Le reazioni chimiche

Corso di Laurea in
Urbanistica e Pianificazione
Territoriale e Ambientale
Corso di ‘Ingegneria Sanitaria Ambientale’
Conoscenze di base:
CHIMICA I
Docente: Ing. Riccardo Gori
Alcuni concetti fondamentali
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 elemento
si 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 di
protoni 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 SO42-,
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.
Alcuni concetti fondamentali
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.
Alcuni concetti fondamentali
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 1,9925210-23 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.
Alcuni concetti fondamentali
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.
Alcuni concetti fondamentali
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.
Alcuni concetti fondamentali
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 materia e passaggi di stato
STATI FISICI DELLA MATERIA
La 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 STATO
Stati 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.
Stati fisici della materia e passaggi di stato
I PASSAGGI DI STATO
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.
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.
Stati fisici della materia e passaggi di stato
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.
Leggi dei gas
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
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.
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.
Modi di esprimere la concentrazione
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.
Modi di esprimere la concentrazione
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.
Modi di esprimere la concentrazione
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.
La 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).
Tavola periodica
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+ + 2ePresentano 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 TRANSIZIONE
Gli 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.
Il numero di ossidazione
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
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.
Esempi
Na1 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.
Anidride carbonica
O
C
O
O
H
H
O
N
O
C
H
H
Metano
Acido nitrico
H
I composti chimici inorganici
Composti binari con l’idrogeno: idruri
Gli 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)’.
I composti chimici inorganici
Composti binari con l’ossigeno: ossidi
Gli 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.
I composti chimici inorganici
Composti terziari con ossigeno ed idrogeno: idrossidi
Gli 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 cedere
ioni OH-.
Gli idrossidi di non-metalli hanno comportamento acido: tendono a
cedere ioni H+.
I composti chimici inorganici
I sali sono composti che derivano dalla combinazione di metalli ed acidi.
Il numero di ossidazione
Gli ALOGENI, potendo assumere diversi
nomenclatura ordinaria nel modo seguente:
N.O
integrano
la
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).
O
H
O
H
Formula di struttura
acqua ossigenata
Le reazioni chimiche
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
Le reazioni chimiche
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 chimiche
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.
Le reazioni chimiche
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.
Le reazioni chimiche
Le reazioni chimiche
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.
Le reazioni chimiche
Le reazioni chimiche
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.
Le reazioni chimiche
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).
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