CHIMICA Prof. Taddei Testo: “Chimica, biochimica e biologia

CHIMICA
Prof. Taddei
Testo:
“Chimica, biochimica e biologia applicata” Zanichelli – Taddei, Stefani
GRANDEZZE FISICHE E UNITA’ DI MISURA
Grandezze: caratteristiche fisiche di un sistema naturale che permettono la
descrizione del sistema stesso.
Le grandezze sono correlate tra loro da leggi.
Grandezze fondamentali:
 Lunghezza
 Massa
 Tempo
 Temperatura
 Quantità di sostanza
 Intensità di corrente elettrica
Grandezze derivate:
 Velocità
 Densità
 Pressione
 Calore
 Accelerazione
Le misurazioni di una grandezza implicano il confronto con una grandezza
campione che funge da riferimento (unità di misura).
L’insieme delle unità di misura costituisce un sistema di riferimento. Il più
utilizzato è il S.I.
Unità di misura:
-
Exa
Peta
Tera
Giga
Mega
Kilo
Etto
Deca
-
Deci
Centi
Milli
Micro
-
10
10³
10²
10
1
-
Nano
Pico
Fento
Atto
UGM: volume globulare medio (dei globuli rossi)
ATTENZIONE ALLE CONVERSIONI!!
PROPRIETA’ DELLA MATERIA
Tutto ciò che possiede massa  proprietà della materia:
 Fisiche
o Densità
o Temperatura
o Conducibilità
o Peso
o Calore
 Chimiche
o Composizione
o Reattività
o Rapporti tra sostanze
STATI DI AGGREGAZIONE
Liquido / Solido / Gassoso
Cambiamenti di stato della materia:
 Fusione
 Sublimazione
 Congelamento
 Evaporazione
 Condensazione
 Brinamento
SISTEMI OMOGENEI E ETEROGENEI
Sistema: parte delimitata dell’universo.
Sistemi omogenei: tutte le parti hanno le stesse proprietà (Monofasici, cioè hanno
una sola fase). L’acqua salata è un sistema omogeneo.
Sistemi eterogenei: le varie parti hanno proprietà diverse (c’è più di una fase). Ad
esempio l’acqua gassata, l’acqua salata satura, il sangue (cellule + siero).
COMPOSIZIONE DELLA MATERIA
-
Sostanze pure: composizione costante.
o Elementi
o Composti: più sostanze si uniscono insieme
 Composti ionici
 Composti molecolari
2
-
Miscele: composizione variabile
o Omogenee (soluzione): costituite dall’unione di elementi o composti a
formare un sistema omogeneo a una sola fase (acqua salata)
o Eterogenee (miscuglio): più fasi distinte
ATOMO
Particella più semplice che mostra le proprietà di un elemento.
Le tre particelle che costituiscono l’atomo sono:
in grammi
Il nucleo occupa una piccolissima regione di spazio rispetto alle dimensioni
dell’atomo intero.
Il numero di protoni è uguale al numero di elettroni in un atomo elettronicamente
neutro.
Z = numero atomico = numero di protoni presente nel nucleo
A = numero di massa = numero di protoni+neutroni presente nel nucleo
a
H
z
Gli atomi di un certo elemento hanno sempre lo stesso Z. Una volta scritta la sigla
dell’elemento è inutile scrivere Z.
L’insieme degli atomi di un elemento che possiede lo stesso numero di massa è
detto isotopo.
I diversi isotopi di uno stesso elemento hanno il medesimo numero atomico ma
un diverso numero di massa. Si distinguono perciò gli uni dagli altri per il
numero di neutroni presenti nel nucleo.
I diversi isotopi di uno stesso elemento non sono ugualmente rappresentati in
natura. L’abbondanza naturale di un isotopo rapprsenta la diffusione % dello
stesso in natura.
¹H = isotopo più abbondante dell’H
¹²C = isotopo più abbondante del C
¹6 O = isotopo più abbondante dell’O
MASSA ATOMICA E PESO ATOMICO
Gli atomi sono dotati di una certa massa, se questa è espressa in grammi si
hanno valori molto piccoli. E’ preferibile utilizzare le ц (unità di massa atomica =
La massa atomica di un elemento è la media pesata delle masse atomiche dei vari
isotopi naturali dell’elemento. Nel caso del carbonio la massa atomica è 12, 011 ц
(12,00 x 98,982) + (13,003 x 1,108)
------------------------------------------100
3
(massa atomica ¹²C x abb.naturale ¹²C) + (massa atomica ¹³C x abb.naturale ¹³C)
-------------------------------------------------------------------------------------------------100
La massa atomica è spesso impropriamente confusa con il peso atomico.
Nonostante il valore delle due grandezze coincida si deve ricordare che massa e
peso sono concettualmente differenti. Ai nostri fini si può sorvolare su tale
diversità.
TEORIA ATOMICA MODERNA
Principi:
 Doppia natura degli elettroni: possiedono le proprietà delle particelle ma
anche quelle delle onde.
 Per tale motivo:
o Non è possibile determinare l’esatto movimento intorno al nucleo ma
solo la probabilità di esistenza in un certo spazio circostante al
nucleo.
o L’energia associata al moto dell’elettrone può assumere solo alcuni
valori ma non altri. I livelli energetici degli elettroni sono quantizzati.
Orbitale: regione di spazio in cui c’è la maggiore probabilità di trovare un
elettrone. E’ la distribuzione delle probabilità di trovare un elettrone intorno al
nucleo di un atomo.
N = numero quantico principale. Determina il livello energetico dell’elettrone.
Valori interi e positivi (non zero).
L = numero quantico secondario. Valori interi compresi tra 0 e N-1 (0 ≤ L ≤ N-1). I
sottolivelli si possono anche indicare con lettere: P (L=1), D (L=2), F (L=3).
M = Numero quantico magnetico. Determina il valore del campo magnetico dovuto
al moto degli elettroni. Valori interi compresi tra –L e +L (-L ≤ M ≤ +L).
Ms = Quarto numero quantico detto numero di spin. Rappresenta il senso di
rotazione degli elettroni intorno al loro asse. Ha due valori: +1/2, -1/2.
Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non esistono 2 elettroni con gli stessi
numeri quantici  in ogni orbitale vi sono al massimo 2 elettrni ciascuno con
spin diverso.
ENERGIA E FORMA DEGLI ORBITALI
In ogni livello c’è un certo numero di orbitali.
Orbitali di tipo S = 2
Orbitali di tipo P = 3
Orbitali di tipo D = 5
1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s
---------------------------------------------
Energia crescente
4
Solo i valori di n e l determinano l’energia di un orbitale. Gli orbitali dello stesso
tipo (es. 3 orbitali 2p) hanno la medesima energia.
Regola di riempimento degli orbitali
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d 5f
4d 4f
3d
Gli elettroni riempiono gli orbitali seguendone l’ordine di energia: da quelli a
minore energia a quelli a maggiore energia.
REGOLA DI HUND: a parità di energia gli elettroni occupano il maggior numero
possibile di orbitali, disponendosi con spin parallelo.
Es.
p
Carbonio z=6 (6 elettroni)
1s
2s
2p
[configurazione elettronica vuol dire scrivere ad es. 1s¹ 2s² …]
Un elettrone che occupa singolarmente un orbitale è detto elettrone spaiato.
Due elettroni che occupano lo stesso orbitale sono detti coppia o doppietto
elettronico.
Gli elementi che riempiono completamente gli orbitali di tipo s e p dello strato più
esterno (strato di valenza) sono particolarmente stabili. Hanno una configurazione
a ottetto (gas nobili).
Es. Neon
z=10
5
S
1 ↑↓
2 ↑↓
P
↑↓ ↑↓ ↑↓
Livello di valenza: da questo dipende la reattività di un elemento, è lo strato più
esterno.
Es. Ca 4s² -> lo strato più esterno
roni) -> lo strato più esterno
TAVOLA PERIODICA
La prima colonna contiene tutti gli elementi con Xs¹ (un elettrone in un orbitale
s)
La seconda colonna = Xs²
La tredicesima colonna = Xs² Xp¹
Atomi che hanno lo stesso numero di valenza diverso da 8 cercano di
raggiungerlo.
Le proprietà chimiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero
atomico e riflettono la loro struttura elettronica esterna. Nel corso del XIX secolo
Mendeleev ha organizzato gli elementi in una tavola periodica.
Periodi = righe orizzontali, ogni periodo è costituito da elementi aventi elettroni
esterni nello stesso livello energetico.
Gruppi = colonne verticali, ogni gruppo è cotituito da elementi con configurazione
elettronica esterna simile (hanno la stessa reattività chimica).
Metalli: elementi che hanno pochi elettroni nello strato di valenza. Sono solidi e
buoni conduttori
Non-metalli: hanno elevato numero di elettroni nello strato più esterno. Sono
solidi, liquidi o gassosi. Pessimi conduttori.
Semi-metalli: caratteristiche intermedie
Gruppo
Gruppo
Gruppo
Gruppo
IA = metalli alcalini (no il H).
IIA = metalli alcalino-terrosi.
VIIA = Alogeni
VIIIA = Gas nobili
Gruppi B = metalli di transizione (orbitali d)
ELETTRONEGATIVITA’
Proprietà degli elementi che riflette la tendenza dei loro atomi ad acquisire
elettroni.
6
Elettronegatività = Affinità elettronica + energia di ionizzazione
-----------------------------------------------------2
Elettronegatività: capacità di un atomo di attrarre a sé elettroni.
Alta elettronegatività: Alta tendenza ad acquisire elettroni (scarsa tendenza a
cederli).
Bassa elettronegatività: Scarsa tendenza ad acquisire elettroni (alta tendenza a
cederli).
Fluoro: elemento più elettronegativo.
Ossigeno: è il secondo elemento più elettronegativo.
I metalli sono, in genere, scarsamente elettronegativi.
Conoscere la differenza di elettronegatività tra due atomi è importante per
prevedere la modalità della loro interazione.
H non si comporta come i metalli alcalini.
IL LEGAME CHIMICO
Regola dell’ottetto: ogni elemento tende ad acquisire la configurazione elettronica
del gas nobile più vicino, ovvero 8 elettroni nello strato esterno.
Es.
Na (sodio) [1s¹ 2s² 2p6 ] 3s¹  Il Na tende a perdere un eˉ …
Neon
…e diventa lo ione sodio Na+  [1s¹ ] 2s² 2p6 ha otto elettroni nel livello 2 come
il Neon, quindi è stabile!
Quando Na e Cl si incontrano un elettrone passa da Na a Cl e si producono così
le specie chimiche Na+ e Cl- che si attraggono reciprocamente per motivi
elettrostatici.
Il legame che unisce due specie ioniche di segno opposto viene detto legame
ionico (o legame eteropolare).
Il trasferimento di elettroni avviene quando tra due atomi vi è una grande
differenza di elettronegatività (> 1,8). Tra 2 elementi si possono trasferire anche 2
o più elettroni. Es: Mg  Mg²+ + 2e- ; F + e-  F- ; Mg + F + F  Mg²+ + F- + F MgF2 (fluoruro di magnesio).
RAPPRESENTAZIONE DI LEWIS
1 elettrone: Atomo di sodio = Na • ; ione sodio = Na +
1 coppia di elettroni : Atomo di Cloro = C• ; Ione cloruro = ClCome si scrive la formula di composti ionici? Combinare ioni di segno opposto es.
Na+ Cl- = NaCl (prima si mette l’elemento a bassa elettronegatività).
O²ˉ + Na+ = Na2O (ossido di sodio)
Al³+ + O²ˉ = Al2 O3
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I composti ionici presentano un reticolo cristallino in cui un numero indefinito di
ioni sono legati tra loro. I composti ionici, allo stato fuso o in soluzione, sono
aottimi conduttori di elettricità e di calore.
IL LEGAME COVALENTE
Il legame covalente si forma quando due atomi mettono in compartecipazione tra
loro alcuni elettroni.
Gli orbitali dei due atomi si fondono formando un orbitale molecolare. Gli
elettroni in compartecipazione ruotano intorno a entrambi gli atomi.
Quando i due atomi che si legano sono uguali, gli elettroni in compartecipazione
spendono lo stesso tempo su entrambi: il legame si dice covalente puro.
La compartecipazione di elettroni avviene sempre in modo tale da determinare il
raggiungimento della configurazione a ottetto.
Talvolta sono messi in compartecipazione 2 o 3 elettroni da ciascun atomo.
O ha 6 e- quindi 2 atomi di O mettono in compartecipazione due coppie di e-.
O O  O2 Molecola di ossigeno (legame doppio). O è sempre sotto forma di O2
N
N  N2
Molecola di azoto (legame triplo)
LEGAME COVALENTE POLARE
Quando due atomi che si legano sono diversi, gli elettroni in compartecipazione
spendono più tempo sull’atomo più elettronegativo e il legame si dice covalente
polare.
Δ δ+ δ¯  parziale carica positiva o negativa
Come prevdere il tipo di legame tra due atomi in base alla differenza di
elettronegatività?
H δ+
O
Molecola d’acqua
H δ¯
Molecola di metano
H
H
C
H
H
Il carbonio mette in compartecipazione tutti e 4 gli elettroni esterni.
8
NH3 – ammoniaca
N
H
●●●
H
H
Legame ionico: elettronegatività >1,8.
Legame covalente:
- puro: stesso tipo di atomi (differenza di elettronegatività pari a zero)
- polare: baricentro della carica opposta
Come scrivere le formule di struttura di Lewis?
Per esempio: Triossido di zolfo – SO3
Sistema per scrivere che prevede:
1. Contare gli elettroni di valenza presenti in tutti gli atomi della molecola
(S0= 6e- ; O=6e- (x 3 = 18) ) 18 + 6 = 24 e2. Si trovano le coppie di elettroni (in questo caso sono 24:2 = 12)
3. Scriviamo gli atomi: prima quello meno rappresentato che va al centro poi
gli altri che lo circondano
O
S
O
O
4. Uniamo l’atomo centrale con gli atomi periferici (in questo caso tre legami
covalenti semplici)
O
S
O
O
5. Attribuiamo le coppie rimanenti (coppie non condivise) agli atomi più
elettronegativi
O
S
O
O
6. Adesso gli atomi di O hanno raggiunto l’ottetto ma lo zolfo no. Quindi se,
dopo aver distribuito tutte le 12 coppie elettroniche, alcuni atomi non
9
hanno raggiunto l’ottetto, spostiamo una o più coppie non condivise a
formare legami doppi o tripli.
O
S
O
O
O
S
O
O
Nel caso di ioni poliatomici si deve tenere conto della loro carica aggiungendo o
sottraendo un pari numero di elettroni nel caso rispettivamente di anioni e
cationi.
NO2- = ione nitrito
N = 5 eO = 12 e------------17 e- +
1 e--------------18 e-
O N O
O N O
Se la carica è negativa si conta un elettrone in più
Se la carica era positiva si eliminava un elettrone (-1e-)
( per lo ione si scrive […]ˉ o […]+)
Nel caso in cui nella molecola (o ione) siano presenti atomi di H, questi formano
un solo legame covalente e sono perciò disposti in periferia, il più delle volte legati
ad atomi di ossigeno.
Acido carbonico ( H2CO3)
Si contano gli elettroni:
2H = 2eC = 4e3° = 18e----------24e- : 2 = 12 coppie ……ora si lascia H per ultimo e si sistema il resto
10
O
C
O
O
H
H
O
C
O
O
H
H
O
C
O
O
H
H
O
C
O
O
H
H
CASI PARTICOLARI DI MOLECOLE
Gli atomi di alcuni elementi possono disporre più di 8 elettroni intorno a sé
(ottetto espanso).
Tali elementi appartengono almeno al terzo periodo e possono contenere fino a 18
e- nello strato di valenza.
Acido fosforico
O
H
O
P
O
O
H
H
O
P
O
O
H
H
O
H
Nel caso del Boro l’ottetto non viene raggiunto. I composti del boro sono detti
composti a ottetto incompleto o elettron-deficienti.
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GEOMETRIA DELLE MOLECOLE
L’esatta disposizione spaziale degli atomi delle molecole può essere spiegata dalla
teoria della VSEPR o teoria della repulsione delle coppie elettroniche dello strato
di valenza. Le coppie elettroniche esterne presenti attorno a un atomo (coppie di
legame e coppie non condivise) tendono a respingersi reciprocamente e si
dispongono nello spazio in modo tale da essere il più lontano possibile l’una
dall’altra.
Nel caso di molecole relativamente piccole è sufficiente considerare il solo atomo
centrale valutando il numero di coppie elettroniche coinvolto nei fenomeni di
repulsione (n).
Il conteggio delle coppie si effettua sommando il numero di atomi legati a
quest’atomo e le coppie elettroniche non condivise presenti sullo stesso.
|
•
/ \
S
3 domini elettronici che si respingono
SO3²ˉ (ione solfito)
1+2+3=domini di legame
4=coppie di elettroni non
Condivise
Quanti domini che si respingono? 4  i 3 domini di legame e la coppia di e- non
condivisa.
Tetraedo, ma non contando le coppie: piramide
Nella definizione geometrica non si considera la coppia di elettroni non condivisa
quindi questa è una piramide e non un tetraedo.
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GEOMETRIA LINEARE (2 domini)
(non si contano le singole coppie di elettroni
ma il numero di domini)
GEOMETRIA TRIANGOLARE O PLANARE (3 domini)
GEOMETRIA TETRAEDICA (4 domini)
La molecola d’acqua non è lineare!!
(4 domini elettronici)
La struttura dell’acqua è determinante per le sue funzioni.
RISONANZA
Consideriamo la struttura dello ione carbonato. E’ veramente questa? ….NO!
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La coppia di elettroni che forma il doppio legame è delocalizzata su tutti e tre gli
atomi di ossigeno. Possiamo quindi scrivere le tre formule equivalenti per lo ione
carbonato:
Nessuna delle tre forme limite corrisponde a realtà. La formula corretta è la
seguente perché evidenzia la delocalizzazione degli e-.
La risonanza conferisce stabilità strutturale (come per il benzene!)
C6H6 Il benzene è un esempio di molecola stabilizzata per risonanza in cui ben
3 coppie elettroniche sono delocalizzate.
I 6 elettroni girano, sono delocalizzati a formare una nube elettronica.
LEGAMI DEBOLI INTERMOLECOLARI (tra molecole)
Una specie chimica è un dipolo quando alle sue estremità sono presenti cariche
di segno opposto.
La geometria di una molecola gioca un ruolo importante nella generazione di un
dipolo. Se l’ H2O fosse lineare non sarebbe un dipolo. La separazione di carica al
suo interno sarebbe annullata dalla simmetria della molecola.
Si ha un dipolo quando due cariche opposte sono separate da una certa distanza.
Due dipoli si attraggono o si respingono a seconda della loro orientazione
reciproca. L’intensità delle forze elettrostatiche in gioco dipende dalla distanza tra
dipoli.
Dipoli (2 elementi per avere un dipolo):
 Distanza
 Struttura geometrica
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FORZE DI VAN DER WAALS
 Interazione dipolo-dipolo è un’interazione elettrostatica.


Interazione dipolo-dipolo indotto (cioè dipolo e una molecola non polare): si
induce una separazione di carica in una molecola non polare se a essa si
avvicina un dipolo.
Interazione dipolo temporaneo-dipolo indotto
LEGAME A IDROGENO
E’ un tipo particolare di interazione dipolare che si stabilisce tra due molecole
diverse.
X ▬ H ----Y
Atomo molto elettronegativo
(donatore di idrogeno)
atomo molto elettronegativo (accettore di idrogeno)
atomo di H ponte
E’ necessario che esista un dipolo in cui sia coinvolto un atomo di H.
Quando un H è legato covalentemente con un atomo molto elettronegativo
abbiamo un addensamento di carica negativa nell’atomo e un adensamento di
carica positiva sull’H. Se questa molecola entra in contatto con altre molecole o
atomi elettronegativi 
-.
Il legame a idrogeno è un attrazione dipolare ma si distingue perché H, essendo
molto piccolo, consente un avvicinamento importante tra le specie in gioco. Gli
atomi sono più vicini. Fra i legami dipolari il legame idrogeno è il più forte.
Le molecole di H2O formano legami a idrogeno, fino a 4 ciascuna. Due grazie a O
e due grazie agli idrogeni. Le proprietà dell’acqua come solvente sono in gran
parte dovute alla sua capacità di formare legami a H con altre molecole.
Nel ghiaccio l’ H2O forma 4 legami a idrogeno stabili. Nell’acqua liquida un istante
si formano dei legami a H e un momento dopo degli altri: le molecole si spostano,
spezzano legami e ne formano altri.
Nell’acqua si sciolgono composti ionici (composti dipolari).
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ALCUNI COMPOSTI: IDRURI E OSSIDI
GLI IDRURI
Sono composti binari dell’H. Le proprietà chimiche degli elementi dipendono dalla
configurazione elettronica dello strato di valenza. Elementi dello stesso gruppo
hanno reattività simile.
Un composto binario è formato da 2 tipi di elementi:
idruri ionici [ H + metallo] / idruri covalenti [ H + non metallo]
Gli idruri ionici sono formati dallo ione H- e uno ione metallico.
Si formano co i gruppi I A e II A e, in parte, con III A. Gli idruri covalenti si
formano con elementi dei gruppi III, IV, V, VI, VII A
GRUPPO I A : Tutti idruri di formula simile
GRUPPO II A: Metalli alcalino terrosi tendono a perdere i s e- trasformandosi in uno
ione bivalente. Si formano 2 ioni idruro (H-)  CaH2 , MgH2 , ecc
GRUPPO III A : Al³+  3 ioni idruri per uno ione di Al = AlH3
Il Boro forma idruri covalenti.
GRUPPO IV A : Non si parla di cessione di e-. Si parla di compartecipazione di
elettroni. Es. CH4 (metano o idruro di carbonio), SiH4, PbH4, ecc
GRUPPO V A : 5 elettroni allo strato di valenza. NH3 (idruro di azoto o ammoniaca),
PH3 (idruro di fosforo).
GRUPPO VI A : 2 e- (dei loro 6) in compartecipazione. Da qui si scrive prima l’H e
poi lo ione: H2O, H2S,
GRUPPO VII A : alogeni. Un solo e- HCl
GLI OSSIDI
Composti binari dell’ossigeno.
 Gli ossidi ionici sono formati dallo ione O²ˉ e da uno ione metallico. Si
formano con i gruppi I e II A e, in parte, con III A. (O prende sempre e- 
diventa lo ione ossido O²ˉ)
 Gli ossidi covalenti si formano co elementi dei gruppi III, IV, V,VI, VII.
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[O²ˉ ≠ O2-]
Lo ione ossido ha 8 elettroni nello strato di valenza.
Gruppo I A : formano ioni monopositivi: Na2O, K2O…2 ioni dell’elemento alcalino
per ogni O²ˉ.
Gruppo II A : 2 e- vengono ceduti e O²ˉ se li prende. Anione bivalente con catione
bivalente. MgO, BeO, CaO
Gruppo III A : Ossidi particolari es Al++  si fa il m.c.m.  Al2O3
Gruppo IV A : Da questo in poi gli ossidi sono covalenti. Non c’è un componente
univoco: si possono formare più tipi : CO2 oppure CO (uno stesso elemento
forma con l’O più composti)
Gruppo V A : l’ N forma 5 ossidi
 N2O (ossido di diazoto)
 NO (ossido di azoto)
 N2O3 (triossido di diazoto)
 NO2 (biossido di azoto=
 N2O5 (pentaossido di azoto)
Gruppo VI A : SO2 (biossido di zolfo)
SO3 (triossido di zolfo)
Gruppo VII A : es Cloro (forma 4 ossidi)
STATI DI OSSIDAZIONE
Il numero di e- che un atomo di un elemento mette in gioco nel formare composti
diversi può variare.
Numero di ossidazione: E’ la carica che un atomo, presente in una molecola o in
uno ione poliatomico, assumerebbe se, con un processo immaginario, si
spezzassero tutti i legami covalenti attribuendone gli elettroni all’atomo più
elettronegativo. Es.
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N di normale ha 5 e- quindi ora ha 3 cariche in più
Nelle molecole neutre la somma dei numeri di ossidazione dev’essere uguale a
zero.
Es. SO2
Es. SO3
Con gli ioni…
Es. NaCl (il numero di ossidazione è pari alla carica del composto ionico)
Na = +1
Cl = -1
Es CaO
Ca²+ O²ˉ
NdO del Ca = +2
NdO dell’O = -2
Negli ioni poliatomici la somma dei NdO è pari alla carica dello ione.
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Semplici regole:
 Gli atomi allo stato elementare hanno NdO = a zero
 Il NdO di uno ione monoatomico è uguale alla carica dello ione
 Come determinare il NdO di un atomo senza scrivere la formula di
struttura?
1. Il fluoro presenta sempre NdO -1
2. L’O ha quasi sempre NdO –2 (eccetto quando è legato al fluoro e nei
perossidi – H2O2)
3. L’H legato a non-metalli ha NdO +1, legato a metalli NdO -1
4. Gli ioni di metalli alcalini e alcalinoterrosi hanno rispettivamenti NdO
+1 e +2
Esercizi
Calcolare il numero di ossidazione:
 SO2
O = NdO -2 quindi -2 x 2 = -4 di conseguenza S= NdO +4
 HNO3
H = NdO +1 ; O = NdO -2 quindi -2 x 3 = -6 di conseguenza
N = NdO +5
 CO3²ˉ
O = NdO -2 quindi -2 x 3 = -6 di conseguenza C= +4 (la
carica dello ione è 2- !!!)
OSSIDI E NUMERO DI OSSIDAZIONE
Un elemento può assumere vari stati di ossidazione, ognuno caratterizzato da un
diverso NdO.
Gli stati di ossidazione degli elementi dipendono dal numero e dal tipo di legami
che gli atomi di questi formano in una molecola (ione poliatomico) e, quindi, dalla
loro struttura elettronica esterna.
Gruppo I = n° +1
Gruppo II = n° +2
L’EQUAZIONE CHIMICA
Le trasformazioni chimiche delle sostanze avvengono grazie a reazioni chimiche.
Queste sono rappresentate schematicamente con l’equazione chimica.
A+BC+D
Reagenti
(reazione generica)
Prodotti
Se la reazione è reversibile i prodotti C e D possono ritrasformarsi nei reagenti A e
B. Si usa la doppia freccia
A + B ↔ C + D (diretta e inversa)
Alcune reazioni decorrono in più tappe attraverso la formazione di intermedi di
reazione:
A+B→C+D→E+F
Reagenti Intermedi Prodotti
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Talvolta nell’equazione sono descritti gli stati di aggregazione di reagenti e
prodotti:
A (s) + B (g) → C (g)
g=gassoso
s=solido
L=liquido
sol=solvente
2Na (s) + 2H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)↑
 Il simbolo ↑ indica l’allontanamento della sostanza dal mezzo sotto
forma di gas.
 Il simbolo
↓
indica invece la precipitazione della sostanza.
COEFFICIENTI STECHIOMETRICI
Cosa indica un’equazione chimica?
Poiché la materia non si crea né si distrugge è necessario fare sì che l’equazione
chimica rispetti questo precetto fondamentale. Dobbiamo perciò assicurarci che le
reazioni siano bilanciate. Il bilanciamento di una reazione avviene attraverso
l’impiego dei coefficienti stechiometrici.: H2 + Cl2 ↔ 2 HCl
Bilanciare la seguente reazione:
H2 + O2 ↔ H2O
1. H2 + O2 ↔ 2H2O
2. 2H2 + O2 ↔ 2H2O
Due molecole di H reagiscono con una molecola di O pe formare due molecole
d’acqua.
Esercizio: Bilanciare SO2 + O2 ↔ SO3
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
Nelle reazioni di ossidoriduzione si ha uno scambio di e- e gli atomi coinvolti
variano il proprio stato di ossidazione.
Esempio.
2Na + Cl2 → 2Na+ + 2ClNdO
0
0
+1
-1
L’atomo che aumenta il suo NdO si ossida (cede elettroni).
L’atomo che riduce il NdO si riduce (acquista elettroni).
La sostanza che si ossida si dice riducente.
La sostanza che si riduce si dice ossidante.
2Na + Cl2 → 2Na+ + 2ClRiducente
ossidante
N.B. = Nelle reazioni redox un ossidante e un riducente reagiscono per formare
un riducente e un ossidante più deboli.
20
2Na + Cl2 → 2Na+ + 2ClRiducente1/Ossidante2 → Ossidante1/Riducente2
Na+/Na
Cl2/Cl = coppie redox
IL PESO MOLECOLARE
Il peso molecolare di un composto è la somma dei pesi atomici degli atomi che
costituiscono quel composto.
H2 (molecola di idrogeno) il p.m. della molecola è …2 x 1,00 = 2,00
O2 (molecola di ossigeno) il p.m. della molecola è …2 x 16,00 = 32,00
HCl  il p.m. è …H = 1 x 1,00 =1
Cl = 35,45 x 1 = 35,45
1 + 35,45 = 36,45
I pesi molecolari (o più esattamente le masse molecolari) di un composto si
esprimono convenientemene in u(unità di massa atomica).
Nel caso di composti ionici si parla di peso formula (es NaCl)
LA MOLE
L’equazione chimica ci suggerisce i rapporti quantitativi tra le sostanze che
reagiscono e tra queste e i prodotti che si formano.
2H2 + O2  2H2O
Due molecole di idrogeno (H2) reagiscono con una molecola di ossigeno (O2) per
formare 2 molecole di acqua (H2O).
I coefficienti stechiometrici non indicano rapporti ponderali bensì rapporti tra
numero di molecole.
La mole è definita come quantità di (…) pari al numero di Avogadro N=6,02x10²³
Unità di misura delle quantità di sostanza che permette di rappresentare cose
piccolissime (atomi). In una mole di sostanza vi sono 6,02x10²³ atomi o molecole.
1 mole di H2O  circa 18 grammi
Una mole può essere definita come quantità di sostanza espressa in grammi pari
al peso molecolare (atomico) della stessa sostanza.
Es. 1 mole di H2O ha una massa pari a 18 grammi
1 mole di Na ha una massa di circa 23 grammi
Conoscendo i grammi di una certa sostanza è possibile ricavare il numero di moli
della stessa sostanza.
Grammi sostanza
Numero di moli = ------------------------------Peso molecolare
A quante moli corrispondere 64 grammi di ossigeno?
21
Peso molecolare dell’ossigeno (O2) = 32 quindi ….. 64/32 = 2 moli
Analogamente si possono utilizzare altre due relazioni
Grammi di sostanza = peso molecolare x numero di moli
Grammi di sostanza
Peso molecolare = ----------------------------Numero di moli
STECHIOMETRIA
La stechiometria è la parte della chimica che si occupa degli aspetti quantitativi
delle reazioni:
2H2 + O2  2H2O
Due moli di idrogeno reagiscono con una mole di ossigeno per formare due moli
di acqua.
I coefficienti stechiometrici indicano i rapporti tra moli di reagenti e di prodotti;
trasformando le moli in grammi si possono fare i calcoli ponderali.
Esempi:
Quanti grammi di H2 e O2 devo far reagire per ottenere 180 grammi di H2O?
1. Scrivo la reazione
2. Bilancio: 2H2 + O2  2H2O L’equazione ci dice che due moli di H2 e una
mole di O2 danno due moli di H2O
3. Da grammi a moli: 100g di H2O corrispondono a ...100g / 18 p.m. = 5,55
moli. Per mantenere i rapporti indicati dall’equazione (2:1:2) e per ottenere
5,55 moli di H2O si devono fare reagire 5,55 moli di H2 con 2,78 moli di O2.
5,55 moli x 2 (p.m. H2) = 11,11g H2
2,78 moli x 32 (p.m. O2) = 88,88g O2
[2 moli di acqua = 2 moli di ossigeno]
Quanti grammi di acetilene si producono facendo reagire 1g di CaC2 in acqua?
CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2
L’equazione ci dice che 1 mole di CaC2 reagisce con due moli di acqua per formare
1 mole di Ca(OH)2 e 1 mole di C2H2.
1grammo di CaC2 corrisponde a: 1g / 64,1 p.m. = 0,0156 moli
Da 0,0156 moli di CaC2 si ottengono 0,0156 moli di C2H2 (rapporto 1:1).
0,0156 moli di C2H2 corrispondono a: 0,0156 moli x 26,036 p.m. = 0,406 g C2H2.
[millimoli=mmoli]
22
STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
Le sostanze possono esistere come solidi, liquidi o gas: i 3 stati di aggregazione
della materia.
Lo stato in cui si presenta una sostanza dipende dalle forze di coesione tra le
particelle della sostanza.
Forze di coesione:
 Legami a idrogeno
 Legame ionico
 Legame metallico
 Forze di van der Waals
 Legame covalente (NO i legami all’interno delle molecole ma TRA molecole) –
sono le forze di coesione più forte
Gli stati solido e liquido sono stati condensati in cui le forze di coesione
impediscono l’allontanamento delle particelle della sostanza.
Nello stato gassoso le forze di coesione sono molto deboli e le particelle della
sostanza non sono in contatto.
CAMBIAMENTI DI STATO
Il cambiamento (passaggio) di stato di una sostanza è il passaggio della sostanza
da uno stato di aggregazione a un altro.
E’ un fenomeno puramente fisico poiché le proprietà chimiche delle sostanze
rimangono le stesse.
Fusione
eavaporazione
S
L
Solidificazione
G
condensazione
Brinamento
Solidificazione
Temperatura e pressione influenzano i passaggi di stato.
temperatura
Solido → liquido → Gas
Pressione
Alcune sostanze non esisitono allo stato liquido o gassoso perché si
decompongono con l’aumentare della temperatura.
I gas possono diventare liquidi solo quando si trovano al di sotto di una certa
temperatura critica, un gas in queste condizioni di temperatura viene anche detto
vapore.
23
ENERGETICA DEI CAMBIAMENTI DI STATO
Ogni cambiamento di stato è accompagnato da una variazione energetica, intesa
come assorbimento o rilascio di calore.
Esempio: cubetto di ghiaccio in un recipiente chiuso ma libero di espandersi al
quale viene fornito continuamente calore.
Il calore latente di fusione è l’energia assorbita durante la fusione di una
sostanza.
Il calore latente di evaporazione è l’energia assorbita durante l’evaporazione di
una sostanza.
STATO SOLIDO
Tutte le sostanze hanno struttura cristallina in cui le particelle occupano
posizioni fisse.
STATO LIQUIDO
Le forze di coesione non sono così intense da vincolare le particelle in un reticolo
cristallino ma neppure tanto deboli da determinare l’allontanamento reciproco a
distanza infinita.
Caratteristiche:
1. Fluidità: scorrimento delle particelle l’una sull’altra (≠ viscosità)
2. I liquidi sono incomprimibili, non se ne può ridurre il volume
3. Sono diffusibili (solo se sono miscibili)
I liquidi presentano proprietà di superficie.
Le particelle in superficie sono soggette a interazioni diverse rispetto alle
particelle poste all’interno del liquido:
1. Tensione superficiale: energia richiesta per espandere la superficie di un
liquido. E’ tanto maggiore quanto più intense sono le forze di coesione.
2. Capillarità: risalita (o discesa) di un liquido in un capillare. Forze di
coesione VS forze di adesione sulle pareti del capillare
PRESSIONE DI VAPORE
Le particelle di un liquido si muovono continuamente le une rispetto alle altre
(moto di agitazione termica) e la loro energia aumenta con l’aumentare della
temperatura.
In superficie alcune particelle possiedono un’energia sufficiente per vincere le
forze di coesione e allontanarsi dal liquido sotto forma di gas.
Tale fenomeno prende il nome di evaporazione. Aumenta d’intensità
all’aumentare della temperatura (liquidi volatili: alcool, etere)
Cosa accade ad un liquido in un recipiente chiuso? Le particelle di gas esercitano
una pressione di vapore [all’equilibrio: evaporazione=condensazione]. Cioè: le
particelle di un gas in equilibrio con il liquido esercitano una pressione detta
pressione di vapore. La pressione di vapore aumenta all’aumentare della
temperatura.
24
Quando la pressione di vapore raggiunge il valore della pressione atmosferica il
liquido bolle, cioè la transazione liquido/gas avviene in qualsiasi punto del
liquido.
La temperatura di ebollizione di un liquido è la temperatura alla quale la
pressione di vapore del liquido è pari alla pressione atmosferica. (etanolo:
pressione di vapore > della pressione di vapore dell’acqua).
LO STATO GASSOSO
Le particelle allo stato gassoso sono molto distanti tra loro e si muovono
continuamente con moto rettilineo finchè non si urtano.
Caratteristiche dei gas:
 La distanza tra le particelle è molto più grande del loro diametro
 Un gas è comprimibile (non ha né forma né volume propri)
 Un gas è miscibile in qualsiasi rapporto con altri gas
 La velocità media delle particelle aumenta con l’aumentare della
temperatura
 Un gas tende ad espandersi occupando il recipiente che lo contiene
 La densità di un gas è inversmente proporzionale alla distanza tra le
particelle
Le grandezze che definiscono il comportamento di un gas sono:
 Pressione
 Volume
 Temperatura
LE LEGGI DEI GAS
 Legge di Boyle: a temperatura costante la pressione e il volume di un gas
sono inversamente proporzionali. P x V = k ( a T costante)
Es. Riducendo il volume aumenta la pressione.
 Legge di Charles: a pressione costante il volume di un gas è direttamente
proporzionale alla temperatura. V = k x T (con P costante) . La
Temperatura è espressa in gradi assoluti o Kelvin. Nella scala di
temperatura assoluta non esistono valori negativi. Lo zero assoluto (0 K)
è la più bassa temperatura raggiungibile (-273,16 C°). Scala assoluta=
scala Kelvin.
 Legge di Guy-Lussac: a volume costante la pressione di un gas è
direttamente proporzionale alla temperatura. P = k x T (V costante)
Quando applichiamo le leggi sui gas possiamo riferirci alle condizioni di
temperatura e pressione standard (TPS).
T= 273,16 K = 0 C°
P= 760mmHg = 1 atm
I GAS IDEALI E LE LEGGI DI STATO
Le leggi dei gas valgono per i gas ideali e solo in modo approssimativo per i gas
reali.
Caratteristiche dei gas ideali:
25
 Urti elastici (non ci sono trasferimenti di energia)
 Le sue molecole sono puntiformi (volumi trascurabili)
 Tra le sue molecole non esistono né attrazione né repulsione
A temperatura e pressione ambiente i gas reali si comportano con buona
approssimazione come gas ideali.
Equazione di stato dei gas ideali:
PxV=nxRxT
P = pressione
T = temperatura
R = costante universale dei gas
n = numero di moli di gas
V = volume
Il termine n tiene conto della quantità di gas presente.
Principio di Avogadro: volumi uguali di gas diversi, alla stessa temperatura e
pressione contengono lo stesso numero di moli, oppure: una mole di un qualsiasi
gas, alla stessa temperatura e pressione, occupa sempre lo stesso volume.
In condizioni TPS, 1 mole di gas occupa un volume di 22,4 litri (volume molare
standard).
MISCELE DI GAS
Legge di Dalton o “legge delle pressioni parziali”: la pressione esercitata da una
miscela di gas è data dalla somma delle pressioni parziali esercitate dai singoli
gas componenti la miscela.
Ptot = Pa + Pb + Pc
Ptot : pressione totale
Pa + Pb + Pc: pressioni parziali dei singoli gas
La pressione parziale di un gas in una miscela è la pressione che tale gas
eserciterebbe se fosse da solo nello stesso volume. Poiché in una miscela tutti i
gas sono sottoposti alle stesse condizioni di volume e temperatura, la diversa
pressione di ogni gas è dettata dal diverso numero di moli di ciscun componente.
Pa = na / ntot x Ptot
na : numero moli del gas
ntot: numero moli totali
na / ntot = frazione molare (Xa)  Pa = Xa x Ptot
26
PRINCIPI DI TERMODINAMICA
La termodinamica studia i cambiamenti di energia che accompagnano le reazioni
chimiche.
Sistema aperto: scambia materia e energia con l’ambiente
Sistema chiuso: scambia solo energia con l’ambiente
Sistema isolato (adiabatico): Non scambia né energia né materia
Prima legge della termodinamica
“In un sistema isolato l’energia può essere convertita da una forma all’altra ma
non distrutta”.
L’energia chimica liberata dalle reazioni metaboliche di ossidazione può essere
impiegata per compiere lavoro meccanico come contrazioni muscolari.
Entalpia: (∆H = variazione di entalpia) ∆H di una reazione esprime il calore di
reazione che viene scambiato. A pressione costante = reazioni isobare.
CLASSIFICAZIONE DELLE REAZIONI SECONDO ∆H
 Reazioni esotermiche: ∆H < 0  Si libera calore verso l’ambiente
 Reazioni endotermiche: ∆H > 0  la reazione assorne calore dall’ambiente
 Reazioni isotermiche: ∆H = 0
Variazione di entalpia standard: 25 °C e 1 atm
La ∆H non fornisce indicazioni riguardo alla spontaneità di una reazione.
Seconda legge della termodinamica
“Una reazione naturale evolve verso uno stato di maggiore disordine”.
L’indice del disordine è dato dall’ entropia (S).
∆S = q / T
 quantità di calore che il sistema assorbe dall’ambiente a T
costante e reversibilmente.
La quantità termodinamica che ci dice la spontaneità di una reazione chimica è la
variazione di energia libera di Gibbs (∆G) detta anche “lavoro utile”.
∆G = ∆H – T ∆S
∆G dà indicazione sul fatto che una reazione produca o meno energia sfruttabile.
∆G > 0 reazione non spontanea o endoergonica
∆G < 0 reazione spontanea e esoergonica
∆G in condizioni standard = 25 °C e 1 atm
ENERGIA DI ATTIVAZIONE
A2 + B2  2AB
27
L’urto deve avere una certa energia
A ----- B
A2 + B2 → │
│ → 2AB
A ----- B
Reagenti
Complesso
attivato
Prodotti
Legami covalenti istantanei
DIAGRAMMA DI REAZIONE
La velocità dipende dal livello di energia di attivazione.
Se l’energia di attivazione è bassa la reazione avviene più velocemente.
Anche reazioni spontanee dal punto di vista termodinamico, devono attraversare
lo stato di transizione ( = complesso attivato).
VELOCITA’ DI UNA REAZIONE
A + B  AB
V = k [A] x [B]
k = costante di velocità
[ ] = concentrazione di …
Per lo più la velocità di una reazione dipende dalla concentrazione dei reagenti
CATALISI
Un catalizzatore è una sostanza che aumenta la velocità di una reazione chimica
abbassandone l’energia di attivazione. Il catalizzatore risulta immodificato al
termine della reazione e non modifica la termodinamica della reazione (es.
enzimi). Molte reazioni che a temperatura ambiente non avvengono perché troppo
lente avvengono in presenza di un catalizzatore.
EQUILIBRIO CHIMICO
Equazione dinamica. Cosa succede se dispongo 2 reagenti in un recipiente?
kd
aA + bB
cC + dD
ki
Due sostanze generiche A e B ( a e b sono i coefficienti stechiometrici) si
trasformano in C e D.
Vd = Kd [A]a . [B]b
Vi = Ki [C]c . [D]d
28
V.
DI
R
E
A
Z
I
O
N
E
Reazione diretta
EQUILIBRIO DELLA REAZIONE
Reazione inversa
TEMPO
All’inizio la concentrazione dei reagenti è massima quindi è massima la velocità
della reazione diretta. Poi diminuisce la concentrazione di A e B e rallenta la
velocità. Al contrario per C e D: per i prodotti aumenta la velocità di reazione con
il passare del tempo. Finchè non si raggiunge l’equilibrio: le due velocità sono
uguali.
Kd [A]a . [B]b = Ki [C]c . [D]d
Le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti non sono uguali, sono uguali le
velocità di reazione.
Kd [A]a . [B]b
-------------- = Keq (COSTANTE DI EQUILIBRIO)  legge di azione di massa.
Ki [C]c . [D]d
La costante di equilibrio di una reazione è pari al rapporto tra il prodotto della
concentrazione dei prodotti elevati ai relativi coefficienti stechiometrici e il
prodotto della concentrazione dei reagenti elevati ai rispettivi coeff. Stechio.
Esempio:
2SO2 + O2 ↔ 2SO
Vd = Kd [SO2]² x [O2]
Vi = Ki [SO3]²
[SO3]²
Keq = -----------[SO2]² x [O2]
La costante di equilibrio è una costante se viene mantenuta la T costante. Se si
varia la T cambia anche la Keq.
In sostanze gassose muta anche in relazione al cambiamento di P (pressione
parziale).
La Keq non ci dice niente a proposito della velocità di una reazione, invece ci dà
informazioni sulla composizione di un sistema all’equilibrio.
29
Se Keq è molto grande o molto piccola la reazione è cineticamente irreversibile.
Nel caso in cui sia molto grande la reazione risulta molto spostata verso il
prodotto fino a diventare irreversibile. Idem il contrario.
Keq = 1 uguali quantità di reagenti e prodotti
Keq = 10 (per esempio) valore elevato di Keq, l’equazione è spostata verso i
prodotti
Keq tendente allo 0
la reazione è spostata a sinistra
La reversibilità di una reazione dipende anche da ∆G tra reagenti e prodotti.
Realzione tra ∆G e Keq in un sistema all’equilibrio:
∆G° = -RT In Keq
Es. Keq = 1  ∆G° ( si legge: deltagiconzero) = 0
Keq > 1  ∆G° = numero negativo quindi la reazione è esoergonica
Keq < 1  ∆G° = numero positivo quindi la reazione è endoergonica
∆G° è la variazione di energia libera in condizioni standard (25 °C, 1 atm, 1M)
Keq ci dice se una reazione decorre o non decorre ma non dà informazioni sulla
composizione delle concentrazioni di prodotti e reagenti.
PRINCIPIO DI LE CHATELIER
Quando un sistema all’equilibrio viene perturbato, il sistema reagisce in modo da
opporsi alla perturbazione.
Agenti perturbanti:
 Temperatura
 Pressione
 Concentrazione dei reagenti e/o prodotti
Effetto della pressione
2SO2 (g) + O2 (g) ↔
2SO3 (g)
P²SO3
Keq =------------------P²SO2 · PO2
Se aumenta la pressione allora Keq aumenta, cioè l’equilibrio del sistema si
sposta verso destra in modo da ridurre la pressione (2SO3 danno pressione
minore di 2SO2 + O2 ) poiché si riducono le moli complessive di prodotto. Cioè più
moli di prodotto ritornano reagenti.
2SO2 (g) + O2 (g)
2SO3 (g)
30
Se invece c’era
N2O4
2NO2
All’aumentare di pressione succedeva questo:
N2O4
2NO2
Effetto della temperatura
N2 + 3H2
2NH + calore
4moli reagenti
3
2 moli prodotti (??)
N2 + 3H2
2NH3 + calore
(∆H < 0) reazione esotermica
Se si abbassa la temperatura allora Keq aumenta cioè l’equilibrio del sistema si
sposta verso destra in modo da aumentare la temperatura (la reazione è
esotermica). Il sistema si oppone cercando di produrre calore.
In caso di reazione endotermica succede l’opposto.
Se si allontanano i prodotti (in modo che non avvenga la reazione inversa) la
reazione va a termine, cioè tende all’esaurimento dei reagenti.
LE SOLUZIONI
La soluzione è un sistema omogeneo costituito da 2 o più componenti, miscele
omogenee a 1 fase.
Solvente: componente presente in quantità maggiore
Soluto: presente in quantità minore
Quando la soluzione ha più componenti la soluzione ha comunque un solo
solvente.
Due o più componenti formano una soluzione solo se sono miscibili tra loro.
I gas sono sempre completamente miscibili tra loro.
Solidi e liquidi sono miscibili quando le forze attrattive (di coesione)
instaurano sono dello stesso tipo di quelle presenti tra i composti puri.
che si
Solubilità: Quantità massima di una sostanza (soluto) che può essere sciolta in
una quantità definita di un’altra sostanza (solvente) ad una certa temperatura.
Concentrazione di una soluzione: quantità di soluto presente in una quantità
unitaria di soluzione ad una certa temperatura.
31
Nel discioglimento di un composto (soluto) in un solvente si hanno nuove
interazioni tra soluto e solvente = solvatazione.
EFFETTO DI TEMPERATURA E PRESSIONE SULLA SOLUBILITA’
Pressione: Influenza solo la solubilità di gas nei liquidi.
Legge di Henry: A temperatura costante la solubilità di un gas è direttamente
proporzionale alla pressione del gas.
Temperatura: influenza la solubilità di gas, liquidi e solidi in modo variabile.
Dipnde dal ∆H (valore di reazione):
 Se la reazione ha ∆H < 0 : è esotermica allora per maggiore temperatura si
ha una minore solubilità
 Se la reazione ha ∆H > 0 : è endotermica allora per maggiore temperatura si
ha una maggiore solubilità.
La dissoluzione di un gas è sempre un processo esotermico.
Quindi all’aumentare della temperatura si ha una minore solubilità. In tutti i casi
si tratta di applicare il principio di Le Chatelier.
CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI
Molarità (M): la più importante delle modalità di calcolo della concentrazione
N° di moli di soluto
----------------------1litro di soluzione
Esempio:
NaCl 1M = 1 mole di NaCl per litro di soluzione [mM = millimolare]
10 mM = 10 millimoli per litro di soluzione  0,01 M per litro di soluzione
(rapporto di 10³).
Molalità (m):
N° di moli di soluto
----------------------1 kilo di solvente
Frazione molare (X) :
N° di moli di un componente
----------------------------------N° di moli totali
La somma delle frazioni molari di tutti i componenti di una soluzione=1
Percentuale:
peso
-----Peso
peso
-------volume
volume
---------volume
32
Quantità di soluto
----------------------Quantità di soluzione
= 100
Esempio:
NaCl 0,9 %  p/V = grammi di soluto presenti in 100 ml di soluzione
0,9 grammi di NaCl ogni 100 ml di soluzione
Esercizi:
Quanti grammi di sale sono presenti in 100 ml di una soluzione 0,15 M di cloruro
di sodio?
In 1 litro sono presenti 0,15 moli di cloruro di sodio.
Quante moli nel volume dato?
0,15 : 1 l = x : 0,1 l  100 ml = 0,1 l
0,15 · 0,1
X = ----------- = 0,015 moli
1
Peso formula  grammi= n° moli · peso formula = 0,015 · 58,44 = 0,9 grammi
Esempio:
Soluzione fisiologica = NaCl 0,9 %  0,15 molare
Quanti mg di NaCl sono necessari per preparare 20 ml di una soluzione 0,9%?
0,9% = 0,9 grammi in 100 ml
0,9 : 100 = x : 20 
X = 0,2
Qual è la molarità di una soluzione 12% di sale in acqua? ……
LE PROPRIETA’ COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI
Tutte le proprietà che dipendono dal n° di particelle di soluto presenti in
soluzione.
[ Il numero di particelle di soluto presenti in soluzione: ci vuole un fattore di
correzione  FATTORE DI VAN’ T HOFF (i): rappresenta il numero di particelle di soluto
che si liberano in soluzione.
Per soluti molecolari = 1 ( o meno se vi sono fenomeni di associazioni)
Per soluti ionici= n° di ioni liberati (es. NaCl = 2 ; (NH4)2SO4 = 3 )
Esempio con composto ionico: NaCl in soluzione si divide in Na+ e Cl- . Ogni unità
formula di NaCl dà 2 particelle quindi i=2 ]
Sono indipendenti dal tipo di soluto. Sono collegate tra loro (data una si può
risalire alle altre)
33
1. Abbassamento della pressione di vapore = maggiore è la presenza di
soluto e più bassa è la pressione di vapore della soluzione rispetto a quella
del solvente.
Legge di Raoult
∆P = XB ·P°A· i
A=solvente
B=soluto
∆P=differenza di pressione
di vapore tra solvente puro e soluzione
XB=(X di B) frazione molare del soluto
P°A=(piconzerodiA) pressione di vapore del solvente puro
Quanto più una soluzione è concentrata tanto maggiore è l’abbassamento
della sua tensione di vapore.
2. Innalzamento del punto di ebollizione
Pressione di vapore di una soluzione VS Temperatura
La presenza del soluto, abbassando la pressione di vapore di una soluzione
è anche responsabile di un aumento della temperatura di ebollizione.
Un liquido bolle a una temperatura alla quale la sua pressione di vapore è
uguale alla pressione di vapore atmosferica.
∆Te = innalzamento ebullioscopico (differenza tra la temperatura
ebullioscopica della soluzione e quella del solvente)
∆Te = m · Ke · i
m=molalità
Ke = costante ebullioscopica molale del
solvente
3. Abbassamento crioscopico
∆Tc = m · Kc · i
m=molalità
Kc = costante crioscopica molale del solvente
4. Osmosi
Membrana semipermeabile: membrana che consente il passaggio delle
molecole si solvente ma non delle molecole di soluto
La pressione osmotica è la pressione che si deve esercitare sulla soluzione
per evitare un flusso netto di solvente da un compartimento all’altro.
Pressione osmotica = π = M·R·T·i
M=molarità della soluzione
R=costante del gas
T=temperatura assoluta (K)
i = fattore di Van T’ Hoff
TONICITA’ DI UNA SOLUZIONE
Soluzione isotonica (alla stessa pressione osmotica)
Soluzione ipotonica
Soluzione ipertonica
34
SISTEMI COLLOIDALI
Sono una condizione intermedia tra soluzioni (sistema omogeneo) e sospensioni
(sistema eterogeneo). Ad esempio il sangue è più simile a un colloide.
I colloidi sono costituiti da:
 Fase dispersa
 Fase Continua
Sono caratterizzati dal presentare l’effetto Tyndall e dal poter essere separati per
ultrafiltrazione. Esempio: l’attività renale è un’attività di ultrafiltrazione.
LE FORMULE DEI COMPOSTI
OSSIDI
Si dividono in:
Ossidi ionici: (ossidi dei metalli) quando si sciolgono in acqua liberano ioni
metallici (cioè gruppi IA, IIA, IIIA) e ioni ossido (O2-). Lo ione ossido
reagisce con una molecola di H20 formando un IDROSSIDO: composto
ionico formato da ione metallico e ione ossidrile (OH-). Es. idrossido
ferroso  Fe(OH)2
Ossidi covalenti: (ossidi dei non-metalli) reagiscono con l’acqua addizionandone
una molecola, la sostanza che si produce è un composto
covalente detto OSSIACIDO, ossia una molecola costituita da tre
tipi di atomi che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno e
anioni. Si scrive l’idrogeno come primo elemento , poi il nonmetallo e poi l’ossigeno.
Gli ioni idrogeno si uniscono a una molecola d’acqua formando
uno ione idronio (H3O+)
H2CO3 + H2O  HCO3- + H3O+
HCO3- = ione idrogeno carbonato
Qualche esempio:
35
Esercizio:
Qual è l’ossiacido in cui lo zolfo ha il più alto NdO? (acido solforico)
1. H S O
formula minima per partire
2. NdO di S = 6+  H = NdO = 1
O = NdO = -2
3. H S O4
4. H2 S O4
si aggiusta l’ossigeno
si aggiusta anche l’idrogeno
ATTENZIONE!!!  eccezioni: BORO SILICIO FOSFORO ARSENIO, ricordarsi di
aggiungere 1 una molecola d’acqua.
IDRACIDI
Sono composti binari caratterizzati dalla presenza dell’idrogeno e di un nonmetallo.
Le soluzioni acquose degli idracidi prendono il nome di acido fluoridrico,
cloridrico, solfidrico, ecc. Questi acidi, perdendo uno ione idrogeno H+, danno
luogo agli anioni Cl- (cloruro), Br- (bromuro), F- (fluoruro), I- (ioduro).
H2S può perdere uno o due ioni idrogeni.
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