PROVINCIA DI BERGAMO
Affari Generali e Politiche Sociali
ELEMENTI FONDAMENTALI
2013
Realizzato dall’Istruttore Educativo: Colella Anna
INDICE
• Le grandezze intensive ed estensive:
massa, peso, volume, densità
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Gli stati della materia
Temperatura e Calore
Il Peso Specifico
Il Sistema Omogeneo ed Eterogeneo
Le Sostanze pure e i Miscugli
Tecniche di separazione
Classificazione degli elementi
della tavola periodica
I Legami chimici
Le reazioni chimiche
I Composti chimici
Proprietà degli acidi
Proprietà delle basi
Gli ossidi
Gli anidridi
pag. 3
pag. 8
pag. 10
pag. 15
pag. 20
pag. 21
pag. 24
pag. 34
pag. 38
pag. 45
pag. 48
pag. 54
pag. 55
pag. 58
pag. 61
2
LE GRANDEZZE INTENSIVE ED ESTENSIVE
Le grandezze (massa, densità, peso, volume, lunghezza, ecc…) possono
essere classificate in:
•
GRANDEZZE INTENSIVE della materia:
sono quelle grandezze che non dipendono dalle dimensioni del
campione, cioè il suo valore non cambia al variare della massa del
campione; hanno sempre lo stesso valore.
Se da una bottiglia a temperatura ambiente si versa un po' d'acqua in un bicchiere
e si misura la temperatura dell'acqua nel bicchiere e nella bottiglia, si nota che il
suo valore è uguale, anche se la massa nella bottiglia è molto più grande di quella
nel bicchiere.
•
GRANDEZZE ESTENSIVE della materia:
sono quelle grandezze che dipendono dalle dimensioni, dalla massa
del campione; quindi il valore di una proprietà estensiva, varia al variare
della massa (della dimensione) del campione.
Se io prendo 1 Kg di acqua ho un volume di 1 litro; ma se ne prendevo 2 Kg, il
volume sarebbe stato di 2 litri.
LA MASSA
(grandezza estensiva)
La massa è la quantità di materia che forma un corpo.
Per calcolare la massa di un corpo, bisogna equilibrarlo su una bilancia a due
piatti con una unità di misura.
Come unità di misura è stata scelta la massa di un decimetro cubo, cioè 1
litro di acqua ed è stata chiamata chilogrammo massa.
1 dm3 = 1L = 1 Kg
3
La MASSA è anche la misura della resistenza che un corpo oppone alla
variazione del suo stato di quiete (fermo) e di moto.
IL PESO
(grandezza estensiva)
Il peso è la forza con la quale la Terra attrae un oggetto a sé.
Questa forza viene chiamata forza di gravità.
Quindi il peso di un corpo è determinato dalla forza di gravità.
Un corpo con la stessa massa, avrà peso diverso sulla Terra anziché sulla
Luna, perché sulla Luna non c’è gravità.
P =
peso
m (Kg) . g (9,8 m/s2)
massa
forza di gravità
Il peso si misura con il dinamometro.
IL VOLUME
(grandezza estensiva)
Un altro modo che viene usato per esprimere la quantità di materia che
costituisce un corpo è quello di fare riferimento al suo volume.
Il volume è la quantità di spazio occupato dalla materia.
Nel Sistema Internazionale l’unità di misura del volume (grandezza derivata)
è il metro cubo (m3). Poiché si tratta di una misura piuttosto grande, se ne
utilizzano più spesso i sottomultipli, il decimetro cubo (dm3) o il centimetro
cubo (cm3).
4
Un’altra misura del volume, che usiamo per misurare i liquidi, è il litro
A seconda delle caratteristiche del corpo, il volume può essere determinato
con strumenti diversi.
In laboratorio per misurare il volume di corpi liquidi si usano per esempio i
cilindri e i matracci;
l’acqua potabile e il gas metano vengono misurati con strumenti chiamati
contatori.
Il volume di un corpo solido si può misurare attraverso lo spostamento di un
liquido. Infatti se immergiamo un corpo solido in un liquido il livello di questo
si innalza, e il volume “spostato” del liquido è uguale al volume di solido.
Il volume del solido è 12 mL (o cm)
5
La massa e il volume sono grandezze che non devono essere confuse,
perché descrivono due caratteristiche diverse di un corpo. Inoltre, la massa
è una proprietà che resta sempre costante, mentre il volume varia al
variare di altre grandezze, per esempio della temperatura.
LA DENSITÁ
(grandezza intensiva)
La densità è la quantità di molecole presenti in un corpo.
È una proprietà intensiva della materia perché non dipende dalla quantità di
materia presente in un corpo, ma dalla sua natura e dalle condizioni in cui si
trova.
Più sono vicine le molecole maggiore sarà la densità.
Due oggetti che occupano lo stesso volume hanno masse diverse quando la
materia di cui sono costituiti è diversa.
Ad es. un cubo di ferro ed uno di legno.
La proprietà che li differenzia è la densità.
La densità di un corpo si ottiene dividendo la massa del corpo per il suo
volume. L’unità di misura della densità nel Sistema Internazionale è Kg/m3,
più spesso si usano Kg/dm3 e g/cm3.
d =
3
densità (Kg/m )
m
V
massa (Kg)
volume (m3)
I cubetti sulla bilancia hanno la stessa massa.
Il cubetto di oro ha un volume più piccolo di
quello del cubetto di alluminio: questo fa capire
che l’alluminio ha una densità minore dell’oro.
La densità varia al variare della temperatura.
6
Per quasi tutti i materiali, l’aumento di temperatura fa diminuire la densità,
perché aumenta il volume.
Solo il ghiaccio fa eccezione a questa regola.
d =
3
densità (Kg/m )
m
V
massa (Kg)
volume (m3)
m =
d . V
V =
m
d
7
GLI STATI DELLA MATERIA
La materia in natura si presenta in tre stati:
SOLIDO
Le molecole sono vicinissime tra loro, quindi essendo
legate le une alle altre possono solo vibrare, senza
spostarsi.
LIQUIDO
Le molecole sono più lontane fra loro, sono meno
legate e perciò possono spostarsi di più, scivolando
le une sulle altre.
GASSOSO
Le molecole sono molto distanti fra loro; si muovono
a grande velocità e in ogni direzione, arrivando ad
occupare tutto lo spazio a disposizione.
8
I PASSAGGI DI STATO DELL’ACQUA
L’acqua in Natura si trova allo stato:
SOLIDO
LIQUIDO
GASSOSO
L’acqua può passare dallo stato solido a quello liquido, da quello liquido a
quello aeriforme e viceversa.
In condizioni normali di temperatura e pressione normali, l’acqua è liquida.
Se abbassiamo la temperatura, diminuisce l’agitazione termica delle molecole
e diventano più forti i legami fra le molecole che si dispongono in posizioni più
ordinate: si forma il ghiaccio.
Se aumentiamo la temperatura, le molecole dell’acqua aumentano la loro
velocità, tanto da riuscire a sfuggire dalla superficie del liquido: si forma il
vapore.
Ogni passaggio di stato ha un proprio nome.
BRINAMENTO
CONDENSAZIONE
EVAPORAZIONE
SOLIDIFICAZIONE
FUSIONE
SUBLIMAZIONE
9
TEMPERATURA E ……..
La temperatura è una grandezza intensiva che ci dà la misura di quanto un
corpo è caldo o freddo, quindi è la misura del livello di agitazione delle
molecole.
Le particelle del corpo più caldo (il chiodo rovente) si agitano di più e
trasferiscono la loro energia termica alle particelle del corpo più freddo
(l’acqua) che cominciano ad aumentare il loro movimento.
Lo strumento utilizzato per misurare la temperatura è il termometro.
L’unità di misura della temperatura nel S.I. è il Kelvin (K), ma l’unità di misura
più diffusa è il grado Celsius (°C).
La scala Kelvin è chiamata assoluta perché in essa lo zero coincide con lo
zero assoluto, cioè la temperatura più bassa alla quale i corpi possono
avvicinarsi (allo zero assoluto dovrebbe cessare ogni movimento delle
molecole).
Nella scala Kelvin
la temperatura di
congelamento
è a 237,15 K
ebollizione dell’acqua
a 373,15 K
nella scala Celsius
la temperatura di
congelamento
è a 0 gradi °C
ebollizione dell’acqua
a 100 gradi °C
lo zero assoluto (0 K) corrisponde a -273,15 °C.
10
Per trasformare i gradi Kelvin in gradi Celsius si devono applicare queste
formule:
K = t °C + 273,15
°C = t K - 273,15
…………..CALORE
Il calore è un trasferimento di energia tra due corpi che inizialmente si
trovano a temperature diverse.
Il passaggio di calore avviene sempre da un corpo più caldo a uno più freddo
e termina quando i due corpi raggiungono la stessa temperatura.
L’unità di misura del calore è il joule (J).
Lo strumento utilizzato per misurare la quantità di calore
è il calorimetro.
IL CALORE SPECIFICO
La quantità di energia che un corpo caldo trasferisce a uno più freddo non
dipende soltanto dalla differenza tra le due temperature, ma anche dalla
massa del corpo più caldo. L’energia che può trasferire la piastra di un ferro
da stiro, infatti, è molto maggiore di quella che può trasferire uno spillo a
parità di temperatura.
Il calore è quindi una grandezza estensiva della materia.
La sua unità di misura nel SI è il joule/Kg.
L’effetto provocato su un corpo da una certa quantità di calore dipende dalla
natura del corpo.
Quando, per esempio, scaldiamo con uguali quantità di calore 1 kg di acqua
e 1 kg di ferro, registriamo diverse temperature finali.
11
Quindi, al variare della natura del corpo, è diversa la quantità di calore
necessaria a far aumentare di 1°C la temperatura di 1 kg di massa. Tale
quantità di calore è detta calore specifico.
Quindi: il calore specifico è la quantità di calore che 1 Kg di materiale
assorbe (o cede) quando la sua temperatura aumenta (o diminuisce) di
1 °C.
Il calore specifico dell’acqua è molto elevato: occorre cioè molta energia per
ottenere piccoli incrementi di temperatura. Il calore specifico del rame,
invece, è piuttosto piccolo, per cui modeste quantità di energia provocano
grandi aumenti di temperatura.
Q = m . cs . (t2 – t1)
calore massa . calore spec. (variazione di temperatura)
Cs =
Q___
m . (t2 – t1)
m =
Q___
cs . (t2 – t1)
(t2 – t1) =
=
Q___ = °C
m. cs
t2 =
Q___ + t1
m. cs
t1 =
Q___ + t2
m. cs
12
Problema
La temperatura di un metallo, che assorbe una quantità di calore Q = 14352 J
aumenta da 20 °C a 180 °C. Sapendo che la sua massa è di 650 g,
determina il valore del suo calore specifico.
Soluzione
Il calore specifico viene calcolato come formula inversa:
Cs =
Q___
m . (t2 – t1)
Cs =
14352__
0,650 . 160
= 138 J/Kg . °C
dove: (t2 – t1) = 180 – 20 = 160 °C
Problema
4
Una massa di 120 g di olio di oliva assorbe una quantità di calore Q = 2·10 J.
Determinare la variazione di temperatura dell’olio.
Soluzione
Calcoliamo la variazione di temperatura subita dall’olio come formula inversa
facendo:
(t2 – t1) =
Q___ =
m. cs
(t2 – t1) =
2 . 104___ =
0,120 . 1700
98 °C
dove: cs olio = 1700 J/kg·°C
13
Problema
Si cede una quantità di calore pari a 84 J a un campione d’aria di massa 25
g.
Quale massa deve avere un campione di ferro perché fornendo la stessa
quantità di calore si verifichi il medesimo incremento di temperatura?
Soluzione
(t2 – t1) =
mferro =
Q___
m. cs
Q___
=
cs . (t2 – t1)
=
84_J_____ = 3,36 °C
(25 g . 1,00 J/g °C)
calore spec. dell’aria
84J____
(0,45 J/g °C) . 3,36
= 56 g
Problema
Calcola la quantità di calore che serve fornire a 34,7 g di alluminio, che si
trova a 18,2 °C, per portarlo a 22 ° C.
Soluzione
Q = m . cs
(t2 – t1)
Q = 34,7 g . 0,900 J/g .°C (22 – 18,2)°C = 119 J/g
14
IL PESO SPECIFICO
(grandezza intensiva)
Il peso specifico è il peso dell’unità di volume di una certa sostanza e si
ottiene facendo
il rapporto tra il peso (P) di un corpo e il suo volume (V).
Nel Sistema Internazionale l’unità di misura è in Newton/m3.
Ps=
p
V
peso
volume
Se si raddoppia il volume di un corpo, raddoppia anche il suo peso; se si
triplica il volume di un corpo, triplica anche il suo peso.
Possiamo calcolare il peso di un oggetto senza misurarlo.
p=
Ps . V
Possiamo calcolare il volume di un oggetto senza misurarlo; basta
conoscerne il peso.
V=
p
Ps
ATTENZIONE!!
Il peso specifico viene espresso anche in Kg/dm3, ma se il volume è in cm3 il
peso sarà in g, se è in m3 il peso sarà in Mg.
Devi ricordare:
VOLUME
cm3
dm3
m3
CAPACITÁ
ml
l
1000 l
PESO
g
Kg
Mg
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Siccome il peso si trova facendo:
massa . forza di gravità (9,8 m/s2)
p=m.g
avremo:
ps = m . g
V
=
d. g
densità . forza di gravità
Ps = d . g
Per quanto riguarda i problemi, ricorda che intervengono 3 grandezze:
P = peso del corpo
V = volume del corpo
Ps = peso specifico del corpo
Dalla lettura del problema devi capire quali conosci e quali devi trovare.
1° CASO
Se devi trovare quanto pesa la quantità di una certa sostanza, ricorda che
PESO =
Ps
x
(cioè peso in g, kg, Mg)
VOLUME
(in cm3, dm3, m3)
Es:
Calcola il peso di un oggetto massiccio d’argento avente il volume di 14 cm3
e il peso specifico di 10,5
P = (10,5 x 14) g = 147 g (scrivi g perché il volume era espresso in cm3)
2° CASO
Se devi trovare il volume di una certa sostanza, ricorda che
VOLUME =
PESO ( in g, kg, Mg)
Ps
(cioè il peso di un cm3, dm3, m3)
Es:
Calcolare il volume di un blocco di marmo avente il peso di 21,6 Kg ed il cui
peso specifico è 2,7
V = (21,6 : 2,7) dm3 = 8 dm3 ( scrivi dm3 perché il peso era espresso in kg)
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3° CASO
Se devi trovare il peso specifico di una certa sostanza, ricorda che
Ps =
PESO
( in g, kg, Mg)
VOLUME (in cm3, dm3, m3)
Es:
Calcolare il peso specifico di un blocco massiccio di ghisa del peso di 150 kg,
sapendo che il suo volume è 20 dm3
(150 : 20) dm3 = 7,5 kg/ dm3
Ogni sostanza fonde ad una temperatura precisa che si chiama Temperatura
di fusione. Dallo stato solido si passa allo stato liquido.
Durante tutto il processo di fusione la temperatura rimane costante.
Per ottenere la fusione di una sostanza occorre dare calore dall’esterno.
Il calore che viene dato nel periodo della fusione si chiama calore latente di
fusione.
La temperatura di fusione dipende dalla pressione che agisce sul solido.
Un aumento della pressione fa abbassare la temperatura di fusione in quelle
sostanze che si contraggono passando dallo stato solido allo stato liquido
(ghiaccio) e la fa alzare in quelle sostanze che si dilatano nello stesso
passaggio.
Temperatura di fusione o punto di fusione di alcuni materiali
Materiale Temperatura di fusione
Ossigeno
-218,4 °C
Azoto
-210 °C
Alcool Etilico -115 °C
Mercurio
-38,8 °C
Acqua
0 °C
Alluminio
660 °C
Sale da cucina 801 °C
Oro
1065 °C
17
Ogni sostanza bolle ad una certa temperatura che si chiama temperatura di
ebollizione. Dallo stato liquido si passa allo stato aeriforme.
La temperatura di ebollizione di un liquido varia con il variare della pressione.
In alta montagna ad esempio, dove la pressione è minore che al livello del
mare, l’acqua bolle a una temperatura inferiore agli 80 °C.
Per l’ebollizione di un liquido è necessario dare una certa quantità di calore
che prende il nome di calore latente di ebollizione.
Temperatura di ebollizione di alcuni materiali
Materiale Temperatura di ebollizione
Azoto
-196 °C
Ossigeno
-183 °C
Alcool Etilico 78,5 °C
Acqua
100 °C
Mercurio
356,7 °C
Sale da cucina 1465 °C
Alluminio
2327 °C
Oro
2808 °C
18
Acqua:
temperatura
di fusione
SOLIDO
temperatura
di ebollizione
LIQUIDO
0 °C
GASSOSO
100 °C
Ossigeno:
temperatura
di fusione
SOLIDO
temperatura
di ebollizione
LIQUIDO
- 218,4 °C
GASSOSO
- 183 °C
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SISTEMA OMOGENEO ED ETEROGENEO
Le porzioni di materia su cui i chimici fanno i loro esperimenti sono dette
sistemi.
Quindi, il sistema è una porzione delimitata di materia.
Un bicchiere di acqua del rubinetto ha un aspetto uniforme: ogni piccola parte
del contenuto del bicchiere ha, infatti, lo stesso colore, la stessa densità;
presenta cioè le stesse proprietà intensive.
La porzione di materia che possiede le stesse proprietà intensive si dice
costituita da una sola fase.
Si dice fase una porzione di materia fisicamente distinguibile
e delimitata, che ha proprietà intensive uniformi.
Se l’acqua contenuta nel bicchiere è piena di bollicine e uno strato oleoso in
superficie, non ha più le stesse proprietà intensive in ogni parte: sia il colore
che la densità sono diversi.
Diremo, quindi, che il contenuto del bicchiere è formato da due distinte fasi,
cioè che il sistema è eterogeneo.
Un sistema costituito da una sola fase è detto omogeneo.
Un sistema costituito da due o più fasi è detto eterogeneo.
A 0 °C l’acqua incomincia a fondersi quindi,
si trova sia allo stato solido che allo stato liquido.
È un sistema fisicamente eterogeneo e
chimicamente omogeneo.
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LE SOSTANZE PURE E I MISCUGLI
La materia
è formata da
MISCUGLIO
È una combinazione di due o
più sostanze mescolate tra
loro.
SOSTANZA PURA
È una sostanza formata da un
solo tipo di atomo o molecola.
può essere
ELEMENTI
sono formati da atomi
tutti uguali; non
possono essere
scomposti in altre
sostanze più semplici:
Idrogeno (H)
Ossigeno (O)
Carbonio (C)
Zinco (Zn)
COMPOSTI
sono formati da elementi
combinati tra loro
chimicamente; non
possono essere
scomposti nei singoli
elementi con metodi fisici,
ma solo con mezzi
chimici.
Esempi:
cloruro di sodio
NaCl
acqua
H2O
anidride carbonica CO2
OMOGENEO
Quando le sostanze che
lo compongono si
mescolano in modo
uniforme e non sono
distinguibili neanche con il
microscopio.
ETEROGENEO
Quando le sostanze che
lo compongono si
vedono anche ad occhio
nudo.
si chiama anche SOLUZIONE
21
ammoniaca
NH3
azoto
N2
acetone
C3H6O
alcol etilico C2 H6O
soluzioni tra liquidi
acqua + vino
acqua + alcol
le EMULSIONI
miscugli tra due liquidi immiscibili
.
Quando i due liquidi vengono agitati,
si disperdono uno nell’altro.
la maionese
(olio + tuorlo d’uovo)
soluzioni tra liquidi e gas
acqua + anidride carbonica
altri esempi: il granito
acqua minerale coca cola birra
soluzioni tra liquidi e solidi
il latte
la schiuma
(sale) (che si scioglie)
la nebbia
il fumo
le rocce
(acqua)
(che scioglie)
acqua + limatura di ferro
Altri esempi di miscugli omogenei: benzina, aria, acqua potabile
acciaio, bronzo,
ottone,
latta
acqua + olio
acqua + sabbia
22
LEGHE METALLICHE
esempio di miscugli omogenei
Le leghe hanno caratteristiche diverse rispetto a quelle degli elementi che le
costituiscono e si prestano pertanto a moltissimi impieghi.
1)
LEGHE A BASE DI FERRO (il Fe è il componente principale)
• GHISE
Fe + C
ferro
• ACCIAI
carbonio
Fe + C
ferro
(c’è meno carbonio rispetto alla ghisa)
carbonio
come l’acciaio INOX (pentole) - acciaio 18/10
significa inossidabile
2)
è il rapporto tra cromo (Cr) e
nichel (N)
LEGHE A BASE DI RAME (Cu)
• OTTONI
Cu + Zn
rame
zinco
metalli
• BRONZI
Cu + Sn
rame
stagno
metalli
23
È possibile separare i componenti attraverso tecniche di separazione:
TECNICHE DI SEPARAZIONE DI UNA SOSTANZA PURA
Per separare un composto nei vari elementi si utilizzano metodi chimici.
composto
TECNICHE DI SEPARAZIONE DI UN MISCUGLIO
Per separare un miscuglio sia esso omogeneo che eterogeneo nei suoi
componenti è possibile utilizzare metodi fisici che non cambiano la natura
delle sostanze presenti.
24
TECNICA DI
SEPARAZIONE
Filtrazione
PRINCIPIO
Si usano filtri con pori per
separare particelle solide
da quelle liquide o
aeriforme.
TIPO DI MISCUGLI
Miscugli eterogenei:
liquido – solido
(acqua – sabbia)
gassoso - solido
(aria – polvere)
Sfrutta la diversa
dimensione delle particelle
Miscugli eterogenei:
Centrifugazione
Le sostanze si separano
per stratificazione di una
sull’altra.
liquido – liquido
Le due sostanze devono
immiscibili
(acqua
–olio)
avere una diversa densità.
La centrifuga agisce
sfruttando la forza
centrifuga; le particelle
cadono sul fondo, mentre il
liquido resta nella parte
superiore.
solido – liquido
(acqua –terra)
25
TECNICA DI
SEPARAZIONE
Estrazione
PRINCIPIO
TIPO DI MISCUGLI
Separa i componenti di un
miscuglio utilizzando un
Miscugli omogenei:
solvente in grado di
scioglierlo.
solido– solido
Si sfrutta cioè, la solubilità (sale –sabbia)
di una delle due
componenti, per
rimuoverlo selettivamente.
Per esempio: in un
miscuglio di sale e sabbia, il
sale può essere separato
facendolo sciogliere in
acqua.
.
Esempi: la preparazione del
caffè:
l’acqua calda attraversa il
filtro pieno di caffè
macinato, portando con sé
le sostanze in essa solubili
e separandole dal resto del
caffè che rimane nel filtro.
26
Si sceglie un solvente
insolubile all’acqua, ma
capace di sciogliere il
soluto.
La miscela acquosa e il
solvente vengono agitati
insieme in un imbuto
separatore e,
successivamente, lasciati a
riposo per breve tempo.
Si ottengono due strati:
lo strato superiore (a
minore densità) è
costituito dal solvente in cui
è sciolta la maggior parte
del prodotto, mentre quello
inferiore (a maggiore
densità) è la miscela
acquosa da cui il solvente
ha estratto il prodotto.
La miscela acquosa viene
raccolta all’interno di un
contenitore posto sotto
l’imbuto. Raccolto tutto il
liquido più denso si chiude
il rubinetto.
Si procede poi alla raccolta
della soluzione contenente
il solvente + il prodotto.
Miscugli omogenei:
soluzioni
liquido – liquido
(iodio – acqua)
solido - liquido
27
Cromatografia
(scrittura con il colore)
Sfrutta la diversa
capacità che hanno i
componenti di aderire a
una superficie solida
(parte fissa, es. la carta
filtrante) quando sono
trascinati da un liquido o
solvente (fase mobile).
Separa i componenti
di una soluzione
liquida o gassosa.
Su una carta da filtro si
traccia una linea con una
biro; poi si immerge la
carta in un beaker
contenente il solvente
(acetone) che non deve
superare la linea. Dopo un
po’ di tempo si noterà che i
componenti vengono
trascinati dal solvente: in
quantità maggiore quelli
che risultano più affini ad
essa.
- se sulla carta non
saranno presenti delle
strisce di colore, vorrà
dire che la sostanza è
pura.
- se invece sulla carta si
vedranno degli aloni
colorati, vorrà dire che la
sostanza è un miscuglio.
- se la linea rimarrà al
punto di partenza senza
subire alcuna variazione
vorrà dire che il solvente
non è adatto.
28
Distillazione
Si possono separare i
componenti di una
soluzione di due o più liquidi
sfruttando le loro differenti
temperature di ebollizione.
Il processo si compone di
due fasi:
1. Il riscaldamento del
miscuglio fino
all’ebollizione.
Il componente più volatile
(con la temperatura di ebollizione
più bassa) passa allo stato di
vapore in quantità maggiore
allontanandosi dal
miscuglio.
2. Il vapore viene trasportato
nel refrigerante dove
raffreddandosi condensa
e viene raccolto goccia a
goccia come distillato.
29
LA CURVA DI RISCALDAMENTO DI UNA SOSTANZA PURA
È un grafico che mostra i valori della temperatura in funzione del tempo
durante il riscaldamento della sostanza.
Il grafico rappresenta la curva di riscaldamento dell’acqua distillata:
calore fornito
Iniziando a riscaldare del ghiaccio (dando calore) ad una temperatura di
– 18°C, si nota:
tratto A-B: la temperatura del ghiaccio aumenta sino ad arrivare alla
temperatura di 0°C che è la temperatura di fusione del ghiaccio.
tratto B-C: anche se continuiamo a dare calore, la temperatura dell’acqua
non aumenta e il calore dato viene utilizzato per fondere il ghiaccio.
Si chiama sosta termica e si conclude quando tutto il ghiaccio si è fuso.
Il calore fornito viene chiamato calore latente di fusione.
tratto C-D: continuando a riscaldare, la curva riprende a salire fino alla
temperatura di 100 °C. L’acqua evapora e inizia a bollire.
tratto D- E: anche se continuiamo a dare calore, la temperatura dell’acqua
non aumenta e il calore dato viene utilizzato per mantenere l’ebollizione.
Si chiama sosta termica e si conclude quando tutta l’acqua si è trasformata in
vapore. Il calore fornito viene chiamato calore latente di ebollizione.
Dal punto E in poi: continuando a dare calore al vapore acqueo, la
temperatura sale continuamente.
.
30
LA CURVA DI RAFFREDDAMENTO DI UNA SOSTANZA PURA
È un grafico che mostra i valori della temperatura in funzione del tempo
durante il raffreddamento della sostanza.
Il grafico rappresenta la curva di raffreddamento dell’acqua distillata:
Iniziando a raffreddare del vapore acqueo (togliendo calore) ad una
temperatura superiore ai 100 °C, si nota:
tratto A-B: la temperatura del vapore diminuisce sino ad arrivare alla
temperatura di 100°C che è la temperatura di condensazione del vapore
acqueo.
tratto B-C: anche se continuiamo a togliere calore, la temperatura
dell’acqua non diminuisce.
Il tratto B-C si chiama sosta termica e si conclude quando tutto il vapore si è
condensato.
tratto C-D: continuando a togliere calore, la curva riprende a scendere fino a
raggiungere la temperatura di 0 °C che corrisponde alla temperatura di
solidificazione dell’acqua.
tratto D- E: anche se continuiamo a togliere ancora calore, la temperatura
dell’acqua non diminuisce. Il tratto D-E corrisponde alla sosta termica
che si conclude quando tutta l’acqua si è trasformata in ghiaccio.
Dal punto E in poi: continuando a togliere calore al ghiaccio, la temperatura
diminuisce.
31
LA CURVA DI RISCALDAMENTO DI UN MISCUGLIO
È un grafico che mostra i valori della temperatura in funzione del tempo
durante il riscaldamento di un miscuglio.
Il grafico rappresenta la curva di riscaldamento di un miscuglio:
La sostanza solidifica ad una temperatura più bassa e bolle ad una
temperatura più alta.
Non ci sono soste termiche, perché i passaggi di stato dei miscugli non
avvengono ad una sola temperatura, ma ad una temperatura caratteristica di
ciascun miscuglio.
I PASSAGGI DI STATO E LA PRESSIONE
La temperatura di fusione e quella di ebollizione dipendono dalla pressione.
L’acqua pura bolle a 100 °C se la pressione è di 1 atmosfera.
Se la pressione è minore (succede in alta montagna),
l’acqua bolle ad una temperatura più bassa (80 °C)
Se la pressione è maggiore di 1 atmosfera (succede nella pentola a
pressione),
l’acqua bolle ad una temperatura più alta
(120 °C); ecco perché i cibi cuociono prima.
32
DALLE TRASFORMAZIONI FISICHE ALLE TRASFORMAZIONI CHIMICHE
Sono trasformazioni fisiche quelle che un materiale subisce nella sua
forma; la sua composizione chimica rimane uguale, non producono
nuove sostanze.
Esempio: i passaggi di stato della materia (solido-liquido-gassoso).
Sono trasformazioni reversibili, cioè dopo la trasformazione fisica si può
ritornare alla situazione di partenza sempre con una trasformazione
fisica.
Sono trasformazioni chimiche quelle per cui un materiale è trasformato
in un nuovo tipo di materiale con proprietà chimiche diverse.
Esempio: la combustione di un pezzo di legno
combustione
il ferro arrugginito all’aria
Sono trasformazioni irreversibili, cioè dopo la trasformazione chimica
non si può ritornare alla situazione di partenza.
33
CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI
DELLA TAVOLA PERIODICA
Osservando la tavola periodica, puoi vedere una linea a zig-zag che separa
due tipi di elementi:
METALLI
sono più di 80 e occupano la parte sinistra della tavola
periodica.
le proprietà chimiche dipendono dalla loro tendenza a
perdere, con facilità, elettroni diventando ioni positivi.
Le proprietà fisiche dipendono dal tipo di legame tra gli
atomi.
I METALLI
Sono solidi (tranne il mercurio, che è
liquido)
Sono lucenti (lucentezza metallica)
Sono plastici (si possono deformare)
Sono buoni conduttori di calore e
di elettricità
Hanno una molecola formata da un
solo atomo
34
NON METALLI
Occupano la parte destra della tavola periodica.
Le proprietà chimiche dipendono dalla loro capacità
ad acquistare elettroni diventando ioni negativi.
NON METALLI
Possono essere solidi, liquidi o
gassosi
Sono opachi
Sono fragili (non si piegano ma si
rompono)
Non conducono il calore e
l’elettricità
Possono avere molecole formate da
più di un atomo
Sono: idrogeno (H), carbonio (C), azoto (N), ossigeno (O), fosforo (P), zolfo
(S), selenio (Se)
ALOGENI = fluoro (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodio (I), astato (At)
Gas nobili (colonna più a destra)
non si legano agli altri atomi.
Sono: elio (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xeno (Xe), radon (Rn),
35
SEMIMETALLI
si trovano lungo il confine che separa i metalli e non
metalli.
hanno proprietà intermedie tra quelle dei metalli e
dei non metalli:
sono: boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsenico (As), antimonio (Sb),
tellurio (Te), polonio (Po)
36
COMPOSTI CHIMICI E MOLECOLE
Un composto chimico è una sostanza nella quale due o più elementi sono
legati per mezzo di legami chimici.
Un composto può essere formato per mezzo di una reazione chimica.
I composti sono formati da molecole, una molecola è un insieme di due o
più atomi legati tra loro e può essere definita come la più piccola parte in
cui si può suddividere un composto.
Gli elementi perdono le loro proprietà individuali quando entrano a far parte di
un composto: per esempio, l’elemento sodio che è un metallo e l’elemento
cloro che è un gas velenoso formano un composto, il comune sale da cucina
(cloruro di sodio).
molecola
+
molecola
composto
reazione chimica
Na2 O
+
H2O
ossido di sodio +
acqua
2NaOH
idrossido di sodio
(soda caustica)
formata dall’
ELEMENTO
H
O
idrogeno ossigeno
37
I LEGAMI CHIMICI
Tra gli atomi si possono formare legami chimici perché unendosi stanno
energicamente meglio;
solo pochi elementi stanno meglio da soli e quindi non formano legami:
i gas nobili (ultimo gruppo della tavola periodica).
il legame covalente
è la condivisione di elettroni
tra atomi che restano uniti e
formano le molecole.
il legame ionico:
due ioni di carica elettrica
opposta si attraggono formando
un composto.
gli ioni positivi sono atomi o
molecole che hanno perso uno o più
elettroni;
tra NON METALLI
tra METALLI e NON METALLI
Ione = atomo con carica elettrica
Catione = atomo con carica elettrica +
Anione = atomo con carica elettrica –
gli ioni negativi sono atomi o
molecole che hanno acquistato uno
o più elettroni;
38
I METALLI cedono elettroni
i NON METALLI acquistano elettroni
Na (sodio)
Cl (cloro)
Numero di protoni + = 11
Numero di elettroni - = 11
carica
= +1
Numero di protoni + = 17
Numero di elettroni - = 17
carica
= -1
10
(cede)
(acquista)
Na – 1e-
Na
18
Na+
Cl + 1e-
Na+
Cl
Il sodio cede
un elettrone
al cloro
Cl-
Clsi trasformano in uno ione
positivo e uno negativo
che si attraggono tra loro
LEGAME IONICO NEL CLORURO DI SODIO (sale da cucina)
Na +ClCARATTERISTICHE DEI COMPOSTI IONICI
(SALI: bicarbonato, calcare,…)
- sono solidi cristallini (i cristalli sono solidi con struttura geometrica
regolare)
- hanno alti punti di fusione (il sale da cucina fonde a oltre 800 °C)
- non conducono la corrente elettrica allo stato solido, ma la
conducono allo stato liquido oppure in soluzione;
39
LEGAME COVAENTE POLARE
La tendenza ad acquistare o a perdere un elettrone dipende dal fatto che i
nuclei degli atomi hanno una diversa capacità di attirare gli elettroni più
esterni.
Questa forza si chiama elettronegatività: è maggiore negli atomi piccoli dove
gli elettroni esterni sono più vicini al nucleo e quindi risentono della sua forza
di attrazione più che in quelli grandi.
Nella molecola d’acqua (H2O) l’ossigeno e i due atomi di idrogeno,
condividono due elettroni, gli elettroni di legame.
Però il nucleo dell’ossigeno, che ha 6 protoni, attira gli elettroni con una forza
molto maggiore rispetto al nucleo dell’idrogeno che ha un solo protone.
Gli elettroni sono perciò più spostati verso l’atomo di ossigeno: ciò rende
l’acqua una molecola polare, in cui il nucleo di ossigeno è il polo negativo,
mentre i due nuclei di idrogeno formano il polo positivo.
Il legame della molecola dell’acqua è COVALENTE POLARE.
Questa caratteristica è molto importante, perché permette all’acqua di
sciogliere molte sostanze.
Vale la regola “simile scioglie simile”, cioè una sostanza polare scioglie
un’altra sostanza polare.
40
Consideriamo per esempio la molecola dell’acido cloridrico (HCl) nella quale
H e Cl condividono una coppia di elettroni.
La coppia di elettroni che costituisce il legame covalente risulta spostata
verso l’atomo più elettronegativo (in questo caso il Cl). Quest’ultima acquista
quindi una carica parzialmente negativa ( δ- ), mentre l’altro atomo assume
una carica parzialmente positiva (δ+).
Si viene a creare una molecola con un polo positivo e uno negativo ed il
legame viene chiamato legame covalente polare.
La mappa della “densità elettronica” nella molecola dell'HCl.
La tonalità del rosso indica un addensamento di carica elettrica negativa,
quelle in blu di carica elettrica positiva, mentre il verde indica la neutralità.
41
LEGAME COVAENTE APOLARE
Una molecola è apolare quando nessuno dei due atomi ha la capacità di
trattenere a sé per più tempo gli elettroni, e quindi le cariche positive (dei
protoni) e negative (degli elettroni) sono distribuite in modo che non ci sia
una parte positiva ed una parte negativa della molecola.
=
H2
42
LEGAME METALLICO
tra METALLI
Nei metalli si trova un altro tipo di legame: il legame metallico.
Gli atomi dei metalli tendono a perdere facilmente gli elettroni superficiali, più
distanti dal nucleo, trasformandosi in ioni positivi (cationi); questi cationi
vanno ad occupare posizioni fisse ed ordinate formando un reticolo cristallino.
Gli elettroni persi vengono messi in comune formando una
nuvola elettronica che occupa un ampio spazio intorno al
reticolo.
L’attrazione reciproca tra cationi, portatori di carica elettrica positiva + e la
nuvola elettronica, con carica elettrica negativa -, esercita la funzione di
collante.
Gli elettroni si muovono da un atomo all’altro, formando di volta in volta un
legame tra atomi diversi per piccolissime frazioni di secondo.
Per fare un esempio pratico, possiamo pensare a 100 persone che a turno
reggono un palo dandosi il cambio in continuazione: non c’è un legame fisso
tra ciascuna persona e il palo, ma quest’ultimo rimane sempre in piedi.
La caratteristica di avere gli elettroni esterni estremamente liberi di muoversi
da atomo ad atomo è la ragione per cui i metalli sono buoni conduttori di
calore e di elettricità.
43
CENNI AI LEGAMI INTERMOLECOLARI
Finora abbiamo considerato i legami che tengono uniti gli atomi a formare
molecole.
Sappiamo però che nello stato liquido e nello stato solido le molecole sono
unite l’una all’altra. Ciò significa che agiscono forze di attrazione
intermolecolari che formano legami tra una molecola e l’altra.
44
LE REAZIONI CHIMICHE
Le sostanze di partenza si chiamano reagenti, mentre quelle di nuova
formazione vengono chiamate prodotti della reazione.
reagente
C
reagente
+
O2
prodotto
reazione chimica
CO2
LA LEGGE FONDAMENTALE DELLE REAZIONI
In una reazione chimica la massa delle sostanze reagenti è uguale alla
massa dei prodotti della reazione (Legge di Lavoisier).
Ciò significa che il numero complessivo di atomi che si avevano all’inizio della
reazione è lo stesso che si trova quando essa è terminata; si ritrovano gli
stessi atomi, soltanto disposti in modo diverso.
In altre parole, è il principio di conservazione della materia: nulla si crea,
nulla si distrugge, ma tutto si trasforma.
45
Ogni reazione chimica può essere rappresentata sotto forma di equazione:
H2 + O2
H20
Perché una equazione chimica sia bilanciata è necessario non solo che tutti
gli elementi che si trovano tra i reagenti siano presenti anche nei prodotti, ma
anche che il numero degli atomi di ciascun elemento sia uguale da entrambi i
lati.
La reazione in alto non è bilanciata perché ci sono 2 atomi di ossigeno a
sinistra e uno solo a destra.
Bilanciare significa trovare i coefficienti da mettere prima dei reagenti
e/o prodotti, senza che questi vengano aggiunti o cambiati.
La reazione così è bilanciata:
2 H2
+
O2
2H2O
coefficienti stechiometrici
(2H2; 2x2 = 4)
2 molecole di H2O
(2H2; 2x2 = 4)
4 atomi di idrogeno + 2 di ossigeno
4 atomi di idrogeno e 2 di ossigeno
Al2 O3
4Al + 3 O2
Al
O
O
Al
O
O
Al
O
O
Al
2 Al2 O3
O
O
O
Al
Al
O
Al
Al
O
O
46
4K
+
K
O2
2K2O
O
O
K
K
K
O
O
K
K
K
K
+ 7 O2
2 Cl2
Cl
Cl
Cl
2 Cl2 O7
O
O
Cl
Cl
O
O
O
O
O
O
O
Cl
Cl
O
O
O
O
O
O
O
O
O
O
Cl
O
O
O
O
O
O
O
O
O
Bilanciare l’ossido ferrico
I metalli non hanno indice numerico
4 Fe
+ 3 O2
2 F2O3
47
I COMPOSTI CHIMICI
COMPOSTI
ORGANICI
hanno una struttura a base di atomi di carbonio
e sono i costituenti di tutti gli esseri viventi:
- IDROCARBURI: carbonio + idrogeno
es:
il metano CH4
- ZUCCHERI: carbonio + idrogeno + ossigeno
es: il glucosio C6 H12O6
COMPOSTI
INORGANICI
non contengono carbonio nelle loro molecole
(tranne l’anidride carbonica):
- OSSIDI =
metallo
+
+x
Me O
ossigeno
-2
La combinazione di qualunque elemento con
l’ossigeno formano composti chimici che si
chiamano ossidi. Questo processo si chiama
ossidazione.
Un esempio di ossidazione: è la formazione
della ruggine:
la cellulosa C6 H10 O5 presente nel cotone
- ALCOLI: es: alcol etilico C2H6O
formaldeide CH2 O
- GRASSI: es: glicerina C3H8O3
il ferro si combina con l’ossigeno dell’aria e si forma
l’ossido di ferro, che è appunto la ruggine
Applicando la “regola dell’incrocio” risulta che
la regola generale di un ossido è:
Me2Ox
- PROTEINE: carbonio + idrogeno + ossigeno + azoto
presenti nella lana, nella seta ,…
48
Me = simbolo chimico del metallo
O = ossigeno
x = numero di ossidazione del metallo
- 2 = numero di ossidazione dell’ossigeno
Es: Fe+3 O-2
Fe2O3
ferro + ossigeno
- ANIDRIDI =
ossido di ferro
non metallo
anidride carbonica
anidride solforosa
anidride solforica
- IDRURI =
+
ossigeno
non Me+X O2-
CO2
SO2
SO3
metallo + idrogeno
idruro di alluminio
non metallo
idruro di azoto
+
AlH3
idrogeno
NH3
(ammoniaca)
49
- ACIDI BINARI (composti da 2 elementi)
idrogeno
metallo
+ non
acido cloridrico
HCl
- ACIDI TERNARI (composti da 3 elementi)
idrogeno + non metallo + ossigeno
acido solforico
H2SO4
- SALI BINARI = acidi per sostituzione di un
atomo di H con un metallo
cloruro di sodio NaCl
(sale da cucina)
ioduro di sodio
(sale iodato)
KI
50
- SALI TERNARI
CaCO3
è un SALE
carbonato di calcio
deriva da un acido per sostituzione
dell’H con un metallo
H2CO3
acido carbonico
metallo + non metallo + ossigeno
carbonato di calcio CaCO3
(calcare)
solfato di magnesio MgSO4
ipoclorito di sodio
NaClO
(si trova nella candeggina)
- SALI QUATERNARI (composti da 4 elementi)
bicarbonato di sodio
NaHCO3
- IDROSSIDI o BASE
sono antagonisti degli acidi
caratterizzato dal gruppo OH
metallo +
OH
idrossido di sodio
NaOH
(soda caustica)
51
COSA È IL PH?
Nelle soluzioni, la concentrazione degli ioni H+ può variare di centomila
miliardi di volte:
in una soluzione basica la quantità di H+ è minima,
in una soluzione acida è massima.
Il chimico danese Soren P.R. Sorensen chiamò pH il numero che esprime
la concentrazione di ioni H+ , in una scala che va da 0 a 14.
L’acqua che ha una concentrazione di ioni H+ e OH- , è considerata neutra, a
pH 7.
Le sostanze acide hanno pH da 0 a 6 e quelle basiche pH da 8 a 14.
Gli acidi che in una soluzione liberano molti ioni idrogeno e le basi che
liberano molti ioni ossidrile si chiamano forti.
Gli acidi forti, come l’acido cloridrico, solforico e nitrico, e le basi forti come
l’idrossido di sodio, sono molto pericolosi perché corrodono varie sostanze e
a contatto con la pelle provocano gravi ustioni chimiche.
Invece gli acidi e le basi che liberano pochi ioni si chiamano deboli; sono
acidi deboli l’acido acetico (che si trova nell’aceto) e l’acido citrico (che si
trova nel limone).
In soluzione ha una reazione basica debole il bicarbonato di sodio.
Per le loro proprietà gli acidi e le basi sono usati come detergenti: alcuni
prodotti per la pulizia del forno di cucina contengono soda caustica (idrossido
di sodio), quelli per sgorgare le tubature contengono soda caustica o acido
solforico, i detergenti per sciogliere il calcare contengono acido fosforico.
Perciò bisogna fare molta attenzione quando si usano i prodotti per la pulizia,
soprattutto non bisogna mescolarli tra loro, perché potrebbero avvenire
reazioni chimiche con risultati pericolosi.
Per misurare il pH di una soluzione si può usare un apposito strumento
chiamato piaccametro.
52
LA MISURA DEL pH
Per misurare l’acidità delle sostanze si usa la scala del pH.
In alternativa si possono usare sostanze che hanno la proprietà di cambiare
colore a seconda del pH: si chiamano indicatori.
cartina di tornasole
53
PROPRIETÁ DEGLI ACIDI
Nei prodotti commestibili (che si possono mangiare)
Hanno un caratteristico sapore aspro
contiene
es: il succo di limone
acido citrico
la citronella
Altri esempi di sostanze acide:
arancia o succhi agli agrumi (limone, arancia)
sottaceti
yogurt
acido muriatico
anticalcare
aspirina
Sono generalmente acidi organici (con atomi di carbonio), cioè acidi deboli.
Sono acidi forti, invece, gli acidi inorganici.
Reagiscono con numerosi metalli, poi colorano di rosso la cartina tornasole.
Hanno la capacità di “neutralizzare” (annullare) gli effetti delle basi.
54
PROPRIETÁ DELLE BASI
Nei prodotti commestibili (che si possono mangiare)
Hanno un caratteristico sapore amaro
Es:
soda caustica =
idrossido di sodio
ammoniaca
idruro di azoto
=
NaOH
NH3
Hanno la capacità di “neutralizzare” (annullare) gli effetti degli acidi.
Reagiscono con alcuni acidi, poi colorano di blu la cartina tornasole.
Esempio: Che reazione ci sarà se uniamo il bicarbonato di sodio
e l’acido acetico (aceto)?
NaHCO3
bicarbonato di sodio
BASE
+ CH3COOH
acido acetico
ACIDO
CH3COONa + H2O + CO2
sodio acetato
SALE
ACQUA
ANIDRIDE
CARBONICA
In questo caso avverrà una comune reazione acido/base; la reazione è di tipo
esplosivo dato che il bicarbonato di sodio reagirà molto velocemente con
l’acido acetico producendo anidride carbonica.
55
ESPERIMENTO
Materiali e metodi
- aceto
- bicarbonato
- una bottiglia di plastica
- un palloncino
Procedimento
1. Prendere circa un bicchiere di aceto e versarlo nella bottiglia di plastica;
2. Aggiungere all’interno del palloncino 2-3 cucchiaini di bicarbonato di
sodio. Se non si riesce, ci si può aiutare con un piccolo imbuto;
3. Mettere il palloncino sul collo della bottiglia;
4. La reazione è immediata, il palloncino si gonfierà subito.
Risultati
Come si vede, si produrrà ANIDRIDE CARBONICA!
56
I composti reagiscono solo con altri composti con cui “c’è” chimica; quindi,
non tutti i composti reagiscono con tutti gli altri.
Come si fa a capire come nell’incontro tra due o più sostanze
si sviluppa una reazione chimica?
Ci sono degli indizi che possono aiutare:
1) produzione di fumo;
2) produzione di bollicine (si sta formando un prodotto gassoso);
3) cambiamento di colore della miscela di reazione;
4) formazione di un prodotto solido in una miscela di reazione liquida (es:
uovo sodo);
5) produzione di luce o calore (in generale di energia, es: starligh).
57
I COMPOSTI BINARI
(cioè nella formula sono presenti solo 2 elementi)
I composti chimici sono numerosi; ricorderemo i più semplici.
OSSIDI BASICI o OSSIDI IONICI (cioè formati da ioni)
La combinazione di un qualunque elemento con l’ossigeno forma composti
chimici che si chiamano ossidi. Questo processo si chiama ossidazione.
Un esempio di ossidazione:
è la formazione della ruggine:
il ferro si combina con l’ossigeno dell’aria
e si forma l’ossido di ferro, che è appunto la ruggine
Un ossido è un composto binario formato da ossigeno (con numero di
ossidazione -2) e da un metallo.
metallo
+
ossigeno
ossido
Me+X O2-
Applicando la “regola dell’incrocio” risulta che la regola generale di un ossido
è:
Me2Ox
Me = simbolo chimico del metallo
O = ossigeno
x = numero di ossidazione del metallo
- 2 = numero di ossidazione dell’ossigeno
Es: K+1 O-2
potassio + ossigeno
K2O
ossido di potassio
58
La terminologia chimica può essere tradizionale che prevede:
¾ se il metallo ha un solo numero di ossidazione il composto si
chiamerà “ossido di” seguito dal nome del metallo.
Ca+2 O-2
CaO
calcio + ossigeno
ossido di calcio
¾ se il metallo ha due numeri di ossidazione forma con l’ossigeno due
ossidi diversi.
Nell’ossido a numero di ossidazione minore
il metallo prende il nome di -oso
in quello a numero di ossidazione maggiore
il metallo prende il nome di -ico,
n. ossidaz.
+1
+3
nome tradizionale
ossido …………..oso
ossido ……………ico
Fe+2 O-2
FeO
ferro + ossigeno
ossido ferroso
Fe+3 O-2
Fe2O3
ferro + ossigeno
ossido ferrico
Sn+2 O-2
Sn+4 O-2
SnO
SnO2
stagno + ossigeno
stagno + ossigeno
ossido stannoso
ossido stannico
Secondo la terminologia IUPAC, un’associazione di chimici che hanno scritto
regole che sono uguali in tutto il mondo, è necessario scrivere il numero di
atomi di metallo e quelli di ossigeno presenti nella formula del composto.
Si usano, quindi, i prefissi:
- mono 1
- di
2
- tri
3
- tetra
4
- penta 5
- esa
6
es:
Fe2O3
si chiama triossido di diferro
59
gruppo metallo Numero
ossidaz
1A
IIA
IIIA
formula
nome
tradizionale
nome
IUPAC
+2
+4
Li2O
Na2O
K2O
BeO
MgO
CaO
SrO
BaO
Al2O3
Ga2O3
SnO
SnO2
ossido di litio
ossido di sodio
ossido di potassio
ossido di berillio
ossido di magnesio
ossido di calcio
ossido di stronzio
ossido di bario
ossido di alluminio
ossido di gallio
ossido stannoso
ossido stannico
ossido di dilitio
ossido di disodio
ossido di dipotassio
ossido di berillio
ossido di magnesio
ossido di calcio
ossido di stronzio
ossido di bario
triossido di dialluminio
triossido di digallio
monossido di stagno
diossido di stagno
+2
+4
+3
+5
PbO
PbO2
Sb2O3
Sb2O5
ossido piomboso
ossido piombico
ossido antimonioso
ossido antimonico
monossido di piombo
diossido di piombo
triossido di diantimonio
pentossido di diantimonio
+3
+5
+2
+3
Bi2O3
Bi2O5
CrO
Cr2O3
ossido bismutoso
ossido bismutico
ossido cromoso
ossido cromico
triossido di dibismuto
pentaossido di dibismuto
monossido di cromo
triossido di dicromo
Mn
+2
+4
MnO
MnO2
ossido manganoso
ossido manganico
monossido di cromo
diossido di manganese
Fe
+2
+3
FeO
Fe2O3
ossido ferroso
ossido ferrico
monossido di ferro
triossido di diferro
Co
+2
+3
CoO
Co2O3
ossido cobaltoso
ossido cobaltico
monossido di cobalto
triossido di dicobalto
Ni
+2
+3
NiO
Ni2O3
ossido nicheloso
ossido nichelico
monossido di nichel
triossido di dinichel
Cu
+1
+2
Cu2O
CUO
ossido rameoso
ossido rameico
monossido di dirame
ossido di rame
Zn
+2
ZnO
ossido di zinco
ossido di zinco
Hg
+1
+2
Hg2O
HgO
ossido mercurioso
ossido mercurico
monossido di dimercurio
monossido di mercurio
Ag
+1
Ag2O
ossido di argento
ossido di diargento
Au
+1
+3
Au2O
Au2O3
ossido auroso
ossido aurico
ossido di dioro
triossido di dioro
Li
Na
K
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Al
Ga
Sn
+1
+2
+3
IV A
Pb
Sb
VA
Bi
Cr
60
OSSIDI ACIDI o ANIDRIDI
Un ossido acido o anidride è un composto binario formato da ossigeno
(con numero di ossidazione -2) e da un non metallo.
non metallo
+
ossigeno
+X
non Me
ossido acido o anidride
O2-
Applicando la “regola dell’incrocio” risulta che la regola generale di un ossido
acido è :
nMe2Ox
nMe = simbolo chimico del non metallo
O = ossigeno
x = numero di ossidazione del non metallo
- 2 = numero di ossidazione dell’ossigeno
Es: C+4 O-2
carbonio + ossigeno
CO2
anidride carbonica
La terminologia chimica tradizionale prevede:
¾ se il non-metallo ha un solo numero di ossidazione il composto si
chiamerà “anidride” seguito dal nome del non-metallo con desinenza
-ica
n. ossidaz.
nome tradizionale
+3
anidride ……….ica
¾ se il metallo ha due numeri di ossidazione può formare con
l’ossigeno due anidridi diversi.
Nel composto a numero di ossidazione minore
il non-metallo prende il suffisso di -osa
in quello a numero di ossidazione maggiore
il non-metallo prende il nome di -ica,
n. ossidaz.
+3
+5
nome tradizionale
anidride ……….osa
anidride ……………ica
61
N+3 O-2
N2O3
N+5 O-2
N2O5
azoto + ossigeno
azoto + ossigeno
anidride nitrosa
anidride nitrica
¾ se il metallo ha quattro numeri di ossidazione può formare con
l’ossigeno quattro anidridi diversi.
Nel composto a numero di ossidazione minore
il non-metallo prende il prefisso ipo- e
il suffisso -osa
in quello a numero di ossidazione maggiore
il non-metallo prende il prefisso pere il suffisso -ica,
Nei composti a numero di ossidazione intermedi, per il non-metallo
si avranno il suffisso -ica (per il numero più alto dei due) ed -osa (per il
numero di ossidazione meno alto dei due).
L’unico non-metallo ad avere 4 numeri di ossidazione è il cloro.
n. ossidaz.
+1
+3
+5
+7
nome tradizionale
ipo ……….osa
……………osa
…………… ica
per………..ica
La terminologia IUPAC prevede il nome “ossido di” seguito dal nome del nonmetallo, con l’utilizzo di prefissi che si scrivono sia prima del nome ossido sia
prima del nome del non-metallo.
Si usano, quindi, i prefissi:
- mono 1
- di
2
- tri
3
- tetra
4
- penta 5
- esa
6
- epta
7
62
Non-metallo
B
(boro)
C
(carbonio)
Numero formula
ossidaz.
nome
tradizionale
nome
IUPAC
B2O3
anidride borica
triossido di diboro
CO
ossido di carbonio
monossido di carbonio
+4
CO2
anidride carbonica
diossido di carbonio
+3
N2O3
anidride nitrosa
triossido di diazoto
+5
N2O5
anidride nitrica
pentaossido di diazoto
+4
SO2
anidride solforosa
diossido di zolfo
+6
SO3
anidride solforica
triossido di zolfo
+1
Cl2O
anidride ipoclorosa ossido di dicloro
+3
Cl2O3
anidride clorosa
triossido di dicloro
+5
Cl2O5
anidride clorica
pentaossido di dicloro
+7
Cl2O7
anidride perclorica
eptaossido di dicloro
+3
+2
N
S
(azoto)
(zolfo)
Cl (cloro)
+1
Br2O
anidride ipobromosa
ossido di dibromo
+5
Br2O5
anidride bromica
pentaossido di dibromo
+1
I 2O
anidride ipoiodosa
ossido di diiodio
+5
I 2O 5
anidride iodica
pentaossido di diiodio
+7
I 2O 7
anidride periodica
eptaossido di diiodio
+6
MnO3
anidride manganica
triossido di manganese
+7
Mn2O7
anidride permanganica
eptaossido di dimanganese
+3
P2O3
anidride fosforosa
triossido di difosforo
+5
P2O5
anidride fosforica
pentaossido di difosforo
+3
C2O3
ossido di cromo
triossido di dicromo
+6
CO3
anidride cromica
triossido di cromo
Br (bromo)
I (iodio)
Mn
(manganese)
P (fosforo)
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