopo una diluizione (incognita M 2 ) la quantità di solvente da aggiungere per ottenere una certa molarità finale (incognita V 2, che però è il volume totale, non quello da aggiungere!) Anche quando si mescolano due soluzioni, il volume del solvente varia, e bisogna calcolare le nuove concentrazioni molari.

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58 Concentrazione molale Un altra maniera di esprimere la concentrazione è la molalità. La molalità è definita come: moli di soluto (mol) molalità = massa di solvente (Kg) La molalità è molto meno comoda da usare della molarità, ma viene usata in quanto alcune delle proprietà fisiche delle soluzioni sono funzione della molalità e non della molarità. L'unità di misura è mol kg -1, normalmente indicata con m (corsivo). Convertire la molalità in molarità non è banale, e può esser fatto solo se sono note la densità della soluzione (in kg L -1 ), e la massa molare del soluto. Fortunatamente, per soluzioni acquose e molto diluite, i valori numerici di molarità e molalità sono molto simili.

59 Per passare da molalità a molarità 1) si considera una quantità di soluzione che contiene 1 kg di solvente, e quindi un numero di moli di soluto pari alla molalità 2) si calcola la massa del soluto (moli di soluto massa molare) 3) si calcola la massa della soluzione sommando le masse del soluto (appena calcolata) e del solvente (1 kg) 4) si calcola il volume della soluzione (dalla massa, usando volume = massa / densità) 5) infine, si calcola la molarità (moli di soluto / volume della soluzione) Per passare da molarità a molalità si considera 1 L di soluzione, che contiene un numero di moli di soluto pari alla molarità si calcola la massa del soluto (moli di soluto massa molare) si calcola la massa della soluzione (che per 1 L è pari al valore della densità) si calcola la massa del solvente sottraendo la massa del soluto dalla massa della soluzione infine, si calcola la molalità (moli di soluto / massa di solvente)

60 Per passare da molarità a molalità Si trovi la molalità di una soluzione di saccarosio (C 12 H 12 O 11 ) 1,06 M la cui densità è 1,14 g ml -1 1) Si considera 1 L di soluzione contenente 1,06 moli di soluto 2) Si calcola la massa del soluto: Massa saccarosio = 1,06 mol 342,3 g mol -1 = 363 g saccarosio (solo 3 cifre significative) 3) Si calcola la massa di 1 L di soluzione considerandone la densità: Massa soluzione = 1,14 g ml ml = 1, g 4) si calcola la massa del solvente in Kg: massa solvente = massa soluzione massa soluto = 1, g g = 777 g = 0,777 Kg 5) Si calcola la molalità della soluzione: Molalità soluzione = 1,06 mol / 0,777 Kg = 1,36 mol Kg -1 = 1,36 m

61 Per passare da molalità a molarità Si trovi la molarità di una soluzione di saccarosio (C 12 H 12 O 11 ) 1,36 m la cui densità è 1,14 g ml -1 1) Si considera una quantità di soluzione che contiene 1 kg di solvente, e quindi un numero di moli di soluto pari alla molalità 1,36 mol 2) Si calcola la massa del soluto: Massa saccarosio = 1,36 mol 342,3 g mol -1 = 466 g saccarosio (solo 3 cifre significative) 3) Si calcola la massa della soluzione come somma della massa del soluto e del solvente: Massa soluzione = 1000 g acqua g saccarosio = 1466 g (notate il numero di cifre significative) 4) Si calcola il volume della soluzione dalla densità: Volume soluzione = massa soluzione / densità = 1466 g / 1,14 g ml -1 = 1, ml = 1,29 L 5) Si calcola la molarità della soluzione: Molarità soluzione = 1,36 mol saccarosio / 1,29 L = 1,05 M

62 Per passare da molalità a % massa Si trovi la % in massa di una soluzione di glucosio 0,120 m 1) Si considera una quantità di soluzione che contiene 1 kg di solvente, e quindi un numero di moli di glucosio pari alla molalità 0,120 mol 2) Si calcola la massa del soluto: Massa glucosio = 0,120 mol 180,2 g mol -1 = 21,6 g di glucosio (solo 3 cifre significative) 3) Si considera la massa del solvente pari a 1000 g 4) Si calcola la % in massa (peso/peso) del glucosio nella soluzione: % massa glucosio = 21,6 g 1000g + 21,6 g 100 = 2,11 %

63 Per passare da molalità a frazione molare Una soluzione di glucosio è 0,120 m. Calcolare le frazioni molari di glucosio e acqua. Tale soluzione contiene 0,120 moli di glucosio per 1 Kg di solvente (acqua). Si ha quindi: moli glucosio = 0,120 mol moli H2 O = 1000 g 18 g/mol = 55,6 mol 0,120 mol x glucosio = 0,120 mol+ 55,6 mol = 0, ,6 mol x H2 O = = 0,998 0,120 mol+ 55,6 mol

64 Per passare da frazione molare a molalità Calcolare la molalità di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è 0, mole di tale soluzione contiene 0,150 moli di glucosio e (1-0,150) = 0,850 moli di acqua. Si ha quindi: massa H2 O = 0,850 mol 18 g/mol = 15,3 g molalità glucosio = 0,150 mol 15, Kg = 9,80 m

65 Per passare da frazione molare a % massa Calcolare la % in massa di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è 0, mole di tale soluzione contiene 0,150 moli di glucosio e (1-0,150) = 0,850 moli di acqua. Si ha quindi: massa glucosio = 0,150 mol 180,2 g/mol = 27,0 g massa H2 O = 0,850 mol 18 g/mol = 15,3 g % massa glucosio = 27,0 g 27,0 g + 15,3 g 100 = 63,8 %

66 ESERCIZI PER CASA: 1. A quante moli di H 2 O corrispondono 3.48 g di H 2 O? 2. A quanti grammi di CO 2 corrispondono 1.49 moli di CO 2? 3. E dato un campione di g di glicerolo (C 3 H 8 O 3 ). Calcolare il numero di moli ed il numero di molecole di glicerolo presenti. 4. Quante moli di N 2 sono contenute in 12.9 g di azoto? 5. Calcolare la molarità di una soluzione che contiene moli di HCl in un volume di 545 ml. 6. Calcolare il numero di grammi di NaOH contenuti in 250 ml di soluzione M.

67 ESERCIZI PER CASA: 7. Una soluzione è stata preparata sciogliendo 3.50 g di metanolo (CH 3 OH) in 50.9 g di H 2 O. Calcolare la frazione molare dei due componenti. 8. Una soluzione è preparata addizionando g di NaOH a g di H 2 O. Calcolare le percentuali in peso dei due componenti. 9. Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta miscelando 75.0 ml di HCl M con 25.8 ml di HCl M. Assumere che i volumi siano additivi.

68 Le equazioni chimiche La chimica studia le reazioni chimiche, cioè la trasformazione di composti in altri composti. Una reazione chimica può essere rappresentata da una equazione chimica, in cui reagenti e prodotti della reazione sono separati da una freccia: Na + H 2 O NaOH + H 2 Così come scritta, l'equazione ci dà un idea solo qualitativa della reazione, cioè ci dice quali sostanze si trasformano in quali altre sostanze. Per scrivere un equazione che sia valida anche dal punto di vista quantitativo, bisogna ricordare che nelle reazioni chimiche gli atomi si combinano in modo diverso, ma non si creano né si distruggono. Per questo, in una equazione chimica ai due lati della freccia devono apparire lo stesso numero di atomi di ciascun elemento. Per ottenere questo, si moltiplicano reagenti e prodotti per dei numeri, detti coefficienti stechiometrici, scelti opportunamente. Nel nostro caso: (il coefficiente 1 si omette) 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 Una equazione chimica del genere è detta equazione chimica bilanciata.

69 Le equazioni chimiche L'equazione chimica bilanciata: 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 significa: 2 atomi di Na reagiscono con due molecole di acqua, per dare 2 unità formula di NaOH ed una molecola di H 2. Ma se moltiplichiamo l'equazione per il numero di Avogadro N A, abbiamo: cioè: (2 N A ) Na + (2 N A ) H 2 O (2 N A ) NaOH + (N A ) H 2 2 mol di Na + 2 mol di H 2 O 2 mol di NaOH + 1 mol di H 2 che significa: 2 moli di Na reagiscono con due moli di acqua, per dare 2 moli di NaOH ed una mole di H 2. I coefficienti stechiometrici di una equazione chimica bilanciata indicano anche i rapporti in moli tra reagenti e prodotti. Quando si vogliono considerare gli aspetti quantitativi di una reazione chimica la prima cosa da fare è scrivere l'equazione chimica e bilanciarla.

70 Le equazioni chimiche Le informazioni fornite da una equazione chimica possono essere ulteriormente arricchite dallo stato fisico dei reagenti e prodotti (simbolo di stato): 2 Na (s) + 2 H 2 O (l) 2 NaOH (aq) + H 2 (g) dove (s) significa solido, (l) liquido, (aq) sciolto in acqua e (g) gassoso. Alcune reazioni avvengono in seguito al riscaldamento, e questo si indica usando il simbolo Δ (calore) sulla freccia. CaCO 3 (s) Δ CaO (s) + CO 2 (g) Altre reazioni avvengono solo in presenza di sostanze che non sono reagenti, ma fanno aumentare la velocità di reazione, e sono detti catalizzatori. Anche i catalizzatori vanno sulla freccia. V 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 O 5 2 SO 3 (g)

71 Le soluzioni acquose Non tutte le sostanze si sciolgono in acqua: quelle che si sciolgono sono dette solubili, e quelle che non si sciolgono insolubili. In realtà non è detto che una sostanza insolubile non si sciolga per niente in acqua: definiamo sostanze insolubili quelle che si sciolgono al massimo per 0.1 M. I soluti si dividono in elettroliti e non elettroliti. I non elettroliti sono in genere composti molecolari. In soluzione abbiamo singole molecole circondate dalle molecole del solvente. Tra i soluti non elettroliti citiamo l'acetone, il metanolo, il glucosio. Una soluzione di un non elettrolita (come del resto l'acqua pura) non è in grado di condurre l'elettricità.

72 Gli elettroliti Gli elettroliti sono quelle sostanze che in acqua sono presenti sotto forma di ioni. Gli ioni sono liberi di muoversi per la soluzione, che diventa capace di condurre l'elettricità (l'elettricità è un flusso di cariche elettriche). Tutti i composti ionici che si sciolgono in acqua sono elettroliti. In questo caso gli ioni esistono già nel solido. Anche alcuni composti molecolari però sono elettroliti, poiché formano ioni al momento della dissoluzione reagendo con l'acqua. Tra questi gli acidi alogenidrici, per esempio HCl, che in acqua forma ioni Cl e H 3 O +, e più in generale molti acidi.

73 Gli elettroliti In soluzione, gli ioni sono circondati da molecole di acqua, che li stabilizzano: si dice che gli ioni sono idrati. L'idratazione degli ioni impedisce che si riformi nuovamente il solido ionico, ed è quindi essenziale per la sua dissoluzione. Ione Na + Ione Cl -

74 Elettroliti forti e deboli Gli elettroliti visti finora, che in acqua formano esclusivamente ioni, sono detti elettroliti forti. Esistono anche delle sostanze molecolari che in acqua formano in piccola parte ioni, ma per la maggior parte rimangono sotto forma di molecole. Queste sostanze sono dette elettroliti deboli. Tra queste ricordiamo l'acido acetico, CH 3 COOH, che in soluzione rimane per la maggior parte come tale, ma forma anche un po' di ioni CH 3 COO e H 3 O +. acqua pura elettrolita debole elettrolita forte

75 Le reazioni di precipitazione Abbiamo detto che non tutti i composti sono solubili. In particolare esistono molti sali (composti ionici) che non sono solubili in acqua. Ogni volta che in una soluzione acquosa sono presenti ioni che, insieme, possono formare un solido insolubile, il composto insolubile si forma velocemente sotto forma di polvere finissima (precipitazione). Tipicamente, una reazione di precipitazione avviene quando si mescolano due soluzioni di elettroliti forti solubili, una delle quali contiene l'anione, e l'altra il catione del sale insolubile che si viene a formare (naturalmente questo non è l'unico modo possibile per avere precipitazione). Per esempio: NaCl (aq) + AgNO 3 (aq) AgCl (s) + NaNO 3 (aq)

76 2 KI (aq) + Pb(NO 3 ) 2 (aq) PbI 2 (s) + 2 KNO 3 (aq)

77 Equazioni chimiche ioniche e ioniche nette La reazione scritta prima può anche essere espressa in forma ionica, per mettere in evidenza che le specie effettivamente esistenti in soluzione sono gli ioni: Na + (aq) + Cl (aq) + Ag + (aq) + NO 3 (aq) AgCl (s) + Na + (aq) + NO 3 (aq) Come si vede, gli ioni sodio e nitrato non partecipano effettivamente alla reazione, poiché si ritrovano invariati ai due lati della freccia (sono detti ioni spettatori). Possono allora essere eliminati per dare l'equazione ionica netta: Cl (aq) + Ag + (aq) AgCl (s) L'equazione ionica netta mette in evidenza il processo chimico che effettivamente avviene; tuttavia non è più presente l informazione sui sali effettivamente usati per effettuare la reazione, e, per esempio, l'equazione ionica netta scritta va ugualmente bene per descrivere la reazione tra cloruro di potassio e perclorato d'argento.

78 Sali solubili e sali insolubili È importante avere un idea di quali sali siano solubili, e quali insolubili.

79 Le reazioni acido-base La prima definizione utile di acido è quella di Arrhenius: Acido è un composto che contiene idrogeno e in acqua forma ioni idrogeno Base è un composto che in acqua produce ioni idrossido I concetti di acido e di base sono concetti antichi, ma il loro significato è andato via via cambiando con il tempo. Per gli antichi chimici, gli acidi erano riconosciuti dal loro sapore aspro, mentre le basi (dette anche alcali) dalla loro sensazione saponosa al tatto. In seguito, si notò che tutti gli acidi, da una parte, e tutte le basi, dall'altra, erano capaci di far cambiare colore ad alcune sostanze, dette indicatori. Sicuramente basi sono tutti gli idrossidi solubili, perché sono elettroliti forti, ma anche l'ammoniaca è una base, perché: NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH (aq) (la reazione non è completa) Questa definizione comprende quasi tutti gli acidi e basi che comunemente usiamo, ma è poco generale, perché fa riferimento a un particolare solvente, l'acqua.

80 Acidi e basi di Brønsted e Lowry Una migliore definizione di acidi e di basi è stata data da Brønsted e Lowry, ed è quella ancora in uso: Un acido è una sostanza che può cedere protoni Una base è una sostanza che può accettare protoni I protoni sono gli ioni H +, che in soluzione non possono esistere come tali, ma possono facilmente passare da una molecola all'altra. Per esempio l'acido cloridrico è un acido perché in soluzione acquosa cede il protone all'acqua: HCl (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl (aq) lo ione H 3 O + è detto ione idronio, ed è presente in tutte le soluzioni di acidi in acqua. Invece il metano non è un acido, perché non avviene la reazione: CH 4 (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CH 3 (aq) Anche CH 3 COOH è un acido, ed è detto acido acetico, e può cedere il protone evidenziato. L'acido acetico è un acido organico. In generale tutti i composti organici che hanno il gruppo carbossile (-COOH) sono acidi, e sono detti acidi carbossilici.

81 Acidi e basi di Brønsted e Lowry Gli acidi visti finora possono cedere un solo protone, e sono detti monoprotici. Acidi come H 2 SO 4 (acido solforico) possono cedere due protoni, e sono detti diprotici o, più in generale, poliprotici. Scrivendo la formula di un acido, gli idrogeni che possono essere ceduti come protoni vengono scritti al primo posto (eccezione: gli acidi carbossilici). Per quanto riguarda le basi, tutti gli idrossidi sono basi perché lo ione ossidrile può accettare un protone dando acqua: Na + (aq) + OH (aq) + HCl (aq) H 2 O (l) + Na + (aq) + Cl (aq) Si noti che la base reale è lo ione idrossido, mentre lo ione sodio è uno ione spettatore. Anche l'ammoniaca è una base di Brønsted : NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH (aq) perché è in grado di accettare un protone (in questo caso dall'acqua) e trasformarsi nello ione ammonio.

82 Acidi e basi forti e deboli La definizione di Brønsted e Lowry (e già quella di Arrhenius) implica che gli acidi e le basi siano elettroliti. Come gli elettroliti, acidi e basi possono essere classificati in forti e deboli. Un acido è forte se in soluzione tutte le molecole dell'acido cedono il loro protone al solvente (ossia se l'acido è completamente deprotonato). Un acido è debole se in soluzione solo alcune delle molecole dell'acido cedono il loro protone al solvente (ossia se l'acido non è completamente deprotonato). Analogamente per le basi: Una base è forte se in soluzione tutte le molecole della base acquistano un protone dal solvente (ossia se la base è completamente protonata). Una base è debole se in soluzione solo alcune delle molecole della base acquistano un protone dal solvente (ossia se la base non è completamente protonata). Ovviamente questa definizione dipende dal solvente: un acido forte in acqua può essere debole in un altro solvente, e viceversa. Per questo si dovrebbe dire "acido forte in acqua" e "base forte in acqua" (o in altro solvente). Normalmente però, si dice semplicemente "acido forte", intendendo in acqua.