In una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici numerici indicano la specie e il numero di ciascun atomo presente nella più piccola unità della sostanza Formula empirica? mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto. Tale rapporto è espresso usando i numeri interi più piccoli possibile. Formula molecolare? mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto Formula di struttura? mostra il numero di atomi e i legami tra di essi, cioè le posizioni reciproche e le connessioni degli atomi nella molecola 1 Formula empirica? HO H 2 O 2 Formula molecolare? H 2 O 2 Formula di struttura? H-O-O-H molecolare H 2 O C 6 H 12 O 6 O 3 empirica H 2 O CH 2 O O N 2 H 4 NH 2 2 1
Massa atomica (o peso atomico) rapporto tra la massa dell atomo di un elemento e l unità di massa atomica (la dodicesima parte della massa dell isotopo 12 C) Si tratta di un valore medio. Unità di massa atomica (u.m.a.) = massa di 1/12 dell isotopo 12 C = 1,660 x 10-24 g Assegnata all isotopo 12 C massa 12,000, le masse ad esso relative degli atomi di S, O, N ecc. risultano rispettivamente 32,06, 15,999, 14,0067 u.m.a. ecc. 3 Micromondo (atomi & molecole) Macromondo (grammi) Massa atomica è la massa di un atomo espressa in unità di massa atomica (uma) Per definizione: 1 atomo 12 C pesa 12 uma Con questa scala 1 H = 1.008 uma 16 O = 16.00 uma 4 3.1 2
Si tratta di un valore medio. Massa atomica media del carbonio naturale= (0.9890)(12.0000 uma) + (0.0110)(13.00335uma) = 12.01 uma 5 Litio naturale è: 7.42% 6 Li (6.015 uma) 92.58% 7 Li (7.016 uma) massa atomica media del litio: 7.42 x 6.015 + 92.58 x 7.016 100 = 6.941 uma 6 3.1 3
Peso molecolare? somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che costituiscono la molecola moltiplicati ciascuno per un numero che rappresenta quante volte l atomo di quell elemento è presente nella molecola H 2 O PM H2O = 2 x p.a. H + 1 x p.a. O = 2 x 1,008 + 1 x 15,999 = 18,015 u.m.a. 7 Numero di Avogadro? numero di atomi di carbonio (N) contenuti in 12 g di 12 C. 6 E pari a 6,022 x 10 23 12,000 g/1,99265 x 10-23 g = 6,0221 x 10 23 1,99265 x 10-23 = massa di un atomo di 12 C 8 4
Mole? quantità di materia di una determinata sostanza che contiene un numero di particelle uguali al numero di atomi presenti in 12,000 g di 12 6 C (numero di Avogadro). La mole corrisponde quindi alla massa in grammi di qualsiasi sostanza che contiene un numero di Avogadro (6,022 x 10 23 ) di quelle entità (atomi, ioni, molecole, elettroni) da cui la sostanza è formata. Il peso di una mole di sostanza è uguale al suo peso atomico o molecolare espresso in grammi 9 C C S Cu Hg Fe 10 5
Massa molecolare (o peso molecolare) è la somma delle masse atomiche (in uma) in a molecola. SO 2 1S 2O SO 2 32.07 uma + 2 x 16.00 uma 64.07 uma 1 molecola SO 2 = 64.07 uma 1 mole SO 2 = 64.07 g SO 2 11 Quanti atomi ci sono in 0.551 g di potassio (K)? 1 mol di K = 39.10 g di K 1 mol K = 6.022 x 10 23 atomi K 0.551 g K x 1 mol K 39.10 g K x 6.022 x 1023 atomi K 1 mol K = 8.49 x 10 21 atomi di K 12 6
Quanti atomi di H ci sono in 72.5 g di C 3 H 8 O? 1 mol C 3 H 8 O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C 3 H 8 O 1 mol di molecole di C 3 H 8 O = 8 mol H atomi 1 mol H = 6.022 x 10 23 atomi H 72.5 g C 3 H 8 O 1 mol C H O 3 8 x 60 g C 3 H 8 O x 8 mol H atomi 1 mol C 3 H 8 O 5.82 x 10 24 atomi H 6.022 x 10 23 H atomi x = 1 mol H atomi 13 Da un analisi dell' Università della Sapienza di Roma si accerta che la composizione in milligrammi per litro è: calcio 314 magnesio 14,5 sodio 4,9 potassio 2 bicarbonato 980,5 cloruri 8,1 nitrato 4,5 fluoruro 0,3 silice 16,2. 14 7
Quanto è sola una particella di sodio? 23g : (6,02x10 23 ) = 0,0049g : x x = 1,28 x 10 20 atomi di sodio in un litro di acqua Lete 15 Reazioni chimiche Le reazioni chimiche sono delle equazioni che mettono in relazione le sostanze che reagiscono (reagenti) e quelle che si formano (prodotti). La freccia (segno di eguaglianza) impone la conservazione del numero di atomi durante il processo. 16 8
Bilanciamento delle equazioni chimiche KI (aq aq) + Pb(NO 3 ) 2(aq) KNO + PbI 3(aq) 2( 2(s) Per bilanciare l equazione data si opera così 1. Si bilanciano i metalli (K e Pb) 2. Si bilanciano i non-metalli (I e N) 2 KI (aq aq) + Pb(NO 3 ) 2(aq) 2 KNO + PbI 3(aq) 2( 2(s) 17 2 KI (aq aq) + Pb(NO 3 ) 2(aq) 2 KNO + PbI 3(aq) 2( 3. Si bilanciano eventuali atomi di idrogeno 2(s) 4. Si controlla il bilanciamento controllando il bilanciamento degli atomi di ossigeno 2 KI (aq aq) + Pb(NO 3 ) 2(aq aq) fi 2 KNO 3(aq) + PbI 2( 2(s) 18 9
19 Resa di una reazione Resa teorica? quantità di prodotto che risulterebbe se la reazione fosse completa. Resa effettiva? quantità di prodotto effettivamente ottenuta dalla reazione. Resa % = Resa effettiva x 100 Resa teorica 20 10
La composizione percentuale di un elemento in un composto = n x massa molare elemento massa molare composto x 100% n è il numero di moli dell elemento in 1 mole del composto C 2 H 6 O 2 x (12.01 g) %C = x 100% = 52.14% 46.07 g 6 x (1.008 g) %H = x 100% = 13.13% 46.07 g 1 x (16.00 g) %O = x 100% = 34.73% 46.07 g 52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0% 21 22 11
Composizione percentuale e formula empirica Determina la formula empirica di un composto che ha la seguente composizione percentuale in massa: K 24.75%, Mn 34.77%, O 40.51%. n K = 24.75 g K x 1 mol K 39.10 g K = 0.6330 mol K 1 mol Mn n Mn = 34.77 g Mn x = 0.6329 mol Mn 54.94 g Mn n O = 40.51 g O x 1 mol O 16.00 g O = 2.532 mol O 23 Composizione percentuale e formula empirica n K = 0.6330, n Mn = 0.6329, n O = 2.532 0.6330 K : ~ 1.0 0.6329 Mn : 0.6329 0.6329 = 1.0 2.532 O : ~ 4.0 0.6329 KMnO 4 24 12
Reagente limitante In una reazione chimica il reagente limitante è quello presente in quantità insufficiente per reagire con l altro reagente. Il reagente limitante si consuma completamente, l altro solo in parte. La parte dell altro reagente che rimane viene definita in eccesso 25 Reagente limitante 2NO + 2O 2 2NO 2 NO è il reagente limitante O 2 è il reagente in eccesso 26 13
27 28 14
Il numero di ossidazione Il numero di ossidazione è una carica positiva o negativa che viene attribuita formalmente a ciascun elemento in un composto.. 29 I numeri di ossidazione degli elementi nei loro composti 30 15
Cr 2+ Cr 3+ 31 NOMENCLATURA Metallo + ossigeno? OSSIDO (basico) Non-metallo+ ossigeno? ANIDRIDE (ossido acido) Ossido + acqua? IDROSSIDO Anidride + acqua? (Ossi)ACIDO IDRACIDI IDRURI PEROSSIDI PERACIDI32 16
OSSIDI Si ottengono per reazione di un metallo con l ossigeno Li + O 2? Li 2 O L'equazione così scritta deve essere bilanciata 2 Li + ½ O 2? Li 2 O Li 2 O ossido di litio 33 Na 2 O ossido di sodio K 2 O ossido di potassio MgO ossido di magnesio CaO ossido di calcio BaO ossido di bario Se un metallo può combinarsi con l'ossigeno con rapporti diversi si segue il seguente criterio: si utilizza il suffisso oso per l'ossido nel quale il metallo presenta il numero di ossidazione minore si utilizza il suffisso ico per l'ossido nel quale il metallo presenta il numero di ossidazione maggiore Esempi: SnO Ossido stannoso SnO 2 Ossido stannico Cu 2 O Ossido rameoso CuO Ossido rameico FeO Ossido ferroso Fe 2 O 3 Ossido ferrico 34 17
Il Manganese può avere numeri di ossidazione 2, 3, 4, 6 e 7. Questo elemento ha carattere metallico, cioè forma degli ossidi, quando ha numeri di ossidazione 2 e 3; ha invece carattere non-metallico quando ha numeri di ossidazione 4, 6 e 7. MnO ossido manganoso Mn 2 O 3 ossido manganico MnO 2 anidride manganosa MnO 3 anidride manganica Mn 2 O 7 anidride permanganica 35 IDROSSIDI Si ottengono per reazione di un ossido con l acqua. Sono caratterizzati dalla presenza di gruppi ossidrilici (-OH) Li 2 O + H 2 O? 2 LiOH CaO + H 2 O? Ca(OH) 2 Fe 2 O 3 + 3H 2 O? 2 Fe(OH) 3 SnO 2 + 2H 2 O? Sn(OH) 4 36 18
ANIDRIDI Sono costituite da un non-metallo e dall'ossigeno. Se il non metallo èin grado di formare una sola anidride, questa avrà il suffisso -ica. (Esempio: anidride carbonica, CO 2) Se dà luogo a 2 anidridi, si usa: - il suffisso -osa per quella nella quale il non-metallo presenta il numero di ossidazione più basso - il suffisso -ica per quella nella quale il non-metallo presenta il numero di ossidazione più alto SO 2 anidride solforosa SO 3 anidride solforica N 2 O 3 anidride nitrosa N 2 O 5 anidride nitrica P 2 O 3 anidride fosforosa P 2 O 5 anidride fosforica 37 Quando il non-metallo dà luogo a più di due anidridi, come nel caso del cloro, si utilizzano i prefissi ipo- e per- ed i suffissi -osa ed - ica. Esempi: Cl 2 O anidride ipoclorosa Cl 2 O 3 anidride clorosa Cl 2 O 5 anidride clorica Cl 2 O 7 anidride perclorica 38 19
OSSIACIDI Sono costituiti da idrogeno, non-metallo ed ossigeno. Si ottengono per reazione di una anidride con l'acqua. CO 2 + H 2 O? H 2 CO 3 SO 2 + H 2 O? H 2 SO 3 SO 3 + H 2 O? H 2 SO 4 Cl 2 O 5 + H 2 O? 2HClO 3 acido carbonico acido solforoso acido solforico acido clorico 39 Alcune anidridi, in cui il non-metallo ha numero di ossidazione pari possono sommare 1 o 2 molecole di acqua SiO 2 + H 2 O? H 2 SiO 3 SiO 2 + 2 H 2 O? H 4 SiO 4 acido meta-silicico acido (orto)silicico Altre anidridi, nelle quali il non-metallo ha numero di ossidazione dispari possono sommare 1 o 3 molecole di acqua B 2 O 3 + H 2 O? 2HBO 2 B 2 O 3 + 3H 2 O? 2H 3 BO 3 acido meta-borico acido (orto)borico 40 20
Altre anidridi infine possono sommare 1, 2 o 3 molecole d'acqua P 2 O 5 + H 2 O? 2HPO 3 P 2 O 5 + 2H 2 O? H 4 P 2 O 7 P 2 O 5 + 3H 2 O? 2H 3 PO 4 acido meta-fosforico acido piro-fosforico acido (orto)fosforico 41 FORMULE DI ALCUNI DEGLI OSSIACIDI PIU' COMUNI H3BO3 acido ortoborico H2CrO4 acido cromico HBO2 acido metaborico H2Cr2O7 acido dicromico H2CO3 acido carbonico HClO4 acido perclorico H4SiO4 acido ortosilicico HClO3 acido clorico H2SiO3 acido metasilicico HClO2 acido cloroso HNO3 acido nitrico HClO acido ipocloroso HNO2 acido nitroso HBrO4 acido perbromico H3PO 4 acido ortofosforico HBrO3 acido bromico H4P2O7 acido pirofosforico HBrO2 acido bromoso HPO3 acido metafosforico HBrO acido ipobromoso H3PO3 acido ortofosforoso HIO4 acido periodico HPO2 acido metafosforoso HIO3 acido iodico H4P2O5 acido pirofosforoso HIO acido ipoiodoso H3PO2 acido ipofosforoso HMnO4 acido permanganico H3AsO4 acido arsenico H2SO4 acido solforico H3AsO3 acido arsenioso H2SO3 acido solforoso 42 21
IDRACIDI Sono formati da un non-metallo e dall'idrogeno. Il nome è caratterizzato dal suffisso -idrico HF acido fluoridrico HCl acido cloridrico HBr acido bromidrico HI acido iodidrico H2S acido solfidrico PEROSSIDI Sono caratterizzati dalla presenza di un legame -O-O-. Na2O2 perossido di sodio H2O2 perossido di idrogeno BaO2 perossido di bario PERACIDI Formalmente si possono considerare come dei derivati del perossido di idrogeno. Anche in essi sono presenti dei legami -O-O-. Esempi: H2SO5 acido monopersolforico (SO3 + H2O2) H2S2O8 acido dipersolforico. 43 SALI I Sali sono dei composti che contengono un metallo, un nonmetallo e l'ossigeno. Si possono ottenere attraverso una delle seguenti reazioni: Metallo + Acido (Zn + H2SO 4? ZnSO 4 + H2) Ossido + Anidride (ZnO + SO3? ZnSO 4) Idrossido + Anidride Ossido + Acido (Zn(OH)2 + SO 3? ZnSO 4 + H2O) (ZnO + H2SO 4? ZnSO 4 + H2O) Idrossido + Acido ( Zn(OH)2 + H2SO 4? ZnSO4 + 2H2O) 44 22
45 Le reazioni chimiche possono essere divise in due categorie: - Reazioni che non comportano variazioni del numero di ossidazione degli atomi presenti nelle sostanze che prendono parte alla reazione - Reazioni che comportano variazioni del numero di ossidazione di alcuni atomi presenti nelle sostanze che prendono parte alla reazione (reazioni di ossido-riduzione o redox) 46 23
Reazioni chimiche Reazioni acido-base Reazioni di doppio scambio Reazioni di solvatazione Reazioni di precipitazione? Nessuna variazione dei numeri di ossidazione degli elementi Reazioni di ossido-riduzione 47 Reazioni acido-base (o di neutralizzazione) acido + base sale + acqua HCl (aq) + NaOH (aq) H + + Cl - + Na + + OH - H + + OH - NaCl (aq) + H 2 O Na + + Cl - + H 2 O H 2 O 48 24
49 Reazioni di Precipitazione Precipitato solido insolubile che si separa dalla soluzione precipitato Pb(NO 3 ) 2 (aq) + 2NaI (aq) PbI 2 (s) + 2NaNO 3 (aq) equazione molecolare Pb 2+ + 2NO 3- + 2Na + + 2I - PbI 2 (s) + 2Na + + 2NO - 3 equazione ionica Pb 2+ + 2I - PbI 2 (s) equazione ionica netta 50 25
Reazioni di ossido-riduzione 51 1) Tutti gli elementi allo stato neutro e da soli hanno numero di ossidazione 0. 2) L ossigeno nei composti ha sempre numero di ossidazione 2. (con l eccezione di acqua ossigenata e perossidi). 3) L idrogeno nei composti ha sempre numero di ossidazione +1. (tranne negli idruri dei metalli). 4) Litio, sodio, potassio, rubidio e cesio hanno sempre numero di ossidazione +1. 5) Berillio, magnesio, calcio, bario e stronzio hanno sempre numero di ossidazione +2. 6) Cloro, bromo e iodio, se non c è ossigeno, hanno sempre numero di ossidazione -1. 52 26
carica totale della molecola = somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi della molecola (+1) x (-2) H PO 3 4 (+1) x (-2) K SO 2 4 0 = 3 (+1) + x + 4 (-2) x = +5 0 = 2 (+1) + x + 4 (-2) x = +6 x (-2) Cr 2 O 2-7 -2 = 2 x + 7 (-2) x = +6 53 Reazioni di ossido-riduzione Si definisce ossidazione un aumento del numero di ossidazione (perdita di elettroni). Si definisce riduzione una diminuzione del numero di ossidazione (acquisto di elettroni). Le reazioni in cui alcuni atomi variano il loro numero di ossidazione si chiamano reazioni di ossido-riduzione. 54 27
(-1) (0) (+1) (+3) (+5 Cl - Cl 2 ClO - ClO - 2 perde elettroni +5) (+7) ClO - 3 ClO - 4 acquista elettroni 55 Reazioni di ossido-riduzione Nel corso di una reazione redox si realizza uno scambio di elettroni tra le specie reagenti In una reazione redox si individuano: - specie ossidanti (acquistando elettroni si riducono) - specie riducenti (perdendo elettroni si ossidano) 56 28
Reazioni di ossido-riduzione Fe (s) + CuSO 4 (aq)? FeSO 4(aq) + Cu (s) Fe (s) + Cu 2+ (aq)? Fe 2+ (aq) + Cu (s) Riducente: perde elettroni e si ossida Ossidante: acquista elettroni e si riduce 57 58 29
1) Individuare il numero di ossidazione di tutti gli elementi e riscrivere le reazioni separate di ox e red. 2) Aggiustare i coefficienti stechiometrici in modo da bilanciare, in ciascuna semireazione, gli atomi che si ossidano e quelli si riducono. 3) Aggiungere gli elettroni consumati o prodotti. 4) Sommare le due semireazioni dopo averle moltiplicate per un fattore che renda uguale il numero degli elettroni scambiati. 5) Bilanciare i metalli 6) Bilanciare i non-metalli 7) Bilanciare eventuali atomi di idrogeno 8) Controllare il bilanciamento degli atomi di ossigeno 59 30