Conoscenze di base: CHIMICA I Corso di Laurea in Urbanistica e Pianificazione Territoriale e Ambientale Corso di Ingegneria Sanitaria Ambientale Docente:

Conoscenze di base:

CHIMICA I

Corso di Laurea in Urbanistica e Pianificazione

Territoriale e Ambientale

Corso di ‘Ingegneria Sanitaria Ambientale’

Docente: Ing. Riccardo Gori

ATOMO: è la più piccola particella costitutiva di un elemento (ad esempio, un atomo di Fe, di H, di O). L’atomo a sua volta è costituito da protoni (cariche positive), neutroni (particelle prive di carica) ed elettroni (cariche negative). I protoni e neutroni risiedono in un nucleo centrale attorno al quale orbitano gli elettroni. Un elemento chimico è una sostanza pura costituita da un unico tipo di atomi.

Gli atomi di un certo elementosi distinguono da quelli degli altri elementi per il numero atomico(Z) ovvero il numero di protoni nel nucleo.Il numero di protoni è sempre controbilanciato da un ugual numero di elettroni. Il numero diprotoni può cambiare (isotopi).

Alcuni concetti fondamentali

MOLECOLA: è la più piccola particella costitutiva di un composto chimico che può esistere in modo indipendente. Può essere monoatomica, cioè costituita da un solo atomo (è il caso dei cosiddetti gas nobili elio, argon, xeno, neon), o poliatomica, cioè costituita da più atomi, uguali o diversi (esempi: molecola di ossigeno O2, di ozono O3, di acqua H2O).

IONE: è un’unità strutturale dotata di carica. Si possono avere ioni monotomici (, ad esempio Na+, Cl-) o poliatomici (ad esempio SO4

2-, PO43-).

La carica di forma per perdita o acquisto di uno o più elettroni. Non si perdono/acquistano mai protoni.

In particolare, si parla di cationi se la carica dell’unità strutturale è positiva, di anioni se è negativa.


Le SOLUZIONI sono miscele omogenee di due (o più) specie chimiche.

Il SOLVENTE è in genere il componente che si presenta nello stesso stato fisico della soluzione, il SOLUTO l’altro componente.


Esprimere la massa degli atomi e delle molecole utilizzando le usuali unità di misura della massa (ad esempio grammi) pone qualche problema pratico. Se esprimiamo la massa media di alcuni atomi si ha:

H: 1,67355 10- 24 g C: 1,99436 10-23 g O: 2,65659 10-23 g

Per evitare di avere a che fare con numeri così piccoli, si è cercato di esprimere la massa in termini di massa atomica relativa.

Dal 1961 la scala di massa atomica fa riferimento alla dodicesima parte di 12C.

A titolo di esempio, usando i valori delle masse in grammi date in precedenza, il valore della massa atomica relativa di H si calcola dividendo il peso di un atomo dell’ elemento per 1/12 del peso di un atomo di 12C (che pesa 1,9925210-23 g); ad esempio, la massa di un atomo di H calcolata in riferimento al 12C è data da:

1,67355 10- 24 g / (1,99252 10-23 g /12) = 1,00790 dalton o u.m.a.


UNITA DI MASSA ATOMICA (indicata con il simbolo uma) è rappresentata da 1/12 della massa atomica del 12C, corrispondente a 1,66059·10-24 g.

Si definiscono, di conseguenza:

MASSA ATOMICA RELATIVA (comunemente, massa atomica) il rapporto tra la massa assoluta di un atomo e la massa della dodicesima parte dell’atomo di 12C.

MASSA MOLECOLARE RELATIVA (comunemente, massa molecolare) la somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono una molecola. I termini peso atomico e peso molecolare, seppur meno rigorosi rispetto alle espressioni precedenti, vengono ancora comunemente usati. Se un elemento comprende diversi isotopi, la sua massa atomica (quella che si trova nella tavola periodica degli elementi o in altre Tabelle) è in realtà un valore medio ponderato, ottenuto tenendo conto della massa dei singoli isotopi e della loro abbondanza relativa.


la MOLE è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguale a quello presente in 12 g di carbonio 12.Possiamo calcolare quanti atomi sono contenuti in 12 g di 12C; essendo la massa di un atomo di 12C uguale a 1,99252·10-23 g, il numero di atomi sarà dato da:

12 g mol-1/1,99252·10-23 g = 6,02252·1023 mol-1

NA= 6,022·1023 COSTANTE DI AVOGADRO, mette in relazione il numero di unità strutturali con la quantità di materia ed esprime il numero di particelle contenute in una mole di qualsiasi specie chimica.


1 mole di qualsiasi sostanza contiene un numero di particelle di quella sostanza pari alla costante di Avogadro.

Definiamo quindi la massa di una mole:

la MASSA MOLARE (M) è la massa per quantità unitaria di sostanza, cioè la massa di una mole di sostanza espressa in grammi per mole (g mol-1).

La massa molare di un elemento è la massa in grammi di una mole di quell’elemento.


STATI FISICI DELLA MATERIALa materia è caratterizzata da tre stati fisici (solido,

liquido, gassoso);

• é possibile passare da uno stato all’altro in opportune condizioni;

• ciò avviene attraverso trasformazioni invertibili;

• in queste trasformazioni si ha sempre conservazione della massa.

SOLIDI: hanno forma, massa e volume definiti e non sono compressibili.

LIQUIDI: hanno massa e volume definiti, assumono la forma del recipiente e sono poco compressibili.

GAS: hanno massa definita, non hanno un volume definito, ma occupano tutto lo spazio disponibile (devono, quindi, essere conservati in recipienti chiusi), assumono la forma del recipiente e sono molto compressibili.

Stati fisici della materia e passaggi di stato

I PASSAGGI DI STATOStati fisici della materia e passaggi di stato

I PASSAGGI DI STATO

La fusione è caratterizzata da un processo che origina un notevole aumento della mobilità molecolare.La solidificazione invece, corrisponde ad un processo durante il quale man mano che si riduce la temperatura, i moti molecolari diventano sempre più limitati, finchè alla temperatura di solidificazione, il moto delle molecole si riduce ad una periodica vibrazione attorno ad alcuni centri di equilibrio del reticolo cristallino.

• Durante i processi di fusione e di solidificazione la temperatura è costante.• Ad una determinata pressione, ogni solido cristallino presenta una caratteristica temperatura di fusione, che coincide con la temperatura di solidificazione.• La temperatura di fusione varia con la pressione.


I PASSAGGI DI STATO

Evaporando in un ambiente chiuso, dopo un po’ l’evaporazione cessa (equilibrio) alla pressione del vapore saturo, che dipende dalla sostanza e dalla temperatura.Lo stato di vapore saturo rappresenta una condizione di equilibrio dinamico tra il liquido ed il suo vapore.La pressione di vapore saturo aumenta molto rapidamente con la temperatura.

Vaporizzazione: passaggio da liquido ad aeriforme.– Evaporazione: si manifesta solo sulla superficie del liquido e a qualsiasi temperatura;

– Ebollizione: per una data pressione, si manifesta in tutta la massa del liquido ad una determinata temperatura.


I PASSAGGI DI STATO

Ebollizione: riscaldando un liquido, si osserva la formazione di bollicine di vapore saturo al suo interno.

Quando la pressione al loro interno (tensione di vapor saturo) supera la pressione sul liquido (atmosferica), si portano in superficie liberando il vapore interno e originando quella turbolenza caratteristica dell’ebollizione.

Temperatura di ebollizione: temperatura alla quale la tensione di vapore saturo eguaglia la pressione esterna. Variando la pressione esterna si varia la temperatura di ebollizione di un liquido.

Esempio. Nel caso dell’acqua, a livello del mare, la tensione di vapore saturo raggiunge la pressione esterna (1 atm) a 100 °C. In alta quota, dove la pressione è inferiore rispetto al livello del mare, la tensione di vapore saturo raggiunge la pressione esterna ad una temperatura inferiore per cui l’acqua bolle a temperature inferiori a 100°C.


GAS IDEALI

Le leggi dei gas sono state enunciate in riferimento ad un GAS IDEALE (o gas perfetto), che presenta queste caratteristiche:

• le particelle sono soggette a continui movimenti casuali;

• le particelle hanno volume trascurabile rispetto al volume del gas;

• non vi sono interazioni tra le particelle;

• gli urti tra le particelle sono perfettamente elastici.

In pratica, i gas reali si avvicinano tanto più a questi comportamenti quanto più sono a bassa pressione e ad alta temperatura.

Per i gas lo stato preso come riferimento è rappresentato dalle cosiddette CONDIZIONI NORMALI (c.n.):

P = 1 atm; T = 0°C (cioè 273.15 K)

Leggi dei gas

Le leggi dei gas, scoperte a partire dal 1600, stabiliscono una relazione tra i valori di una coppia di variabili (P, V, T) relative ad una certa quantità di gas

(che non varia) quando la terza viene mantenuta costante.

La LEGGE DI BOYLE esprime la relazione tra P e V a T costante: per una certa quantità di gas a temperatura costante, il volume del gas è

inversamente proporzionale alla sua pressione.

PV = cost (legge isoterma, T = cost)

Date due condizioni (1 e 2), essa può essere espressa anche come:

P1V1 = P2V2

Leggi dei gas

La LEGGE DI CHARLES esprime la relazione tra P e T a V costante: la pressione di una certa quantità di gas a volume costante è direttamente proporzionale alla T assoluta.

P/T = cost (legge isocora, V = cost)

o anche: P1/T1 = P2/T2

La LEGGE DI GAY-LUSSAC esprime la relazione tra V e T a P costante ed è analoga alla legge di Charles

V/T = cost (legge isobara, P = cost)

oppure: V1/T1 = V2/T2

Leggi dei gas

Combinando queste leggi si ottiene la relazione:

PV/T = cost,

oppure:

P1V1/T1= P2V2/T2

che può essere usata quando variano due parametri per calcolare il terzo

In questa relazione il volume e la pressione possono essere espresse in qualsiasi unità di misura, purché uguali per gli stati iniziale e finale; la temperatura va invece espressa in scala assoluta.

Leggi dei gas

Per 1 mole di un qualsiasi gas, possiamo scrivere: PV = RT

e per n moli di gas: PV = nRT

Quando si sostituiscono i valori numerici, la P va espressa in atmosfere, il V in litri, la T in Kelvin.

EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI

Questa legge mette in relazione le variabili, che nelle leggi viste prima venivano considerate a due a due, tutte contemporaneamente. Partendo dalla relazione PV/T = cost, possiamo ricavare il valore di una costante, che chiameremo R, e che per 1 mole di gas (corrispondente a 22.4 l, volume molare dei gas, cioè volume occupato da una mole di qualsiasi gas) alla pressione di 1 atm ed alla T di 273 K vale:

R = PV/T = 1 atm 22.4 l mol-1/273 K R = 0.0821 atm l K-1 mol-1

Il valore di R cambia se si adottano altre unità di misura.

Leggi dei gas

La CONCENTRAZIONE indica la quantità di soluto presente in una certa quantità di soluzione e può essere espressa in vari modi; una soluzione CONCENTRATA contiene una quantità relativamente alta di soluto, presente in quantità inferiore se la soluzione è DILUITA.

1. Massa/Volume: esprime la massa di soluto presente in 1 litro di soluzione ed è data dal rapporto tra i grammi di soluto ed il volume in litri di soluzione:

C = mg/l

2. MOLARITA’ (M): esprime le moli di soluto presenti in 1 litro di soluzione ed è data dal rapporto tra il numero di moli di soluto ed il volume in litri di soluzione in cui sono disciolte:

M = moli/l, una soluzione 1 M contiene 1 mole/l, una soluzione 5 M contiene 5 mol/l e così via.

3. NORMALITA’ (N): esprime gli equivalenti di soluto presenti in un litro di soluzione ed è data dal rapporto tra il numero di equivalenti di soluto ed il volume in litri di soluzione:

N = eq/l

Modi di esprimere la concentrazione

Gli equivalenti si ottengono dividendo il peso di soluto in grammi per il peso equivalente (espresso in g/eq), secondo la relazione:

eq = g/PE.

Il peso equivalente, a volte chiamato anche grammoequivalente, può essere riferito a varie reazioni ed è definito come la quantità in grammi di sostanza che può cedere o acquistare una mole di elettroni (reazioni di ossidoriduzione), oppure fornire in soluzione acquosa una mole di H+ o di OH- (reazioni acido-base).

Il peso equivalente di un ossidante o di un riducente si ottiene dividendo la massa molare per il numero di elettroni acquistati o ceduti.

Il peso equivalente degli acidi e delle basi si ottiene dividendo la massa molare per il numero di H+/OH-. Per gli acidi poliprotici, si hanno diversi valori a seconda del numero di H+ ceduti. Analogamente, il peso equivalente di un sale si ottiene dividendo la massa molare per il numero di cariche negative generate nella dissociazione del sale.


4. MOLALITA’ (m): esprime le moli di soluto presenti in 1 kg di SOLVENTE PURO ed è data dal rapporto tra il numero di moli di soluto ed il peso in kg di solvente in cui sono disciolte; spesso, il peso di solvente si ottiene sottraendo dal peso della soluzione (soluto + solvente) il contributo del soluto:

M = moli/kg solvente

5. COMPOSIZIONI PERCENTUALI (%p/p e %v/v)

percentuale in peso (% p/p): esprime i grammi di soluto contenuti in 100 g di soluzione.

percentuale in volume (% v/v): esprime i cm3 di soluto contenuti in 100 cm3 di soluzione.


6. FRAZIONE MOLARE (c): esprime il rapporto tra le moli di un componente e la somma delle moli di tutti i componenti della soluzione; per il componente i-esimo: ci =molii/molitotali

In una soluzione la somma delle frazioni molari delle varie specie presenti è uguale a 1.


Tavola periodica

LEGGE PERIODICA: le proprietà dei corpi semplici, come le forme e le proprietà delle combinazioni, sono funzione periodica della grandezza del peso atomico (1868).

La tavola periodica

La tavola periodica

All’interno della tavola periodica sono disposti 105 elementi; si distinguono:

I GRUPPI, rappresentati dalle colonne verticali, che riuniscono gli elementi con configurazioni elettroniche simili; poiché gli elettroni esterni sono quelli che entrano in gioco nei fenomeni di tipo chimico, elementi di uno stesso gruppo presentano proprietà chimiche analoghe, soprattutto per quanto riguarda gli elementi successivi al primo, che spesso presenta in parte caratteristiche proprie.

I PERIODI, rappresentati dalle righe orizzontali, con gli elementi disposti in ordine di peso atomico crescente, sono indicati da un numero progressivo all’estrema sinistra della Tavola. Lungo il periodo si ha una graduale variazione delle proprietà, legata alle variazioni nella struttura elettronica.

I gruppi vengono generalmente numerati progressivamente da sinistra a destra secondo convenzioni comuni;

La tavola periodica

Se, invece, rivolgiamo la nostra attenzione ai periodi, possiamo osservare che il primo periodo è costituito soltanto da due elementi (idrogeno ed elio), cui seguono due periodi di otto elementi ciascuno. A partire dal quarto periodo, la zona centrale è occupata dai cosiddetti elementi di transizione con variazioni di proprietà molto limitate. Il quarto ed il quinto periodo comprendono 18 elementi, mentre il sesto ed il settimo comprendono un numero maggiore di elementi, per cui è stato necessario sistemare due serie di elementi a parte: si tratta, rispettivamente, dei LANTANIDI, o terre rare, (che seguono il lantanio, La Z=57) e degli ATTINIDI (che iniziano con l’attinio, Ac Z=89). Gli elementi che costituiscono ciascuna di queste due serie presentano tra loro proprietà chimiche molto simili e si sono sempre incontrate notevoli difficoltà per separarli.

La tavola periodica

Nella tavola periodica possono essere individuate zone corrispondenti al riempimento dei diversi tipi di orbitali; possiamo distinguere vari BLOCCHI:

BLOCCO-S: in cui gli elettroni più esterni occupano ORBITALI S, e che comprende i gruppi I e II (primi due gruppi a sinistra).

BLOCCO-P: in cui gli elettroni esterni occupano ORBITALI P, e che comprende i gruppi III, IV, V, VI, VII, oltre al Gruppo 0 (ultimi sei gruppi a destra). ·

BLOCCO-D: in cui vengono progressivamente riempiti gli ORBITALI D, e che comprende elementi nella parte centrale della Tavola che, oltre a presentare proprietà analoghe verticalmente, si somigliano anche orizzontalmente.BLOCCO F: in cui vengono riempiti gli ORBITALI F, e che comprende lantanidi ed attinidi.

La tavola periodica

Gli otto gruppi del blocco-s e del blocco-p sono i cosiddetti ELEMENTI RAPPRESENTATIVI; per gli elementi di questa sezione della Tavola periodica il numero del gruppo indica il numero di elettroni nel livello più esterno. Gli elementi del blocco-d e del blocco-f rappresentano, invece, gli ELEMENTI DI TRANSIZIONE; per questi, la relazione tra il numero del gruppo e gli elettroni esterni è un po' più complicata. Lantanidi ed attinidi rappresentano i cosiddetti ELEMENTI DI TRANSIZIONE INTERNI. Secondo un’ultima suddivisione, si può osservare che la maggior parte degli elementi della Tavola periodica sono METALLI, mentre i NON METALLI sono concentrati nella parte destra della Tavola; i gas nobili (ultima colonna a destra) vengono considerati un gruppo particolare di non metalli. Metalli e non-metalli vengono spesso separati da una linea diagonale a scalini: gli elementi lungo questa linea sono i METALLOIDI (chiamati anche semi-metalli), non classificabili in modo preciso, che per certi aspetti presentano proprietà metalliche, pur avendo anche alcune proprietà dei non-metalli.

La tavola periodica

GRUPPI CARATTERISTICI

1. METALLI ALCALINI (GRUPPO I) ED ALCALINO-TERROSI (GRUPPO II)

Tutti i metalli del Gruppo I hanno un elettrone s nello strato esterno (ns1), mentre i metalli del Gruppo II hanno due elettroni s esterni (ns2); gli elettroni esterni debolmente trattenuti dal nucleo, rendono molto reattivi questi metalli, che perdono facilmente gli elettroni esterni e formano ioni stabili (con carica +1 per i metalli alcalini, +2 per gli alcalino-terrosi).

Ad esempio: Na Na+ + e- Ca Ca2+ + 2e-

Presentano sempre stati di ossidazione di +1 e +2, rispettivamente; questi sono perfettamente giustificabili, osservando i valori delle energie di ionizzazione: ad esempio, nel caso di Na staccare il secondo elettrone richiede nove volte più energia rispetto al primo.

La tavola periodica

2. ALOGENI (Gruppo VII)

Caratterizzati tutti da molecole biatomiche, gli alogeni possono presentarsi in diversi stati fisici (lo iodio è solido, il bromo è liquido, cloro e fluoro sono gas); il loro nome, che significa i generatori di sali, sottolinea la forte reattività di questi non metalli che mostrano, nonostante alcune differenze, proprietà molto simili tra loro, conseguenza della somiglianza tra le strutture elettroniche (ns2 np5, 7 elettroni nello strato esterno). Diversamente dagli elementi del blocco s, possono assumere nei composti diversi numeri di ossidazione.3. GAS NOBILI (GRUPPO 0)

Sono caratterizzati da una grande inerzia chimica, che può essere messa in relazione con lo strato esterno completo (orbitali s e orbitali p completamente riempiti, ns2 np6), molto stabile. Si presentano come molecole monoatomiche e, a causa delle ridotte interazioni tra atomi, hanno bassi punti di ebollizione e di fusione.

La tavola periodica

4. DAL CARBONIO AL PIOMBO (GRUPPO IV)Gli elementi di questo gruppo, tutti con configurazione elettronica dello strato esterno ns2 np2, mostrano caratteristiche meno omogenee rispetto ad altri gruppi: il carbonio è un non-metallo, silicio e germanio sono metalloidi, stagno e piombo presentano le caratteristiche tipiche dei metalli. Le differenze di proprietà al crescere del numero atomico possono essere messe in relazione con l’aumento del carattere metallico (cui corrisponde una diminuzione del carattere non-metallico) a mano a mano che si scende lungo il gruppo.5. METALLI DI TRANSIZIONEGli elementi dallo scandio (Z=21) allo zinco (Z=30) formano la prima serie degli elementi di transizione; analogamente, nei periodi successivi possono essere individuate una seconda ed una terza serie. Nelle tre serie si ha il riempimento degli orbitali 3d, 4d e 5d, rispettivamente. In questa zona della Tavola periodica gli elementi presentano analogia di proprietà anche orizzontalmente, ed ancora una volta questo può essere messo in relazione con la struttura elettronica poco dissimile.

La tavola periodica

Il terzo ed il quarto livello hanno energie vicine e risultano parzialmente sovrapposti: infatti, nell’ordine di riempimento degli orbitali l’orbitale 4s viene riempito prima del 3d, pur appartenendo ad un livello successivo. Quindi, questi elementi che differiscono per il riempimento di un livello sottostante quello esterno manifestano proprietà molto simili. Possiamo notare che le configurazioni di Cr e di Cu sembrano violare l’ordine di riempimento degli orbitali. Cr (Z=24) [Ar]3d5 4s1 (invece di 3d4 4s2): un sottolivello semiriempito, in cui ogni orbitale contiene un elettrone, risulta particolarmente stabile. Cu (Z=29) [Ar]3d104s1 (invece di 3d94s2): il sottolivello d completamente riempito risulta più stabile. Possono essere considerati metalli di transizione quelli che formano almeno uno ione con orbitale d parzialmente riempito; la vicinanza di energia tra gli orbitali d ed s fa si che essi possano presentare stati di ossidazione variabili. Inoltre, le ridotte dimensioni degli atomi e la struttura compatta che li caratterizzano (ogni atomo è circondato da altri 12 atomi) conferiscono loro alti punti di ebollizione e di fusione.

La tavola periodica

Nella tavola periodica, il raggio atomico cresce nei GRUPPI dall’alto in basso, cioè all’aumentare del numero di livelli elettronici: infatti, al crescere di n, i livelli si troveranno mediamente ad una maggiore distanza dal nucleo, e questo effetto sarà maggiore per piccoli valori di n, vista la più ampia differenza di energia tra due livelli successivi. Movendosi lungo un PERIODO, i raggi atomici diminuiscono da sinistra a destra, in quanto le cariche positive del nucleo risultano progressivamente maggiori; di conseguenza gli elettroni sono più trattenuti, con conseguente contrazione delle dimensioni atomiche.

La tavola periodica

L’energia necessaria per estrarre un elettrone è in relazione con la distribuzione degli elettroni nei vari livelli e con il carattere metallico di un elemento; inoltre, le energie necessarie per strappare elettroni successivi al primo sono in genere progressivamente più elevate. Le energie di prima ionizzazione diminuiscono scendendo dall’alto in basso lungo i gruppi (dimensioni degli atomi progressivamente maggiori) e, salvo eccezioni, aumentano movendosi lungo i periodi da sinistra a destra verso elementi a raggio atomico minore e a carattere progressivamente meno metallico, che cedono elettroni con più difficoltà

La tavola periodica

L’affinità elettronica è una misura dell’energia necessaria ad allontanare l’elettrone in eccesso da uno ione negativo. In generale, atomi piccoli che occupano la parte destra della Tavola periodica hanno affinità elettroniche molto negative, ad indicare un’elevata affinità elettronica ovvero una scarsa propensione a cedere un eventuale elettrone in più rispetto allo stato naturale.

L’affinità elettronica, in uno stesso periodo, aumenta da sinistra verso destra ed in un gruppo diminuisce andando dall’alto verso il basso.

Secondo le convenzioni l’affinità elettronica è negativa se la reazione è esotermica, e positiva per processi endotermici; valori positivi si hanno anche per acquisto di un secondo elettrone, che deve vincere la repulsione con uno ione negativo.

La tavola periodica

Il NUMERO DI OSSIDAZIONE è una carica positiva o negativa che viene attribuita formalmente a ciascun elemento in un composto e rappresenta il numero di elettroni in più o in meno rispetto all’atomo neutro quando gli elettroni di legame, vengono attribuiti all’atomo più elettronegativo.

Un elemento è tanto più ossidato quanto più alto è il suo N.O. e tanto più ridotto quanto più basso è il suo N.O.

L’elettronegatività rappresenta la tendenza degli atomi ad attirare a sé gli elettroni di legame.

Sono state elaborate alcune regole pratiche per l’attribuzione dei numeri di ossidazione.

Il numero di ossidazione



Le formule chimiche

Le sostanze elementari ed i composti sono rappresentati da formule chimiche.L’informazione che fornisce la formula chimica è quali elementi (o elemento nel caso di sostanza elementare) compongono una certa sostanza ed in quali rapporti si trovano tali elementi. Tali rapporti fra numeri interi di atomi sono scritti come deponenti a destra dell’elemento al quale si riferiscono. Questa è la formula minima o stechiometrica o elementare.

EsempiNa1 Cl; N H3 ; Ca Cl2 ; O… CH

Il numero 1 non si indica

Quando una sostanza è costituita da molecole cioè da aggregati discreti fisicamente distinti gli uni dagli altri si utilizza la formula molecolare.

Esempi.O2 I2 HNO3 C6H6

Le formule chimiche

Quando si vuole rappresentare la concatenazione tra atomi e la loro disposizione nell spazio si ricorre alla formula di struttura. Questa può essere definita come la proiezione bidimensionale della disposizione spaziale.

O C O

H O N

O

OC

H

H H H

Anidride carbonica

Acido nitrico

Metano

I composti chimici inorganici

Composti binari con l’idrogeno: idruriGli idruri sono composti binari (formati da 2 atomi) di cui 1 è l’idrogeno.

Nella maggior parte dei casi l’idrogeno tende a perdere 1 elettrone cedendolo all’altro atomo ma in alcuni casi è lui che acquista 1 elettrone.

La nomenclatura di questi composti prevede di chiamare il composto‘idruro di (nome dell’elemento che si lega all’idrogeno)’.


Composti binari con l’ossigeno: ossidiGli ossidi sono composti binari (formati da 2 atomi) di cui 1 è l’ossigeno.Nella maggior parte dei casi l’ossigeno tende acquistare 2 elettroni ma in 1 caso (con il fluoro) è lui che cede 1 elettrone.Nel caso dei non metalli, per lo stesso elemento ci sono più possibilità di combinazione con l’ossigeno.


Composti terziari con ossigeno ed idrogeno: idrossidiGli idrossidi sono composti formato da un elemento con idrogeno ed ossigeno. A seconda che l’elemento sia un metallo o un non metallo gli idrossidi hanno caratteristiche diverse.

Gli idrossidi di metalli hanno comportamento basico: tendono a cedereioni OH-.Gli idrossidi di non-metalli hanno comportamento acido: tendono a cedere ioni H+.


I sali sono composti che derivano dalla combinazione di metalli ed acidi.

Gli ALOGENI, potendo assumere diversi N.O integrano la nomenclatura ordinaria nel modo seguente:

N.O. +1 “ipo…-oso”: Cl2O anidride ipoclorosa; HClO acido ipocloroso

N.O. +3 “…-oso”: Cl2O3 anidride clorosa; HClO2 acido cloroso

N.O. +5 “…-ico”: Cl2O5 anidride clorica; HClO3 acido clorico

N.O. +7 “iper…-ico”: Cl2O7 anidride perclorica; HClO4 acido perclorico

PEROSSIDI: caratterizzati dal gruppo -O-O- in cui l’ossigeno ha N.O. -1; H2O2 (perossido di idrogeno o acqua ossigenata), Na2O2 (perossido di sodio).


H

H

O

O Formula di struttura acqua ossigenata

Una REAZIONE CHIMICA è una trasformazione per cui da una serie di sostanze, dette REAGENTI, si ottengono altre sostanze, dette PRODOTTI. Ogni reazione viene generalmente schematizzata con simboli chimici usando le formule di tutte le specie che partecipano alla reazione. Se schematizziamo una generica reazione chimica nel modo seguente,

A + B C + D

possiamo notare che i reagenti A e B si trovano a sinistra della freccia, mentre a destra compaiono i prodotti C e D; la freccia singola indica che questa reazione avviene unicamente da sinistra a destra. Una formula chimica indica sul piano QUALITATIVO (o microscopico) il tipo di sostanza che interviene nella reazione. Volendo attribuire alla reazione anche un significato quantitativo, è necessario che essa sia bilanciata, cioè che vengano introdotti opportuni coefficienti interi davanti alle formule, in modo che venga rispettato il principio di conservazione della massa.

Le reazioni chimiche

Possiamo riscrivere l’equazione precedente,

aA + bB cC + dD,

in cui sono stati aggiunti in minuscolo i COEFFICIENTI STECHIOMETRICI, che esprimono il numero relativo di molecole di reagenti e prodotti che partecipano alla reazione.

2Cl2 + 7O2 2Cl2O7

i coefficienti stechiometrici posti davanti alle formule indicano che 2 molecole di cloro reagiscono con 7 molecole di ossigeno, per formare 2 moli di anidride perclorica


Essenzialmente, possono essere individuati tre tipi di reazioni chimiche:

1. Associazione/dissociazione

SO3 + H2O H2SO4 CaCO3 CaO + CO2

2. Sostituzione e scambio

2AgNO3 + CaCl2 2AgCl + Ca(NO3)2

3. Ossidoriduzione (in cui si ha variazione del N.O.)

2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2

Nelle reazione non di ossido-riduzione operativamente si bilanciano una ad una le specie presenti, considerando per ultimi l’idrogeno e l’ossigeno. Se nella reazione compaiono delle cariche, anche queste dovranno essere bilanciate.


Le reazioni di ossido-riduzione possono essere interpretate come un trasferimento di elettroni dalla specie che si ossida a quella che si riduce; le variazioni complessive dei N.O. relative ai due processi di ossidazione e di riduzione devono essere uguali in valore assoluto e quindi la loro somma risulta pari a zero.


Dal punto di vista pratico, una reazione di ossidoriduzione viene bilanciata mediante una serie di operazioni successive:

1. Si determinano i N.O. di tutti gli elementi presenti secondo le regole convenzionali;

2. si individuano gli elementi per i quali il N.O varia, si valuta tale variazione sia per l’elemento che si ossida, sia per quello che si riduce, e la si moltiplica per il numero di atomi di quell’elemento presenti nella molecola;

3. invertendo i valori trovati per rendere uguali le variazioni in valore assoluto, si determinano i coefficienti stechiometrici per le specie che contengono gli elementi che si ossidano e si riducono (NB: nel corso del bilanciamento il rapporto individuato NON PUO’ ESSERE MODIFICATO);

4. Bilanciamento delle cariche con aggiunta di ioni H+ o OH-.

5. Bilanciamento degli atomi che porta alla determinazione dei coefficienti di tutti gli altri elementi secondo il principio di conservazione della massa, considerando per ultimo l’ossigeno.



I coefficienti stechiometrici di una reazione rappresentano il numero relativo di molecole di reagenti e prodotti coinvolte nella reazione stessa, ma possono assumere anche un significato macroscopico collegato al concetto di mole. Quindi, partendo da una reazione bilanciata è possibile calcolare la quantità di prodotto ottenibile da un certo peso di reagente e, inversamente, la quantità di reagente necessaria per ottenere un certo peso di prodotto.



Finora, abbiamo considerato reazioni in cui i reagenti sono presenti in quantità stechiometriche, cioè in modo che essi reagiscano completamente. In alcuni casi un reagente è in eccesso rispetto agli altri, ossia è presente con un numero di moli maggiore di quello richiesto dallo schema di reazione. Il reattivo che si consuma completamente viene definito REAGENTE LIMITANTE e determinerà la quantità massima di prodotto ottenibile.


È quindi possibile calcolare la quantità di prodotto che si può teoricamente ottenere partendo da una certa quantità di reagenti. Se la quantità realmente ottenuta coincide con quella calcolata, si dice che la RESA è del 100%.

Nella pratica, si osservano spesso rese decisamente inferiori per diverse ragioni: formazione di sottoprodotti, manipolazioni, perdite, e così via, reazione di equilibrio. La quantità teorica di prodotto viene calcolata come visto prima e confrontata con la quantità di prodotto effettivamente ottenuta; è, quindi, possibile determinare la RESA PERCENTUALE mediante la relazione:

Resa percentuale = Quantità reale/Quantità teorica x 100

Nell’ipotesi che si abbia:

1) La trasformazione completa di tutti i reagenti, se questi sono presenti in quantità stechiometriche

2) La trasformazione completa di uno dei reagenti, presente in quantità inferiore (reattivo limitante).


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