1UNIVERSITÀ DEL PIEMONTE ORIENTALE “AMEDEO AVOGADRO” -Sede di Alessandria- Facoltà di Scienze MFN Corso Integrato di Chimica Generale APPUNTI delle lezioni di STECHIOMETRIA 2 Guida Pratica alla Scienza Moderna: 1. Se è verde e si muove, è biologia. 2. Se puzza, è chimica. 3. Se non funziona, è fisica. 4. Se non si capisce, è matematica CHIMICA: "studia le proprietà della materia ed i cambiamenti che la materia può subire" Nasce come disciplina esclusivamente empirica per classificare le sostanze, le loro proprietà e le loro trasformazioni durante le reazioni chimiche. Al crescere di questa conoscenza diviene fondamentale cominciare a correlare i "fatti" per spiegare perché le sostanze si comportano in una certa maniera. 3 chimica = scienza sperimentale = incertezza nella misura = errori • attendibilità: è la qualità globale di un dato. Dipende da: ♦ sensibilità: è la più piccola quantità che si riesce a determinare, cioè a distinguere sicuramente da zero. ♦ accuratezza: è la concordanza tra il valore determinato in una serie di misure e quello "vero" ♦ precisione: è la concordanza tra i valori determinati all’interno di una stessa serie di misure • errori determinati (sistematici): collegati al metodo di misura e allo strumento • errori indeterminati (accidentali): collegati all’impossibilità di mantenere sotto controllo TUTTI i fattori ambientali che influenzano il risultato. ll risultato di una misura DEVE quindi essere scritto con l'appropriato numero di cifre. Se scrivo 3.456 implicitamente dico che sono assolutamente sicuro del valore 3.45, mentre l'incertezza sta nell'ultima cifra decimale. 3.456 = valore vero 3.455÷ ÷÷ ÷3.457 precisione ±0.001 ¬ 4 CIFRE SIGNIFICATIVE eccezione: grandezze convenzionali possono avere qualsiasi numero di cifre. Mentre le cifre 1-9 sono sempre significative. Per gli zeri, dipende... • se precedono numeri diversi! da 0 in cifre decimali non sono cifre significative 0.00387 ¬ 3 CIFRE SIGNIFICATIVE poichè la precisione non deve dipendere dall’unità di misura usata. 0.023 g = 23 mg ¬ 2 CIFRE SIGNIFICATIVE • in numeri decimali terminanti con 0 sono cifre significative 1.380 ¬ 4 CIFRE SIGNIFICATIVE • in numeri interi terminanti con 0 dipende... E' preferibile scrivere il numero in notazione esponenziale 380 = 3.8×10 2 ¬ 2 CIFRE SIGNIFICATIVE 380 = 3.80×10 2 ¬ 3 CIFRE SIGNIFICATIVE 4 cifre significative nei calcoli: • somme e sottrazioni: l'ultima cifra a destra corrisponde alla colonna in cui tutti i dati hanno cifre dubbie 1.23456 + 6 c.s. 1280.187 + 7 c.s. 7.89 = 3 c.s. 1.5 = 2 c.s. 9.12456 3 c.s. 1281.687 5 c.s. 9.12 1281.7 • moltiplicazioni: il risultato deve avere un numero di cifre significative uguale o al massimo aumentato di 1 rispetto alla misura peggiore. 1.23 × 3 c.s. 124.2 : 4 c.s. 4.567 = 4 c.s. 143.286 = 6 c.s. 5.617 3 c.s. 0.86679 4 c.s. arrotondamenti: • se la prima cifra eliminata e <5 la cifra precedente resta uguale • se la prima cifra eliminata e >5 la cifra precedente viene aumentata di 1 • se la prima cifra eliminata e 5 e la cifra precedente e pari resta uguale • se la prima cifra eliminata e 5 e la cifra precedente e dispari viene aumentata di 1 prima eliminata ↓ 26.48 3 ¬ 26.48 26.48 7 ¬ 26.49 26.48 5 ¬ 26.48 26.47 5 ¬ 26.48 5 LA MATERIA Atomi ed Isotopi atomo = è la porzione più piccola di un elemento numero atomico Z = numero di protoni nel nucleo numero di massa A = numero di protoni + numero di neutroni nel nucleo (= numero di nucleoni) numero di massa numero atomico simbolo dell'elemento E A Z • tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero atomico • carica elettrica atomica netta = 0 ¬ numero protoni = numero elettroni. • numero protoni non necessariamente uguale al numero neutroni. isotopi = atomi dello stesso elemento con numero diverso di neutroni (nuclide). Il neutrone ha una massa leggermente diversa dal protone, quindi gli isotopi hanno masse differenti. Sono presenti in natura in percentuali diverse. Gli isotopi prendono il nome dell'atomo che ha il loro stesso numero atomico. C 12 6 carbonio 12 ¬ 6p + 6n C 14 6 carbonio 14 ¬ 6p + 8n idrogeno prozio 1 H 99.984 % deuterio 2 H 0.0156 % trizio 3 H <1 su 10 17 atomi unità di massa atomica (u.m.a.) = 12 1 massa di un 12 C = 1.66054×10 -24 g • massa protone (1.0073 u.m.a) ≈ massa neutrone (1.0087 u.m.a.) • il nucleo (protoni + neutroni) contiene in pratica tutta la massa dell'atomo • gli elettroni hanno solo lo 0.05% della massa protonica (5.486×10 -4 u.m.a.). Se numero degli elettroni ≠ numero dei protoni la carica netta ≠ 0 ¬ ioni, E n± ±± ± idrogeno H 1 1 ione idrogeno + H 1 1 cloro Cl 35 17 ione cloruro − Cl 35 17 6 Suddivisione della materia • elementi: contengono un solo tipo di atomo. Hanno nomi comuni e la loro abbreviazione consiste in una o due lettere. Sono sostanze pure che hanno una composizione invariabile e non possono essere decomposte con mezzi chimici in sostanze più semplici. • composti: gli atomi di due o più elementi si combinano in proporzioni definite. Per esempio l’acqua pura è composta dagli elementi idrogeno (H) ed ossigeno (O) nel ben definito rapporto di 11% idrogeno ed 89 % di ossigeno, in peso. Sono sostanze pure, ma possono essere decomposte in più elementi. La più piccola unità di un composto che ne mantiene le caratteristiche chimiche è la molecola. La sua composizione è rappresentata dalla formula molecolare, che esprime il numero di atomi di ogni tipo in una molecola del composto. • miscele: non coinvolgono specifiche interazioni tra gli elementi/composti che le costituiscono, e tali elementi possono essere presenti in rapporti variabili. Nelle miscele ogni componente mantiene le proprie proprietà chimiche e fisiche. E’ possibile separare i componenti sulla base delle differenti proprietà. • miscele eterogenee: non sono uniformi in tutto il campione, ci sono regioni in cui l’aspetto e le proprietà sono differenti. • miscele omogenee: sono uniformi in tutto il campione; soluzioni: un solido (soluto) è sciolto in un liquido (solvente). Legge delle proporzioni multiple: se due elementi possono combinarsi per formare più di un composto, il rapporto delle masse relative di ogni elemento che si combina può essere rappresentato da numeri interi caratteristici ¬ formula molecolare, esprime il numero di atomi di ogni tipo in una molecola del composto. Ammoniaca NH 3 è formata da 1 atomo di N e da 3 atomi di H uniti tra loro. Idrazina N 2 H 4 è formata da 2 atomi di N e da 4 atomi di H uniti tra loro. In un dato composto il numero ed il tipo relativo di atomi sono costanti. 7 Quando più atomi o molecole interagiscono tra di loro per dare altri atomi o molecole, il processo che avviene si chiama reazione chimica e viene descritto con una equazione chimica bilanciata che mostra le quantità relative di reagenti e prodotti. S 8(s) + 8 O 2(g) → 8 SO 2(g) Il pedice alla destra del simbolo dell'elemento indica il numero di atomi di quell'elemento nella molecola (se è omesso si sottintende 1), mentre il numero a sinistra della molecola (coefficiente stechiometrico) indica quante molecole di composto vengono a reagire. Talvolta si indica anche lo stato fisico dei reagenti e prodotti con un altro pedice (s = solido, l= liquido, g= gassoso, aq= acquoso). Peso atomico e peso molecolare, la mole Il peso atomico (o massa atomica) ed il peso molecolare (o massa molecolare) sono, rispettivamente, il peso di un atomo e di una molecola espressi in unità di massa atomica. Il peso atomico riportato nelle tabelle è il peso atomico medio: 6 Li MA= 6.015126 u.m.a. abbondanza naturale= 7.50% 7 Li MA= 7.016005 u.m.a. abbondanza naturale= 92.50% 1000 atomi= 75 6 Li + 925 7 Li u.m.a. 6.94 1000 7.016005 925 6.015126 75 MA = × + × = Il peso molecolare è ottenuto dalla somma dei pesi atomici di tutti gli atomi componenti la molecola. H 2 O 2 : perossido di idrogeno PA= 2 PA H + 2 PA O = 2 × 1.008 u.m.a. + 2 × 16.00 u.m.a. = 34.02 u.m.a. 8 Siamo abituati ad usare i grammi invece che le u.m.a. S 8(s) + 8 O 2(g) → 8 SO 2(g) 8 atomi S 8×2 atomi O 8 atomi S + 8×2 atomi O 1 molecola S 8 8 molecole O 2 8 molecole SO 2 2 molecole S 8 16 molecole O 2 16 molecole SO 2 3 molecole S 8 24 molecole O 2 24 molecole SO 2 ..... ..... ..... 1×6.022×10 23 molecole S 8 8×6.022×10 23 molecole O 2 8×6.022×10 23 molecole SO 2 1 mole 8 moli 8 moli La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro (N A = 6.022×10 23 ) particelle. La massa in grammi di una mole di una sostanza è numericamente uguale al suo peso atomico o molecolare. 1 mole = 6.022× ×× ×10 23 atomi, molecole, .... 1 mole = PA o PM in grammi • 1 molecola di S 8 ha una massa di 8×32.06 = 256.5 u.m.a. • 1 numero di Avogadro (6.022×10 23 ) di molecole di S 8 ha una massa di 256.5 grammi 1 mole di molecole di S 8 = 6.022×10 23 di molecole di S 8 = 256.5 grammi moli peso in grammi PA o PM g g/ mole moli = = = numero di atomi o molecole = moli × N A Calcolare il numero di moli e di atomi di Al contenuti in 50 g di metallo. PA(Al) = 26.98 u.m.a. moli grammi Al PA(Al) 50 g 26.98 g mole 1.85 moli di atomi di Al 1.85 moli di atomi di Al 1.11 10 atomi di Al N 24 A = = = → × × 9 Calcolare il peso di 4.38×10 25 molecole di CO 2 . PM(CO 2 ) = PA(C) + 2×PA(O) = 12.01 + 2×16.00 = 44.01 u.m.a. moli numero molecole N 4.38 10 molecole 6.022 10 molecole mole 72.7 moli di CO 72.7 moli di CO 3199 g di CO 3.20 10 g di CO A 25 23 2 2 PA 2 3 2 = = × × = → = × × 1 mole di CO 2 contiene 1 mole di C e 2 moli di O 1 grammo di CO 2 contiene 1 44.01 = 2.27×10 -2 moli di CO 2 1 grammo di CO 2 contiene 2.27×10 -2 moli di C e 2×2.27×10 -2 moli di O. ↓ × PA = 12.01 ↓ × PA = 16.00 1 grammo di CO 2 contiene 0.273 g di C e 7.27 g di O Se scaldate 1.056 g di RuCl 3 ×nH 2 O e allontanate tutta l’acqua di idratazione rimangono solo 0.838 g di RuCl 3 . Qual è il valore di n ?. PM(RuCl 3 ) = 207.43 u.m.a. PM(H 2 O) = 18.01 u.m.a. moli RuCl g PM 0.838 g 207.43 g mole 4.04 10 moli di RuCl 3 -3 3 = = = × g H 2 O =1.056 - 0.838 = 0.218 g H 2 O = 0.218 18.01 12.0 10 moli di H O -3 2 = × rapporto H O RuCl 2 3 = 12.0 4.04 3 ≈ ¬ RuCl 3 ×3H 2 O 10 Composizione percentuale Ogni campione di un composto puro è formato sempre dagli stessi elementi combinati nella stessa proporzione in termini di massa. 1 molecola di ammoniaca contiene sempre un atomo di N e tre atomi di H, oppure una mole di ammoniaca contiene sempre una mole di N e tre moli di H. Ne consegue che una massa molare di NH 3 , 17.03 g, contiene sempre una massa molare, 14.01 g, di N e tre masse molari, 3.024 di H. La composizione percentuale di N ed H nell’ammoniaca, ovvero i grammi di N ed H contenuti in 100 g di NH 3 , sarà: % N = grammi di N grammi di NH 100 14.01 g di N 17.03 g di NH 100 82.27% 3 3 × = × = % H = grammi di H grammi di NH 100 3.024 g di H 17.03 g di NH 100 17.73% 3 3 × = × = La reazione tra P ed O 2 ha dato un composto bianco contenente 43.7 % di P e il 56.3% di O. Qual è la formula chimica? 43.7 % di P = in 100 g di composto ci sono 43.7 g di P 56.3 % di O = in 100 g di composto ci sono 56.3 g di O 43.7 30.97 1.41 moli di P in 100 g di composto = 56.3 16.00 3.52 moli di O in 100 g di composto = P O 1.41 3.52 ¬ P O 1.41 1.41 3.52 1.41 ¬ PO 1 2.5 P O 2 5 formula minima = formula in cui il numero di atomi è il più piccolo possibile P O , P O , ... 4 10 6 15 formula molecolare = numero effettivo di atomi di ogni tipo. E’ sempre uguale alla forma minima, al suo doppio, triplo, o ad altri multipli interi della formula empirica. 11 Numero di ossidazione E’ la carica apparente di un elemento in un dato composto se fosse isolato. La somma algebrica dei numeri di ossidazione deve essere uguale al numero di cariche elettriche portate dal composto. Gruppo 1 +1 Ossigeno -2 (raramente -1) Gruppo 2 +2 Elementi isolati 0 Gruppo 3 +3 Per alcuni elementi sono possibili più di un numero di ossidazione. Na 2 O ossido di sodio 1×O: 1×(-2) = -2 ¬ 2×Na: +2 ¬ Na: +1 NH 3 ammoniaca 3×H: 3×(+1) = +3 ¬ 1×N: -3 ¬ N: -3 N 2 O monossido di diazoto 1×O: 1×(-2) = -2 ¬ 2×N: +2 ¬ N: +1 NO monossido di azoto 1×O: 1×(-2) = -2 ¬ 1×N: +2 ¬ N: +2 N 2 O 3 triossido di diazoto 3×O: 3×(-2) = -6 ¬ 2×N: +6 ¬ N: +3 N 2 O 5 pentossido di diazoto 5×O: 5×(-2) = -10 ¬ 2×N: +10 ¬ N: +5 H 2 SO 4 acido solforico 4×O: 4×(-2) = -8 ¬ 2×H: 2×(+1) = +2 ¬ S: -(-8+2) = +6 ¬ S: +6 H 2 S 2 O 3 acido tiosolforico 3×O: 3×(-2) = -6 ¬ 2×H: 2×(+1) = +2 ¬ 2×S: -(-6+2) = +4 ¬ S: +2 MnSO 4 solfato di manganese 4×O: 4×(-2) = -8 ¬ 1×S: 1×(+6) = +6 ¬ 1×Mn: -(-8+6) = +2 ¬ Mn: +2 NaMnO 4 permanganato di sodio 4×O: 4×(-2) = -8 ¬ 1×Na: 1×(+1) = +1 ¬ 1×Mn: -(-8+1) = +7 ¬ Mn: +7 MnO 4 2- ione manganato 4×O: 4×(-2) = -8 ¬ per avere carica -2 ¬ 1×Mn: +6 ¬ Mn: +6 P 2 O 7 2- ione pirofosfato 7×O: 7×(-2) = -14 ¬ per avere carica -2 ¬ 2×P: +12 ¬ P: +6 12 REAZIONI CHIMICHE reazioni che avvengono reazioni che avvengono SENZA variazione del no. ox. CON variazione del no. ox. (redox o ossidoriduzioni) Bilanciamento delle reazioni non redox Un'equazione chimica deve essere bilanciata prima di poter dare informazioni quantitative utili. Il bilanciamento garantisce che lo stesso numero di atomi compaia da entrambe le parti dell'equazione. C 3 H 8 + O 2 → CO 2 + H 2 O Ci sono tre atomi di C nei reagenti, quindi ci servono tre molecole di CO 2 a destra. C 3 H 8 + O 2 → 3 CO 2 + H 2 O Ci sono otto atomi di H nei reagenti, quindi ci servono quattro molecole di H 2 O a destra. C 3 H 8 + O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O Ci sono dieci atomi di O nei prodotti (3×2=6 in CO 2 e 4×1=4 in H 2 O), quindi ci servono cinque molecole di O 2 a sinistra. C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O Una volta bilanciata la reazione, si possono ottenere tutte le relazioni ponderali tra reagenti e prodotti. C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O • 1 molecola di C 3 H 8 reagisce con 5 molecole di O 2 per dare 3 molecole di CO 2 e 4 molecole di H 2 O • 1 mole di C 3 H 8 reagisce con 5 moli di O 2 per dare 3 moli di CO 2 e 4 moli di H 2 O 13 Con quanto O 2 reagiscono 35.0 g di C 3 H 8 ? C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O PM 44.09 32.00 44.01 18.02 35.0 g 44.09 g mol = 0.794 mol di C 3 H 8 C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O 1 mole 5 moli 3 moli 4 moli 0.794 moli 5×0.794 moli 3×0.794 moli 4×0.794 moli 0.794 moli 3.97 moli 2.38 moli 3.18 moli ↓×PM ↓×PM ↓×PM ↓×PM 35 g 127 g 105 g 57.3 g Se facciamo reagire 35.0 g di C 3 H 8 con 115 g di O 2 quanta acqua otteniamo? C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O 35.0 g 115 g ↓/PM ↓/PM 0.794 moli 3.59 moli Abbiamo solo 3.59 moli di O 2 , ma ne servirebbero 3.97. O 2 è in difetto ¬ reagente limitante. C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O 3.59/5 moli 3.59 moli 0.718 moli 3.59 moli 2.15 moli 2.87 moli ↓×PM ↓×PM ↓×PM ↓×PM 31.6 g 115 g 94.6 g 51.7 g Restano 35.0 - 31.6= 3.4 g di C 3 H 8 non reagito 14 Bilanciamento delle reazioni redox 0 +1 -1 0 + +2 -1 Zn + H Cl → →→ → H 2 + Zn Cl 2 un reagente PERDE elettroni ¬ no. ox. ↑ ¬ SI OSSIDA un reagente ACQUISTA elettroni ¬ no. ox. ↓ ¬ SI RIDUCE Zn 0 → +2 perde 2 elettroni ¬ si ossida H +1 → +0 acquista 1 elettrone ¬ si riduce Occorre bilanciare sia la massa che gli elettroni 1) La reazione globale si considera come se fosse la somma di due semireazioni (ossidazione e riduzione). riduzione HCl → H 2 + Cl - (acquista 1e - per ogni H = 2e - ) 2 HCl + 2e - → H 2 + 2 Cl - ossidazione Zn → ZnCl 2 (perde 2e - per ogni Zn = 2e - ) ZnCl 2 + 2e - Zn squilibrio massa squilibrio carica Zn + 2 Cl - → ZnCl 2 + 2e - 2) Si controlla che il numero di elettroni scambiati sia lo stesso. Zn + 2 Cl - ZnCl 2 + 2e - H 2 + 2 Cl - 2 HCl + 2e - 2 HCl + 2e - + Zn + 2 Cl - H 2 + 2 Cl - + ZnCl 2 + 2e - si somma come se la freccia fosse un segno = Zn + 2 HCl → →→ → H 2 + ZnCl 2 15 FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → →→ → Fe 2 (SO 4 ) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 Si semplifica il bilanciamento delle reazioni considerando solo gli ioni attivi, ovvero quelli che reagiscono. FeSO 4 → Fe 2+ + SO 4 2- Fe 2 (SO 4 ) 3 → 2 Fe 3+ + 3 SO 4 2- KMnO 4 → K + + MnO 4 - MnSO 4 → Mn 2+ + SO 4 2- H 2 SO 4 → 2 H + + SO 4 2- K 2 SO 4 → 2 K + + SO 4 2- Fe +2 → +3 perde 1 elettrone ¬ si ossida Mn +7 → +2 acquista 5 elettroni ¬ si riduce ossidazione Fe 2+ → Fe 3+ + 1e - riduzione MnO 4 - + 5e - → Mn 2+ In ambiente acido (presenza di ioni H + ) • si bilancia l’ossigeno mettendo H 2 O dove manca O • si bilancia l’idrogeno mettendo H + dove manca H MnO 4 - + 5e - → Mn 2+ a dx mancano 4 ossigeni MnO 4 - + 5e - → Mn 2+ + 4 H 2 O a sx mancano 8 idrogeni MnO 4 - + 5e - + 8 H + → Mn 2+ + 4 H 2 O MnO 4 - + 8 H + + 5e - + e - Fe 2+ Fe 3+ Mn + 4 H 2 O 2+ 5 x 5 Fe + MnO 4 - + 8 H + + 5e - 2+ 5 Fe + 5e - + Mn + 4 H 2 O 3+ 2+ 5 Fe 2+ + MnO 4 - + 8 H + → →→ → 5 Fe 3+ + Mn 2+ + 4 H 2 O (10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 → →→ → 5 Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O) 16 NaClO + NO + NaOH → →→ → NaCl + NaNO 3 + H 2 O NaClO → Na + + ClO - NaCl → Na + + Cl - NaOH → Na + + OH - NaNO 3 → Na + + NO 3 - N +2 → +5 perde 3 elettroni ¬ si ossida Cl +1 → -1 acquista 2 elettroni ¬ si riduce ossidazione NO → NO 3 - + 3e - riduzione ClO - + 2e - → Cl - In ambiente basico (presenza di ioni OH - ) • si bilanciano le cariche elettriche mettendo OH - • si bilanciano l’ossigeno e l’idrogeno mancanti mettendo H 2 O NO → NO 3 - + 3e - a dx ci sono 4 cariche negative, 0 a sx NO + 4 OH - → NO 3 - + 3e - a dx mancano 4 idrogeni NO + 4 OH - → NO 3 - + 3e - + 2 H 2 O ClO - + 2e - → Cl - a sx ci sono 3 cariche negative, a sx 1 ClO - + 2e - → Cl - + 2 OH - a sx mancano 2 idrogeni ClO - + 2e - + H 2 O → Cl - + 2 OH - Cl - + 2 OH - NO 3 - + 2 H 2 O + 3e - 2x 3x ClO - + H 2 O + 2e - NO + 4 OH - 2 NO 3 - + 4 H 2 O + 6e - + 3 Cl - + 6 OH - 2 2 NO + 8 OH - + 3 ClO - + 3 H 2 O + 6e - 1 3 ClO - + 2 NO + 2 OH - → →→ → 3 Cl - + 2 NO 3 - + H 2 O (3 NaClO + 2 NO + 2 NaOH → →→ → 3 NaCl + 2 NaNO 3 + H 2 O) 17 Cl 2 + OH - → →→ → Cl - + ClO - Cl 0 → +1 perde 1 elettrone (per ogni cloro) ¬ si ossida Cl 0 → -1 acquista 1 elettrone (per ogni cloro) ¬ si riduce reazione di disproporzione: lo stesso reagente si ossida e si riduce. ossidazione Cl 2 → 2 ClO - + 2e - riduzione Cl 2 + 2e - → 2 Cl - Cl 2 → 2 ClO - + 2e - a dx ci sono 4 cariche negative, 0 a sx Cl 2 + 4 OH - → 2 ClO - + 2e - a dx mancano 4 idrogeni Cl 2 + 4 OH - → 2 ClO - + 2e - + 2 H 2 O 2 Cl - 2 ClO - + 2 H 2 O + 2e - Cl 2 + 2e - Cl 2 + 4 OH - Cl 2 + 4 OH - + Cl 2 + 2e - 2 ClO - + 2 H 2 O + 2e - + 2 Cl - 2 Cl 2 + 4 OH - → →→ → 2 ClO - + 2 Cl - + 2 H 2 O ¹diviso 2 Cl 2 + 2 OH - → →→ → ClO - + Cl - + H 2 O 18 Chimica nucleare raggi α: particella con Z= 2 ed A= 4 (nucleo di elio) (disintegrazioni nucleari) raggi β: elettroni nucleari (disintegrazioni nucleari, in particolare neutroni) raggi γ: radiazioni elettromagnetiche (riarrangiamenti nucleari) 88 226 86 222 2 4 Ra Rn + → α Radio ( 226 Ra) Radon ( 222 Ra) 88 protoni (Z) 88-2 = 86 138 neutroni 138-2 = 136 226 A 226-4 = 222 6 14 7 14 -1 0 C N + → β Carbonio ( 14 C) Azoto ( 14 N) 6 protoni (Z) 7 8 neutroni 7 14 A 14 6 12 2 4 8 16 C + O + α γ → Carbonio ( 12 C) Ossigeno ( 16 O) 6 protoni (Z) 6+2 = 8 6 neutroni 6+2 = 8 12 A 12+4 = 16 Z A Z-2 A-4 2 4 X Y + → α ( ) Z A Z+1 A -1 0 0 1 1 1 -1 0 X Y + n p + e → → β 19 Unità di misura della radioattività 1 disintegrazione nucleare al secondo = 1 becquerel (Bq) radioattività di 1 g di 226 Ra = 3.7×10 24 disintegrazioni al secondo = 1 curie (Ci) Disintegrazioni nucleari: 95 241 93 237 2 4 Am Np + → α Si + P 29 14 0 1 - 29 15 → β 6 14 7 14 -1 0 C N + + → β γ 36 87 36 86 0 1 Kr Kr + n → 21 43 20 42 1 1 Sc Ca + p + → γ Nucleosintesi: 7 14 2 4 8 17 1 1 N + O + p α → 42 97 1 2 43 97 0 1 Mo + H Zr + 2 n → Fissione nucleare: 92 235 0 1 56 141 36 92 0 1 U + n Ba + Kr + 2 n → Fusione nucleare: 1 2 1 2 2 3 0 1 H + H He + n → 20 I GAS Gas ideale: un gas in cui il volume molecolare è trascurabile rispetto al volume del contenitore, l’interazione tra le molecole è nulla (basse pressioni e/o alte temperature). Per definire lo stato di un gas occorrono quattro grandezze: • la quantità del gas (in moli) • la temperatura assoluta del gas, T, (in gradi Kelvin, K; 0 K = -273.15 °C). • il volume del gas, V (in litri, l) • la pressione del gas, P (in atmosfere, Atm; 1 Atm = 760 torr o mmHg), definita come la forza per unità di superficie esercitata sulle pareti del contenitore. Leggi dei gas Legge di Boyle: la pressione di una determinata quantità di gas, mantenuto a temperatura costante, è inversamente proporzionale al volume. P 1 × V 1 = P 2 × V 2 Legge di Charles: il volume di una determinata quantità di gas, mantenuto a pressione costante, è direttamente proporzionale alla temperatura. V T V T 1 1 2 2 = Legge di Gay-Lussac: la pressione di una determinata quantità di gas, mantenuto a volume costante, è direttamente proporzionale alla temperatura. P T P T 1 1 2 2 = Principio di Avogadro: il volume occupato da un gas, a pressione e temperatura costante, è direttamente proporzionale al numero di moli di gas presenti. Legge dei gas ideali (o perfetti): P V = n R T P= pressione in atm, V= volume in l, n = numero di moli, R= costante universale dei gas (0.0821 l atm mol -1 K -1 ). 21 A 25 °C e 1 atm (STP = temperatura e pressione standard) 1 mole di gas occupa un volume di: mol l 24.47 atm 1 K) (298.15 ) K mol atm l (0.08206 mol 1 P T R n = V 1 - -1 -1 = × × = La densità di un gas (d = m / V) P V = n R T ¬ P V = m PM R T m V = d = P PM R T × aumenta all'aumentare della P e diminuisce all'aumentare della T (¬ liquido). Miscele di gas non reagenti I gas rispondono tutti alla stessa maniera alle variazioni di P, T o V e ciò rende ininfluente il sapere se le molecole del gas sono o no uguali. Una miscela di gas non reagenti può essere trattata come un gas puro. La pressione parziale di un gas è la pressione che esso eserciterebbe se occupasse da solo il recipiente; la pressione totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali (Legge di Dalton delle pressioni parziali). P = P A + P B + P C + ... La pressione parziale di ogni gas dipende dalla loro frazione molare χ: P A = P TOT ×χ A con n n TOT A A = χ e Σ i χ i = 1 6.4 l di un gas vengono portati da 2.02 atm a 12.8 atm a T costante. Calcolare il volume finale. Legge di Boyle P 1 V 1 = P 2 V 2 V P V P 6.4 2.02 12.8 = 1.01 l 2 1 1 2 = = 22 Un termometro a gas a pressione costante contiene 12.0 cm 3 di H 2 a 18 °C. Quando il termometro indica un volume di 13.17 cm 3 a quale temperatura ci troviamo? Legge di Charles V T V T 1 1 2 2 = T T V V 291 13.17 12.0 = 319 K 2 1 2 1 = = In un recipiente viene compresso un gas a 400 atm e 20 °C poi viene chiuso e scaldato a 150 °C. Calcolare la pressione finale. Legge di Gay-Lussac P T P T 1 1 2 2 = P P T T 400 423 293 = 577 atm 2 1 2 1 = = Calcolare la pressione esercitata da 3.45 moli di Cl 2 in un recipiente di 4.38 l alla temperatura di 18.0 °C. P V = n R T P n R T V 3.45 0.0821 291 4.38 = 18.8 atm ¬ = = × × Calcolare il peso e la densità di 8.5 l di N 2 (PM = 28.02) a 21 °C e 750 torr. P V = n R T P V g PM R T g P V PM R T = 750 760 8.5 28.02 0.0821 294 9.73 g g V = P PM R T = d = 1.15 g l ¬ = ¬ = | \ | . | × × × = 0.435 moli di SF 6 sono introdotte in un recipiente di 1.50 l contenente Ar alla pressione di 0.38 atm a 37 °C. Calcolare la pressione totale. Legge di Dalton P TOT = P SF 6 + P Ar P = n R T V 0.435 0.0821 310 1.50 = 7.30 atm SF 6 = × × P TOT = 0.38 + 7.30 = 7.68 atm 23 LE SOLUZIONI Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze in un’unica fase. Il componente presente in quantità maggiore si chiama solvente, l’altro soluto. Unità di misura della concentrazione • percento in peso (% m/m): grammi di soluto in 100 g di soluzione. • percento in volume (% m/v): grammi di soluto in 100 ml di soluzione. • parti per milione (ppm): milligrammi di soluto in 1000 ml di soluzione. • molarità (M): moli di soluto in 1 l di soluzione. • molalità (m): moli di soluto in 1 kg di solvente. • frazione molare (χ): moli di una specie diviso le moli totali. Come si possono preparare 350.0 g di una soluzione al 38% m/m di KOH ? 38.0 g di KOH : 100 g di soluzione = X g di KOH : 350.0 g di soluzione X = 133 g di KOH in 350.0 g di soluzione (133 g di KOH + (350.0 - 133 =) 217 g di H 2 O) Calcolare la massa di HCl contenuto in 50.0 ml di una soluzione di acido al 13.50% m/m (d = 1.065 g/ml) 1 ml di soluzione ha massa pari a 1.065 g ¹ per 50.0 ml di soluzione massa = 50.0 ml × 1.065 g/ml = 53.2 g 13.50 g di HCl : 100 g di soluzione = X g di HCl : 53.2 g di soluzione X = 7.18 g di HCl in 53.2 g ( = 50.0 ml) di soluzione Quanti grammi di H 2 SO 4 (PM = 98.07) sono necessari per preparare 150.0 ml di una soluzione 1 M di acido ? soluzione 1 M di acido = 1 mole di acido, cioè 98.07 g, in 1 litro di soluzione 98.07 g di H 2 SO 4 : 1000 ml di soluzione = X g di H 2 SO 4 : 150.0 ml di soluzione X = 14.71 g di H 2 SO 4 in 150.0 ml di soluzione 24 Data una soluzione di HCl al 13.50% m/m (d = 1.065 g/ml), esprimerne la concentrazione nelle altre unità di misura. 13.50 g di HCl in 100 g di soluzione ¹ ¹¹ ¹ volume = m/d 13.50 g di HCl in 93.9 ml di soluzione 13.50 g di HCl : 93.9 ml di soluzione = X g di HCl : 100 ml di soluzione X = 14.38 g di HCl in 100 ml di soluzione = 14.38% m/v 14.38 g di HCl in 100 ml di soluzione = 143.8 g di HCl in 1000 ml di soluzione moli 3.94 36.46) ( PM g 143.8 = = di HCl in 1000 ml di soluzione = 3.94 M 13.50 g di HCl in 100.0 g di soluzione ¹ ¹¹ ¹ 13.50 g di HCl in 100.0-13.50 = 86.50 g di H 2 O O H di 1l in HCl di g 156.07 O H di g 1000 O H di g 86.50 HCl di g 13.50 2 2 2 = × moli 4.53 36.46) ( PM g 156.07 = = di HCl in 1000 g di H 2 O = 4.53 m Quanti ml di HCl 0.5M occorrono per preparare 75.0 ml di HCl 0.35 M ? Una soluzione può essere preparata diluendo una soluzione più concentrata. In questo caso il n° di moli prima e dopo la diluizione è chiaramente uguale: 0.35 moli di HCl : 1 l di soluzione = X moli di HCl : 0.0750 l di soluzione X = 0.0263 moli di HCl contenute in 75.0 ml 0.35M = moli di HCl che devono essere contenute nel volume incognito di HCl 0.5M 0.0263 moli di HCl : X l di soluzione = 0.5 moli di HCl : 1 l di soluzione X = 52.5 ml di soluzione HCl 0.5M che devono essere diluiti a 75 ml. oppure La quantità di soluto contenuta in un volume di soluzione è uguale al prodotto del volume per la concentrazione: (volume) 1 × (concentrazione) 1 = (volume) 2 × (concentrazione) 2 V x × 0.5 M = 0.0750 × 0.35 M V x = 0.0525 l = 52.5 ml di soluzione 0.5 M 25 Proprietà delle soluzioni Innalzamento del punto di ebollizione Il punto di ebollizione di una soluzione viene innalzato rispetto a quello del solvente puro. ∆t eb = K eb × m soluto × i dove K eb è la costante ebullioscopica del solvente, m la molalità del soluto e i è il numero di particelle di soluto in soluzione. Abbassamento del punto di congelamento ∆t cr = K cr × m soluto × i dove K cr è la costante crioscopica del solvente. Data una soluzione ottenuta sciogliendo 6.00 g di NaI in 220 g di acqua a 20 °C, calcolare: • la temperatura di ebollizione della soluzione (K eb = 0.52 °C m -1 ) ∆t eb = K eb × m soluto × i 4.00×10 -2 moli di NaI : 220 g di solvente = x moli : 1000 g di solvente x = 0.182 m ∆t eb = K eb × m soluto × i = 0.52 × 0.182 × 2 = 0.189 °C t eb = 100 + 0.189 = 100.189 °C • la temperatura di congelamento della soluzione (K cr = 1.86 °C m -1 ) ∆t cr = K cr × m soluto × i = 1.86 × 0.182 × 2 = 0.677 °C t cr = 0 - 0.677 = -0.677 °C Qual è la differenza nella temperatura di congelamento di una soluzione 1 m di NaCl ed 1 m di saccarosio. ∆t cr = K cr × m soluto × i NaCl s → Na + aq + Cl - aq saccarosio s → saccarosio aq i = 2 i = 1 ∆t cr = 1.86 × 1 × 2 = 3.72 °C ∆t cr = 1.86 × 1 × 1 = 1.86 °C 26 Pressione osmotica osmosi: le molecole di solvente passano attraverso una membrana semipermeabile da una regione a minor concentrazione di soluto ad una di maggior concentrazione. Il fenomeno procederà fino a quando la pressione esercitata dalla colonna di solvente bilancerà la pressione del solvente che passa attraverso la membrana e non vi sarà ulteriore passaggio di molecole ¬ pressione osmotica Π. In soluzioni diluite vale l’equazione di Van’t Hoff Π = M i R T (Π V = n R T) [Π] = atm, [M] = mol l -1 , R = 0.0821 l atm mol -1 K -1 e [T] = K. L’osmosi è molto importante nei sistemi biologici, dal momento che le pareti cellulari e nucleari sono membrane semipermeabili. Sostanze nutrienti, O 2 , rifiuti H 2 O le possono attraversare. • Cellule in cui fuoriesce troppa acqua possono subire avvizzimento e morte. Ciò avviene se la soluzione esterna ha una concentrazione salina superiore allo 0.9% (ad esempio: se si beve acqua di mare...) ¬ soluzione ipertonica. • Se la cellula è immersa in una soluzione salina di concentrazione inferiore allo 0.9%, entra troppa acqua, si gonfia e può scoppiare (ad esempio: emolisi) ¬ soluzione ipotonica. • Una soluzione fisiologica salina allo 0.9% si dice isotonica. 27 Osmometria: determinazione della massa molare di macromolecole. Sciogliendo 0.10 g di insulina in 200 ml di acqua, la pressione osmotica è 2.30 torr a 20 °C. Qual è la massa molecolare dell'insulina? Π Π Π V = n R T V = g PM R T PM = g R T V = 0.10 g 0.0821 298 K 2.30 760 0.2 l 4042 × × × = osmolarità: n° totale di moli di particelle disciolte in un litro di soluzione (M × i). Modo per esprimere la concentrazione comune in biochimica in clinica medica. Valore normale per siero umano: 285 ÷ 290 mOsm. Una deviazione di ±10 dal normale è considerata significativa: • bassa osmolarità: (~230 mOsm) = poco sodio (iponatremia) o troppa acqua • alta osmolarità: (fino a 400 mOsm) = troppo sodio (ipernatremia), troppo glucosio (iperglicemia), troppa urea (uricemia), presenza di molecole incognite. L’EQUILIBRIO CHIMICO Velocità di reazione ed equilibrio Nella semplificazione che la reazione sia monostadio: a A + b B c C + d D v → = k → [A] a [B] b v ← = k ← [C] c [D] d All’equilibrio la reazione non è ferma, ma le velocità della reazione diretta e di quella inversa sono uguali (carattere dinamico): v → = v ← k → [A] a [B] b = k ← [C] c [D] d [C] [D] [A] [B] k k K c d a b c = = → ← equilibrio: la composizione del sistema non ha più tendenza a modificarsi. 28 Le concentrazioni inserite nella costante di equilibrio sono le concentrazioni all’equilibrio. Per i gas si usa in genere la pressione parziale p. a A + b B c C + d D b a d c c [B] [A] [D] [C] K = b B a A d D c C p p p p p K = p V = n R T RT ] A [ RT V n p A A = = [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] ) d c ( ) b a ( b B a A d D c C b a d c b B a A d D c C b B a A d D c C b a d c c ) RT ( p p p p RT 1 RT 1 RT 1 RT 1 p p p p RT p RT p RT p RT p [B] [A] [D] [C] K + − + = = = = ∆ν = (c+d) - (a+b) ) RT ( K K p c ν ∆ − = ) RT ( K K c p ν ∆ = N 2 + 3 H 2 2 NH 3 3 2 2 2 3 c ] ][H [N ] [NH K = 3 H N 2 NH p 2 2 3 p p p K = ∆ν = 2 - (1+3)= -2 (RT) K (RT) K K 2 p 2) ( p c = = − − (RT) K K -2 c p = Quando l’equilibrio è eterogeneo (sono presenti più fasi) nel formulare l’espressione si ignorano i solidi ed i liquidi puri. CaCO 3 CaO + CO 2 ] [CO K 2 c = 2 CO p p K = • se K è grande [C] c [D] d > [A] a [B] b ¬ la reazione sarà spostata verso destra. • se K è piccolo [A] a [B] b > [C] c [D] d ¬ la reazione sarà spostata verso sinistra. 29 Risposta dell’equilibrio al cambiamento delle condizioni Principio di Le Chatelier: sollecitando un sistema in equilibrio dinamico, l’equilibrio tende a modificarsi rendendo minimo l’effetto della sollecitazione. Di conseguenza: • se si aggiunge un reagente (o si toglie un prodotto) il sistema reagirà in modo da minimizzare questa aggiunta spostandosi verso destra. • se si aggiunge un prodotto (o si toglie un reagente) il sistema reagirà in modo da minimizzare questa aggiunta spostandosi verso sinistra. Il calore può essere trattato come un qualsiasi reagente o prodotto: • se la reazione è esotermica (produce calore) si può considerare il calore come un prodotto e quindi un aumento di temperatura sfavorisce l’equilibrio, mentre una diminuzione lo favorisce. A B + q • se la reazione è endotermica (assorbe calore) si può considerare il calore come un reagente e quindi un aumento di temperatura favorisce l’equilibrio, mentre una diminuzione lo sfavorisce. A + q B N 2 + 3 H 2 ⇔ 2 NH 3 esotermica ¬ favorita dalle basse temperature L’effetto della pressione (per reazioni in fase gassosa) può essere trattato sempre in termini di principio di Le Chatelier: • se la reazione aumenta di volume (aumento del numero di moli) essa è sfavorita da aumenti di pressione. • se la reazione diminuisce di volume (diminuzione del numero di moli) essa è favorita da aumenti di pressione. N 2 + 3 H 2 2 NH 3 4→2 moli totali¬ diminuisce il volume 30 ACIDI E BASI Acidi e Basi secondo Arrhenius • un acido è una sostanza che dà ioni idrogeno (H + ) ed il corrispondente ione negativo quando è sciolta in acqua HCl (g) + → H O 2 H + (aq) + Cl - (aq) • una base è una sostanza che dà ioni idrossido (OH - ) ed il corrispondente ione positivo quando è sciolta in acqua NaOH (s) + → H O 2 Na + (aq) + OH - (aq) Questa teoria spiega perché gli acidi (le basi) hanno proprietà simili: la loro caratteristica principale è quella di dare ioni H + (le basi: OH - ) in acqua. E’ anche in grado di spiegare perché acidi e basi si neutralizzano a vicenda: H + (aq) + OH - (aq) → H 2 O (l) La teoria di Arrhenius è in grado di classificare solo una parte delle sostanze in acidi o basi. Secondo la teoria di Arrhenius l’acqua è un composto anfiprotico: H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) La K c di questa reazione è estremamente bassa: 1.8 × 10 -9 , cioè solo 2 molecole di acqua ogni miliardo si dissociano a 25 °C. Acidi e Basi secondo Brønsted-Lowry • Sostanze che sono in grado di donare ioni H + ad altri ioni/molecole sono acidi • Sostanze che sono in grado di accettare ioni H + ad altri ioni/molecole sono basi La dissociazione dell’acqua vede il trasferimento di un H + da una molecola di H 2 O ad un’altra per formare gli ioni idronio H 3 O + (specie più “credibile” di H + ) ed OH - . H + OH - + H 2 O → H 3 O + + OH - O H H + H + O H H H ione idronio Secondo questo modello quindi HCl non si dissocia in acqua per dare H + ed Cl - , ma trasferisce uno ione H + ad una molecola d’acqua. H + Cl - + H 2 O → H 3 O + + Cl - + 31 Il modello di Brønsted-Lowry è molto più ampio di quello di Arrhenius: • molecole neutre HCl (aq) + NH 3(aq) → NH 4 + (aq) + Cl - (aq) acido base • ioni positivi NH 4 + (aq) + OH - (aq) → NH 3(aq) + H 2 O (l) acido base • ioni negativi H 2 PO 4 - (aq) + CO 3 2- (aq) → HPO 4 2- (aq) + HCO 3 - (aq) acido base La teoria di Brønsted-Lowry spiega il ruolo dell'acqua nelle reazioni acido-base: • l'acqua si dissocia per formare ioni trasferendo H + da una molecola che agisce da acido ad un'altra che agisce da base H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) acido base • gli acidi reagiscono con l'acqua donandole un H + per formare uno ione H 3 O + . HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) acido base • le basi reagiscono con l'acqua accettando da lei un H + per formare uno ione OH - . NH 3(aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) base acido pH e la misura della concentrazione degli ioni H 3 O + L'acqua si comporta da debole acido o da debole base. Da sola l'acqua forma una piccola quantità di ioni H 3 O + e OH - H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - A 25 °C [H 3 O + ] = [OH - ] = 1.0 × 10 -7 M Quando aggiungiamo un acido all'acqua la [H 3 O + ] aumenta, mentre la [OH - ] diminuisce perché questi reagiscono con gli H 3 O + aggiunti. Il prodotto delle concentrazioni di H 3 O + e OH - è costante: [H 3 O + ] [OH - ] = 1.0 × 10 -14 = K w = prodotto ionico dell'acqua 32 [H O ] K [OH ] 3 + w - = [OH ] K [H O ] - w 3 + = scala del pH: Sorenson definì il pH come il log della [H 3 O + ] cambiato di segno. pH = -log [H 3 O + ] Analogamente, si può definire il pOH come il log della [OH - ] cambiato di segno. pOH = -log [OH - ] pH + pOH = 14 Se la [H 3 O + ] in acqua pura a 25 °C è 1.0 × 10 -7 ([H 3 O + ] = [OH - ]), il pH è: pH = -log [H 3 O + ] = - log (1.0 × 10 -7 ) = 7.00 = pOH 0 ≤ ≤≤ ≤ pH ≤ ≤≤ ≤14 • soluzione acida: [H 3 O + ] > [OH - ] [H 3 O + ] > 1.0 × 10 -7 pH < 7 pOH > 7 • soluzione neutra: [H 3 O + ] = [OH - ] [H 3 O + ] = 1.0 × 10 -7 pH = 7 pOH = 7 • soluzione basica [H 3 O + ] < [OH] - [H 3 O + ] < 1.0 × 10 -7 pH > 7 pOH < 7 33 Acidi e basi deboli e forti Nei supermercati potete trovare in vendita "acido muriatico", una soluzione di acido cloridrico HCl 6M, per pulire i pavimenti; sempre negli stessi supermercati potete anche comprare l'aceto di vino, una soluzione ≈1M di acido acetico CH 3 COOH. Sebbene entrambe le sostanze siano acide, non usereste mai l'acido muriatico per condire l'insalata e l'aceto non funzionerebbe nella pulizia dei pavimenti! La differenza sta nel fatto che l'acido muriatico è un acido forte, ovvero trasferisce facilmente i suoi idrogeni all'acqua, mentre l'acido acetico è un acido debole, ovvero trasferisce meno facilmente i suoi idrogeni all'acqua. In una soluzione 6M di HCl il 99.996% delle molecole di acido reagiscono in acqua per formare ioni H 3 O + e Cl - . In una soluzione 1M di CH 3 COOH meno dello 0.4% delle molecole sono dissociate per formare H 3 O + CH 3 COO - . La forza degli acidi è descritta dalla loro costante di dissociazione acida K a . HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) K [H O ] [A ] [HA] a 3 + - = Analogamente per le basi esiste una costante di dissociazione basica K b . BOH (s) + H 2 O (l) B + (aq) + OH - (aq) K [B ] [OH ] [BOH] b + - = Per un acido forte [HA] ≈ 0 → K a > 1 (ad esempio HCl: K a ≈ 1 × 10 6 ) Per un acido debole [H 3 O + ] [A - ] << [HA] → K a < 1 (ad esempio CH 3 COOH: K a ≈ 1.8 × 10 -5 ). 34 Acidi e basi coniugate Secondo Brønsted-Lowry le reazioni non redox possono essere assimilate a reazioni di tipo acido-base. HA + H 2 O A - + H 3 O + acido base Ma anche: A - + H 3 O + HA + H 2 O base acido Acidi e basi (secondo Brønsted-Lowry) esistono quindi come coppie coniugate: HA + H 2 O A - + H 3 O + acido1 base2 base1 acido2 • La base A - è la base coniugata dell'acido HA • L'acido H 3 O + è l'acido coniugato della base H 2 O. Acido Base H 3 O + H 2 O H 2 O OH - OH - O 2- HCl Cl - H 2 SO 4 HSO 4 - HSO 4 - SO 4 2- NH 4 + NH 3 • acidi forti hanno basi coniugate deboli: HCl è un acido forte, perché è un ottimo donatore di protoni. Allora Cl - è un pessimo accettore di protoni, quindi una base coniugata debole. HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + acido base forte debole 35 • acidi deboli hanno basi coniugati forti: CH 3 COOH è un acido debole, perché non è un buon donatore di protoni. Allora CH 3 COO - è un buon accettore di protoni, quindi una base coniugata forte. CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + acido debole base forte • Quanto più l'acido è forte, tanto più sarà un buon donatore di protoni Quanto più la base è debole, tanto più sarà un pessimo accettore di protoni HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + K [H O ] [Cl ] [HCl] 10 a 3 + - 6 = ≅ K [HCl] [H O ] [Cl ] 10 b 3 + - -6 = ≅ • Quanto più l'acido è debole, tanto più sarà un pessimo donatore di protoni Quanto più la base è forte, tanto più sarà un buon accettore di protoni CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + K [H O ] [CH COO ] [CH COOH] 10 a 3 + 3 - 3 -5 = ≅ K [CH COOH] [H O ] [CH COO ] 10 b 3 3 + 3 - 5 = ≅ Di conseguenza non solo le soluzioni di acidi e basi "canoniche" saranno in grado di muovere il pH dal valore 7, ma anche soluzioni di sali ¬ idrolisi Un sale formato da almeno uno ione che sia "forte" può dare idrolisi CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O base forte acido debole Una soluzione contenente ioni acetato sottrae ioni idrogeno dalla soluzione ¬ aumenta il pH. NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + acido forte base debole Una soluzione contenente ioni ammonio fornisce ioni idrogeno dalla soluzione ¬ diminuisce il pH. 36 CALCOLO DEL pH DI SOLUZIONI ACIDE E BASICHE Acidi e basi forti Calcolare il pH ed il pOH di una soluzione in cui [H 3 O + ]= 1.42×10 -3 M. Mediante il prodotto ionico dell'acqua è possibile ricavare [OH - ] o [H 3 O + ], nota la concentrazione della controparte. K w = [OH - ] × [H 3 O + ] = 1.00×10 -14 Sostituendo quindi il valore noto di [H 3 O + ] otteniamo: 1.00×10 -14 = [OH - ] × 1.42×10 -3 [OH - ] = 1.00 10 1.42 10 14 3 × × − − = 6.99×10 -12 Sapendo poi che: pH= - log [H 3 O + ] = - log 1.42×10 -3 = 2.848 pOH= - log [OH - ] = - log 6.99×10 -12 = 11.156 Calcolare tutte le concentrazioni ioniche, nonché pH e pOH delle seguenti soluzioni di acidi e basi forti: (a) NaOH 1.00M NaOH → Na + + OH - [NaOH] = 0 [Na + ] = 1.00 M [OH - ] = 1.00 M [H 3 O + ] = 1.00 10 1.00 14 × − = 1.00×10 -14 M pOH = - log [OH - ] = - log 1.00 = 0.000 pH = - log [H 3 O + ] = - log 1.00×10 -14 = 14.000 (b) HCl 0.50M HCl + H 2 O → H 3 O + + Cl - [HCl] = 0 [H 3 O + ] = 0.50M [Cl - ] = 0.50M 37 [OH - ] = 1.00 10 0.50 14 × − = 2.0×10 -14 M pH = - log [H 3 O + ] = - log 0.50 = 0.30 pOH = - log [OH - ] = - log 2.0×10 -14 = 13.70 (d) Ba(OH) 2 0.128M Ba(OH) 2 → Ba 2+ + 2 OH - [Ba(OH) 2 ] = 0 [Ba 2+ ] = 0.128M [OH - ] = 0.128 × 2 = 0.256M [H 3 O + ] = 0.256 10 1.00 14 − × = 3.91×10 -14 M pOH = - log [OH - ] = - log 0.256 = 0.592 pH = - log [H 3 O + ] = - log 3.91×10 -14 = 13.408 Acidi e basi deboli monoprotici Calcolare il pH e le concentrazioni delle specie presenti all'equilibrio in una soluzione 0.150M di NH 3 , sapendo che K b = 1.80×10 -5 . NH 3 + H 2 O ⇔ NH 4 + + OH - I 0.150 0 0 ∆ -x +x +x E 0.150-x +x +x K [NH ][OH ] [NH ] (x) (x) (0.150 x) b 4 3 = = − + − da cui x = 1.63×10 -3 . Quindi: [NH 3 ]= 0.150 - x = 0.150 - 1.63×10 -3 = 0.148 [NH 4 + ]= x = 1.63×10 -3 [OH - ]= x = 1.63×10 -3 → pH= 14 + log 1.63×10 -3 = 11.512 38 IDROLISI Anche nelle soluzioni di sali si possono instaurare equilibri acido-base dipendentemente dalla forza della base o dell’acido coniugato. sali: derivano dalla reazione di neutralizzazione tra acidi e basi. HCl + NaOH → NaCl + H 2 O H 2 SO 4 + NaOH → NaHSO 4 + H 2 O ↓ + NaOH Na 2 SO 4 + H 2 O NaCl → Na + + Cl - Na + + 2 H 2 O NaOH + H 3 O + Na + acido coniugato debole della base forte NaOH Cl - + H 2 O HCl+ OH - Cl - base coniugata debole dell’acido forte HCl [H 3 O + ] = [OH - ] pH = 7 NaHSO 4 → Na + + HSO 4 - Na + + 2 H 2 O NaOH + H 3 O + Na + acido coniugato debole della base forte NaOH HSO 4 - + H 2 O H 2 SO 4 + OH - HSO 4 - base coniugata debole dell’acido forte H 2 SO 4 HSO 4 - + H 2 O SO 4 2- + H 3 O + HSO 4 - acido coniugato “forte” della base debole SO 4 2- . [H 3 O + ] > [OH - ] pH < 7, sale acido 39 CH 3 COONa → CH 3 COO - + Na + Na + + 2 H 2 O NaOH + H 3 O + Na + acido coniugato debole della base forte NaOH CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - CH 3 COO - base coniugata forte dell’acido debole CH 3 COOH [H 3 O + ] < [OH - ] pH > 7, sale basico CH 3 COO - + H 2 O ⇔ CH 3 COOH + OH - K [CH COOH][OH ] [CH COO ] h 3 3 - = − = costante di idrolisi [CH COOH][OH ] [CH COO ] [H O ] [H O ] = K K 3 3 - 3 + 3 + w a − × Se la K a è bassa (acido debole), K h è alta → idrolisi elevata. NH 4 Cl → NH 4 + + Cl - Cl - + H 2 O HCl+ OH - Cl - base coniugata debole dell’acido forte HCl NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + NH 4 + acido coniugato forte della base debole NH 3 [H 3 O + ] > [OH - ] pH < 7, sale acido NH 4 + + H 2 O ⇔ NH 3 + H 3 O + K [NH ][H O ] [NH ] h 3 3 4 + = + [NH ][H O ] [NH ] [OH ] [OH ] = K K 3 3 4 + - - w b + × 40 CH 3 COONH 4 → CH 3 COO - + NH 4 + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - CH 3 COO - base coniugata forte dell’acido debole CH 3 COOH NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + NH 4 + acido coniugato forte della base debole NH 3 CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + CH 3 COO - + NH 4 + CH 3 COOH + NH 3 K [CH COOH][NH ] [CH COO ][NH ] = K K K h 3 3 3 - 4 + w a b = [H 3 O + ] ≠ [OH - ] pH dipende dalle K dei due ioni In questo caso K a ≈ K b per cui pH ≈ 7. NaHCO 3 → Na + + HCO 3 - HCO 3 - + H 2 O H 2 CO 3 + OH - K K K h w a1 " = = 2.32×10 -8 forma OH - HCO 3 - + H 2 O CO 3 2- + H 3 O + K a2 = 5.6×10 -11 forma H 3 O + • Se prevale il primo equilibrio K a2 < K h” pH > 7 • Se prevale il secondo equilibrio K a2 > K h” pH < 7 ione idrogenocarbonato HCO 3 - K a2 < K h” pH > 7 ione idrogenosolfito HSO 3 - K a2 (≈10 -7 ) > K h” (≈10 -13 ) pH < 7 41 Calcolare il pH in una soluzione 1 M di CH 3 COONa, sapendo che per l’acido acetico K a = 1.76×10 -5 . La soluzione completa prevederebbe l’impostazione di un sistema 4 equazioni - 4 incognite CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - 2 H 2 O H 3 O + + OH - i) costante di equilibrio di CH 3 COOH K [CH COO ][H O ] [CH COOH] a 3 - 3 + 3 = ii) prodotto ionico dell’acqua K w = [H 3 O + ] [OH - ] iii) bilancio di massa [CH 3 COOH] + [CH 3 COO - ] = C A = 1 M iv) elettroneutralità [CH 3 COO - ] + [OH - ] = [H 3 O + ] + [Na + ] La soluzione semplificata considera che tutti gli ioni OH - provengono dall’idrolisi dello ione acetato, ovvero trascuriamo quelli provenienti dalla dissociazione dell’acqua. Ciò è sicuramente vero per [CH 3 COO - ] non basse. CH 3 COO - + H 2 O ⇔ CH 3 COOH + OH - I 1 0 0 ∆ -x +x +x E 1-x +x +x K [CH COOH][OH ] [CH COO ] = K K = 5.68 10 h 3 3 - w a -10 = × − 5.68 10 (x) (x) (1 x) 10 × = − − da cui x = [OH - ] = 2.38×10 -5 .pH = 9.377 42 SOLUZIONI TAMPONE Calcolare il pH di un litro di soluzione 0.05 M di CH 3 COOH e 0.05 M di CH 3 COONa e confrontarlo con quella di una soluzione 0.5 M di CH 3 COOH e 0.5 M di CH 3 COONa. (per CH 3 COOH K a = 1.76×10 -5 ). Applichiamo il solito procedimento per calcolare il pH di una soluzione di un acido debole, tenendo conto che qui siamo anche in presenza di un suo sale: CH 3 COOH + H 2 O ⇔ CH 3 COO - + H 3 O + I 0.05 0.05 0 ∆ -x +x +x E 0.05-x 0.05+x x K [CH COO ][H O ] [CH COOH] (0.05 x) (x) (0.05 x) 1.76 10 a 3 3 3 5 = = + − = × − + − x = [H 3 O + ] = 1.76×10 -5 → pH = 4.754. Ripetiamo il procedimento per la soluzione 10 volte più concentrata: CH 3 COOH + H 2 O ⇔ CH 3 COO - + H 3 O + I 0.5 0.5 0 ∆ -x +x +x E 0.5-x 0.5+x x K [CH COO ][H O ] [CH COOH] (0.5 x) (x) (0.5 x) 1.76 10 a 3 3 3 5 = = + − = × − + − x = [H 3 O + ] = 1.76×10 -5 → pH = 4.754. Una soluzione di un acido (base) debole in presenza di un sale che contenga la sua base (il suo acido) coniugata in quantità comparabili ed, in assoluto, non piccole (le concentrazioni devono essere maggiori di K a e K b ) prende il nome di soluzione tampone. 43 Le soluzioni tampone hanno la proprietà di far variare poco il pH di una soluzione quando ad essa sia aggiunto un acido o una base, anche forti. Nel caso del problema in questione infatti l'aggiunta di un acido viene "tamponata" con la retrocessione dell'equilibrio (lo ione acetato "assorbe" l'aggiunta di idrogenioni), mentre l'aggiunta di una base viene contrastata con lo spostamento verso destra dell'equilibrio (l'acido acetico supplisce all'asportazione di idrogenioni da parte della base aggiunta dissociandosi). aggiunta H 3 O + ← CH 3 COOH + H 2 O ⇔ CH 3 COO - + H 3 O + aggiunta OH - → Il pH di una soluzione tampone può essere calcolato in maniera approssimata con l'equazione di Henderson-Hasselbach: HA + H 2 O ⇔ A - + H 3 O + I C ACIDO C BASE 0 ∆ -x +x +x E C ACIDO -x C BASE +x x K [A ][H O ] [HA] (C x) (x) (C x) (C ) (x) (C ) a 3 BASE ACIDO BASE ACIDO = = + − ≅ − + x = [H O ] =K C C 3 a ACIDO BASE + × pH= -log [H O ] = -log K log C C pK log C C 3 a ACIDO BASE a BASE ACIDO + − | \ | . | = + | \ | . | Il pH di una soluzione tampone non varia al variare delle concentrazioni assolute dei componenti, ma solo al variare del rapporto tra le concentrazioni delle due componenti acida e basica. Allora perché fare tamponi a concentrazioni diverse ? Con riferimento al problema precedente calcolare la variazione di pH nelle due soluzioni tampone in seguito all'aggiunta di 5×10 -3 moli/l di HCl. 44 i) tampone 0.05 M di CH 3 COOH e 0.05 M di CH 3 COONa (pH= 4.757). L'aggiunta di 5×10 -3 mol di HCl trasforma 5×10 -3 mol di CH 3 COONa in CH 3 COOH. CH 3 COO - + H 3 O + → CH 3 COOH + H 2 O Quindi le nuove concentrazioni del tampone saranno, dopo l'aggiunta di acido: [CH 3 COONa]= 0.05 - 5×10 -3 = 0.045 M / [CH 3 COOH]= 0.05 + 5×10 -3 = 0.055 M Sulla base di queste nuove concentrazioni, ricalcoliamo il pH, CH 3 COOH + H 2 O ⇔ CH 3 COO - + H 3 O + I 0.055 0.045 0 ∆ -x +x +x E 0.055-x 0.045+x x K [CH COO ][H O ] [CH COOH] (0.045 x) (x) (0.055 x) a 3 3 3 = = + − − + x = [H 3 O + ] = 2.15×10 -5 → pH = 4.667 → ∆pH = 0.090. ii) tampone 0.5 M di CH 3 COOH e 0.5 M di CH 3 COONa (pH= 4.757). L'aggiunta di 5×10 -3 mol di HCl trasforma 5×10 -3 mol di CH 3 COONa in CH 3 COOH. [CH 3 COONa]= 0.5 - 5×10 -3 = 0.495 M / [CH 3 COOH]= 0.5 + 5×10 -3 = 0.505 M Sulla base di queste nuove concentrazioni, ricalcoliamo il pH, CH 3 COOH + H 2 O ⇔ CH 3 COO - + H 3 O + I 0.505 0.495 0 ∆ -x +x +x E 0.505-x 0.495+x x K [CH COO ][H O ] [CH COOH] (0.495 x) (x) (0.505 x) a 3 3 3 = = + − − + x = [H 3 O + ] = 1.79×10 -5 → pH = 4.746 → ∆pH = 0.011. • Un tampone a più alta concentrazione "tampona" più efficacemente. • Poichè l'efficacia di un tampone permane fino alla scomparsa di uno dei due componenti, un tampone a più alta concentrazione è in grado di "tamponare" maggiori quantità di acidi e basi 45 SOLUBILITA’ ED EQUILIBRI DI PRECIPITAZIONE Quando i solidi si sciolgono in acqua, essi forniscono le “particelle elementari” di cui sono formati. Quindi solidi molecolari si sciolgono per dare molecole, mentre solidi ionici si sciolgono e si dissociano per dare ioni: C 12 H 22 O 11(s) + → H O 2 C 12 H 22 O 11(aq) NaCl (s) + → H O 2 Na + (aq) + Cl - (aq) Se continuiamo ad aggiungere solido alla soluzione raggiungiamo un punto in cui ogni nuova aggiunta non porta ad una solubilizzazione. La soluzione è satura perché contiene la massima concentrazione di ioni che può esistere con il sale solido. Si instaura un equilibrio dinamico tra la dissociazione e l’ associazione NaCl (s) → one dissociazi ← ne associazio Na + (aq) + Cl - (aq) solubilità: quantità di solido da aggiungere ad un certo volume di solvente per dare una soluzione satura. Un composto è: • solubile se si scioglie per dare una soluzione di concentrazione > 0.1 M. • insolubile se si scioglie per dare una soluzione di concentrazione < 0.001 M. • parzialmente solubile se si scioglie per dare una soluzione di concentrazione compresa tra i due precedenti estremi. Per un sale insolubile AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) K [Ag ][Cl ] [AgCl] = + − ¬ K × [AgCl] = [Ag + ] [Cl - ] =K ps Il prodotto delle concentrazioni all’equilibrio degli ioni in cui si dissocia un sale, elevate al proprio coeff. stechiometrico, è costante → prodotto di solubilità K ps . Quando il prodotto delle concentrazioni degli ioni in soluzione, elevate al proprio coeff. stechiometrico, eguaglia o supera il valore del K ps il sale precipita. 46 Solubilità e K ps Se s moli di AgCl si sciolgono: AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) s s K ps = [Ag + ] [Cl - ] = (s) (s) = s 2 La solubilità s (in mol/l) del sale AgCl sarà quindi: s = K ps Per un generico sale di stechiometria A x B y A x B y(s) x A n+ (aq) + y B m- (aq) x s y s K ps = [A n+ ] x [B m- ] y = (x s) x (y s) y = x x y y s x+y s = K x y ps x y x+y Calcolare la solubilità del sale Ag 2 S (K ps = 6.3×10 -50 ) Ag 2 S (s) 2 Ag + (aq) + S 2- (aq) 2 s s K ps = [Ag + ] 2 [S 2- ] = (2 s) 2 (s) = 2 2 s 2+1 = 4 s 3 s = K 4 ps 3 = 2.5×10 -17 M Attenzione: si può confrontare direttamente la solubilità dei sali per decidere chi è più o meno solubile, ma non si possono confrontare direttamente i valori dei K ps . 47 Effetto dello ione comune La solubilità di un sale può essere modificata per effetto dello ione comune. La solubilità del sale AgCl (K ps = 1.8×10 -10 ) in acqua pura sarà: AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) s s K ps = [Ag + ] [Cl - ] = (s) (s) = s 2 s = K ps = 1.3×10 -5 M Se sciogliamo in soluzione una certa quantità di un altro cloruro solubile, per esempio NaCl, l’equilibrio di dissociazione retrocede e la solubilità diminuisce. In presenza di una concentrazione 0.10 M di NaCl, la solubilità del sale AgCl diventerà: AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) s 0.10 + s K ps = [Ag + ] [Cl - ] = (s) (0.10 + s) ≈ 0.10 s s ≈ K 0.10 ps = 1.8×10 -9 M circa quattro ordini di grandezza inferiore! Un effetto simile può essere sfruttato per aumentare la solubilità di un sale: CaCO 3(s) Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) Se acidifichiamo la soluzione contenente il carbonato: CO 3 2- (aq) + 2 H 3 O + (aq) → H 2 CO 3(aq) + H 2 O → H 2 O + CO 2(g) Il gas CO 2 che si forma si allontana dall’ambiente di reazione. Di conseguenza l’equilibrio di dissociazione del carbonato viene ad essere spostato verso destra. 48 Precipitazione frazionata Abbiamo detto che quando il prodotto delle concentrazioni degli ioni in soluzione, elevate al proprio coefficiente stechiometrico, eguaglia o supera il valore del prodotto di solubilità il sale precipita. E’ possibile quindi sfruttare la diversa solubilità dei sali per separare miscele di ioni. Supponiamo di avere in soluzione degli ioni Fe 3+ e Mg 2+ in concentrazione 0.10 M. I rispettivi idrossidi sono piuttosto insolubili Fe(OH) 3 K ps = 2.64×10 -39 ; Mg(OH) 2 K ps = 3.61×10 -12 . Quale concentrazione di ioni OH - sarà necessaria per la loro precipitazione? Fe(OH) 3(s) Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq) K ps = [Fe 3+ ] [OH - ] 3 [OH - ] = K [Fe ] 2.64 10 0.10 ps 3+ 3 -39 3 = × = 2.98×10 -13 M pH = 1.47 Mg(OH) 2(s) Mg 2+ (aq) + 2 OH - (aq) K ps = [Mg 2+ ] [OH - ] 2 [OH - ] = K [Mg ] 3.61 10 0.10 ps 2+ 2 -12 2 = × = 6.01×10 -6 M pH = 8.78 A parità di concentrazione, Fe(OH) 3 precipita a pH 1.47 (è un idrossido estremamente insolubile per cui necessita di una bassissima concentrazione di ioni OH - per precipitare), mentre a questo valore di pH Mg(OH) 2 resta in soluzione. [Mg 2+ ] [OH - ] 2 = 0.10 × (2.98×10 -13 ) 2 = 8.88×10 -27 < K ps ¬ Mg(OH) 2 non precipita Esso necessita di una concentrazione più alta di ioni OH - e pertanto precipita solo a pH 8.78 [Mg 2+ ] [OH - ] 2 = 0.10 × (6.01×10 -6 ) 2 = 3.61×10 -12 = K ps ¬ Mg(OH) 2 precipita 49 Appendice A: NOMENCLATURA CHIMICA Le regole che verranno qui di seguito esposte sono il risultato di un compromesso tra le regole IUPAC del 1971 e la nomenclatura tradizionale. 1) Gli elementi si distinguono in METALLI e NON METALLI, in base alla loro elettronegatività, rispettivamente bassa ed elevata. A volte gli elementi borderline (a cavallo cioè della linea spezzata che, nella tavola periodica, divide metalli da non metalli) si definiscono METALLOIDI o SEMIMETALLI (B, Si/Ge, As/Sb, Te/Po, At). 2) Valgono i seguenti nomi collettivi: metalli alcalini: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (gruppo 1) metalli alcalino-terrosi: (Mg), Ca, Sr, Ba, Ra (gruppo 2) calcogeni: O, S, Se, Te, Po (gruppo 16) alogeni: F, Cl, Br, I, At (gruppo 17) gas nobili (inerti): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (gruppo 18) lantanoidi (lantanidi) elementi dal La (lantanio) al Lu (lutezio) attinoidi (attinidi): elementi dal Ac (attinio) al 103 compreso elementi transuranici: elementi con numero atomico superiore a 92 metalli di transizione: elementi che hanno orbitali d in via di riempimento (3 serie di 10 elementi) 3) Il numero di massa A, il numero atomico Z, il numero di atomi n nella formula e la carica ionica ±Y di un dato elemento X si indicano: n - +Y Z A X 3b) In una formula chimica l'ordine di scrittura dei più comuni simboli chimici è il seguente: B, Si, C, P, N, H, S, I, Br, Cl, O, F. 50 Cationi (ioni positivi) 4) I cationi monoatomici assumono il nome dell'elemento corrispondente con l'indicazione del numero di ossidazione (è sottinteso essere positivo) Cu + ione rame (uno) (nome antico: ione rameoso) Cu ++ ione rame (due) (nome antico: ione rameico) Fe ++ ione ferro (due) (nome antico: ione ferroso) Fe +++ ione ferro (tre) (nome antico: ione ferrico) 5) Per cationi poliatomici ottenuti per addizione di un protone i nomi si formano per aggiunta del suffisso -ONIO alla radice della molecola corrispondente. NH 3 ammoniaca ¬ NH 4 + ione ammonio Composti binari 6) Composti binari con l'ossigeno. Tutti i composti binari con l'ossigeno vengono detti ossidi (X m O n ). Per indicare i rapporti stechiometrici, quando siano possibili più composti binari, si usano i prefissi numerali greci (mono, di, tri, tetra, penta...) ossidi ionici (ossidi): basici ossidi covalenti (anidridi): acidi K 2 O ossido di potassio SO 2 diossido di zolfo (anidride solforosa) CaO ossido di calcio SO 3 triossido di zolfo (anidride solforica) Ossidi basici (tipicamente gli ossidi dei metalli) in acqua danno gli idrossidi K 2 O + H 2 O → 2 KOH [K + OH - ] Ossidi acidi (tipicamente gli ossidi dei non metalli) in acqua danno gli acidi SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 [(H + ) 2 SO 4 2- ] 51 N 2 O ossido di diazoto (protossido di azoto) NO ossido di azoto N 2 O 3 triossido di diazoto (anidride nitrosa) NO 2 diossido di azoto (ipoazotide o anidride nitroso nitrica) N 2 O 4 tetrossido di diazoto N 2 O 5 pentossido di diazoto (anidride nitrica) P 4 O 6 esaossido di tetrafosforo (anidride fosforosa) P 4 O 10 decaossido di tetrafosforo (anidride fosforica) FeO ossido di ferro Fe 2 O 3 triossido di diferro (sesquiossido di ferro, ematite) 7) Composti binari con l'idrogeno. Se i non metalli formano con l'idrogeno composti binari aventi proprietà acide ¬ idracidi HX → + O H 2 H + + X - (H:X → H + + X - ) acido (HX) ione relativo (X - ) HF acido fluoridrico F - fluoruro HCl acido cloridrico Cl - cloruro HBr acido bromidrico Br - bromuro HI acido iodidrico I - ioduro HCN acido cianidrico CN - cianuro H 2 S acido solfidrico HS - idrogenosolfuro S 2- solfuro H 2 O acqua OH - idrossido O 2- ossido H 2 O 2 perossido di idrogeno HO 2 - idrogenoperossido O 2 2- perossido 8) Composti ternari: metallo + O + H = idrossidi. BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 → + O H 2 Ba 2+ + 2 OH - ossido di bario → idrossido di bario → ione bario + ione idrossido 52 9) Composti ternari: H + non metallo + O= ossiacido. Si utilizza un ordine di scrittura particolare, ovvero H, non metallo, O. Anche se non corrisponde alla nomenclatura IUPAC, si usano i suffissi -ICO ed -OSO per indicare i due possibili stati di ossidazione del non metallo centrale rispettivamente alto e basso. Gli anioni corrispondenti hanno suffissi -ATO e -ITO. ossido acido + H 2 O →ossiacido → ione idrogeno + anione N 2 O 3 + H 2 O → 2 HNO 2 → + O H 2 H + + NO 2 - triossido di diazoto acido nitrOSO ione nitrITO (anidride nitrosa) N 2 O 5 + H 2 O → 2 HNO 3 → + O H 2 H + + NO 3 - pentossido di diazoto acido nitrICO ione nitrATO (anidride nitrica) Per quattro stati di ossidazione, usiamo i prefissi PER- ed IPO- per indicare rispettivamente, lo stato più alto e quello più basso. H 3 BO 3 acido borico H 2 S 2 O 7 acido disolforico H 2 CO 3 acido carbonico H 2 S 2 O 8 acido perossodisolforico H 4 SiO 4 acido silicico H 2 S 2 O 2 acido tiosolforoso HNO 2 acido nitroso H 2 S 2 O 3 acido tiosolforico HNO 3 acido nitrico HClO acido ipocloroso H 3 PO 2 acido ipofosforoso HClO 2 acido cloroso H 3 PO 3 acido fosforoso HClO 3 acido clorico H 3 PO 4 acido fosforico HClO 4 acido perclorico H 4 P 2 O 7 acido difosforico HBrO 2 acido bromoso H 3 AsO 4 acido arsenico HBrO 3 acido bromico H 2 SO 3 acido solforoso HBrO 4 acido perbromico H 2 SO 4 acido solforico HIO acido ipoiodoso H 2 S 2 O 5 acido disolforoso HIO 3 acido iodico HIO 4 acido periodico 53 Sali Sono derivati dalla reazione di un idrossido con un acido NaOH + HCl → Na + Cl - + H 2 O (reazione di neutralizzazione) 10) Si indica, nella formula, prima il catione e poi l'anione. Al contrario, si legge prima l'anione e poi il catione preceduto da “di”. FeCl 2 cloruro di ferro (due) cloruro ferroso FeCl 3 cloruro di ferro (tre) cloruro ferrico Na 2 SO 4 solfato di sodio Na 2 S solfuro di sodio Ca(NO 3 ) 2 nitrato di calcio Al(ClO 4 ) 3 perclorato di alluminio 11) Gli anioni derivati da acidi poliprotici possono ancora contenere parte degli idrogenioni, se non completamente salificati. Si indica questo sale aggiungendo il prefisso IDROGENO- al nome. NaOH + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + H 2 O NaOH + NaHSO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 O NaHCO 3 idrogenocarbonato di sodio (bicarbonato di sodio) NaH 2 PO 4 diidrogenofosfato di sodio Na 2 HPO 4 idrogenofosfato di sodio Na 2 HPO 3 idrogenofosfito di sodio NaHSO 4 idrogenosolfato di sodio 12) Se l'acido è salificato con due metalli diversi, ottenendo un sale doppio. KNaCO 3 carbonato doppio di potassio e sodio Al(NH 4 )(SO 4 ) 2 ×12 H 2 O solfato doppio di alluminio e ammonio dodecaidrato (allume) 2 Guida Pratica alla Scienza Moderna: 1. Se è verde e si muove, è biologia. 2. Se puzza, è chimica. 3. Se non funziona, è fisica. 4. Se non si capisce, è matematica CHIMICA: "studia le proprietà della materia ed i cambiamenti che la materia può subire" Nasce come disciplina esclusivamente empirica per classificare le sostanze, le loro proprietà e le loro trasformazioni durante le reazioni chimiche. Al crescere di questa conoscenza diviene fondamentale cominciare a correlare i "fatti" per spiegare perché le sostanze si comportano in una certa maniera. 3 chimica = scienza sperimentale = incertezza nella misura = errori • attendibilità: è la qualità globale di un dato. Dipende da: ♦ sensibilità: è la più piccola quantità che si riesce a determinare, cioè a distinguere sicuramente da zero. ♦ accuratezza: è la concordanza tra il valore determinato in una serie di misure e quello "vero" ♦ precisione: è la concordanza tra i valori determinati all’interno di una stessa serie di misure • errori determinati (sistematici): collegati al metodo di misura e allo strumento • errori indeterminati (accidentali): collegati all’impossibilità di mantenere sotto controllo TUTTI i fattori ambientali che influenzano il risultato. ll risultato di una misura DEVE quindi essere scritto con l' appropriato numero di cifre. Se scrivo 3.456 implicitamente dico che sono assolutamente sicuro del valore 3.45, mentre l' incertezza sta nell' ultima cifra decimale. 3.456 = valore vero 3.455÷3.457 ÷ precisione ±0.001 4 CIFRE SIGNIFICATIVE eccezione: grandezze convenzionali possono avere qualsiasi numero di cifre. Mentre le cifre 1-9 sono sempre significative. Per gli zeri, dipende... • se precedono numeri diversi! da 0 in cifre decimali non sono cifre significative 0.00387 3 CIFRE SIGNIFICATIVE 2 CIFRE SIGNIFICATIVE poichè la precisione non deve dipendere dall’unità di misura usata. 0.023 g = 23 mg 1.380 • in numeri decimali terminanti con 0 sono cifre significative 4 CIFRE SIGNIFICATIVE • in numeri interi terminanti con 0 dipende... E' preferibile scrivere il numero in notazione esponenziale 380 380 = = 3.8×102 3.80×102 2 CIFRE SIGNIFICATIVE 3 CIFRE SIGNIFICATIVE 4 cifre significative nei calcoli: • somme e sottrazioni: l' ultima cifra a destra corrisponde alla colonna in cui tutti i dati hanno cifre dubbie 1.23456 7.89 9.12456 9.12 + = 6 c.s. 3 c.s. 3 c.s. 1280.187 1.5 1281.687 1281.7 + = 7 c.s. 2 c.s. 5 c.s. • moltiplicazioni: il risultato deve avere un numero di cifre significative uguale o al massimo aumentato di 1 rispetto alla misura peggiore. 1.23 4.567 5.617 arrotondamenti: • se la prima cifra eliminata e <5 la cifra precedente resta uguale • se la prima cifra eliminata e >5 la cifra precedente viene aumentata di 1 • se la prima cifra eliminata e 5 e la cifra precedente e pari resta uguale • se la prima cifra eliminata e 5 e la cifra precedente e dispari viene aumentata di 1 prima eliminata ↓ 26.48 3 26.48 7 26.48 5 26.47 5 26.48 26.49 26.48 26.48 × = 3 c.s. 4 c.s. 3 c.s. 124.2 143.286 0.86679 : = 4 c.s. 6 c.s. 4 c.s. 5 LA MATERIA Atomi ed Isotopi atomo = è la porzione più piccola di un elemento numero atomico Z = numero di massa A = numero di protoni nel nucleo numero di protoni + numero di neutroni nel nucleo (= numero di nucleoni) numero di massa A Z E simbolo dell' elemento numero atomico • tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero atomico • carica elettrica atomica netta = 0 numero protoni = numero elettroni. • numero protoni non necessariamente uguale al numero neutroni. isotopi = atomi dello stesso elemento con numero diverso di neutroni (nuclide). Il neutrone ha una massa leggermente diversa dal protone, quindi gli isotopi hanno masse differenti. Sono presenti in natura in percentuali diverse. Gli isotopi prendono il nome dell' atomo che ha il loro stesso numero atomico. 12 6C 14 6C carbonio 12 prozio deuterio trizio 1 2 3 6p + 6n H H H 99.984 % 0.0156 % carbonio 14 6p + 8n idrogeno <1 su 1017 atomi unità di massa atomica (u.m.a.) = 1 massa di un 12C = 1.66054×10-24 g 12 • massa protone (1.0073 u.m.a) ≈ massa neutrone (1.0087 u.m.a.) • il nucleo (protoni + neutroni) contiene in pratica tutta la massa dell' atomo • gli elettroni hanno solo lo 0.05% della massa protonica (5.486×10-4 u.m.a.). Se numero degli elettroni ≠ numero dei protoni la carica netta ≠ 0 idrogeno cloro 1 1H 35 17 Cl ± ioni, En± ione idrogeno ione cloruro 1 + 1H 35 − 17 Cl Per esempio l’acqua pura è composta dagli elementi idrogeno (H) ed ossigeno (O) nel ben definito rapporto di 11% idrogeno ed 89 % di ossigeno. Hanno nomi comuni e la loro abbreviazione consiste in una o due lettere. La sua composizione è rappresentata dalla formula molecolare. E’ possibile separare i componenti sulla base delle differenti proprietà. Nelle miscele ogni componente mantiene le proprie proprietà chimiche e fisiche. il rapporto delle masse relative di ogni elemento che si combina può essere rappresentato da numeri interi caratteristici composto. è formata da 2 atomi di N e da 4 atomi di H uniti tra loro. Sono sostanze pure che hanno una composizione invariabile e non possono essere decomposte con mezzi chimici in sostanze più semplici. ma possono essere decomposte in più elementi. • miscele: non coinvolgono specifiche interazioni tra gli elementi/composti che le costituiscono. in peso.6 Suddivisione della materia • elementi: contengono un solo tipo di atomo. • composti: gli atomi di due o più elementi si combinano in proporzioni definite. Sono sostanze pure. . • miscele eterogenee: non sono uniformi in tutto il campione. • miscele omogenee: sono uniformi in tutto il campione. La più piccola unità di un composto che ne mantiene le caratteristiche chimiche è la molecola. ci sono regioni in cui l’aspetto e le proprietà sono differenti. formula molecolare. che esprime il numero di atomi di ogni tipo in una molecola del composto. Ammoniaca Idrazina NH3 N2H4 è formata da 1 atomo di N e da 3 atomi di H uniti tra loro. e tali elementi possono essere presenti in rapporti variabili. soluzioni: un solido (soluto) è sciolto in un liquido (solvente). esprime il numero di atomi di ogni tipo in una molecola del In un dato composto il numero ed il tipo relativo di atomi sono costanti. Legge delle proporzioni multiple: se due elementi possono combinarsi per formare più di un composto. g= gassoso.a.m. rispettivamente. il peso di un atomo e di una molecola espressi in unità di massa atomica.m.m.016005 u.016005 = 6.a.015126 u. il processo che avviene si chiama reazione chimica e viene descritto con una equazione chimica bilanciata che mostra le quantità relative di reagenti e prodotti.a. Talvolta si indica anche lo stato fisico dei reagenti e prodotti con un altro pedice (s = solido. . Peso atomico e peso molecolare. aq= acquoso).m.94 u. mentre il numero a sinistra della molecola (coefficiente stechiometrico) indica quante molecole di composto vengono a reagire.50% abbondanza naturale= 92. H2O2: perossido di idrogeno PA= 2 PAH + 2 PAO = 2 × 1.50% 1000 atomi= 75 6Li + 925 7Li MA = 75 × 6.a. la mole Il peso atomico (o massa atomica) ed il peso molecolare (o massa molecolare) sono. l= liquido. + 2 × 16. = 34. 1000 Il peso molecolare è ottenuto dalla somma dei pesi atomici di tutti gli atomi componenti la molecola. abbondanza naturale= 7.015126 + 925 × 7. MA= 7. Il peso atomico riportato nelle tabelle è il peso atomico medio: 6 7 Li Li MA= 6. S8(s) + 8 O2(g) → 8 SO2(g) Il pedice alla destra del simbolo dell' elemento indica il numero di atomi di quell' elemento nella molecola (se è omesso si sottintende 1).a.a.m.m.7 Quando più atomi o molecole interagiscono tra di loro per dare altri atomi o molecole.02 u.008 u.00 u. .022×1023 molecole SO2 8 moli La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro (NA= 6. molecole.022×1023 di molecole di S8 = 256.5 grammi 1 mole di molecole di S8 = 6.022×10 molecole S8 1 mole 23 + 8 O2(g) 8×2 atomi O 8 molecole O2 16 molecole O2 24 molecole O2 . ..98 mole × NA 1..022×1023 atomi.. 1×6. × 1 mole = PA o PM in grammi • 1 molecola di S8 ha una massa di 8×32.11× 1024 atomi di Al moli = grammi Al = PA(Al) 50 g ..022×1023) di molecole di S8 ha una massa di 256.. 8×6. PA(Al) = 26. S8(s) 8 atomi S 1 molecola S8 2 molecole S8 3 molecole S8 .98 u. 1 mole = 6. La massa in grammi di una mole di una sostanza è numericamente uguale al suo peso atomico o molecolare.5 u.a.a..85 moli di atomi di Al g 26.85 moli di atomi di Al → 1.06 = 256.. 8×6..m..022×1023) particelle. • 1 numero di Avogadro (6.022×10 molecole O2 8 moli 23 → 8 SO2(g) 8 atomi S + 8×2 atomi O 8 molecole SO2 16 molecole SO2 24 molecole SO2 ... = 1..m.m..8 Siamo abituati ad usare i grammi invece che le u..a.5 grammi moli = peso in grammi = PA o PM g = moli g / mole numero di atomi o molecole = moli × NA Calcolare il numero di moli e di atomi di Al contenuti in 50 g di metallo. 218 = 12.056 g di RuCl3×nH2O e allontanate tutta l’acqua di idratazione rimangono solo 0.01 u.7 moli di CO2 → 3199 g di CO2 = 3.27×10-2 moli di C e 2×2.022 × 10 mole × PA 72.27×10-2 moli di O.01 2.m.a.838 = 0.01 g H2O =1.9 Calcolare il peso di 4.38 × 1025 molecole = 72. moli RuCl3 = g = PM PM(H2O) = 18.27 g di O Se scaldate 1. 0.m.a.a.838 g = 4. PM(RuCl3) = 207.7 moli di CO2 23 molecole 6.m.0 × 10-3 moli di H2O 18.20 × 103 g di CO2 1 mole di CO2 1 grammo di CO2 1 grammo di CO2 1 grammo di CO2 contiene contiene contiene contiene 1 mole di C e 2 moli di O 1 = 2.838 g di RuCl3 .00 0.43 u. ↓ × PA = 12.01 u.01 ↓ × PA = 16.01 + 2×16. PM(CO2) = PA(C) + 2×PA(O) = 12.056 .0.43 mole 0.0 ≈3 = RuCl3 4.38×1025 molecole di CO2. numero molecole moli = = NA 4.04 RuCl3×3H2O .27×10-2 moli di CO2 44.00 = 44.04 × 10 -3 moli di RuCl3 g 207. Qual è il valore di n ?.273 g di C e 7.218 g H2O = rapporto H2O 12. 3..41 1.41 P1O2.024 di H. 1 molecola di ammoniaca contiene sempre un atomo di N e tre atomi di H. Qual è la formula chimica? 43.7 % di P e il 56.10 Composizione percentuale Ogni campione di un composto puro è formato sempre dagli stessi elementi combinati nella stessa proporzione in termini di massa.3% di O.27% grammi di NH3 17.03 g di NH3 La reazione tra P ed O2 ha dato un composto bianco contenente 43. sarà: %N= %H= grammi di N 14.41 moli di P in 100 g di composto 30. contiene sempre una massa molare.3 % di O = in 100 g di composto ci sono 56.41O3. triplo.7 % di P = in 100 g di composto ci sono 43.03 g.5 formula minima = formula in cui il numero di atomi è il più piccolo possibile formula molecolare = numero effettivo di atomi di ogni tipo. E’ sempre uguale alla forma minima.3 = 3. P1. .52 P2O5 P4O10 . . oppure una mole di ammoniaca contiene sempre una mole di N e tre moli di H.7 = 1. Ne consegue che una massa molare di NH3. ovvero i grammi di N ed H contenuti in 100 g di NH3.. La composizione percentuale di N ed H nell’ammoniaca.52 1.01 g.01 g di N × 100 = × 100 = 82.3 g di O 43.41O 3. 17. di N e tre masse molari. 14. al suo doppio.52 moli di O in 100 g di composto 16.97 56.03 g di NH3 grammi di H 3.00 P1.024 g di H × 100 = × 100 = 17.7 g di P 56. o ad altri multipli interi della formula empirica. P6O15 .73% grammi di NH3 17. ione pirofosfato 7×O: 7×(-2) = -14 2×P: +12 4×O: 4×(-2) = -8 4×O: 4×(-2) = -8 4×O: 4×(-2) = -8 3×O: 3×(-2) = -6 1×O: 1×(-2) = -2 3×H: 3×(+1) = +3 1×O: 1×(-2) = -2 1×O: 1×(-2) = -2 3×O: 3×(-2) = -6 5×O: 5×(-2) = -10 4×O: 4×(-2) = -8 2×Na: +2 1×N: -3 2×N: +2 1×N: +2 2×N: +6 2×N: +10 Na: +1 N: -3 N: +1 N: +2 N: +3 N: +5 2×H: 2×(+1) = +2 S: +6 2×H: 2×(+1) = +2 S: +2 1×S: 1×(+6) = +6 Mn: +2 1×Na: 1×(+1) = +1 Mn: +7 per avere carica -2 Mn: +6 per avere carica -2 P: +6 .11 Numero di ossidazione E’ la carica apparente di un elemento in un dato composto se fosse isolato. Gruppo 1 Gruppo 2 Gruppo 3 +1 +2 +3 Ossigeno Elementi isolati -2 (raramente -1) 0 Per alcuni elementi sono possibili più di un numero di ossidazione. Na2O ossido di sodio NH3 ammoniaca N2O monossido di diazoto NO monossido di azoto N2O3 triossido di diazoto N2O5 pentossido di diazoto H2SO4 acido solforico S: -(-8+2) = +6 H2S2O3 acido tiosolforico 2×S: -(-6+2) = +4 MnSO4 solfato di manganese 1×Mn: -(-8+6) = +2 NaMnO4 permanganato di sodio 1×Mn: -(-8+1) = +7 MnO42.ione manganato 1×Mn: +6 P2O72. La somma algebrica dei numeri di ossidazione deve essere uguale al numero di cariche elettriche portate dal composto. (redox o ossidoriduzioni) Bilanciamento delle reazioni non redox Un'equazione chimica deve essere bilanciata prima di poter dare informazioni quantitative utili. C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O • 1 molecola di C3H8 reagisce con 5 molecole di O2 per dare 3 molecole di CO2 e 4 molecole di H2O • 1 mole di C3H8 reagisce con 5 moli di O2 per dare 3 moli di CO2 e 4 moli di H2O . quindi ci servono cinque molecole di O2 a sinistra. C3H8 + O2 → 3 CO2 + H2O Ci sono otto atomi di H nei reagenti. ox. si possono ottenere tutte le relazioni ponderali tra reagenti e prodotti. reazioni che avvengono CON variazione del no. quindi ci servono quattro molecole di H2O a destra. ox. quindi ci servono tre molecole di CO2 a destra.12 REAZIONI CHIMICHE reazioni che avvengono SENZA variazione del no. C3H8 + O2 → CO2 + H2O Ci sono tre atomi di C nei reagenti. C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O Una volta bilanciata la reazione. Il bilanciamento garantisce che lo stesso numero di atomi compaia da entrambe le parti dell'equazione. C3H8 + O2 → 3 CO2 + 4 H2O Ci sono dieci atomi di O nei prodotti (3×2=6 in CO2 e 4×1=4 in H2O). ma ne servirebbero 3.0 g di C3H8? C3 H8 PM 44.6= 3.18 moli ↓×PM 57.6 g + 5 O2 3.97 moli ↓×PM 127 g → 3 CO2 3 moli 3×0.97.794 moli 2.0 g di C3H8 con 115 g di O2 quanta acqua otteniamo? C3 H8 35.13 Con quanto O2 reagiscono 35.794 moli ↓×PM 35 g + 5 O2 5 moli 5×0.01 + 4 H2 O 18.7 g → 3 CO2 + 4 H2 O Restano 35.794 moli + 5 O2 115 g ↓/PM 3.59/5 moli 0.794 mol di C3H8 44.59 moli 3.3 g Se facciamo reagire 35.794 moli 0.0 g ↓/PM 0.87 moli ↓×PM 51.4 g di C3H8 non reagito .15 moli ↓×PM 94.31.718 moli ↓×PM 31.02 35. C3 H8 3.0 .0 g g = 0.794 moli 3. O2 è in difetto reagente limitante.00 → 3 CO2 44.09 + 5 O2 32.38 moli ↓×PM 105 g + 4 H2 O 4 moli 4×0.09 mol C3 H8 1 mole 0.59 moli ↓×PM 115 g 2.794 moli 3.59 moli → 3 CO2 + 4 H2 O Abbiamo solo 3.59 moli di O2.6 g 2. 14 Bilanciamento delle reazioni redox 0 +1 -1 Zn + H Cl → 0 + +2 -1 H2 + Zn Cl2 SI OSSIDA SI RIDUCE si ossida si riduce un reagente PERDE elettroni un reagente ACQUISTA elettroni Zn H 0 → +2 +1 → +0 perde 2 elettroni acquista 1 elettrone no. ox.per ogni Zn = 2e-) - (acquista 1e. 2 HCl + 2e Zn + 2 Cl - H2 + 2 Cl ZnCl2 + 2e - - si somma come se la freccia fosse un segno = 2 HCl + 2e + Zn + 2 Cl H2 + 2 Cl + ZnCl2 + 2e - - Zn + 2 HCl → H2 + ZnCl2 .→ ZnCl2 + 2e- 2) Si controlla che il numero di elettroni scambiati sia lo stesso.→ H2 + 2 ClZn → ZnCl2 (perde 2e. ↓ Occorre bilanciare sia la massa che gli elettroni 1) La reazione globale si considera come se fosse la somma di due semireazioni (ossidazione e riduzione). ox. ↑ no.per ogni H = 2e-) Zn ZnCl2 + 2e squilibrio massa squilibrio carica Zn + 2 Cl. riduzione ossidazione HCl → H2 + Cl2 HCl + 2e. ovvero quelli che reagiscono.+ 5e.→ Mn2+ + 4 H2O MnO4.15 FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3+ MnSO4 + K2SO4 Si semplifica il bilanciamento delle reazioni considerando solo gli ioni attivi.+ 5e.→ Mn2+ MnO4.+ 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O 5x Fe 2+ - a dx mancano 4 ossigeni a sx mancano 8 idrogeni Fe 3+ + e+ - MnO4 + 8 H + 5e - Mn 2+ + 4 H2O + - 5 Fe 2+ + MnO4 + 8 H + 5e 5 Fe 3+ + 5e + Mn 2+ + 4 H2O - 5 Fe2+ + MnO4.→ Mn2+ Fe2(SO4)3 → 2 Fe3+ + 3 SO42MnSO4 → Mn2+ + SO42K2SO4 → 2 K+ + SO42- si ossida si riduce ossidazione riduzione In ambiente acido (presenza di ioni H+) • si bilancia l’ossigeno mettendo H2O dove manca O • si bilancia l’idrogeno mettendo H+ dove manca H MnO4.+ 5e.+ 8 H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O (10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 → 5 Fe2(SO4)3+ 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O) .+ 5e. FeSO4 → Fe2+ + SO42KMnO4 → K+ + MnO4H2SO4 → 2 H+ + SO42Fe Mn +2 → +3 +7 → +2 perde 1 elettrone acquista 5 elettroni Fe2+ → Fe3+ + 1eMnO4. + 2e.+ 3eNO + 4 OH.+ 2 H2O ClO.+ 3eClO.+ 3eNO + 4 OH.+ 2 NO + 2 OH.16 NaClO + NO + NaOH → NaCl + NaNO3 + H2O NaClO → Na+ + ClONaOH → Na+ + OHN Cl +2 → +5 +1 → -1 perde 3 elettroni acquista 2 elettroni NO → NO3.→ 3 Cl.+ 2 OHClO.+ 2 OHa sx ci sono 3 cariche negative.→ Cl. a sx 1 a sx mancano 2 idrogeni a dx ci sono 4 cariche negative.→ ClNaCl → Na+ + ClNaNO3 → Na+ + NO3- si ossida si riduce ossidazione riduzione In ambiente basico (presenza di ioni OH-) • si bilanciano le cariche elettriche mettendo OH• si bilanciano l’ossigeno e l’idrogeno mancanti mettendo H2O NO → NO3.+ 2e.→ NO3. 0 a sx a dx mancano 4 idrogeni 2x 3x NO + 4 OH - - NO3 + 2 H2O + 3e Cl + 2 OH - - - ClO + H2O + 2e 2 2 NO + 8 OH + 3 ClO + 3 H2O + 6e 1 2 NO3 + 4 H2O + 6e + 3 Cl + 6 OH 3 ClO.+ H2O (3 NaClO + 2 NO + 2 NaOH → 3 NaCl + 2 NaNO3 + H2O) .+ 3e.+ H2O → Cl.+ 2e.→ NO3.+ 2e.+ 2 NO3.→ ClClO. + 2 H2O diviso 2 Cl2 + 2 OH.→ 2 Cla dx ci sono 4 cariche negative. ossidazione riduzione Cl2 → 2 ClO.+ 2e.→ 2 ClO.+ ClOCl Cl 0 → +1 0 → -1 perde 1 elettrone (per ogni cloro) acquista 1 elettrone (per ogni cloro) si ossida si riduce reazione di disproporzione: lo stesso reagente si ossida e si riduce.→ ClO.→ 2 ClO. 0 a sx a dx mancano 4 idrogeni Cl2 → 2 ClO.+ 2 Cl.+ 2eCl2 + 4 OH.+ 2eCl2 + 4 OH.→ 2 ClO.→ Cl.+ Cl.+ H2O .17 Cl2 + OH.+ 2 H2O Cl2 + 4 OH Cl2 + 2e - - 2 ClO + 2 H2O + 2e 2 Cl - - - Cl2 + 4 OH + Cl2 + 2e - 2 ClO + 2 H2O + 2e + 2 Cl - - 2 Cl2 + 4 OH.+ 2eCl2 + 2e. in particolare neutroni) radiazioni elettromagnetiche (riarrangiamenti nucleari) 226 88 Ra → 222 86 Rn + 4α 2 Radon (222Ra) 88-2 = 86 138-2 = 136 226-4 = 222 0 -1 β Radio (226Ra) 88 138 226 14 6C protoni (Z) neutroni A → 14 7N + Carbonio (14C) 6 8 14 12 6C Azoto (14N) protoni (Z) neutroni A 7 7 14 + 4α → 2 16 8O + γ Ossigeno (16O) 6+2 = 8 6+2 = 8 12+4 = 16 Carbonio (12C) 6 6 12 protoni (Z) neutroni A A ZX A Z → A-4 Z-2Y A Z+1Y + 4α 2 + 0 -1 β X → ( 01n → 1p + 1 0 -1e ) .18 Chimica nucleare raggi α: raggi β: raggi γ: particella con Z= 2 ed A= 4 (nucleo di elio) (disintegrazioni nucleari) elettroni nucleari (disintegrazioni nucleari. 7×1024 disintegrazioni al secondo = 1 curie (Ci) Disintegrazioni nucleari: 241 95 Am 29 15 → 237 93 Np 29 14 + 4α 2 Si 0 P + -1β → 14 6C → 14 7N 0 + -1β + γ 1 + 0n 87 36 Kr 43 21Sc → 86 36 Kr → 42 20 Ca 1 + 1p + γ Nucleosintesi: 14 7N 97 42 Mo + 4α → 2 + 2H → 1 17 8O 97 43 Zr 1 + 1p 1 + 2 0n Fissione nucleare: 235 92 U 1 + 0n → 141 56 Ba + 92 36 Kr 1 + 2 0n Fusione nucleare: 2 1H 1 + 2 H → 3 He + 0 n 1 2 .19 Unità di misura della radioattività 1 disintegrazione nucleare al secondo = 1 becquerel (Bq) radioattività di 1 g di 226Ra = 3. K.15 ° C). Per definire lo stato di un gas occorrono quattro grandezze: • la quantità del gas (in moli) • la temperatura assoluta del gas. P1 × V1 = P2 × V2 Legge di Charles: il volume di una determinata quantità di gas. mantenuto a temperatura costante. mantenuto a pressione costante. V1 V2 = T1 T2 Legge di Gay-Lussac: la pressione di una determinata quantità di gas.20 I GAS Gas ideale: un gas in cui il volume molecolare è trascurabile rispetto al volume del contenitore. Leggi dei gas Legge di Boyle: la pressione di una determinata quantità di gas. è direttamente proporzionale alla temperatura. a pressione e temperatura costante. P1 P2 = T1 T2 Principio di Avogadro: il volume occupato da un gas. è direttamente proporzionale al numero di moli di gas presenti. è inversamente proporzionale al volume. n = numero di moli. P (in atmosfere. T. definita come la forza per unità di superficie esercitata sulle pareti del contenitore. l) • la pressione del gas. 0 K = -273. Atm. V (in litri. . mantenuto a volume costante. Legge dei gas ideali (o perfetti): PV=nRT P= pressione in atm. l’interazione tra le molecole è nulla (basse pressioni e/o alte temperature). 1 Atm = 760 torr o mmHg). V= volume in l.0821 l atm mol-1 K-1). • il volume del gas. (in gradi Kelvin. R= costante universale dei gas (0. è direttamente proporzionale alla temperatura. Calcolare il volume finale.8 atm a T costante.. Una miscela di gas non reagenti può essere trattata come un gas puro.02 V2 = = 6. La pressione parziale di un gas è la pressione che esso eserciterebbe se occupasse da solo il recipiente. T o V e ciò rende ininfluente il sapere se le molecole del gas sono o no uguali..4 = 1.4 l di un gas vengono portati da 2.02 atm a 12.8 .15 K) V= = = 24.21 A 25 ° e 1 atm (STP = temperatura e pressione standard) 1 mole di gas occupa C un volume di: n R T 1 mol × (0.01 l P2 12. nA e Σiχi = 1 n TOT 6. P = PA + PB + PC + . La pressione parziale di ogni gas dipende dalla loro frazione molare χ: PA= PTOT ×χA con χ A = liquido). Legge di Boyle P1 V1 = P2 V2 P1V1 2. la pressione totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali (Legge di Dalton delle pressioni parziali).47 l mol -1 P 1 atm La densità di un gas (d = m / V) PV=nRT PV= m RT PM m P × PM = d = V RT aumenta all'aumentare della P e diminuisce all'aumentare della T ( Miscele di gas non reagenti I gas rispondono tutti alla stessa maniera alle variazioni di P.08206 l atm mol -1 K -1 ) × (298. 02 P V PM 760 g= = = 9.38 atm a 37 ° Calcolare la pressione totale. Legge di Dalton PTOT = PSF + PAr 6 PSF6 = nRT 0.15 V RT l 0.50 PTOT = 0.38 Calcolare il peso e la densità di 8.30 = 7.17 = 291 = 319 K V1 12. PV = nRT P= nRT 3.02) a 21 ° e 750 torr.5 l di N2 (PM = 28.17 cm3 a quale temperatura ci troviamo? Legge di Charles V1 V2 = T1 T2 T2 = T1V2 13.45 × 0.68 atm . C. C g PV = nRT PV= RT PM 750 × 8.0821 × 310 = = 7.22 Un termometro a gas a pressione costante contiene 12.0821 × 294 g P PM g = = d = 1.0821 × 291 = = 18.30 atm V 1.38 + 7.8 atm V 4.435 × 0.0 In un recipiente viene compresso un gas a 400 atm e 20 ° poi viene chiuso e C scaldato a 150 ° Calcolare la pressione finale. C. P1 P2 P1T2 423 = P2 = = 400 = 577 atm Legge di Gay-Lussac T1 T2 T1 293 Calcolare la pressione esercitata da 3.45 moli di Cl2 in un recipiente di 4.38 l alla temperatura di 18.50 l contenente Ar alla pressione di 0.5 × 28. Quando il termometro indica un volume di 13.0 ° C.73 g RT 0.435 moli di SF6 sono introdotte in un recipiente di 1.0 cm3 di H2 a 18 ° C. moli di una specie diviso le moli totali.0 g di una soluzione al 38% m/m di KOH ? 38.18 g di HCl in 53.2 g 13.0 ml × 1.065 g/ml = 53. moli di soluto in 1 l di soluzione. grammi di soluto in 100 ml di soluzione. l’altro soluto.0 g di soluzione (133 g di KOH + (350.0 ml di soluzione X = 14.0 . Come si possono preparare 350.71 g di H2SO4 in 150.23 LE SOLUZIONI Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze in un’unica fase.50% m/m (d = 1.0 ml di una soluzione 1 M di acido ? soluzione 1 M di acido = 1 mole di acido. cioè 98.133 =) 217 g di H2O) Calcolare la massa di HCl contenuto in 50.0 ml di soluzione massa = 50.2 g di soluzione X = 7.0 ml di una soluzione di acido al 13.065 g per 50.50 g di HCl : 100 g di soluzione = X g di HCl : 53.0 g di soluzione X = 133 g di KOH in 350.07 g di H2SO4 : 1000 ml di soluzione = X g di H2SO4 : 150. milligrammi di soluto in 1000 ml di soluzione.07 g. Il componente presente in quantità maggiore si chiama solvente.0 g di KOH : 100 g di soluzione = X g di KOH : 350.0 ml di soluzione .2 g ( = 50.07) sono necessari per preparare 150.065 g/ml) 1 ml di soluzione ha massa pari a 1. Unità di misura della concentrazione • percento in peso (% m/m): • percento in volume (% m/v): • parti per milione (ppm): • molarità (M): • molalità (m): • frazione molare (χ): grammi di soluto in 100 g di soluzione. in 1 litro di soluzione 98.0 ml) di soluzione Quanti grammi di H2SO4 (PM = 98. moli di soluto in 1 kg di solvente. 0750 × 0.07 g di HCl in 1l di H2 O 86.065 g/ml).94 moli di HCl in 1000 ml di soluzione = 3.9 ml di soluzione 13.0 ml 0.5M occorrono per preparare 75.50 g di H2 O 156.50 g di H2O 13.0263 moli di HCl contenute in 75.5M 0.53 m PM ( = 36. 13.0 ml di HCl 0.0750 l di soluzione X = 0.50 g di HCl 13.9 ml di soluzione = X g di HCl : 100 ml di soluzione X = 14.50 g di HCl in 100.35 M Vx = 0.50 g di HCl : 93.35 M ? Una soluzione può essere preparata diluendo una soluzione più concentrata.50 g di HCl in in 100 g di soluzione volume = m/d 93.07 g = 4.5 M .5 moli di HCl : 1 l di soluzione X = 52.5 M = 0.5 ml di soluzione HCl 0.46) 13.5 ml di soluzione 0.8 g = 3.0263 moli di HCl : X l di soluzione = 0.38 g di HCl in 100 ml di soluzione = 143.0525 l = 52. In questo caso il n° di moli prima e dopo la diluizione è chiaramente uguale: 0.0 g di soluzione 13.24 Data una soluzione di HCl al 13.5M che devono essere diluiti a 75 ml.38 g di HCl in 100 ml di soluzione = 14.50% m/m (d = 1.50 g di HCl in 100. esprimerne la concentrazione nelle altre unità di misura.50 g di HCl × 1000 g di H2 O = 156.0-13.35 moli di HCl : 1 l di soluzione = X moli di HCl : 0.53 moli di HCl in 1000 g di H2O = 4.94 M PM ( = 36.46) Quanti ml di HCl 0. oppure La quantità di soluto contenuta in un volume di soluzione è uguale al prodotto del volume per la concentrazione: (volume)1 × (concentrazione)1 = (volume)2 × (concentrazione)2 Vx × 0.8 g di HCl in 1000 ml di soluzione 143.50 = 86.38% m/v 14.35M = moli di HCl che devono essere contenute nel volume incognito di HCl 0. ∆tcr = Kcr × msoluto × i NaCls → Na+aq + Cl-aq i=2 saccarosios → saccarosioaq i=1 ∆tcr = 1.52 × 0.189 ° C teb = 100 + 0. ∆teb = Keb × msoluto × i dove Keb è la costante ebullioscopica del solvente.182 m ∆teb = Keb × msoluto × i = 0.86 × 1 × 1 = 1.677 ° C Qual è la differenza nella temperatura di congelamento di una soluzione 1 m di NaCl ed 1 m di saccarosio.86 ° m-1) C ∆tcr = Kcr × msoluto × i = 1.189 = 100.86 ° C . Abbassamento del punto di congelamento ∆tcr = Kcr × msoluto× i dove Kcr è la costante crioscopica del solvente. calcolare: • la temperatura di ebollizione della soluzione (Keb = 0.182 × 2 = 0.182 × 2 = 0.72 ° C ∆tcr = 1.0.677 ° C tcr = 0 . Data una soluzione ottenuta sciogliendo 6.25 Proprietà delle soluzioni Innalzamento del punto di ebollizione Il punto di ebollizione di una soluzione viene innalzato rispetto a quello del solvente puro.189 ° C • la temperatura di congelamento della soluzione (Kcr = 1.00 g di NaI in 220 g di acqua a 20 ° C.00×10-2 moli di NaI : 220 g di solvente = x moli : 1000 g di solvente x = 0.677 = -0. m la molalità del soluto e i è il numero di particelle di soluto in soluzione.86 × 1 × 2 = 3.52 ° m-1) C ∆teb = Keb × msoluto × i 4.86 × 0. 0821 l atm mol-1 K-1 e [T] = K.) soluzione ipertonica. • Se la cellula è immersa in una soluzione salina di concentrazione inferiore allo 0. • Cellule in cui fuoriesce troppa acqua possono subire avvizzimento e morte..9%. dal momento che le pareti cellulari e nucleari sono membrane semipermeabili.9% (ad esempio: se si beve acqua di mare. [M] = mol l-1.26 Pressione osmotica osmosi: le molecole di solvente passano attraverso una membrana semipermeabile da una regione a minor concentrazione di soluto ad una di maggior concentrazione. si gonfia e può scoppiare (ad esempio: emolisi) soluzione ipotonica. rifiuti H2O le possono attraversare. R = 0. Ciò avviene se la soluzione esterna ha una concentrazione salina superiore allo 0. (Π V = n R T) In soluzioni diluite vale l’equazione di Van’t Hoff Π=MiRT [Π] = atm. . Sostanze nutrienti. entra troppa acqua. Il fenomeno procederà fino a quando la pressione esercitata dalla colonna di solvente bilancerà la pressione del solvente che passa attraverso la membrana e non vi sarà ulteriore passaggio di molecole pressione osmotica Π.. O2. L’osmosi è molto importante nei sistemi biologici.9% si dice isotonica. • Una soluzione fisiologica salina allo 0. ΠV = nRT g RT PM gRT 0. Una deviazione di ±10 dal normale è considerata significativa: • bassa osmolarità: (~230 mOsm) = poco sodio (iponatremia) o troppa acqua • alta osmolarità: (fino a 400 mOsm) = troppo sodio (ipernatremia).2 l 760 ΠV = osmolarità: n° totale di moli di particelle disciolte in un litro di soluzione (M × i).30 ΠV × 0. Modo per esprimere la concentrazione comune in biochimica in clinica medica. troppa urea (uricemia).0821 × 298 K PM = = = 4042 2.10 g × 0. troppo glucosio (iperglicemia). la pressione osmotica è 2. Valore normale per siero umano: 285 ÷ 290 mOsm.30 torr a 20 ° Qual è la massa molecolare dell'insulina? C. ma le velocità della reazione diretta e di [C] c [D] d [A] a [B] b = k→ =Kc k← equilibrio: la composizione del sistema non ha più tendenza a modificarsi. . Sciogliendo 0. presenza di molecole incognite.27 Osmometria: determinazione della massa molare di macromolecole. L’EQUILIBRIO CHIMICO Velocità di reazione ed equilibrio Nella semplificazione che la reazione sia monostadio: aA+bB v→ = k→ [A]a [B]b quella inversa sono uguali (carattere dinamico): v→ = v← k→ [A]a [B]b = k← [C]c [D]d cC+dD v← = k← [C]c [D]d All’equilibrio la reazione non è ferma.10 g di insulina in 200 ml di acqua. . la reazione sarà spostata verso sinistra.28 Le concentrazioni inserite nella costante di equilibrio sono le concentrazioni all’equilibrio.(1+3)= -2 Kp = pNH3 2 3 pN2 pH2 K c = K p (RT) −( −2) = K p (RT) 2 K p = K c (RT)-2 Quando l’equilibrio è eterogeneo (sono presenti più fasi) nel formulare l’espressione si ignorano i solidi ed i liquidi puri. CaCO3 CaO + CO2 K c = [CO 2 ] K p = p CO2 • se K è grande [C]c[D]d > [A]a[B]b • se K è piccolo [A]a[B]b > [C]c[D]d la reazione sarà spostata verso destra.(a+b) pC RT c pD RT pB RT d a b [pC ]c [pD ]d = [p A ]a [pB ]b 1 RT 1 RT d a b [pC ]c [pD ]d (RT)(a+b )−(c +d) = [p A ]a [pB ]b K c = K p (RT ) − ∆ν N2 + 3 H2 2 NH3 K p = K c (RT ) ∆ν [NH3 ] 2 Kc = [N2 ][H2 ]3 ∆ν = 2 . aA+bB cC+dD [C]c [D] d Kc = [A] a [B] b pV=nRT Kp = p C pD p A pB a c d b pA = nA RT = [ A ]RT V 1 RT 1 RT c [C]c [D] d Kc = = [A]a [B]b pA RT ∆ν = (c+d) . Per i gas si usa in genere la pressione parziale p. A B+q • se la reazione è endotermica (assorbe calore) si può considerare il calore come un reagente e quindi un aumento di temperatura favorisce l’equilibrio. • se si aggiunge un prodotto (o si toglie un reagente) il sistema reagirà in modo da minimizzare questa aggiunta spostandosi verso sinistra.29 Risposta dell’equilibrio al cambiamento delle condizioni Principio di Le Chatelier: sollecitando un sistema in equilibrio dinamico. Il calore può essere trattato come un qualsiasi reagente o prodotto: • se la reazione è esotermica (produce calore) si può considerare il calore come un prodotto e quindi un aumento di temperatura sfavorisce l’equilibrio. mentre una diminuzione lo favorisce. mentre una diminuzione lo sfavorisce. Di conseguenza: • se si aggiunge un reagente (o si toglie un prodotto) il sistema reagirà in modo da minimizzare questa aggiunta spostandosi verso destra. l’equilibrio tende a modificarsi rendendo minimo l’effetto della sollecitazione. A+q N2 + 3 H2 ⇔ 2 NH3 esotermica B favorita dalle basse temperature L’effetto della pressione (per reazioni in fase gassosa) può essere trattato sempre in termini di principio di Le Chatelier: • se la reazione aumenta di volume (aumento del numero di moli) essa è sfavorita da aumenti di pressione. • se la reazione diminuisce di volume (diminuzione del numero di moli) essa è favorita da aumenti di pressione. N2 + 3 H2 2 NH3 4→2 moli totali diminuisce il volume . H+OH. E’ anche in grado di spiegare perché acidi e basi si neutralizzano a vicenda: H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) La teoria di Arrhenius è in grado di classificare solo una parte delle sostanze in acidi o basi.8 × 10-9 . Acidi e Basi secondo Brønsted-Lowry • Sostanze che sono in grado di donare ioni H+ ad altri ioni/molecole sono acidi • Sostanze che sono in grado di accettare ioni H+ ad altri ioni/molecole sono basi La dissociazione dell’acqua vede il trasferimento di un H+ da una molecola di H2O ad un’altra per formare gli ioni idronio H3O+ (specie più “credibile” di H+) ed OH-.30 ACIDI E BASI Acidi e Basi secondo Arrhenius • un acido è una sostanza che dà ioni idrogeno (H+) ed il corrispondente ione negativo quando è sciolta in acqua 2 HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq) +H O • una base è una sostanza che dà ioni idrossido (OH-) ed il corrispondente ione positivo quando è sciolta in acqua 2 NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) +H O Questa teoria spiega perché gli acidi (le basi) hanno proprietà simili: la loro caratteristica principale è quella di dare ioni H+ (le basi: OH-) in acqua.+ H2O → H3O+ + OH- O H + H+ H H O H+ H ione idronio Secondo questo modello quindi HCl non si dissocia in acqua per dare H+ ed Cl-. cioè solo 2 molecole di acqua ogni miliardo si dissociano a 25 ° C. H+Cl. Secondo la teoria di Arrhenius l’acqua è un composto anfiprotico: H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) La Kc di questa reazione è estremamente bassa: 1. ma trasferisce uno ione H+ ad una molecola d’acqua.+ H2O → H3O+ + Cl- . è costante: [H3O+] [OH-] = 1. HCl(g) + H2O(l) acido OH-. Da sola l' acqua forma una piccola quantità di ioni H3O+ e OHH2O + H2O A 25 ° C H3O+ + OH[H3O+] = [OH-] = 1.0 × 10-7 M Quando aggiungiamo un acido all' acqua la [H3O+] aumenta.31 Il modello di Brønsted-Lowry è molto più ampio di quello di Arrhenius: • molecole neutre • ioni positivi • ioni negativi HCl(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq) + Cl-(aq) acido acido acido base base base NH4+(aq) + OH-(aq) → NH3(aq) + H2O(l) H2PO4-(aq) + CO32-(aq) → HPO42-(aq) + HCO3-(aq) La teoria di Brønsted-Lowry spiega il ruolo dell' acqua nelle reazioni acido-base: • l' acqua si dissocia per formare ioni trasferendo H+ da una molecola che agisce da acido ad un' altra che agisce da base H2O(l) + H2O(l) acido base H3O+(aq) + OH-(aq) • gli acidi reagiscono con l' acqua donandole un H+ per formare uno ione H3O+. mentre la [OH-] diminuisce perché questi reagiscono con gli H3O+ aggiunti. Il prodotto delle concentrazioni di H3O+ e OH. NH3(aq) + H2O(l) base acido NH4+(aq) + OH-(aq) base H3O+(aq) + Cl-(aq) • le basi reagiscono con l' acqua accettando da lei un H+ per formare uno ione pH e la misura della concentrazione degli ioni H3O+ L'acqua si comporta da debole acido o da debole base.0 × 10-14 = Kw = prodotto ionico dell' acqua . log (1.0 × 10-7 pOH > 7 [H3O+] = 1.32 [H3 O + ] = Kw [OH .00 = pOH 0 ≤ pH ≤14 • soluzione acida: • soluzione neutra: • soluzione basica [H3O+] > [OH-] pH < 7 [H3O+] = [OH-] pH = 7 [H3O+] < [OH]pH > 7 [H3O+] > 1.0 × 10-7 pOH < 7 . il pH è: C pH = -log [H3O+] = .] = Kw [H3 O + ] scala del pH: Sorenson definì il pH come il log della [H3O+] cambiato di segno. pOH = -log [OH-] pH + pOH = 14 Se la [H3O+] in acqua pura a 25 ° è 1. Analogamente.] pH = -log [H3O+] [OH. si può definire il pOH come il log della [OH-] cambiato di segno.0 × 10-7) = 7.0 × 10-7 ([H3O+] = [OH-]).0 × 10-7 pOH = 7 [H3O+] < 1. sempre negli stessi supermercati potete anche comprare l' aceto di vino.] Kb = [BOH] Per un acido forte [HA] ≈ 0 → Ka > 1 (ad esempio HCl: Ka ≈ 1 × 106) Per un acido debole [H3O+] [A-] << [HA] → Ka < 1 (ad esempio CH3COOH: Ka ≈ 1. una soluzione di acido cloridrico HCl 6M. Sebbene entrambe le sostanze siano acide.33 Acidi e basi deboli e forti Nei supermercati potete trovare in vendita "acido muriatico". ovvero trasferisce facilmente i suoi idrogeni all' acqua. In una soluzione 1M di CH3COOH meno dello 0.4% delle molecole sono dissociate per formare H3O+ CH3COO-.8 × 10-5). BOH(s) + H2O(l) B+(aq) + OH-(aq) [B + ] [OH . HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) [H3 O + ] [A . La forza degli acidi è descritta dalla loro costante di dissociazione acida Ka.996% delle molecole di acido reagiscono in acqua per formare ioni H3O+ e Cl-. ovvero trasferisce meno facilmente i suoi idrogeni all' acqua.] Ka = [HA] Analogamente per le basi esiste una costante di dissociazione basica Kb. per pulire i pavimenti. In una soluzione 6M di HCl il 99. . una soluzione ≈1M di acido acetico CH3COOH. mentre l' acido acetico è un acido debole. non usereste mai l' acido muriatico per condire l' insalata e l' aceto non funzionerebbe nella pulizia dei pavimenti! La differenza sta nel fatto che l' acido muriatico è un acido forte. Acido H3O+ H2O OHHCl H2SO4 HSO4NH4+ Base H2O OHO2ClHSO4SO42NH3 • acidi forti hanno basi coniugate deboli: HCl è un acido forte. perché è un ottimo donatore di protoni.34 Acidi e basi coniugate Secondo Brønsted-Lowry le reazioni non redox possono essere assimilate a reazioni di tipo acido-base. Allora Cl.è la base coniugata dell'acido HA • L'acido H3O+ è l'acido coniugato della base H2O.è un pessimo accettore di protoni. HA acido Ma anche: Abase + + H2O base H3O+ acido Abase1 H3O+ acido2 HA + H2O A+ H3O+ Acidi e basi (secondo Brønsted-Lowry) esistono quindi come coppie coniugate: HA acido1 + H2O base2 + • La base A. quindi una base coniugata debole. HCl acido forte + H2O Clbase debole + H3O+ . perché non è un buon donatore di protoni.≅ 10 [H3 O ] [Cl ] • Quanto più l'acido è debole. tanto più sarà un pessimo accettore di protoni HCl + H2O Cl+ H3O+ [H3 O + ] [Cl.] Ka = ≅ 106 [HCl] Kb = [HCl] -6 + .35 • acidi deboli hanno basi coniugati forti: CH3COOH è un acido debole. NH4+ acido forte + H2O NH3 base debole + H3O+ Una soluzione contenente ioni ammonio fornisce ioni idrogeno dalla soluzione diminuisce il pH. .è un buon accettore di protoni. ma anche soluzioni di sali idrolisi Un sale formato da almeno uno ione che sia "forte" può dare idrolisi CH3COObase forte + H3O+ CH3COOH acido debole + H2O Una soluzione contenente ioni acetato sottrae ioni idrogeno dalla soluzione aumenta il pH. tanto più sarà un buon accettore di protoni CH3COOH + H2O CH3COO+ H3O+ [H3 O + ] [CH3 COO .] Ka = ≅ 10 -5 [CH3 COOH] Kb = [CH3 COOH] 5 + .≅ 10 [H3 O ] [CH3COO ] Di conseguenza non solo le soluzioni di acidi e basi "canoniche" saranno in grado di muovere il pH dal valore 7. quindi una base coniugata forte. CH3COOH acido debole + H2O CH3COObase forte + H3O+ • Quanto più l'acido è forte. tanto più sarà un buon donatore di protoni Quanto più la base è debole. tanto più sarà un pessimo donatore di protoni Quanto più la base è forte. Allora CH3COO. log 1.00×10-14 M 1.00×10-14 Sostituendo quindi il valore noto di [H3O+] otteniamo: 1.50M HCl + H2O → H3O+ + Cl[HCl] = 0 [H3O+] = 0. nota la concentrazione della controparte.848 pOH= .00M NaOH → Na+ + OH[NaOH] = 0 + [Na+] = 1.36 CALCOLO DEL pH DI SOLUZIONI ACIDE E BASICHE Acidi e basi forti Calcolare il pH ed il pOH di una soluzione in cui [H3O+]= 1.000 (b) HCl 0.42×10-3 M.42×10-3 = 2. nonché pH e pOH delle seguenti soluzioni di acidi e basi forti: (a) NaOH 1.log [H3O+] = .00×10-14 = [OH-] × 1.99×10-12 = 11.42 × 10 − 3 Sapendo poi che: pH= .00 pOH = .00 M [OH-] = 1.log 1.log [OH-] = .00 × 10 −14 [OH-] = = 6.156 Calcolare tutte le concentrazioni ioniche.log 1.50M [Cl-] = 0.000 pH = .00×10-14 = 14. Mediante il prodotto ionico dell' acqua è possibile ricavare [OH-] o [H3O+].00 = 0.log [H3O+] = . Kw = [OH-] × [H3O+] = 1.00 M 1.log 6.00 × 10 −14 [H3O ] = = 1.50M .log [OH-] = .42×10-3 1.99×10-12 1. log [OH-] = .80×10-5.128 × 2 = 0.50 - pH = .256M 1.150 .256 pOH = . NH3 I 0.91×10-14 M [H3O ] = 0.70 (d) Ba(OH)2 0.63×10-3= 11.128M Ba(OH)2 → Ba2+ + 2 OH[Ba(OH)2] = 0 + [Ba2+] = 0.30 pOH = .50 = 0.log 0.log 2.63×10-3 → pH= 14 + log 1.91×10-14 = 13.log [OH-] = .0×10-14 = 13.log 3.37 1.150 .00 × 10 −14 = 3.150M di NH3.log [H3O+] = .63×10-3 = 0.408 Acidi e basi deboli monoprotici Calcolare il pH e le concentrazioni delle specie presenti all' equilibrio in una soluzione 0.log 0.63×10-3.150-x + H2O ⇔ NH4+ 0 +x +x + OH0 +x +x ∆ E [NH4 + ][OH− ] (x) (x) Kb = = [NH3 ] (0.150 − x) da cui x = 1.1.log [H3O+] = .0×10-14M 0.63×10-3 [OH-]= x = 1.x = 0.592 pH = . Quindi: [NH3]= 0.256 = 0.512 .148 [NH4+]= x = 1. sapendo che Kb= 1.128M [OH-] = 0.150 -x 0.00 × 10 −14 [OH ] = = 2. + H2O H2SO4 + OHSO42-+ H3O+ [H3O +] > [OH-] HSO4.38 IDROLISI Anche nelle soluzioni di sali si possono instaurare equilibri acido-base dipendentemente dalla forza della base o dell’acido coniugato. HCl + NaOH → NaCl + H2O H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O ↓ + NaOH Na2SO4 + H2O NaCl → Na+ + ClNa+ + 2 H2O NaOH + H3O+ Na+ acido coniugato debole della base forte NaOH Cl.base coniugata debole dell’acido forte HCl pH = 7 NaHSO4 → Na+ + HSO4Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+ Na+ acido coniugato debole della base forte NaOH HSO4.+ H2O HSO4. sale acido .+ H2O HCl+ OH[H3O+] = [OH-] Cl. sali: derivano dalla reazione di neutralizzazione tra acidi e basi.acido coniugato “forte” della base debole SO42-.base coniugata debole dell’acido forte H2SO4 HSO4. pH < 7. NH4Cl → NH4+ + ClCl.+ H2O NH4+ + H2O HCl+ OHNH3 + H3O+ [H3O +] > [OH-] Cl.+ H2O ⇔ CH3COOH + OH- Kh = [CH3 COOH][OH − ] [CH3 COO .+ Na+ Na+ + 2 H2O CH3COO. sale basico CH3COO.base coniugata forte dell’acido debole CH3COOH [H3O +] < [OH-] pH > 7.+ H2O NaOH + H3O+ Na+ acido coniugato debole della base forte NaOH CH3COOH + OH.base coniugata debole dell’acido forte HCl NH4+ acido coniugato forte della base debole NH3 pH < 7.] = Kw Kb [NH3 ][H3 O + ] [NH4 + ] .] [OH.CH3COO.] [CH3 COOH][OH − ] [CH3 COO .39 CH3COONa → CH3COO. Kh è alta → idrolisi elevata. sale acido NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+ Kh = [NH3 ][H3 O + ] [NH4 + ] × [OH.] = costante di idrolisi × [H3 O + ] [H3 O + ] = Kw Ka Se la Ka è bassa (acido debole). 32×10 forma OHforma H3O+ CO32.+ H2O NH4+ + H2O CH3COOH + OH.6×10-11 • Se prevale il primo equilibrio • Se prevale il secondo equilibrio ione idrogenocarbonato ione idrogenosolfito HCO3HSO3- Ka2 < Kh” Ka2 > Kh” Ka2 < Kh” pH > 7 pH < 7 pH > 7 pH < 7 Ka2 (≈10-7) > Kh” (≈10-13) .CH3COO.+ H3O+ Ka2 = 5.+ H2O - H2CO3 + OH - Kh"= Kw -8 = K a1 2.+ NH4+ CH3COOH + NH3 Kh = [CH3 COOH][NH3 ] [CH3 COO . NaHCO3 → Na+ + HCO3HCO3 + H2O HCO3.40 CH3COONH4 → CH3COO.base coniugata forte dell’acido debole CH3COOH NH3 + H3O+ CH3COO.+ NH4+ CH3COO.+ H2O NH4+ + H2O NH4+ acido coniugato forte della base debole NH3 CH3COOH + OHNH3 + H3O+ CH3COO.][NH4 + ] = Kw K aK b [H3O +] ≠ [OH-] pH dipende dalle K dei due ioni In questo caso Ka ≈ Kb per cui pH ≈ 7. 76×10-5. Ciò è sicuramente vero per [CH3COO-] non basse.68 × 10 −10 = da cui x = [OH-] = 2.41 Calcolare il pH in una soluzione 1 M di CH3COONa.provengono dall’idrolisi dello ione acetato.][H3 O + ] Ka = [CH3 COOH] Kw = [H3O+] [OH-] [CH3COOH] + [CH3COO-] = CA = 1 M [CH3COO-] + [OH-] = [H3O+] + [Na+] La soluzione semplificata considera che tutti gli ioni OH. sapendo che per l’acido acetico Ka= 1.377 . ovvero trascuriamo quelli provenienti dalla dissociazione dell’acqua.38×10-5.68 × 10 -10 Ka 5.pH = 9.4 incognite CH3COO.+ H2O 2 H2O CH3COOH + OHH3O+ + OH- i) costante di equilibrio di CH3COOH ii) prodotto ionico dell’acqua iii) bilancio di massa iv) elettroneutralità [CH3 COO . La soluzione completa prevederebbe l’impostazione di un sistema 4 equazioni . CH3COOI 1 -x 1-x + H2O ⇔ CH3COOH 0 +x +x + OH0 +x +x ∆ E Kh = [CH3 COOH][OH − ] [CH3 COO .] (x) (x) (1 − x) = Kw = 5. 76 × 10− 5 [CH3COOH] (0. tenendo conto che qui siamo anche in presenza di un suo sale: CH3COOH I 0.5 +x 0.42 SOLUZIONI TAMPONE Calcolare il pH di un litro di soluzione 0.05 +x 0.05-x + H2O ⇔ CH3COO0.76×10-5).05 + x) (x) Ka = = = 1.5 -x 0.76×10-5 → pH = 4.05 M di CH3COOH e 0. (per CH3COOH Ka = 1.05+x + H3O+ 0 +x x ∆ E [CH3COO− ][H3O + ] (0. Ripetiamo il procedimento per la soluzione 10 volte più concentrata: CH3COOH I 0.76 × 10− 5 [CH3COOH] (0.5+x + H3O+ 0 +x x ∆ E [CH3COO− ][H3O+ ] (0.754. in assoluto.5 M di CH3COOH e 0. Una soluzione di un acido (base) debole in presenza di un sale che contenga la sua base (il suo acido) coniugata in quantità comparabili ed.05 -x 0. non piccole (le concentrazioni devono essere maggiori di Ka e Kb) prende il nome di soluzione tampone.5 − x) x = [H3O+] = 1.05 − x) x = [H3O+] = 1. Applichiamo il solito procedimento per calcolare il pH di una soluzione di un acido debole.5 M di CH3COONa. .5-x + H2O ⇔ CH3COO0.5 + x) (x) Ka = = = 1.754.76×10-5 → pH = 4.05 M di CH3COONa e confrontarlo con quella di una soluzione 0. anche forti.+ H3O+ aggiunta OH.→ Il pH di una soluzione tampone può essere calcolato in maniera approssimata equazione di Henderson-Hasselbach: con l' HA I CACIDO -x CACIDO-x + H2O ⇔ ACBASE +x CBASE+x + H3O+ 0 +x x ∆ E [A − ][H3 O + ] (CBASE + x) (x) (CBASE ) (x) Ka = = ≅ [HA] (C ACIDO − x) (C ACIDO ) x = [H3 O + ] = K a × C ACIDO CBASE C ACIDO CBASE = pK a + log CBASE C ACIDO pH = -log [H3O + ] = -log K a − log Il pH di una soluzione tampone non varia al variare delle concentrazioni assolute dei componenti. Nel caso del problema in questione infatti l' aggiunta di un acido viene "tamponata" con la retrocessione dell' equilibrio (lo ione acetato "assorbe" l' aggiunta di idrogenioni). aggiunta H3O+ ← CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO.43 Le soluzioni tampone hanno la proprietà di far variare poco il pH di una soluzione quando ad essa sia aggiunto un acido o una base. mentre l' aggiunta di una base viene contrastata con lo spostamento verso destra dell' equilibrio (l' acido acetico supplisce all' asportazione di idrogenioni da parte della base aggiunta dissociandosi). . ma solo al variare del rapporto tra le concentrazioni delle due componenti acida e basica. Allora perché fare tamponi a concentrazioni diverse ? Con riferimento al problema precedente calcolare la variazione di pH nelle due soluzioni tampone in seguito all' aggiunta di 5×10-3 moli/l di HCl. 055 − x) x = [H3O+] = 2. • Poichè l' efficacia di un tampone permane fino alla scomparsa di uno dei due componenti. CH3COO+ H3O+ → CH3COOH + H2O Quindi le nuove concentrazioni del tampone saranno. L' aggiunta di 5×10-3 mol di HCl trasforma 5×10-3 mol di CH3COONa in CH3COOH.505 − x) x = [H3O+] = 1.055 M CH3COO0.090.055-x + H2O [CH3COOH]= 0.495+x + H3O+ 0 +x x Sulla base di queste nuove concentrazioni.05 M di CH3COOH e 0. ⇔ [CH3 COO − ][H3 O + ] (0. ricalcoliamo il pH. ricalcoliamo il pH. • Un tampone a più alta concentrazione "tampona" più efficacemente.05 .757).505 M CH3COO0.05 + 5×10-3 = 0.15×10-5 → pH = 4.495 M CH3COOH I ∆ E 0.757).045 M / CH3COOH I ∆ E 0.79×10-5 → pH = 4. un tampone a più alta concentrazione è in grado di "tamponare" maggiori quantità di acidi e basi .05 M di CH3COONa (pH= 4. L' aggiunta di 5×10-3 mol di HCl trasforma 5×10-3 mol di CH3COONa in CH3COOH.045 + x) (x) Ka = = [CH3COOH] (0.055 -x 0.44 i) tampone 0. ⇔ [CH3 COO − ][H3 O + ] (0.495 + x) (x) Ka = = [CH3COOH] (0.045 +x 0.5 M di CH3COONa (pH= 4.667 → ∆pH = 0.5 + 5×10-3 = 0.746 → ∆pH = 0.505-x + H2O / [CH3COOH]= 0.011.045+x + H3O+ 0 +x x Sulla base di queste nuove concentrazioni. [CH3COONa]= 0. ii) tampone 0. dopo l' aggiunta di acido: [CH3COONa]= 0.5 .495 +x 0.505 -x 0.5×10-3 = 0.5×10-3 = 0.5 M di CH3COOH e 0. Si instaura un equilibrio dinamico tra la dissociazione e l’ associazione NaCl(s) dissociazione → ← ne associazio Na+(aq) + Cl-(aq) solubilità: quantità di solido da aggiungere ad un certo volume di solvente per dare una soluzione satura. stechiometrico. eguaglia o supera il valore del Kps il sale precipita. Quindi solidi molecolari si sciolgono per dare molecole. stechiometrico. Un composto è: • solubile se si scioglie per dare una soluzione di concentrazione > 0. mentre solidi ionici si sciolgono e si dissociano per dare ioni: 2 C12H22O11(s) → C12H22O11(aq) +H O 2 NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) +H O Se continuiamo ad aggiungere solido alla soluzione raggiungiamo un punto in cui ogni nuova aggiunta non porta ad una solubilizzazione.1 M. è costante → prodotto di solubilità Kps. elevate al proprio coeff.45 SOLUBILITA’ ED EQUILIBRI DI PRECIPITAZIONE Quando i solidi si sciolgono in acqua. essi forniscono le “particelle elementari” di cui sono formati. Quando il prodotto delle concentrazioni degli ioni in soluzione. Per un sale insolubile AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) K × [AgCl] = [Ag+] [Cl-] =Kps [Ag+ ][Cl− ] K= [AgCl] Il prodotto delle concentrazioni all’equilibrio degli ioni in cui si dissocia un sale. • insolubile se si scioglie per dare una soluzione di concentrazione < 0. . La soluzione è satura perché contiene la massima concentrazione di ioni che può esistere con il sale solido. • parzialmente solubile se si scioglie per dare una soluzione di concentrazione compresa tra i due precedenti estremi. elevate al proprio coeff.001 M. 46 Solubilità e Kps Se s moli di AgCl si sciolgono: AgCl(s) Ag+(aq) s Kps = [Ag+] [Cl-] = (s) (s) = s2 La solubilità s (in mol/l) del sale AgCl sarà quindi: s = K ps + Cl-(aq) s Per un generico sale di stechiometria AxBy AxBy(s) x An+(aq) xs K ps xx y y + y Bm-(aq) ys Kps = [An+]x [Bm-]y = (x s)x (y s)y = xx yy sx+y s = x+y Calcolare la solubilità del sale Ag2S (Kps = 6. ma non si possono confrontare direttamente i valori dei Kps. .3×10-50) Ag2S(s) 2 Ag+(aq) 2s K ps 4 + S2-(aq) s Kps = [Ag+]2 [S2-] = (2 s)2 (s) = 22 s2+1 = 4 s3 s = 3 = 2.5×10-17 M Attenzione: si può confrontare direttamente la solubilità dei sali per decidere chi è più o meno solubile. 10 + s) ≈ 0. l’equilibrio di dissociazione retrocede e la solubilità diminuisce. per esempio NaCl. La solubilità del sale AgCl (Kps = 1. la solubilità del sale AgCl diventerà: AgCl(s) Ag+(aq) s K ps 0.8×10-9 M circa quattro ordini di grandezza inferiore! Un effetto simile può essere sfruttato per aumentare la solubilità di un sale: CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32-(aq) Se acidifichiamo la soluzione contenente il carbonato: CO32-(aq) + 2 H3O+(aq) → H2CO3(aq) + H2O → H2O + CO2(g) Il gas CO2 che si forma si allontana dall’ambiente di reazione.10 s s≈ = 1. Di conseguenza l’equilibrio di dissociazione del carbonato viene ad essere spostato verso destra.10 + Cl-(aq) 0. .10 + s Kps = [Ag+] [Cl-] = (s) (0.3×10-5 M + Cl-(aq) s Se sciogliamo in soluzione una certa quantità di un altro cloruro solubile. In presenza di una concentrazione 0.8×10-10) in acqua pura sarà: AgCl(s) Ag+(aq) s Kps = [Ag+] [Cl-] = (s) (s) = s2 s = K ps = 1.10 M di NaCl.47 Effetto dello ione comune La solubilità di un sale può essere modificata per effetto dello ione comune. 10 M. eguaglia o supera il valore del prodotto di solubilità il sale precipita.98×10-13 M 3+ = 0.10 [Mg ] 2 pH = 8. [Mg2+] [OH-]2 = 0.78 A parità di concentrazione.64 × 10 -39 = 2.61×10-12 = Kps Mg(OH)2 precipita Mg(OH)2 non precipita Esso necessita di una concentrazione più alta di ioni OH.47 (è un idrossido estremamente insolubile per cui necessita di una bassissima concentrazione di ioni OH.78 [Mg2+] [OH-]2 = 0. Fe(OH)3 precipita a pH 1.88×10-27 < Kps a pH 8. mentre a questo valore di pH Mg(OH)2 resta in soluzione.98×10-13)2 = 8.64×10-39.47 Mg2+(aq) K ps Mg(OH)2(s) + 2 OH-(aq) Kps = [Mg2+] [OH-]2 [OH ] = - 2 3.10 × (2.10 [Fe ] 3 pH = 1.61×10-12. Supponiamo di avere in soluzione degli ioni Fe3+ e Mg2+ in concentrazione 0.sarà necessaria per la loro precipitazione? Fe(OH)3(s) K ps Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) Kps = [Fe3+] [OH-]3 [OH ] = - 3 2. E’ possibile quindi sfruttare la diversa solubilità dei sali per separare miscele di ioni.61× 10 -12 = 6.01×10-6 M 2+ = 0. elevate al proprio coefficiente stechiometrico. Quale concentrazione di ioni OH.e pertanto precipita solo .10 × (6.per precipitare).01×10-6)2 = 3. I rispettivi idrossidi sono piuttosto insolubili Fe(OH)3 Kps = 2. Mg(OH)2 Kps = 3.48 Precipitazione frazionata Abbiamo detto che quando il prodotto delle concentrazioni degli ioni in soluzione. At He. . H. Te. K. 1) Gli elementi si distinguono in METALLI e NON METALLI. F. Si. Br. Cs. Rn (gruppo 1) (gruppo 2) (gruppo 16) (gruppo 17) (gruppo 18) elementi dal La (lantanio) al Lu (lutezio) elementi dal Ac (attinio) al 103 compreso elementi con numero atomico superiore a 92 elementi che hanno orbitali d in via di riempimento (3 serie di 10 elementi) 3) Il numero di massa A. Ne. Te/Po. Se. Ra O. in base alla loro elettronegatività. I. S. Ar. O. C. Cl.49 Appendice A: NOMENCLATURA CHIMICA Le regole che verranno qui di seguito esposte sono il risultato di un compromesso tra le regole IUPAC del 1971 e la nomenclatura tradizionale. Br. Po F. Ba. Ca. il numero atomico Z. Rb. rispettivamente bassa ed elevata. nella tavola periodica. Cl. il numero di atomi n nella formula e la carica ionica ±Y di un dato elemento X si indicano: A Z X +Y n 3b) In una formula chimica l' ordine di scrittura dei più comuni simboli chimici è il seguente: B. Sr. P. Na. At). Kr. Fr (Mg). Si/Ge. S. A volte gli elementi borderline (a cavallo cioè della linea spezzata che. I. 2) Valgono i seguenti nomi collettivi: metalli alcalini: metalli alcalino-terrosi: calcogeni: alogeni: gas nobili (inerti): lantanoidi (lantanidi) attinoidi (attinidi): elementi transuranici: metalli di transizione: Li. N. divide metalli da non metalli) si definiscono METALLOIDI o SEMIMETALLI (B. Xe. As/Sb. ) ossidi ionici (ossidi): basici K 2O ossido di potassio CaO ossido di calcio ossidi covalenti (anidridi): acidi SO2 diossido di zolfo (anidride solforosa) SO3 triossido di zolfo (anidride solforica) Ossidi basici (tipicamente gli ossidi dei metalli) in acqua danno gli idrossidi K2O + H2O → 2 KOH [K+OH-] Ossidi acidi (tipicamente gli ossidi dei non metalli) in acqua danno gli acidi SO3 + H2O → H2SO4 [(H+)2SO42-] . quando siano possibili più composti binari. penta. tetra. tri.50 Cationi (ioni positivi) 4) I cationi monoatomici assumono il nome dell' elemento corrispondente con l' indicazione del numero di ossidazione (è sottinteso essere positivo) Cu+ Cu++ Fe++ Fe+++ ione rame (uno) ione rame (due) ione ferro (due) ione ferro (tre) (nome antico: ione rameoso) (nome antico: ione rameico) (nome antico: ione ferroso) (nome antico: ione ferrico) 5) Per cationi poliatomici ottenuti per addizione di un protone i nomi si formano per aggiunta del suffisso -ONIO alla radice della molecola corrispondente. di.. Per indicare i rapporti stechiometrici. NH3 ammoniaca NH4+ ione ammonio Composti binari 6) Composti binari con l' ossigeno. si usano i prefissi numerali greci (mono.. Tutti i composti binari con l' ossigeno vengono detti ossidi (XmOn). (H:X → H+ + X-) idracidi acido (HX) HF HCl HBr HI H2 S H2 O acido fluoridrico acido cloridrico acido bromidrico acido iodidrico acido solfidrico acqua HX ione relativo (X-) FClBrICNHSS2OHO2HO2O22fluoruro cloruro bromuro ioduro cianuro idrogenosolfuro solfuro idrossido ossido idrogenoperossido perossido HCN acido cianidrico H2O2 perossido di idrogeno 8) Composti ternari: metallo + O + H = idrossidi. BaO + H2O → Ba(OH)2 +H 2O → Ba2+ + 2 OH ossido di bario → idrossido di bario → ione bario + ione idrossido . ematite) Composti binari con l' idrogeno.51 N2 O NO N2 O 3 NO2 N2 O 4 N2 O 5 P 4O 6 P4O10 FeO Fe2O3 7) ossido di diazoto ossido di azoto triossido di diazoto diossido di azoto tetrossido di diazoto pentossido di diazoto esaossido di tetrafosforo ossido di ferro triossido di diferro (protossido di azoto) (anidride nitrosa) (ipoazotide o anidride nitroso nitrica) (anidride nitrica) (anidride fosforosa) decaossido di tetrafosforo (anidride fosforica) (sesquiossido di ferro. Se i non metalli formano con l' idrogeno composti binari aventi proprietà acide +H 2O → H+ + X. si usano i suffissi -ICO ed -OSO per indicare i due possibili stati di ossidazione del non metallo centrale rispettivamente alto e basso.ed IPO. H3BO3 H2CO3 HNO2 HNO3 H3PO2 H3PO3 H3PO4 acido borico acido carbonico acido nitroso acido nitrico acido ipofosforoso acido fosforoso acido fosforico H2S2O7 acido disolforico H2S2O8 acido perossodisolforico H2S2O2 acido tiosolforoso H2S2O3 acido tiosolforico HClO HClO2 HClO3 HClO4 HBrO2 HBrO3 HBrO4 HIO HIO3 HIO4 acido ipocloroso acido cloroso acido clorico acido perclorico acido bromoso acido bromico acido perbromico acido ipoiodoso acido iodico acido periodico +H 2O → H+ + NO2 → 2 HNO2 acido nitrOSO ione nitrITO → 2 HNO3 +H 2O → H+ + NO3 pentossido di diazoto acido nitrICO ione nitrATO H4SiO4 acido silicico H4P2O7 acido difosforico H3AsO4 acido arsenico H2SO3 H2SO4 acido solforoso acido solforico H2S2O5 acido disolforoso . Gli anioni corrispondenti hanno suffissi -ATO e -ITO. lo stato più alto e quello più basso.per indicare rispettivamente.52 9) Composti ternari: H + non metallo + O= ossiacido. usiamo i prefissi PER. ovvero H. O. Si utilizza un ordine di scrittura particolare. ossido acido + H2O →ossiacido → ione idrogeno + anione N2 O 3 + H2 O triossido di diazoto (anidride nitrosa) N2 O 5 + H2 O (anidride nitrica) Per quattro stati di ossidazione. Anche se non corrisponde alla nomenclatura IUPAC. non metallo. si legge prima l' anione e poi il catione preceduto da “di”. ottenendo un sale doppio. KNaCO3 Al(NH4)(SO4)2×12 H2O carbonato doppio di potassio e sodio solfato doppio di alluminio e ammonio dodecaidrato (allume) . Si indica questo sale aggiungendo il prefisso IDROGENO.+ H2O (reazione di neutralizzazione) 10) Si indica. nella formula. NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O NaOH + NaHSO4 → Na2SO4 + H2O NaHCO3 idrogenocarbonato di sodio (bicarbonato di sodio) NaH2PO4 diidrogenofosfato di sodio Na2HPO4 idrogenofosfato di sodio Na2HPO3 idrogenofosfito di sodio NaHSO4 idrogenosolfato di sodio 12) Se l' acido è salificato con due metalli diversi. FeCl2 FeCl3 Na2SO4 Na2S Al(ClO4)3 cloruro di ferro (due) cloruro di ferro (tre) solfato di sodio solfuro di sodio perclorato di alluminio cloruro ferroso cloruro ferrico Ca(NO3)2 nitrato di calcio 11) Gli anioni derivati da acidi poliprotici possono ancora contenere parte degli idrogenioni.53 Sali Sono derivati dalla reazione di un idrossido con un acido NaOH + HCl → Na+Cl. prima il catione e poi l' anione. se non completamente salificati.al nome. Al contrario.