Chimica nozioni di base fondamentali

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Chimica nozioni di base fondamentali

GRANDEZZE FISICHE E UNITA’ DI MISURA

Grandezze: caratteristiche fisiche di un sistema naturale che permettono la descrizione del sistema stesso.

Le grandezze sono correlate tra loro da leggi.

Grandezze fondamentali:

Lunghezza
Massa
Tempo
Temperatura
Quantità di sostanza
Intensità di corrente elettrica

Grandezze derivate:

Velocità
Densità
Pressione
Calore
Accelerazione

Le misurazioni di una grandezza implicano il confronto con una grandezza campione che funge da riferimento (unità di misura).
L’insieme delle unità di misura costituisce un sistema di riferimento. Il più utilizzato è il S.I.

Unità di misura:

Exa
Peta
Tera
Giga
Mega - 10
Kilo - 10³
Etto - 10²
Deca - 10

- Deci
- Centi
- Milli
- Micro
- Nano
- Pico
- Fento
- Atto

UGM: volume globulare medio (dei globuli rossi)

ATTENZIONE ALLE CONVERSIONI!!

PROPRIETA’ DELLA MATERIA
Tutto ciò che possiede massa à proprietà della materia:

Fisiche

Densità
Temperatura
Conducibilità
Peso
Calore

Chimiche

Composizione
Reattività
Rapporti tra sostanze

STATI DI AGGREGAZIONE
Liquido / Solido / Gassoso

Cambiamenti di stato della materia:

Fusione
Sublimazione
Congelamento
Evaporazione
Condensazione
Brinamento

SISTEMI OMOGENEI E ETEROGENEI

Sistema: parte delimitata dell’universo.

Sistemi omogenei: tutte le parti hanno le stesse proprietà (Monofasici, cioè hanno una sola fase). L’acqua salata è un sistema omogeneo.

Sistemi eterogenei: le varie parti hanno proprietà diverse (c’è più di una fase). Ad esempio l’acqua gassata, l’acqua salata satura, il sangue (cellule + siero).

COMPOSIZIONE DELLA MATERIA

Sostanze pure: composizione costante.

Elementi
Composti: più sostanze si uniscono insieme

Composti ionici
Composti molecolari

Miscele: composizione variabile

Omogenee (soluzione): costituite dall’unione di elementi o composti a formare un sistema omogeneo a una sola fase (acqua salata)
Eterogenee (miscuglio): più fasi distinte

ATOMO

Particella più semplice che mostra le proprietà di un elemento.

Le tre particelle che costituiscono l’atomo sono:

Protoni: massa= 1,673 x 10ˉ²
Neutroni: massa= 1,675 x 10ˉ² in grammi
Elettroni: massa= 9,11 x 10ˉ²

Il nucleo occupa una piccolissima regione di spazio rispetto alle dimensioni dell’atomo intero.

Il numero di protoni è uguale al numero di elettroni in un atomo elettronicamente neutro.

Z = numero atomico = numero di protoni presente nel nucleo

A = numero di massa = numero di protoni+neutroni presente nel nucleo

Gli atomi di un certo elemento hanno sempre lo stesso Z. Una volta scritta la sigla dell’elemento è inutile scrivere Z.

L’insieme degli atomi di un elemento che possiede lo stesso numero di massa è detto isotopo.

I diversi isotopi di uno stesso elemento hanno il medesimo numero atomico ma un diverso numero di massa. Si distinguono perciò gli uni dagli altri per il numero di neutroni presenti nel nucleo.

I diversi isotopi di uno stesso elemento non sono ugualmente rappresentati in natura. L’abbondanza naturale di un isotopo rapprsenta la diffusione % dello stesso in natura.

¹H = isotopo più abbondante dell’H

¹²C = isotopo più abbondante del C

¹6 O = isotopo più abbondante dell’O

MASSA ATOMICA E PESO ATOMICO

Gli atomi sono dotati di una certa massa, se questa è espressa in grammi si hanno valori molto piccoli. E’ preferibile utilizzare le ц (unità di massa atomica = 1/12 della massa dell’isotopo ¹²C = 1,661 x 10ˉ²)

La massa atomica di un elemento è la media pesata delle masse atomiche dei vari isotopi naturali dell’elemento. Nel caso del carbonio la massa atomica è 12, 011 ц

(12,00 x 98,982) + (13,003 x 1,108)

-------------------------------------------

100

(massa atomica ¹²C x abb.naturale ¹²C) + (massa atomica ¹³C x abb.naturale ¹³C)

--------------------------------------------------------------------------------------------------

100

La massa atomica è spesso impropriamente confusa con il peso atomico. Nonostante il valore delle due grandezze coincida si deve ricordare che massa e peso sono concettualmente differenti. Ai nostri fini si può sorvolare su tale diversità.

TEORIA ATOMICA MODERNA

Principi:

Doppia natura degli elettroni: possiedono le proprietà delle particelle ma anche quelle delle onde.
Per tale motivo:

Non è possibile determinare l’esatto movimento intorno al nucleo ma solo la probabilità di esistenza in un certo spazio circostante al nucleo.
L’energia associata al moto dell’elettrone può assumere solo alcuni valori ma non altri. I livelli energetici degli elettroni sono quantizzati.

Orbitale: regione di spazio in cui c’è la maggiore probabilità di trovare un elettrone. E’ la distribuzione delle probabilità di trovare un elettrone intorno al nucleo di un atomo.

N = numero quantico principale. Determina il livello energetico dell’elettrone. Valori interi e positivi (non zero).

L = numero quantico secondario. Valori interi compresi tra 0 e N-1 (0 ≤ L ≤ N-1). I sottolivelli si possono anche indicare con lettere: P (L=1), D (L=2), F (L=3).

M = Numero quantico magnetico. Determina il valore del campo magnetico dovuto al moto degli elettroni. Valori interi compresi tra –L e +L (-L ≤ M ≤ +L).

Ms = Quarto numero quantico detto numero di spin. Rappresenta il senso di rotazione degli elettroni intorno al loro asse. Ha due valori: +1/2, -1/2.

Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non esistono 2 elettroni con gli stessi numeri quantici à in ogni orbitale vi sono al massimo 2 elettrni ciascuno con spin diverso.

ENERGIA E FORMA DEGLI ORBITALI

In ogni livello c’è un certo numero di orbitali.

Orbitali di tipo S = 2

Orbitali di tipo P = 3

Orbitali di tipo D = 5

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s

---------------------------------------------à

Energia crescente

Solo i valori di n e l determinano l’energia di un orbitale. Gli orbitali dello stesso tipo (es. 3 orbitali 2p) hanno la medesima energia.

Regola di riempimento degli orbitali

7s 7p

6s 6p 6d

5s 5p 5d 5f

4s 4p 4d 4f

3s 3p 3d

2s 2p

Gli elettroni riempiono gli orbitali seguendone l’ordine di energia: da quelli a minore energia a quelli a maggiore energia.

Regola di Hund: a parità di energia gli elettroni occupano il maggior numero possibile di orbitali, disponendosi con spin parallelo.

Es. p

Carbonio z=6 (6 elettroni)

2s 2p

[configurazione elettronica vuol dire scrivere ad es. 1s¹ 2s² …]

Un elettrone che occupa singolarmente un orbitale è detto elettrone spaiato.

Due elettroni che occupano lo stesso orbitale sono detti coppia o doppietto elettronico.

Gli elementi che riempiono completamente gli orbitali di tipo s e p dello strato più esterno (strato di valenza) sono particolarmente stabili. Hanno una configurazione a ottetto (gas nobili).

Es. Neon z=10

S P

1 ↑ ↓

↑↓ ↑↓ ↑↓

Livello di valenza: da questo dipende la reattività di un elemento, è lo strato più esterno.

Es. Ca 4s² -> lo strato più esterno

S 3s² 3p (6 elettroni) -> lo strato più esterno

TAVOLA PERIODICA

La prima colonna contiene tutti gli elementi con Xs¹ (un elettrone in un orbitale s)

La seconda colonna = Xs²

La tredicesima colonna = Xs² Xp¹

Atomi che hanno lo stesso numero di valenza diverso da 8 cercano di raggiungerlo.

Le proprietà chimiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico e riflettono la loro struttura elettronica esterna. Nel corso del XIX secolo Mendeleev ha organizzato gli elementi in una tavola periodica.

Periodi = righe orizzontali, ogni periodo è costituito da elementi aventi elettroni esterni nello stesso livello energetico.

Gruppi = colonne verticali, ogni gruppo è cotituito da elementi con configurazione elettronica esterna simile (hanno la stessa reattività chimica).

Metalli: elementi che hanno pochi elettroni nello strato di valenza. Sono solidi e buoni conduttori

Non-metalli: hanno elevato numero di elettroni nello strato più esterno. Sono solidi, liquidi o gassosi. Pessimi conduttori.

Semi-metalli: caratteristiche intermedie

Gruppo IA = metalli alcalini (no il H).

Gruppo IIA = metalli alcalino-terrosi.

Gruppo VIIA = Alogeni

Gruppo VIIIA = Gas nobili

Gruppi B = metalli di transizione (orbitali d)

ELETTRONEGATIVITA’

Proprietà degli elementi che riflette la tendenza dei loro atomi ad acquisire elettroni.

Elettronegatività = Affinità elettronica + energia di ionizzazione

------------------------------------------------------

Elettronegatività: capacità di un atomo di attrarre a sé elettroni.

Alta elettronegatività: Alta tendenza ad acquisire elettroni (scarsa tendenza a cederli).

Bassa elettronegatività: Scarsa tendenza ad acquisire elettroni (alta tendenza a cederli).

Fluoro: elemento più elettronegativo.

Ossigeno: è il secondo elemento più elettronegativo.

I metalli sono, in genere, scarsamente elettronegativi.

Conoscere la differenza di elettronegatività tra due atomi è importante per prevedere la modalità della loro interazione.

H non si comporta come i metalli alcalini.

IL LEGAME CHIMICO

Regola dell’ottetto: ogni elemento tende ad acquisire la configurazione elettronica del gas nobile più vicino, ovvero 8 elettroni nello strato esterno.

Es. Na (sodio) [1s¹ 2s² 2p⁶] 3s¹ à Il Na tende a perdere un eˉ …

Neon

…e diventa lo ione sodio Na+ à [1s¹ ] 2s² 2p⁶ha otto elettroni nel livello 2 come il Neon, quindi è stabile!

Quando Na e Cl si incontrano un elettrone passa da Na a Cl e si producono così le specie chimiche Na+ e Cl- che si attraggono reciprocamente per motivi elettrostatici.

Il legame che unisce due specie ioniche di segno opposto viene detto legame ionico (o legame eteropolare).

Il trasferimento di elettroni avviene quando tra due atomi vi è una grande differenza di elettronegatività (> 1,8). Tra 2 elementi si possono trasferire anche 2 o più elettroni. Es: Mg à Mg²+ + 2e- ; F + e- à F- ; Mg + F + F à Mg²+ + F- + F- à MgF2 (fluoruro di magnesio).

RAPPRESENTAZIONE DI LEWIS

1 elettrone: Atomo di sodio = Na • ; ione sodio = Na +

1 coppia di elettroni : Atomo di Cloro = C• ; Ione cloruro = Cl-

Come si scrive la formula di composti ionici? Combinare ioni di segno opposto es. Na+ Cl- = NaCl (prima si mette l’elemento a bassa elettronegatività).

O²ˉ + Na+ = Na2O (ossido di sodio)

Al³+ + O²ˉ = Al2 O3

I composti ionici presentano un reticolo cristallino in cui un numero indefinito di ioni sono legati tra loro. I composti ionici, allo stato fuso o in soluzione, sono aottimi conduttori di elettricità e di calore.

IL LEGAME COVALENTE

Il legame covalente si forma quando due atomi mettono in compartecipazione tra loro alcuni elettroni.

Gli orbitali dei due atomi si fondono formando un orbitale molecolare. Gli elettroni in compartecipazione ruotano intorno a entrambi gli atomi.

Quando i due atomi che si legano sono uguali, gli elettroni in compartecipazione spendono lo stesso tempo su entrambi: il legame si dice covalente puro.

La compartecipazione di elettroni avviene sempre in modo tale da determinare il raggiungimento della configurazione a ottetto.

Talvolta sono messi in compartecipazione 2 o 3 elettroni da ciascun atomo.

O ha 6 e- quindi 2 atomi di O mettono in compartecipazione due coppie di e-.

O O à O2 Molecola di ossigeno (legame doppio). O è sempre sotto forma di O2

N N à N2 Molecola di azoto (legame triplo)

LEGAME COVALENTE POLARE

Quando due atomi che si legano sono diversi, gli elettroni in compartecipazione spendono più tempo sull’atomo più elettronegativo e il legame si dice covalente polare.

Δ δ+ δ¯ à parziale carica positiva o negativa

Come prevdere il tipo di legame tra due atomi in base alla differenza di elettronegatività?

H δ+

O Molecola d’acqua

H δ¯

Molecola di metano

H C H

Il carbonio mette in compartecipazione tutti e 4 gli elettroni esterni.

NH3 – ammoniaca

●●●

H H H

Legame ionico: elettronegatività >1,8.

Legame covalente:

puro: stesso tipo di atomi (differenza di elettronegatività pari a zero)
polare: baricentro della carica opposta

Come scrivere le formule di struttura di Lewis?

Per esempio: Triossido di zolfo – SO3

Sistema per scrivere che prevede:

Contare gli elettroni di valenza presenti in tutti gli atomi della molecola (S0= 6e- ; O=6e- (x 3 = 18) )à 18 + 6 = 24 e-
Si trovano le coppie di elettroni (in questo caso sono 24:2 = 12)
Scriviamo gli atomi: prima quello meno rappresentato che va al centro poi gli altri che lo circondano

O O

Uniamo l’atomo centrale con gli atomi periferici (in questo caso tre legami covalenti semplici)

O O

Attribuiamo le coppie rimanenti (coppie non condivise) agli atomi più elettronegativi

O O

Adesso gli atomi di O hanno raggiunto l’ottetto ma lo zolfo no. Quindi se, dopo aver distribuito tutte le 12 coppie elettroniche, alcuni atomi non hanno raggiunto l’ottetto, spostiamo una o più coppie non condivise a formare legami doppi o tripli.

O O

Nel caso di ioni poliatomici si deve tenere conto della loro carica aggiungendo o sottraendo un pari numero di elettroni nel caso rispettivamente di anioni e cationi.

NO2- = ione nitrito O N O O N O

N = 5 e-

O = 12 e- Se la carica è negativa si conta un elettrone in più

-------------

17 e- + Se la carica era positiva si eliminava un elettrone (-1e-)

1 e-

---------------

18 e-

( per lo ione si scrive […]ˉ o […]+)

Nel caso in cui nella molecola (o ione) siano presenti atomi di H, questi formano un solo legame covalente e sono perciò disposti in periferia, il più delle volte legati ad atomi di ossigeno.

Acido carbonico ( H2CO3) Si contano gli elettroni:

2H = 2e-

C = 4e-

3° = 18e-

-----------

24e- : 2 = 12 coppie ……ora si lascia H per ultimo e si sistema il resto

O O

H H

O O

H H

O O

H H

O O

H H

CASI PARTICOLARI DI MOLECOLE

Gli atomi di alcuni elementi possono disporre più di 8 elettroni intorno a sé (ottetto espanso).

Tali elementi appartengono almeno al terzo periodo e possono contenere fino a 18 e- nello strato di valenza.

Acido fosforico

O O

H O P O H H O P O H

O O

H H

Nel caso del Boro l’ottetto non viene raggiunto. I composti del boro sono detti composti a ottetto incompleto o elettron-deficienti.

GEOMETRIA DELLE MOLECOLE

L’esatta disposizione spaziale degli atomi delle molecole può essere spiegata dalla teoria della VSEPR o teoria della repulsione delle coppie elettroniche dello strato di valenza. Le coppie elettroniche esterne presenti attorno a un atomo (coppie di legame e coppie non condivise) tendono a respingersi reciprocamente e si dispongono nello spazio in modo tale da essere il più lontano possibile l’una dall’altra.

Nel caso di molecole relativamente piccole è sufficiente considerare il solo atomo centrale valutando il numero di coppie elettroniche coinvolto nei fenomeni di repulsione (n).

Il conteggio delle coppie si effettua sommando il numero di atomi legati a quest’atomo e le coppie elettroniche non condivise presenti sullo stesso.

•

/ \

S 3 domini elettronici che si respingono

SO3²ˉ (ione solfito)

1+2+3=domini di legame

4=coppie di elettroni non

Condivise

Quanti domini che si respingono? 4 à i 3 domini di legame e la coppia di e- non condivisa.

Tetraedo, ma non contando le coppie: piramide

Nella definizione geometrica non si considera la coppia di elettroni non condivisa quindi questa è una piramide e non un tetraedo.

GEOMETRIA LINEARE (2 domini)

(non si contano le singole coppie di elettroni ma il numero di domini)

GEOMETRIA TRIANGOLARE O PLANARE (3 domini)

GEOMETRIA TETRAEDICA (4 domini)

La molecola d’acqua non è lineare!!

(4 domini elettronici)

La struttura dell’acqua è determinante per le sue funzioni.

RISONANZA

Consideriamo la struttura dello ione carbonato. E’ veramente questa? ….NO!

La coppia di elettroni che forma il doppio legame è delocalizzata su tutti e tre gli atomi di ossigeno. Possiamo quindi scrivere le tre formule equivalenti per lo ione carbonato:

Nessuna delle tre forme limite corrisponde a realtà. La formula corretta è la seguente perché evidenzia la delocalizzazione degli e-.

LEGAMI DEBOLI INTERMOLECOLARI (tra molecole)

Una specie chimica è un dipolo quando alle sue estremità sono presenti cariche di segno opposto.

La geometria di una molecola gioca un ruolo importante nella generazione di un dipolo. Se l’ H2O fosse lineare non sarebbe un dipolo. La separazione di carica al suo interno sarebbe annullata dalla simmetria della molecola.

Si ha un dipolo quando due cariche opposte sono separate da una certa distanza. Due dipoli si attraggono o si respingono a seconda della loro orientazione reciproca. L’intensità delle forze elettrostatiche in gioco dipende dalla distanza tra dipoli.

Dipoli (2 elementi per avere un dipolo):

Distanza
Struttura geometrica

FORZE DI VAN DER WAALS

Interazione dipolo-dipolo è un’interazione elettrostatica.

Interazione dipolo-dipolo indotto (cioè dipolo e una molecola non polare): si induce una separazione di carica in una molecola non polare se a essa si avvicina un dipolo.
Interazione dipolo temporaneo-dipolo indotto

LEGAME A IDROGENO

E’ un tipo particolare di interazione dipolare che si stabilisce tra due molecole diverse.

X ▬ H - - - - Y atomo molto elettronegativo (accettore di idrogeno)

Atomo molto elettronegativo atomo di H ponte

(donatore di idrogeno)

E’ necessario che esista un dipolo in cui sia coinvolto un atomo di H.

Quando un H è legato covalentemente con un atomo molto elettronegativo abbiamo un addensamento di carica negativa nell’atomo e un adensamento di carica positiva sull’H. Se questa molecola entra in contatto con altre molecole o atomi elettronegativi à Attrazione elettrostatica tra + e -.

Il legame a idrogeno è un attrazione dipolare ma si distingue perché H, essendo molto piccolo, consente un avvicinamento importante tra le specie in gioco. Gli atomi sono più vicini. Fra i legami dipolari il legame idrogeno è il più forte.

Le molecole di H2O formano legami a idrogeno, fino a 4 ciascuna. Due grazie a O e due grazie agli idrogeni. Le proprietà dell’acqua come solvente sono in gran parte dovute alla sua capacità di formare legami a H con altre molecole.

Nel ghiaccio l’ H2O forma 4 legami a idrogeno stabili. Nell’acqua liquida un istante si formano dei legami a H e un momento dopo degli altri: le molecole si spostano, spezzano legami e ne formano altri.

Nell’acqua si sciolgono composti ionici (composti dipolari).

ALCUNI COMPOSTI: IDRURI E OSSIDI

GLI IDRURI

Sono composti binari dell’H. Le proprietà chimiche degli elementi dipendono dalla configurazione elettronica dello strato di valenza. Elementi dello stesso gruppo hanno reattività simile.

Un composto binario è formato da 2 tipi di elementi:

idruri ionici [ H + metallo] / idruri covalenti [ H + non metallo]

Gli idruri ionici sono formati dallo ione H- e uno ione metallico.

Si formano co i gruppi I A e II A e, in parte, con III A. Gli idruri covalenti si formano con elementi dei gruppi III, IV, V, VI, VII A

Gruppo I A : Tutti idruri di formula simile

Gruppo II A: Metalli alcalino terrosi tendono a perdere i s e- trasformandosi in uno ione bivalente. Si formano 2 ioni idruro (H-) à CaH2 , MgH2 , ecc

Gruppo III A : Al³+ à 3 ioni idruri per uno ione di Al = AlH3

Il Boro forma idruri covalenti.

Gruppo IV A : Non si parla di cessione di e-. Si parla di compartecipazione di elettroni. Es. CH4 (metano o idruro di carbonio), SiH4, PbH4, ecc

Gruppo V A : 5 elettroni allo strato di valenza. NH3 (idruro di azoto o ammoniaca),

PH3 (idruro di fosforo).

Gruppo VI A : 2 e- (dei loro 6) in compartecipazione. Da qui si scrive prima l’H e poi lo ione: H2O, H2S,

Gruppo VII A : alogeni. Un solo e- HCl

GLI OSSIDI

Composti binari dell’ossigeno.

Gli ossidi ionici sono formati dallo ione O²ˉ e da uno ione metallico. Si formano con i gruppi I e II A e, in parte, con III A. (O prende sempre e- à diventa lo ione ossido O²ˉ)
Gli ossidi covalenti si formano co elementi dei gruppi III, IV, V,VI, VII.

[O²ˉ ≠ O2-]

Lo ione ossido ha 8 elettroni nello strato di valenza.

Gruppo I A : formano ioni monopositivi: Na2O, K2O…2 ioni dell’elemento alcalino per ogni O²ˉ.

Gruppo II A : 2 e- vengono ceduti e O²ˉ se li prende. Anione bivalente con catione bivalente. MgO, BeO, CaO

Gruppo III A : Ossidi particolari es Al++ à si fa il m.c.m. à Al2O3

Gruppo IV A : Da questo in poi gli ossidi sono covalenti. Non c’è un componente univoco: si possono formare più tipi : CO2 oppure CO (uno stesso elemento forma con l’O più composti)

Gruppo V A : l’ N forma 5 ossidi

N2O (ossido di diazoto)
NO (ossido di azoto)
N2O3 (triossido di diazoto)
NO2 (biossido di azoto=
N2O5 (pentaossido di azoto)

Gruppo VI A : SO2 (biossido di zolfo)

SO3 (triossido di zolfo)

Gruppo VII A : es Cloro (forma 4 ossidi)

STATI DI OSSIDAZIONE

Il numero di e- che un atomo di un elemento mette in gioco nel formare composti diversi può variare.

Numero di ossidazione: E’ la carica che un atomo, presente in una molecola o in uno ione poliatomico, assumerebbe se, con un processo immaginario, si spezzassero tutti i legami covalenti attribuendone gli elettroni all’atomo più elettronegativo. Es.

N di normale ha 5 e- quindi ora ha 3 cariche in più

Nelle molecole neutre la somma dei numeri di ossidazione dev’essere uguale a zero.

Es. SO2

Es. SO3

Con gli ioni…

Es. NaCl (il numero di ossidazione è pari alla carica del composto ionico)

Na = +1

Cl = -1

Es CaO

Ca²+ O²ˉ NdO del Ca = +2

NdO dell’O = -2

Negli ioni poliatomici la somma dei NdO è pari alla carica dello ione.

Semplici regole:

Gli atomi allo stato elementare hanno NdO = a zero
Il NdO di uno ione monoatomico è uguale alla carica dello ione
Come determinare il NdO di un atomo senza scrivere la formula di struttura?

Il fluoro presenta sempre NdO -1
L’O ha quasi sempre NdO –2 (eccetto quando è legato al fluoro e nei perossidi – H2O2)

L’H legato a non-metalli ha NdO +1, legato a metalli NdO -1
Gli ioni di metalli alcalini e alcalinoterrosi hanno rispettivamenti NdO +1 e +2

Esercizi

Calcolare il numero di ossidazione:

SO2 O = NdO -2 quindi -2 x 2 = -4 di conseguenza S= NdO +4
HNO3 H = NdO +1 ; O = NdO -2 quindi -2 x 3 = -6 di conseguenza N = NdO +5
CO3²ˉ O = NdO -2 quindi -2 x 3 = -6 di conseguenza C= +4 (la carica dello ione è 2- !!!)

OSSIDI E NUMERO DI OSSIDAZIONE

Un elemento può assumere vari stati di ossidazione, ognuno caratterizzato da un diverso NdO.

Gli stati di ossidazione degli elementi dipendono dal numero e dal tipo di legami che gli atomi di questi formano in una molecola (ione poliatomico) e, quindi, dalla loro struttura elettronica esterna.

Gruppo I = n° +1

Gruppo II = n° +2

L’EQUAZIONE CHIMICA

Le trasformazioni chimiche delle sostanze avvengono grazie a reazioni chimiche. Queste sono rappresentate schematicamente con l’equazione chimica.

A + B à C + D (reazione generica)

Reagenti Prodotti

Se la reazione è reversibile i prodotti C e D possono ritrasformarsi nei reagenti A e B. Si usa la doppia freccia

A + B ↔ C + D (diretta e inversa)

Alcune reazioni decorrono in più tappe attraverso la formazione di intermedi di reazione:

A + B → C + D → E + F

Reagenti Intermedi Prodotti

Talvolta nell’equazione sono descritti gli stati di aggregazione di reagenti e prodotti:

A (s) + B (g) → C (g) g=gassoso s=solido

L=liquido sol=solvente

2Na (s) + 2H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)↑

Il simbolo ↑ indica l’allontanamento della sostanza dal mezzo sotto forma di gas.
Il simbolo ↓ indica invece la precipitazione della sostanza.

COEFFICIENTI STECHIOMETRICI

Cosa indica un’equazione chimica?

Poiché la materia non si crea né si distrugge è necessario fare sì che l’equazione chimica rispetti questo precetto fondamentale. Dobbiamo perciò assicurarci che le reazioni siano bilanciate. Il bilanciamento di una reazione avviene attraverso l’impiego dei coefficienti stechiometrici.: H2 + Cl2 ↔ 2 HCl

Bilanciare la seguente reazione:

H2 + O2 ↔ H2O

H2 + O2 ↔ 2H2O
2H2 + O2 ↔ 2H2O

Due molecole di H reagiscono con una molecola di O pe formare due molecole d’acqua.

Esercizio: Bilanciare SO2 + O2 ↔ SO3

2SO2 + O2 ↔ 2SO3

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

Nelle reazioni di ossidoriduzione si ha uno scambio di e- e gli atomi coinvolti variano il proprio stato di ossidazione.

Esempio.

2Na + Cl2 → 2Na+ + 2Cl-

NdO 0 0 +1 -1

L’atomo che aumenta il suo NdO si ossida (cede elettroni).

L’atomo che riduce il NdO si riduce (acquista elettroni).

La sostanza che si ossida si dice riducente.

La sostanza che si riduce si dice ossidante.

2Na + Cl2 → 2Na+ + 2Cl-

Riducente ossidante

N.B. = Nelle reazioni redox un ossidante e un riducente reagiscono per formare un riducente e un ossidante più deboli.

2Na + Cl2 → 2Na+ + 2Cl-

Riducente1/Ossidante2 → Ossidante1/Riducente2

Na+/Na Cl2/Cl = coppie redox

IL PESO MOLECOLARE

Il peso molecolare di un composto è la somma dei pesi atomici degli atomi che costituiscono quel composto.

H2 (molecola di idrogeno) il p.m. della molecola è …2 x 1,00 = 2,00

O2 (molecola di ossigeno) il p.m. della molecola è …2 x 16,00 = 32,00

HCl à il p.m. è …H = 1 x 1,00 =1

Cl = 35,45 x 1 = 35,45

1 + 35,45 = 36,45

I pesi molecolari (o più esattamente le masse molecolari) di un composto si esprimono convenientemene in u(unità di massa atomica).

Nel caso di composti ionici si parla di peso formula (es NaCl)

LA MOLE

L’equazione chimica ci suggerisce i rapporti quantitativi tra le sostanze che reagiscono e tra queste e i prodotti che si formano.

2H2 + O2 à 2H2O

Due molecole di idrogeno (H2) reagiscono con una molecola di ossigeno (O2) per formare 2 molecole di acqua (H2O).

I coefficienti stechiometrici non indicano rapporti ponderali bensì rapporti tra numero di molecole.

La mole è definita come quantità di (…) pari al numero di Avogadro N=6,02x10²³

Unità di misura delle quantità di sostanza che permette di rappresentare cose piccolissime (atomi). In una mole di sostanza vi sono 6,02x10²³ atomi o molecole.

1 mole di H2O à circa 18 grammi

Una mole può essere definita come quantità di sostanza espressa in grammi pari al peso molecolare (atomico) della stessa sostanza.

Es. 1 mole di H2O ha una massa pari a 18 grammi

1 mole di Na ha una massa di circa 23 grammi

Conoscendo i grammi di una certa sostanza è possibile ricavare il numero di moli della stessa sostanza.

Grammi sostanza

Numero di moli = -------------------------------

Peso molecolare

A quante moli corrispondere 64 grammi di ossigeno?

Peso molecolare dell’ossigeno (O2) = 32 quindi ….. 64/32 = 2 moli

Analogamente si possono utilizzare altre due relazioni

Grammi di sostanza = peso molecolare x numero di moli

Grammi di sostanza

Peso molecolare = -----------------------------

Numero di moli

STECHIOMETRIA

La stechiometria è la parte della chimica che si occupa degli aspetti quantitativi delle reazioni:

2H2 + O2 à 2H2O

Due moli di idrogeno reagiscono con una mole di ossigeno per formare due moli di acqua.

I coefficienti stechiometrici indicano i rapporti tra moli di reagenti e di prodotti; trasformando le moli in grammi si possono fare i calcoli ponderali.

Esempi:

Quanti grammi di H2 e O2 devo far reagire per ottenere 180 grammi di H2O?

Scrivo la reazione
Bilancio: 2H2 + O2 à 2H2O L’equazione ci dice che due moli di H2 e una mole di O2 danno due moli di H2O
Da grammi a moli: 100g di H2O corrispondono a ...100g / 18 p.m. = 5,55 moli. Per mantenere i rapporti indicati dall’equazione (2:1:2) e per ottenere 5,55 moli di H2O si devono fare reagire 5,55 moli di H2 con 2,78 moli di O2.

5,55 moli x 2 (p.m. H2) = 11,11g H2

2,78 moli x 32 (p.m. O2) = 88,88g O2

[2 moli di acqua = 2 moli di ossigeno]

Quanti grammi di acetilene si producono facendo reagire 1g di CaC2 in acqua?

CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2

L’equazione ci dice che 1 mole di CaC2 reagisce con due moli di acqua per formare 1 mole di Ca(OH)2 e 1 mole di C2H2.

1grammo di CaC2 corrisponde a: 1g / 64,1 p.m. = 0,0156 moli

Da 0,0156 moli di CaC2 si ottengono 0,0156 moli di C2H2 (rapporto 1:1).

0,0156 moli di C2H2 corrispondono a: 0,0156 moli x 26,036 p.m. = 0,406 g C2H2.

[millimoli=mmoli]

STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA

Le sostanze possono esistere come solidi, liquidi o gas: i 3 stati di aggregazione della materia.

Lo stato in cui si presenta una sostanza dipende dalle forze di coesione tra le particelle della sostanza.

Forze di coesione:

Legami a idrogeno
Legame ionico
Legame metallico
Forze di van der Waals
Legame covalente (no i legami all’interno delle molecole ma tra molecole) – sono le forze di coesione più forte

Gli stati solido e liquido sono stati condensati in cui le forze di coesione impediscono l’allontanamento delle particelle della sostanza.

Nello stato gassoso le forze di coesione sono molto deboli e le particelle della sostanza non sono in contatto.

CAMBIAMENTI DI STATO

Il cambiamento (passaggio) di stato di una sostanza è il passaggio della sostanza da uno stato di aggregazione a un altro.

E’ un fenomeno puramente fisico poiché le proprietà chimiche delle sostanze rimangono le stesse.

Fusione eavaporazione

S L G

Solidificazione condensazione

Brinamento

Solidificazione

Temperatura e pressione influenzano i passaggi di stato.

temperatura

Solido → liquido → Gas

Pressione

Alcune sostanze non esisitono allo stato liquido o gassoso perché si decompongono con l’aumentare della temperatura.

I gas possono diventare liquidi solo quando si trovano al di sotto di una certa temperatura critica, un gas in queste condizioni di temperatura viene anche detto vapore.

ENERGETICA DEI CAMBIAMENTI DI STATO

Ogni cambiamento di stato è accompagnato da una variazione energetica, intesa come assorbimento o rilascio di calore.

Esempio: cubetto di ghiaccio in un recipiente chiuso ma libero di espandersi al quale viene fornito continuamente calore.

Il calore latente di fusione è l’energia assorbita durante la fusione di una sostanza.

Il calore latente di evaporazione è l’energia assorbita durante l’evaporazione di una sostanza.

STATO SOLIDO

Tutte le sostanze hanno struttura cristallina in cui le particelle occupano posizioni fisse.

STATO LIQUIDO

Le forze di coesione non sono così intense da vincolare le particelle in un reticolo cristallino ma neppure tanto deboli da determinare l’allontanamento reciproco a distanza infinita.

Caratteristiche:

Fluidità: scorrimento delle particelle l’una sull’altra (≠ viscosità)
I liquidi sono incomprimibili, non se ne può ridurre il volume
Sono diffusibili (solo se sono miscibili)

I liquidi presentano proprietà di superficie.

Le particelle in superficie sono soggette a interazioni diverse rispetto alle particelle poste all’interno del liquido:

Tensione superficiale: energia richiesta per espandere la superficie di un liquido. E’ tanto maggiore quanto più intense sono le forze di coesione.
Capillarità: risalita (o discesa) di un liquido in un capillare. Forze di coesione VS forze di adesione sulle pareti del capillare

PRESSIONE DI VAPORE

Le particelle di un liquido si muovono continuamente le une rispetto alle altre (moto di agitazione termica) e la loro energia aumenta con l’aumentare della temperatura.

In superficie alcune particelle possiedono un’energia sufficiente per vincere le forze di coesione e allontanarsi dal liquido sotto forma di gas.

Tale fenomeno prende il nome di evaporazione. Aumenta d’intensità all’aumentare della temperatura (liquidi volatili: alcool, etere)

Cosa accade ad un liquido in un recipiente chiuso? Le particelle di gas esercitano una pressione di vapore [all’equilibrio: evaporazione=condensazione]. Cioè: le particelle di un gas in equilibrio con il liquido esercitano una pressione detta pressione di vapore. La pressione di vapore aumenta all’aumentare della temperatura.

Quando la pressione di vapore raggiunge il valore della pressione atmosferica il liquido bolle, cioè la transazione liquido/gas avviene in qualsiasi punto del liquido.

La temperatura di ebollizione di un liquido è la temperatura alla quale la pressione di vapore del liquido è pari alla pressione atmosferica. (etanolo: pressione di vapore > della pressione di vapore dell’acqua).

LO STATO GASSOSO

Le particelle allo stato gassoso sono molto distanti tra loro e si muovono continuamente con moto rettilineo finchè non si urtano.

Caratteristiche dei gas:

La distanza tra le particelle è molto più grande del loro diametro
Un gas è comprimibile (non ha né forma né volume propri)
Un gas è miscibile in qualsiasi rapporto con altri gas
La velocità media delle particelle aumenta con l’aumentare della temperatura
Un gas tende ad espandersi occupando il recipiente che lo contiene
La densità di un gas è inversmente proporzionale alla distanza tra le particelle

Le grandezze che definiscono il comportamento di un gas sono:

Pressione
Volume
Temperatura

LE LEGGI DEI GAS

Legge di Boyle: a temperatura costante la pressione e il volume di un gas sono inversamente proporzionali. P x V = k ( a T costante)

Es. Riducendo il volume aumenta la pressione.

Legge di Charles: a pressione costante il volume di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura. V = k x T (con P costante) . La Temperatura è espressa in gradi assoluti o Kelvin. Nella scala di temperatura assoluta non esistono valori negativi. Lo zero assoluto (0 K) è la più bassa temperatura raggiungibile (-273,16 C°). Scala assoluta= scala Kelvin.
Legge di Guy-Lussac: a volume costante la pressione di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura. P = k x T (V costante)

Quando applichiamo le leggi sui gas possiamo riferirci alle condizioni di temperatura e pressione standard (TPS).

T= 273,16 K = 0 C°

P= 760mmHg = 1 atm

I GAS IDEALI E LE LEGGI DI STATO

Le leggi dei gas valgono per i gas ideali e solo in modo approssimativo per i gas reali.

Caratteristiche dei gas ideali:

Urti elastici (non ci sono trasferimenti di energia)
Le sue molecole sono puntiformi (volumi trascurabili)
Tra le sue molecole non esistono né attrazione né repulsione

A temperatura e pressione ambiente i gas reali si comportano con buona approssimazione come gas ideali.

Equazione di stato dei gas ideali:

P x V = n x R x T

P = pressione

T = temperatura

R = costante universale dei gas

n = numero di moli di gas

V = volume

Il termine n tiene conto della quantità di gas presente.

Principio di Avogadro: volumi uguali di gas diversi, alla stessa temperatura e pressione contengono lo stesso numero di moli, oppure: una mole di un qualsiasi gas, alla stessa temperatura e pressione, occupa sempre lo stesso volume.

In condizioni TPS, 1 mole di gas occupa un volume di 22,4 litri (volume molare standard).

MISCELE DI GAS

Legge di Dalton o “legge delle pressioni parziali”: la pressione esercitata da una miscela di gas è data dalla somma delle pressioni parziali esercitate dai singoli gas componenti la miscela.

Ptot = Pa + Pb + Pc

Ptot : pressione totale

Pa + Pb + Pc: pressioni parziali dei singoli gas

La pressione parziale di un gas in una miscela è la pressione che tale gas eserciterebbe se fosse da solo nello stesso volume. Poiché in una miscela tutti i gas sono sottoposti alle stesse condizioni di volume e temperatura, la diversa pressione di ogni gas è dettata dal diverso numero di moli di ciscun componente.

Pa = na / ntot x Ptot

na : numero moli del gas

ntot: numero moli totali

na / ntot = frazione molare (Xa) à Pa = Xa x Ptot

PRINCIPI DI TERMODINAMICA

La termodinamica studia i cambiamenti di energia che accompagnano le reazioni chimiche.

Sistema aperto: scambia materia e energia con l’ambiente

Sistema chiuso: scambia solo energia con l’ambiente

Sistema isolato (adiabatico): Non scambia né energia né materia

Prima legge della termodinamica

“In un sistema isolato l’energia può essere convertita da una forma all’altra ma non distrutta”.

L’energia chimica liberata dalle reazioni metaboliche di ossidazione può essere impiegata per compiere lavoro meccanico come contrazioni muscolari.

Entalpia: (∆H = variazione di entalpia) ∆H di una reazione esprime il calore di reazione che viene scambiato. A pressione costante = reazioni isobare.

Classificazione delle reazioni secondo ∆H

Reazioni esotermiche: ∆H < 0 à Si libera calore verso l’ambiente
Reazioni endotermiche: ∆H > 0 à la reazione assorne calore dall’ambiente
Reazioni isotermiche: ∆H = 0

Variazione di entalpia standard: 25 °C e 1 atm

La ∆H non fornisce indicazioni riguardo alla spontaneità di una reazione.

Seconda legge della termodinamica

“Una reazione naturale evolve verso uno stato di maggiore disordine”.

L’indice del disordine è dato dall’ entropia (S).

∆S = q / T à quantità di calore che il sistema assorbe dall’ambiente a T

costante e reversibilmente.

La quantità termodinamica che ci dice la spontaneità di una reazione chimica è la variazione di energia libera di Gibbs (∆G) detta anche “lavoro utile”.

∆G = ∆H – T ∆S

∆G dà indicazione sul fatto che una reazione produca o meno energia sfruttabile.

∆G > 0 reazione non spontanea o endoergonica

∆G < 0 reazione spontanea e esoergonica

∆G in condizioni standard = 25 °C e 1 atm

ENERGIA DI ATTIVAZIONE

A2 + B2 à 2AB

L’urto deve avere una certa energia

A ----- B

A2 + B2 → │ │ → 2AB

A ----- B

Reagenti Complesso Prodotti

attivato

Legami covalenti istantanei

DIAGRAMMA DI REAZIONE

La velocità dipende dal livello di energia di attivazione.

Se l’energia di attivazione è bassa la reazione avviene più velocemente.

Anche reazioni spontanee dal punto di vista termodinamico, devono attraversare lo stato di transizione ( = complesso attivato).

VELOCITA’ DI UNA REAZIONE

A + B à AB

V = k [A] x [B] k = costante di velocità

[ ] = concentrazione di …

Per lo più la velocità di una reazione dipende dalla concentrazione dei reagenti

CATALISI

Un catalizzatore è una sostanza che aumenta la velocità di una reazione chimica abbassandone l’energia di attivazione. Il catalizzatore risulta immodificato al termine della reazione e non modifica la termodinamica della reazione (es. enzimi). Molte reazioni che a temperatura ambiente non avvengono perché troppo lente avvengono in presenza di un catalizzatore.

EQUILIBRIO CHIMICO

Equazione dinamica. Cosa succede se dispongo 2 reagenti in un recipiente?

aA + bB cC + dD

Due sostanze generiche A e B ( a e b sono i coefficienti stechiometrici) si trasformano in C e D.

Vd = Kd [A]^a^.[B]^b

Vi = Ki [C]^c . [D]^d

EQUILIBRIO DELLA REAZIONE

TEMPO

All’inizio la concentrazione dei reagenti è massima quindi è massima la velocità della reazione diretta. Poi diminuisce la concentrazione di A e B e rallenta la velocità. Al contrario per C e D: per i prodotti aumenta la velocità di reazione con il passare del tempo. Finchè non si raggiunge l’equilibrio: le due velocità sono uguali.

Kd [A]^a^.[B]^b = Ki [C]^c . [D]^d

Le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti non sono uguali, sono uguali le velocità di reazione.

Kd [A]^a^.[B]^b

-------------- = Keq (costante di equilibrio) à legge di azione di massa.

Ki [C]^c . [D]^d

La costante di equilibrio di una reazione è pari al rapporto tra il prodotto della concentrazione dei prodotti elevati ai relativi coefficienti stechiometrici e il prodotto della concentrazione dei reagenti elevati ai rispettivi coeff. Stechio.

Esempio:

2SO2 + O2 ↔ 2SO

Vd = Kd [SO2]² x [O2]

Vi = Ki [SO3]²

[SO3]²

Keq = ------------

[SO2]² x [O2]

La costante di equilibrio è una costante se viene mantenuta la T costante. Se si varia la T cambia anche la Keq.

In sostanze gassose muta anche in relazione al cambiamento di P (pressione parziale).

La Keq non ci dice niente a proposito della velocità di una reazione, invece ci dà informazioni sulla composizione di un sistema all’equilibrio.

Se Keq è molto grande o molto piccola la reazione è cineticamente irreversibile. Nel caso in cui sia molto grande la reazione risulta molto spostata verso il prodotto fino a diventare irreversibile. Idem il contrario.

Keq = 1 uguali quantità di reagenti e prodotti

Keq = 10 (per esempio) valore elevato di Keq, l’equazione è spostata verso i prodotti

Keq tendente allo 0 la reazione è spostata a sinistra

La reversibilità di una reazione dipende anche da ∆G tra reagenti e prodotti.

Realzione tra ∆G e Keq in un sistema all’equilibrio:

∆G° = -RT In Keq

Es. Keq = 1 à ∆G° ( si legge: deltagiconzero) = 0

Keq > 1 à ∆G° = numero negativo quindi la reazione è esoergonica

Keq < 1 à ∆G° = numero positivo quindi la reazione è endoergonica

∆G° è la variazione di energia libera in condizioni standard (25 °C, 1 atm, 1M)

Keq ci dice se una reazione decorre o non decorre ma non dà informazioni sulla composizione delle concentrazioni di prodotti e reagenti.

PRINCIPIO DI LE CHATELIER

Quando un sistema all’equilibrio viene perturbato, il sistema reagisce in modo da opporsi alla perturbazione.

Agenti perturbanti:

Temperatura
Pressione
Concentrazione dei reagenti e/o prodotti

Effetto della pressione

2SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2SO3 (g)

P²SO3

Keq =-------------------

P²SO2 · PO2

Se aumenta la pressione allora Keq aumenta, cioè l’equilibrio del sistema si sposta verso destra in modo da ridurre la pressione (2SO3 danno pressione minore di 2SO2 + O2 ) poiché si riducono le moli complessive di prodotto. Cioè più moli di prodotto ritornano reagenti.

)

Se invece c’era

All’aumentare di pressione succedeva questo:

Effetto della temperatura

(∆H < 0) reazione esotermica

4moli reagenti 2 moli prodotti (??)

Se si abbassa la temperatura allora Keq aumenta cioè l’equilibrio del sistema si sposta verso destra in modo da aumentare la temperatura (la reazione è esotermica). Il sistema si oppone cercando di produrre calore.

+ calore

In caso di reazione endotermica succede l’opposto.

Se si allontanano i prodotti (in modo che non avvenga la reazione inversa) la reazione va a termine, cioè tende all’esaurimento dei reagenti.

LE SOLUZIONI

La soluzione è un sistema omogeneo costituito da 2 o più componenti, miscele omogenee a 1 fase.

Solvente: componente presente in quantità maggiore

Soluto: presente in quantità minore

Quando la soluzione ha più componenti la soluzione ha comunque un solo solvente.

Due o più componenti formano una soluzione solo se sono miscibili tra loro.

I gas sono sempre completamente miscibili tra loro.

Solidi e liquidi sono miscibili quando le forze attrattive (di coesione) che si instaurano sono dello stesso tipo di quelle presenti tra i composti puri.

Solubilità: Quantità massima di una sostanza (soluto) che può essere sciolta in una quantità definita di un’altra sostanza (solvente) ad una certa temperatura.

Concentrazione di una soluzione: quantità di soluto presente in una quantità unitaria di soluzione ad una certa temperatura.

Nel discioglimento di un composto (soluto) in un solvente si hanno nuove interazioni tra soluto e solvente = solvatazione.

EFFETTO DI TEMPERATURA E PRESSIONE SULLA SOLUBILITA’

Pressione: Influenza solo la solubilità di gas nei liquidi.

Legge di Henry: A temperatura costante la solubilità di un gas è direttamente proporzionale alla pressione del gas.

Temperatura: influenza la solubilità di gas, liquidi e solidi in modo variabile. Dipnde dal ∆H (valore di reazione):

Se la reazione ha ∆H < 0 : è esotermica allora per maggiore temperatura si ha una minore solubilità
Se la reazione ha ∆H > 0 : è endotermica allora per maggiore temperatura si ha una maggiore solubilità.

La dissoluzione di un gas è sempre un processo esotermico.

Quindi all’aumentare della temperatura si ha una minore solubilità. In tutti i casi si tratta di applicare il principio di Le Chatelier.

CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI

Molarità (M): la più importante delle modalità di calcolo della concentrazione

N° di moli di soluto

-----------------------

1litro di soluzione

Esempio:

NaCl 1M = 1 mole di NaCl per litro di soluzione [mM = millimolare]

10 mM = 10 millimoli per litro di soluzione à 0,01 M per litro di soluzione (rapporto di 10³).

Molalità (m): N° di moli di soluto

-----------------------

1 kilo di solvente

Frazione molare (X) :

N° di moli di un componente

-----------------------------------

N° di moli totali

La somma delle frazioni molari di tutti i componenti di una soluzione=1

Percentuale:

peso peso volume

------ -------- ----------

Peso volume volume

Quantità di soluto

----------------------- = 100

Quantità di soluzione

Esempio:

NaCl 0,9 % à p/V = grammi di soluto presenti in 100 ml di soluzione

0,9 grammi di NaCl ogni 100 ml di soluzione

Esercizi:

Quanti grammi di sale sono presenti in 100 ml di una soluzione 0,15 M di cloruro di sodio?

In 1 litro sono presenti 0,15 moli di cloruro di sodio.

Quante moli nel volume dato? 0,15 : 1 l = x : 0,1 l ß 100 ml = 0,1 l

0,15 · 0,1

X = ----------- = 0,015 moli

Peso formula à grammi= n° moli · peso formula = 0,015 · 58,44 = 0,9 grammi

Esempio:

Soluzione fisiologica = NaCl 0,9 % à 0,15 molare

Quanti mg di NaCl sono necessari per preparare 20 ml di una soluzione 0,9%?

0,9% = 0,9 grammi in 100 ml

0,9 : 100 = x : 20 à X = 0,2

Qual è la molarità di una soluzione 12% di sale in acqua? ……

LE PROPRIETA’ COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI

Tutte le proprietà che dipendono dal n° di particelle di soluto presenti in soluzione.

[ Il numero di particelle di soluto presenti in soluzione: ci vuole un fattore di correzione à Fattore di Van’ T Hoff (i): rappresenta il numero di particelle di soluto che si liberano in soluzione.

Per soluti molecolari = 1 ( o meno se vi sono fenomeni di associazioni)

Per soluti ionici= n° di ioni liberati (es. NaCl = 2 ; (NH4)2SO4 = 3 )

Esempio con composto ionico: NaCl in soluzione si divide in Na+ e Cl- . Ogni unità formula di NaCl dà 2 particelle quindi i=2 ]

Sono indipendenti dal tipo di soluto. Sono collegate tra loro (data una si può risalire alle altre)

Abbassamento della pressione di vapore = maggiore è la presenza di soluto e più bassa è la pressione di vapore della soluzione rispetto a quella del solvente.

Legge di Raoult

∆P = X_B ·P°_A· i A=solvente B=soluto ∆P=differenza di pressione di vapore tra solvente puro e soluzione

X_B=(X di B) frazione molare del soluto

P°_A=(piconzerodiA) pressione di vapore del solvente puro

Quanto più una soluzione è concentrata tanto maggiore è l’abbassamento della sua tensione di vapore.

Innalzamento del punto di ebollizione

Pressione di vapore di una soluzione VS Temperatura

La presenza del soluto, abbassando la pressione di vapore di una soluzione è anche responsabile di un aumento della temperatura di ebollizione.

Un liquido bolle a una temperatura alla quale la sua pressione di vapore è uguale alla pressione di vapore atmosferica.

∆T_e = innalzamento ebullioscopico (differenza tra la temperatura ebullioscopica della soluzione e quella del solvente)

∆T_e = m · K_e · i m=molalità

K_e= costante ebullioscopica molale del solvente

Abbassamento crioscopico

∆T_c = m · K_c · i m=molalità

K_c= costante crioscopica molale del solvente

Osmosi

Membrana semipermeabile: membrana che consente il passaggio delle molecole si solvente ma non delle molecole di soluto

La pressione osmotica è la pressione che si deve esercitare sulla soluzione per evitare un flusso netto di solvente da un compartimento all’altro.

Pressione osmotica = π = M·R·T·i M=molarità della soluzione

R=costante del gas

T=temperatura assoluta (K)

i = fattore di Van T’ Hoff

TONICITA’ DI UNA SOLUZIONE

Soluzione isotonica (alla stessa pressione osmotica)

Soluzione ipotonica

Soluzione ipertonica

SISTEMI COLLOIDALI

Sono una condizione intermedia tra soluzioni (sistema omogeneo) e sospensioni (sistema eterogeneo). Ad esempio il sangue è più simile a un colloide.

I colloidi sono costituiti da:

Fase dispersa
Fase Continua

Sono caratterizzati dal presentare l’effetto Tyndall e dal poter essere separati per ultrafiltrazione. Esempio: l’attività renale è un’attività di ultrafiltrazione.

LE FORMULE DEI COMPOSTI

Ossidi

Si dividono in:

Ossidi ionici: (ossidi dei metalli) quando si sciolgono in acqua liberano ioni

metallici (cioè gruppi IA, IIA, IIIA) e ioni ossido (O^2-). Lo ione ossido reagisce con una molecola di H₂0 formando un idrossido: composto ionico formato da ione metallico e ione ossidrile (OH^-). Es. idrossido ferroso à Fe(OH)₂

Ossidi covalenti: (ossidi dei non-metalli) reagiscono con l’acqua addizionandone

una molecola, la sostanza che si produce è un composto covalente detto ossiacido, ossia una molecola costituita da tre tipi di atomi che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno e anioni. Si scrive l’idrogeno come primo elemento , poi il non-metallo e poi l’ossigeno.

Gli ioni idrogeno si uniscono a una molecola d’acqua formando uno ione idronio (H₃O⁺)

H₂CO₃ + H₂O à HCO₃^- + H₃O⁺

HCO₃^-= ione idrogeno carbonato

Qualche esempio:

Esercizio:

Qual è l’ossiacido in cui lo zolfo ha il più alto NdO? (acido solforico)

H S O formula minima per partire

NdO di S = 6+ à H = NdO = 1

O = NdO = -2

H S O₄ si aggiusta l’ossigeno

H₂ S O₄ si aggiusta anche l’idrogeno

ATTENZIONE!!! à eccezioni: Boro Silicio Fosforo Arsenio, ricordarsi di aggiungere 1 una molecola d’acqua.

Idracidi

Sono composti binari caratterizzati dalla presenza dell’idrogeno e di un non-metallo.

Le soluzioni acquose degli idracidi prendono il nome di acido fluoridrico, cloridrico, solfidrico, ecc. Questi acidi, perdendo uno ione idrogeno H+, danno luogo agli anioni Cl- (cloruro), Br- (bromuro), F^- (fluoruro), I^- (ioduro).

H₂S può perdere uno o due ioni idrogeni.

Fonte: http://wikipepi.wikispaces.com/file/view/Chimica+2009-2010.doc/125904443/Chimica%202009-2010.doc

Sito web da visitare: http://wikipepi.wikispaces.com/

Autore del testo: Taddei Testo:“Chimica, biochimica e biologia applicata” Zanichelli – Taddei, Stefani

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Chimica nozioni di base fondamentali