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Alois Bonifacio e- mail - [email protected] edificio B, piano II, stanza 232b web - https://sites.google.com/site/chimicaingts ricevimento: venerdì 14.00-15.00 Esempi di manuali di chimica generale G. Favero, R. Bertani, D.A. Clemente, G. De Paoli, P. Di Bernardo, M. Gleria, B. Longato, U. Mazzi, G.A. Rizzi, U. Russo, M. Vidali, "CHIMICA GENERALE ED INORGANICA", CEA D.W. Oxtoby, H.P. Gillis, N.H. Nachtrieb, "CHIMICA MODERNA", EdiSES J.C. Kotz, P.M. Treichel, G.C. Weaver, "CHIMICA", EdiSES Figure usate per il corso da Oxotby et al. “CHIMICA MODERNA”, Edises Kotz et al. “CHIMICA”, Edises Kelter et al., “CHIMICA LA SCIENZA DELLA VITA”, Edises Brown, et al., “FONDAMENTI DI CHIMICA”, Edises "la proprietà di un fenomeno, corpo o sostanza, che può essere distinta qualitativamente e determinata quantitativamente" grandezza fisica tutto ciò che è misurabile con uno strumento fondamentale lunghezza massa tempo temperatura … moltiplicazione e divisione derivata area volume densità velocità … grandezza fisica estensiva intensiva Proprietà Intensive Proprietà Estensive Colore Massa Densità Lunghezza Temperatura Volume Odore Costo Stato fisico Energia le grandezze fisiche sono misurate per confronto con unità di misura S.I. mKs cgs Unità di misura fondamentali del Sistema Internazionale (SI) Grandezza fisica Unità Simbolo Massa chilogrammo kg Lunghezza metro m Tempo secondo s Temperatura kelvin K Quantità mole mol Corrente elettrica ampere A Intensità luminosa candela cd Alcune unità derivate Grandezza fisica Unità derivata Nome Volume m3 metro cubo Densità kg · m-3 chilogrammo per metro cubo Forza kg · m · s-2 newton (N) Pressione kg · m-1 · s-2 (N · m-2) Pascal (Pa) Energia kg · m2 · s-2 (N · m) joule (J) Velocità m · s-1 metro al secondo potenze di dieci Alcuni prefissi del SI 0.01 = 10 -2 = 1 / (10 · 10) 0.1 = 10 -1 = 1 / 10 1 = 10 0 10 = 10 1 100 = 10 2 = 10 · 10 1000 = 10 3 = 10 · 10 · 10 Multiplo Prefisso Nome 1012 T tera 109 G giga 106 M mega 103 k chilo 101 da deca 10-1 d deci 10-2 c centi 10-3 m milli 10-6 m micro 10-9 n nano 10-12 p pico 10 X · 10 Y = 10 X + Y 10-15 f femto 10 4 · 10 2 = 10 4 + 2 = 10 6 10-18 a atto 4670000 4.67 · 10 6 46.7 · 10 5 0.00035 3.5 · 10 -4 35 · 10 -5 … … 10 6 · 10 -2 = 10 6 + (-2) = 10 4 massa massa ≠ peso (Kg) (N) 𝑚𝑀𝑇 𝐹=𝐺 𝑅𝑇 1 Kg = 9,82 N (sulla Terra) 1 Kg = 1,625 N (sulla Luna) In chimica molto usato il grammo (g) invece del Kg temperatura Temperatura di ebollizione dell’acqua 180 Gradi Fahrenheit Temperatura di congelamento dell’acqua Kelvin K Celsius °C Fahrenheit °F 212°F 100 Gradi Celsius 100°C 373.15 K 100 kelvin 32°F 0°C 273.15 K -40°F -40°C 233.15 K acqua bollente 1 litro = 1 L = 1 dm3 1000 cm3 = 1000 mL metro cubo (m3) = 1000 dm3 = 1000 L 10 cm 1m 1m 1m 10 cm 10 cm volume litro l (L) 1 l = 1000 cm3 = 0,001 m3 altre unità di misura utili lunghezza Å 1 Å = 10-10 m pressione atm 1 atm = 101325 Pa energia l·atm 1 l·atm = 101,325 J energia eV = = 1 eV =1,60 ·10-19 J = = = Lavoisier (1743 - 1794) Origini della teoria atomica • Legge conservazione massa (Lavoisier 1789) • Legge proporzioni definite (Proust 1799) “in un dato composto chimico i rapporti di massa degli elementi di cui esso è costitutito sono costanti indipendentemente dall’origine del composto o dal modo di preparazione” (Fanno eccezione i composti non stechiometrici) • Legge proporzioni multiple (Dalton 1803) “quando due elementi formano più di un composto tra loro, le masse di uno degli elementi che si combinano con una massa uguale dell’altro elemento sono fra loro in rapporti dati da numeri interi e piccoli” Esempio: CO e CO2 Teoria atomica di Dalton - ogni sostanza è costituita da atomi - gli atomi sono indistruttibili ed indivisibili - gli atomi di ogni elemento sono identici - gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse - le reazioni chimiche comportano riarrangiamenti dei legami tra gli atomi A New System of Chemical Philosophy (1808). Legge di combinazione dei volumi (Gay-Lussac) “I volumi di due gas che reagiscono tra loro (nelle stesse condizioni di T e p) stanno in un rapporto dato da numeri piccoli ed interi. Inoltre, anche il rapporto tra il volume di ciascun prodotto gassoso e il volume di ciascun gas reagente è dato da numeri piccoli ed interi” Esempi: 2 volumi idrogeno + 1 volume ossigeno = 2 volumi vapore acqueo 1 volume azoto + 1 volume ossigeno = 2 volumi ossido di azoto 3 volumi idrogeno + 1 volume ossigeno = 2 volumi ammoniaca Ipotesi di Avogadro (1811) “Volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di particelle” H2 2 H2 + O2 → 2 H2O H2O O2 H2 (N2 + O2 → 2 NO2) H2O Prima conferma sperimentale dell’esistenza degli atomi J.Perrin (1908) – dal moto Browniano MATERIA • Qualsiasi cosa che ha massa ed occupa spazio Definizioni fondamentali ELEMENTO • Materia costituita da un solo tipo di atomi ATOMO • La più piccola porzione di un elemento che ne mantiene leproprietà chimiche MOLECOLA • Unità di materia identificabile composta da due o più atomi in rapporti definiti SISTEMA corpo o insieme limitato di corpi che costituisce oggetto d’indagine MISCELA ≠ COMPOSTO Fe (1 parte), S (2 parti) sistema chimicamente eterogeneo Fe (1 parte), S (2 parti) FeS2 sistema chimicamente omogeneo Omogeneità chimica quando un sistema è costituito da un unico tipo di atomo o molecola Omogeneità fisica FASE solida liquida porzione del sistema avente identiche proprietà fisiche in tutti i sui punti gassosa fisicamente eterogeneo omogeneo chimicamente omogeneo eterogeneo sostanza elemento composto ---- miscela omogenea soluzione miscela eterogenea emulsione sospensione • caffè? • latte? • mare? • fumo di sigaretta? • formaggio? • sangue? ± 1,602·10-19 C Proprietà delle particelle atomiche* Massa particella grammi Unità di massa atomica carica Simbolo Elettrone 9.109383 · 10-28 0.0005485799 1- e- Protone 1.672622 · 10-24 1.007276 1+ p+ Neutrone 1.674927 · 10-24 1.008665 0 n *valori presi dal National Institute of Standard and Technology (NIST) numero di massa A Z simbolo dell’elemento E numero atomico 35 17 Cl unità di massa atomica (u o Da) dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio 12 12 6 C 1 u = 1 Da = 1,66·10-27 Kg spettrometria di massa a = F/m F = ma N magnete raggio ionizzante (elettroni ad alta energia) ee m campione: atomi/molecole neutre + detector m + + M (-) + S M (-) m ioni positivi M M acceleratore m Intensità (numero di ioni) 35Cl+ stesso Z, diverso A 37Cl+ Peso atomico (uma) Lo spettro di massa del cloro. Si osserva una abbondanza relativa del 75.77% per il 35Cl e del 24.23% per il 37Cl media ponderata degli isotopi della specie atomica (%xAx) + (%yAy) 100 Isotopi dell’idrogeno, del carbonio e dell’ossigeno Notazione del nuclide Abbondanza naturale (%) Nome Protoni Neutroni Elettroni 1 1H 99.985 idrogeno 1 0 1 2 1H 0.015 deuterio 1 1 1 3 1H 10-18 trizio 1 2 1 12 6C 98.93 carbonio-12 6 6 6 13 6C 1.07 carbonio-13 6 7 6 14 6C 2 · 10-10 carbonio-14 6 8 6 16 8O 99.762 ossigeno-16 8 8 8 17 8O 0.038 ossigeno-17 8 9 8 18 8O 0.200 ossigeno-18 8 10 8 numero di massa A • numero di nucleoni (i.e. protoni + neutroni) contenuti in un nucleo di un dato atomo (isotopo) peso atomico assoluto (Kg) • o massa atomica: massa di un atomo di un dato elemento (isotopo) espressa in Kg peso atomico relativo (u, Da) • o massa atomica relativa: massa di un atomo (media pesata dei diversi isotopi) in rapporto al peso atomico assoulto di un 1/12 di un atomo di 12C – numero adimensionale informazioni associate ad un elemento nella tavola periodica (informazioni minime) • Derivano dai nomi degli elementi: prima lettera maiuscola, seconda lettera minuscola; se il simbolo esiste già, allora si prende la lettera successiva: Es. Calcio – Ca Cadmio –Cd • Eccezioni alla regola: precedente: Cl Mg Rn H , O, N, P, S, B, F, I, U, V, Y • Simboli non collegati al nome: N (nitrogenum), P (phosphorus), S (sulfur), Sb (stibium), Cu (cuprum), Au (aurum), K (kallium), Na (natrium), W (wolfram), Sn (stannum), Hg (hydrargyrum) atomi, gruppi di atomi o molecole che hanno acquistato una o più cariche elettriche mediante perdita od acquisto di elettroni (CATIONI) (ANIONI) CATIONI (monoatomici) ANIONI (monoatomici) H → H+ + eCa → Ca2+ + 2e- H+ ione idrogeno Ca2+ ione calcio H + e-→ HCl + e-→ ClS + 2e-→ S2O + 2e-→ O2- HClS2O2- ione idruro ione cloruro ione solfuro ione ossido H+ Li+ Na+ Mg2+ K+ Cs2+ Rb+ Sr2+ Cs+ Ba2+ Al3+ Ti4+ Cr2+ Cr3+ Mn2+ Fe2+ Fe3+ Co2+ Co3+ Ni+ Cu+ Cu2+ Zn2+ Ag+ Cd2+ Sn2+ Hg2+ Pb2+ N3- O2- F- P3- S2- Cl- Se2- Br- Te2- I- Bi3+ per un elemento sono possibili più ioni con cariche diverse Fe2+ , Fe3+ H+ , H- ione ferro (2+) (ione ferroso) , ione ferro (3+) (ione ferrico) rappresentazione schematica della composizione qualitativa e quantitativa di un composto chimico • minima (o empirica) HO • molecolare (o bruta) H2O2 • di struttura H O O H rapporto minimo H2 N2 O2 O3 F2 Cl2 Br2 I2 Elementi che esisteono come molecole biatomiche o triatomiche S8 • Attenzione alla posizione dei coefficienti numerici O2 H2O2 2O 2H2O • Attenzione all’uso di parentesi 3 Ca(OH)2 5 Mg(NO3)2 • Attenzione all’acqua di cristallizzazione CoCl2·6H2O • Attenzione ad indicare la fase H2O(s) CO2(g) N2(l) Peso molecolare di un composto come somma dei pesi atomici degli atomi che lo costituiscono es. P.M. H2O = (peso atomico H × 2) + peso atomico O = (1 × 2 u) + 16 u = 18 u regole generali per composti “binari” (i.e. formati da due specie atomiche) A è un metallo o semi-metallo (oppure H) (n=2) di(n=3) tri(n=4) tetra… AxBy (radice di B) -uro (se B è ossigeno) -ossido Fe3S4 B è un non-metallo (oppure H) tetra-solf-uro di di (n=2) di(n=3) tri(n=4) tetra… tri-ferro nome A ossidi composti binari dell’ossigeno XnOm X: elemento con non-metalli con metalli (anidridi) Li2O ossido di dilitio CaO ossido di calcio Fe2O3 triossido di diferro FeO ossido di ferro SO3 triossido di zolfo Cl2O5 pentossido di dicloro CO2 diossido di carbonio CO ossido di carbonio lo stesso elemento si combina con l’ossigeno in diverse proporzioni con semi-metalli Al2O3 triossido di dialluminio SiO2 diossido di silicio → concetto di stato (o numero) di ossidazione numero che misura il grado di ossidazione (reale o formale) di un atomo in un composto. E’ definito secondo certe regole prestabilite 1. lo s.o. di un atomo allo stato elementare è 0 2. per uno ione monoatomico, lo s.o. corrisponde alla carica dello ione 3. l’H ha uno s.o. di 1 e l’O di -2 (con eccezione di idruri (H-I), perossidi (O-I) ) 4. La somma algebrica degli s.o. di tutti gli atomi di una molecola neutra deve essere zero, di uno ione deve essere pari alla carica dello ione CO2 CO CIVO2 CIIO Fe2O3 FeIII2O3 FeO FeIIO → concetto di stato (o numero) di ossidazione (vecchia nomenclatura) Fe2O3 FeIII2O3 triossido di diferro ossido ferrico FeO FeIIO ossido di ferro ossido ferroso SO2 SIVO2 diossido di zolfo anidride solforoso SO3 SVIO3 triossido di zolfo anidride solforica Cl2O ClI2O ossido di dicloro anidride ipoclorosa Cl2O3 ClIII2O3 triossido di dicloro anidride clorosa Cl2O5 ClV2O5 pentaossido di dicloro anidride clorica Cl2O7 ClVII2O7 eptaossido di dicloro anidride perclorica → concetto di stato (o numero) di ossidazione nome nomenclatura triossido di diferro IUPAC* Fe2O3 ossido di ferro (III) Stock (FeIII2O3) ossido ferrico obsoleta * International Union of Pure and Applied Chemistry idracidi HnX X: alogeni, S, Se, pseudoalogeni composti binari dell’idrogeno con alogeni ed altri non-metalli HF fluoruro di idrogeno acido fluoridrico HCl cloruro di idrogeno acido cloridrico HBr bromuro di idrogeno acido bromidrico HI ioduro di idrogeno acido iodidrico H2S solfuro di diidrogeno acido solfidrico H2Se seleniuro di diidrogeno acido selenidrico HCN cianuro di idrogeno acido cianidrico ossoanioni XnOmz- X: non-metalli, semi-metalli, alcuni metalli ione idrossido ione solfato HSO4ione solfito HSO3ione nitrato ione nitrito HPO43ione fosfato H2PO43ione carbonato HCO3ione ipoclorito ione clorito ione clorato ione perclorato ione permanganato ione cromato ione bicromato ione idrogenosolfato (bisolfato) ione idrogenosolfito (bisolfito) ione idrogenofosfato ione diidrogenofosfato ione idrogenocarbonato (bicarbonato) per-(…)-ato (…)-ato (…)-ito ipo-(…)-ito stato ossidaz. OH(VI) SO42(IV) SO32(V) NO3(III) NO2PO43CO32(I) ClO(III) ClO2(V) ClO3(VII) ClO4(VII) MnO4CrO42Cr2O72- ossiacidi HkXnOm X: non-metalli, semimetalli, alcuni metalli ottenuti formalmente da anidridi (ossidi di non-metalli) per addizione di una o più molecole di H2O (VI) (IV) (V) (III) H2SO4 H2SO3 HNO3 HNO2 H3PO4 H2CO3 (I) HClO (III) HClO2 (V) HClO3 (VII) HClO4 acido solforico acido solforoso acido nitrico acido nitroso acido fosforico acido carbonico acido ipocloroso acido cloroso acido clorico acido perclorico SO42SO32NO3NO2PO43CO32ClOClO2ClO3ClO4- ione solfato ione solfito ione nitrato ione nitrito ione fosfato ione carbonato ione ipoclorito ione clorito ione clorato ione perclorato per-(…)-ico (…)-ico (…)-oso ipo-(…)-oso stato ossidaz. CO2 + H2O → H2CO3 idrossidi (o idrati) M(OH)n M: metallo si ottengono dalla reazione di ossidi di metalli con H2O sono delle “basi” CaO + H2O → Ca(OH) 2 NaOH KOH idrossido di sodio idrossido di potassio Ca(OH)2 diidrossido di calcio Fe(OH)2 diidrossido di ferro Fe(OH)3 triidrossido di ferro viene mantenuto lo stato di ossidazione dell’ossido di partenza metallo (catione) sali AnBm non-metallo ossoanione (anione) si ottengono dalla reazione tra acidi e basi (es.idrossidi) NaOH + HCl → NaCl + H2O Na2SO4 CaSO3 KNO3 Fe(NO2)3 Ca3(PO4) 2 CaCO3 NaHCO3 NaClO solfato di sodio solfito di sodio nitrato di potassio trinitrito di ferro fosfato di calcio carbonato di calcio bicarbonato di sodio ipoclorito di sodio NaCl KI CaF2 LiBr FeS Fe2S3 CuCl2 cloruro di sodio ioduro di potassio difluoruro di calcio bromuro di litio solfuro di ferro trisolfuro di diferro dicloruro di rame CaCl2 · 6 H2O cloruro di calcio esaidrato carbonato di potassio e sodio KNaCO3 Ca5F(PO4) 3 fluoruro trifosfato di pentacalcio ossidi XnOm con non-metalli + H2O con metalli con semi-metalli + H2O ossiacidi idrossidi HkXnOm M(OH)n (M metallo) sali idracidi HnX (X alogeno, S, Se) altri nomi di composti comuni NH3 ammoniaca NH4+ ione ammonio HCN acido cianidrico CN - ione cianuro CH3COOH acido acetico CH3COO - ione acetato H3O+ idrossonio (o catione ossonio) concetto di mole “contare pesando” Quante compresse sono contenute in una determinata confezione??? Tutte le compresse contenute in una confezione pesano 45 g Una compressa pesa 0.75 g 45 g / 0.75 g = 60 compresse concetto di mole unità di misura della quantità di sostanza: mol 1 mol = quantità di sostanza che contiene un numero di unità elementari pari al numero di atomi contenuti in 0.012 Kg di 12C NA = 6,022 · 1023 (602.200.000.000.000.000.000.000) Un numero ENORME!!! quantità di materia massa MASSA MOLARE (g/mol) (massa corrispondente ad una mole) La massa di una mole di atomi di un elemento (o composto), espressa in grammi, è numericamente uguale peso atomico (o molecolare) relativo dell’elemento (o composto), espresso in u. 1 mol S (= 6.022 · 1023 atomi di S) 1 mol Mg (= 6.022 · 1023 atomi di Mg) = 32 g S = 24.3 g Mg POSSO CONTARE GLI ATOMI e le MOLECOLE!!! trasformazioni della materia nelle quali gli atomi, pur restando inalterati, si legano tra loro in modo diverso da quello originario, formando sostanze diverse da quelle di partenza le reazioni si rappresentano con delle equazioni chimiche Na(s) + H2O(l) → NaOH(s) + H2(g) reagenti prodotti equazione ≠ reazione Na(s) + H2O(l) → NaOH(s) + H2(g) 1 Na 1O 2H 1 Na 1O 3H conservazione della massa in una reazione chimica, la quantità di materia si conserva occorre bilanciare l’equazione con l’inserimento di opportuni coefficienti stechiometrici 2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(s) + H2(g) 2 Na 2O 4H 2 Na 2O 4H 2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(s) + H2(g) equazione chimica bilanciata indica i rapporti con cui atomi e composti reagiscono tra loro per dare delle nuove specie chimiche valgono le regole dell’algebra, massa e carica devono essere uguali da una parte e dall’altra della reazione stechiometria (stoicheion, “elemento” e metron, “misura”) studio dei rapporti quantitativi tra reagenti e prodotti bilanciamo le equazioni: Al(s) + Br(l) → Al2 Br6 (s) 2 Al(s) + 6 Br(l) → Al2 Br6 (s) bilanciamo le equazioni: P4(s) + Cl2(g) → PCl3 (l) P4(s) + 6 Cl2(g) → 4 PCl3 (l) bilanciamo le equazioni: Fe(s) + Cl2(g) → FeCl3 (s) 2 Fe(s) + 3 Cl2(g) → 2 FeCl3 (s) equazione chimica bilanciata 2 Fe2O3(s) + 3 C(s) → 4 Fe (s) + 3 CO2(g) 2 3 4 3 rapporti tra atomi/molecole rapporti tra moli Fe2O3 C Fe CO2 (159.7 g/mol) (12 g/mol) (55.85 g/mol) (44 g/mol) rapporti tra quantità misurabili (in g) 320 g Fe2O3(s) + 36 g C(s) → 223 g Fe (s) + 132 g CO2(g) nella teoria i rapporti ponderali sono stabiliti esattamente nella reazione bilanciata 320 g Fe2O3(s) + 36 g C(s) → 223 g Fe (s) + 132 g CO2(g) in realtà ottengo solo 200 g di ferro !!! nella realtà non sempre una reazione avviene completamente → resa effetiva di reazione resa % = quantità ottenuta quantità teorica resa % = 200 g 223 g × 100 × 100 = 90% reagente limitante “equazione chimica bilanciata” i panini sono il “reagente limitante” • associazione / dissociazione – N2(g) + H2(g) → NH3 (g) – CaCO3(s) → CaO(s) + CO2 (g) • scambio (metatesi) – precipitazione Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) → BaSO4(s) + NaCl(aq) – neutralizzazione (acido-base) HCl + NaOH → NaCl + H2O • ossidazione e riduzione – combustione CH4(g) + O2(g) → CO2 (g) + H2O(g) – riduzione Fe2O3(s) + C(s) → Fe (s) + CO2(g)
