Presentazione di PowerPoint

206
Esempi di determinazione del N.O.
Sostanza
H2SO4
(acido solforico)
2 (+1) + N.O. (S) + 4 (-2) = 0
K2Cr2O7
(bicromato
potassico)
N.O. (Cr ) = (+ 14 - 2) / 2 = + 6
Na2CO3
(soda Solvay)
N.O. (S) = + 8 - 2 = + 6
2 (+1) + 2 N.O. (Cr) + 7 (-2) = 0
2 (+1) + N.O. (C) + 3 (-2) = 0
N.O. (C) = 6 - 2 = 4
207
Esempi di determinazione del N.O.
Sostanza
MnO4 (ione
permanganato)
PO43(ione ortofosfato)
N.O. (Mn) + 4 (-2) = -1
N.O. (Mn) = - 1 - 2 = +7
N.O. (P) + 4 (-2) = -3
N.O. (P) = - 3 + 8 = +5
208
Nomenclatura dei composti inorganici
(applicazione della teoria del legame chimico)
C)
Classificazione e nomenclatura dei
principali composti inorganici
C1) Idruri e ossidi
209
Composti binari dei Metalli
idrogeno
Idruri ionici
con
ossigeno
Ossidi ionici
Es.:
Es.:
NaH (Na+ H-)
Na2O (2Na+ O2-)
idruro di sodio
ossido di sodio
CaH2 (Ca2+ 2H-)
Al2O3 (2Al3+ 3O2-)
idruro di calcio
ossido di alluminio
210
Composti binari dei Non Metalli
idrogeno
Idruri covalenti
con
ossigeno
Ossidi covalenti
211
Nomenclatura degli idruri covalenti
(a) Alcuni idruri covalenti hanno nomi d’uso. Es.:
CH4 metano
NH3 ammoniaca
H2O acqua
(b) Altri aventi carattere acido (acidi = donatori di
ioni H+ o protoni) sono chiamati idracidi
Nomenclatura tradizionale
acido fluoridrico
HF (aq)
acido cloridrico
HCl (aq)
acido bromidrico
HBr (aq)
acido iodidrico
HI (aq)
acido solfidrico
H2S (aq)
HCN (aq)* acido cianidrico
212
Nomenclatura degli ossidi ionici e covalenti
1) Esempi di nomenclatura moderna
CaO ossido di calcio
Al2O3 triossido di dialluminio
N2O ossido di diazoto
CO2 biossido di carbonio
NO2 biossido di azoto
P2O5 pentossido di difosforo
2) Esempi alternativi di nomenclatura moderna
(notazione di Stock)
FeO ossido di ferro (II)
Fe2O3 ossido di ferro (III)
NO
NO2
ossido di azoto (II)
ossido di azoto (IV)
213
Nomenclatura degli ossidi ionici e covalenti
3) Esempi di nomenclatura tradizionale
Cu2O ossido rameoso
CuO
ossido rameico
SO2
SO3
anidride solforica
anidride solforosa
Cl2O anidride ipoclorosa
Cl2O3 anidride clorosa
Cl2O5 anidride clorica
Cl2O7 anidride perclorica
214
Nomenclatura dei composti inorganici
(applicazione della teoria del legame chimico)
11.3 Classificazione e nomenclatura dei
principali composti inorganici
C1) Idruri e ossidi
C2) Idrossidi e ossoacidi
215
Metalli
con
idrogeno
ossigeno
Idruri
ionici
Ossidi
ionici
+ acqua
(se solubili)
Idrossidi
(basi)
216
Idrossidi
Esempi:
KOH (K+ OH-)
idrossido di potassio
NH4OH (NH4+ OH-)
idrossido di ammonio
Ca(OH)2 (Ca2+ 2OH-)
idrossido di calcio
Fe(OH)2 (Fe2+ 2OH-)
idrossido di ferro (II)
(idrossido ferroso)
Fe(OH)3 (Fe3+ 3OH-)
idrossido di ferro (III)
(idrossido ferrico)
217
Non Metalli
con
ossigeno
Ossidi
covalenti
+ acqua
(se solubili)
Ossoacidi
(acidi ossigenati)
idrogeno
Idruri
covalenti
218
Nomenclatura di alcuni ossoacidi
Nom. tradizionale
Nom. moderna
H2CO3
acido carbonico
carbonato (IV) di diidrogeno
H2SO3
acido solforoso
solfato (IV) di diidrogeno
H2SO4
acido solforico
solfato (VI) di diidrogeno
HNO2
acido nitroso
nitrato (III) di idrogeno
HNO3
acido nitrico
nitrato (V) di idrogeno
HClO
acido ipocloroso
clorato (I) di idrogeno
HClO2
acido cloroso
clorato (III) di idrogeno
HClO3
acido clorico
clorato (V) di idrogeno
HClO4
acido perclorico
clorato (VII) di idrogeno
219
Formule di struttura (di Lewis) di alcuni
ossoacidi
OH
acido carbonico
O=C
OH
O
acido solforico
OH
S
O
OH
OH
acido nitroso
O=N
220
Reazione formale per ottenere gli acidi
SO3 + H2O = H2SO4
acido solforico
CO2 + H2O = H2CO3
acido carbonico
221
Diversi ossoacidi con lo stesso N.O. del
non metallo
P2O5 + 3H2O = 2 H3PO4 (acido ortofosforico)
P2O5 + 2H2O = H4P2O7
(acido pirofosforico)
2H3PO4 = H4P2O7 + H2O
P2O5 + H2O = 2 HPO3
(acido metafosforico)
H3PO4 = HPO3 + H2O
222
Nomenclatura dei composti inorganici
(applicazione della teoria del legame chimico)
11.3 Classificazione e nomenclatura dei
principali composti inorganici
C1) Idruri e ossidi
C2) Idrossidi e ossoacidi
C3) Sali
223
Metalli
Non Metalli
con
con
idrogeno
Idruri
ionici
ossigeno
Ossidi
ionici
+ acqua
(se solubili)
ossigeno
Ossidi
covalenti
idrogeno
Idracidi
+ acqua
(se solubili)
Idrossidi
(basi)
Ossoacidi
+
acido
+
base
Sali
+
base
224
Nomenclatura di sali derivati da idracidi
Desinenza
Acido
-idrico
Sale
-uro
nomenclatura
tradizionale
nomenclatura
moderna
NaCl
cloruro di sodio
cloruro di sodio
FeCl2
cloruro ferroso
cloruro di ferro (II)
o dicloruro di ferro
FeCl3
cloruro ferrico
cloruro di ferro (III)
o tricloruro di ferro
CCl4
tetracloruro di
carbonio
tetracloruro di
carbonio
225
Nomenclatura di sali derivati da ossoacidi
Desinenza
Acido
-ico
-oso
Sale
-ato
-ito
Con eventuale utilizzo dei prefissi ipo- e per-
NaClO3
nomenclatura
tradizionale
nomenclatura
moderna
clorato di sodio
clorato (V) di sodio
nitrito di potassio
KNO2
Mg(NO3)2 nitrato di magnesio
solfato di calcio
CaSO4
nitrato (III) di potassio
nitrato (V) di magnesio
solfato (VI) di calcio
226
Nomenclatura di sali derivati da ossoacidi
nomenclatura
tradizionale
nomenclatura
moderna
K2CO3
carbonato di potassio
carbonato (IV) di
potassio
KHCO3
bicarbonato di potassio
(carbonato acido di
potassio)
idrogenocarbonato
potassico
Ca(HCO3)2 bicarbonato di calcio
idrogenocarbonato
(carbonato acido di calcio) di calcio
227
Nomenclatura dei composti inorganici
(applicazione della teoria del legame chimico)
11.3 Classificazione e nomenclatura dei
principali composti inorganici
C1) Idruri e ossidi
C2) Idrossidi e ossoacidi
C3) Sali
C4) Comportamento dei semimetalli
228
Semimetalli
con
ossigeno
Ossidi anfoteri
con
basi
acidi
Sali
229
Esempio di comportamento di un ossido
anfotero
Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O
Al2O3 + 2OH- + 3H2O = 2[Al(OH)4]ione alluminato
230
Nomenclatura dei composti inorganici
(applicazione della teoria del legame chimico)
11.3 Classificazione e nomenclatura dei
principali composti inorganici
C1) Idruri e ossidi
C2) Idrossidi e ossoacidi
C3) Sali
C4) Comportamento dei semimetalli
C5) Perossidi e superossidi
231
Perossidi
Esempi:
H2O2 (H-O-O-H)
acqua ossigenata o perossido di idrogeno
Na2O2 (2Na+ O22-) (2Na+ -O  O-)
perossido di sodio
232
Superossidi
Esempio:
KO2 (K+ O2-)
superossido di potassio
233
Nomenclatura dei composti inorganici
(applicazione della teoria del legame chimico)
11.3 Classificazione e nomenclatura dei
principali composti inorganici
C1) Idruri e ossidi
C2) Idrossidi e ossoacidi
C3) Sali
C4) Comportamento dei semimetalli
C5) Perossidi e superossidi
C6) Nomenclatura degli ioni
234
Nomenclatura degli ioni
a) Per gli ioni positivi monoatomici, si usa sia la
nomenclatura moderna che quella tradizionale:
Fe2+
ione ferro (II)
ione ferroso
Fe3+
ione ferro (III)
ione ferrico
b) Per gli ioni positivi poliatomici, si usa il
suffisso -onio:
H3O+
ione ossonio o idronio
NH4+
ione ammonio
235
c) Per gli ioni negativi monoatomici, si usa il
suffisso -uro, ad eccezione dello ione O2-, che
è chiamato ione ossido:
ione cloruro
Cl S 2-
ione solfuro
HS -
ione idrogenosolfuro
d) Per gli ioni negativi poliatomici, si usa sia la
nomenclatura moderna che quella classica:
ione ipoclorito
ione clorato (I)
ClOSO42NO 2
ione solfato (VI)
ione solfato
ione nitrato (III)
ione nitrito
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
236
Cambiamenti fisici
VARIANO LE PROPRIETA’ FISICHE
intensive = T, P, conducibilità, densità,
concentrazione …
Grandezze che non dipendono dalla massa
estensive = volume, massa, … (additive)
Grandezze che dipendono dalla massa
Cambiamenti chimici
TRASFORMAZIONI DI UNA SOSTANZA IN
UN’ALTRA
(quasi sempre accompagnate da variazioni di
lavoro e/o calore)
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
237
Leggi Storiche della Chimica
Antoine Lavoisier: 1789
 Legge della conservazione della massa
‘Nulla si crea, nulla si distrugge’
Nel corso di una reazione chimica la massa totale del sistema
sottoposto a reazione rimane costante.
Proust (e Berthollet): ~1800
 Legge delle proporzioni definite e costanti
‘Il rapporto degli atomi costituenti un composto è definito e
costante’
Dalton: ~1800
 Legge delle proporzioni multiple
‘Quando due elementi possono combinarsi in differenti rapporti
ponderali, le masse dell’uno che si combinano con una massa
fissa dell’altro stanno tra loro in rapporti di numeri interi e
semplici’
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
238
Composti Stechiometrici e Non
FeS, solfuro di ferro
Composto Stechiometrico
rapporto Fe:S 1:1
Daltonuro
FeS2, disolfuro di ferro, pirite rapporto Fe:S 1:2
Composto Stechiometrico
Daltonuro
FeS0.9, o FeS1.1, ‘solfuro di ferro’ rapporto Fe:S  1
Composto Non Stechiometrico Bertolluro
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
239
Massa, Pesi Atomici e Molecolari
 Unità di massa atomica 1 u = 1 dalton =1/12
della massa di un atomo di 12C = 1,66054 x 10-27 Kg
 Il peso atomico PA è il numero che esprime
quante volte la dodicesima parte della massa
atomica di
12C
dell’elemento
è contenuta nella massa atomica
in
questione
(considerando
miscela isotopica naturale)
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
240
la
Unità di Massa Atomica
• Bisogna ricordare che un’unità di massa
atomica unificata si avvicina alla massa
delle particelle nucleari protoni e neutroni
che sono le particelle fondamentali per
quanto riguarda la massa degli atomi dei
vari elementi.
• A causa del difetto di massa i protoni e i
neutroni hanno massa diversa nei vari
nuclei dei diversi elementi
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
241
Peso Molecolare (PM)
 Il peso molecolare PM di una qualsiasi sostanza di
formula chimica AaBbCc è:
PM A a Bb Cc = axPAA + bxPAB + cxPAc
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
242
La Mole
• Le reazioni chimiche coinvolgono un
numero enorme di molecole o di atomi
• Si è definito un nuovo termine paragonabile
alla quantità di atomi o di molecole usate
nella realtà
• La mole (mol) è definita come quantità di
sostanza che contiene tante unità
elementari quanti sono gli atomi contenuti
in 12,000 g del nuclide 126C
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
243
La Mole
• Tale numero è il numero di Avogadro (N o NA)
• Unità di misura
• Numero
che
può
essere
misurato
sperimentalmente
• La mole rappresenta un numero pari alla costante
di Avogadro di entità e quindi la sua massa è la
massa di queste entità
• 1 mole di atomi
• 1 mole di molecole
• 1 mole di ioni
• 1 mole di elettroni
• 1 mole di entità diverse contiene lo stesso numero
di oggetti
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
244
Determinazione Sperimentale Na
• Decadimento radioattivo del radio
226
88 Ra

222
86 Rn

1,35 x10 11
4
2 He
moli di He
sec
Si misura
8,13x1012
24/11/2010
di sin tegrazioni atomi di He

sec
sec
Chimica Generale Inorganica
245
Determinazione Sperimentale Na
• Come conseguenza
8,13x1012
23
N
6,023
x
10
atomi / mole

11
1,35 x10
• Allora
1g
24
1u 
 1,66 x10
N
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
246
Considerazioni su Na
• Valore prossimo ma diverso dalla massa del
protone e del neutrone a causa del difetto
di massa
• Energia sviluppata durante la formazione
del nucleo
• Dal peso atomico (u) al peso atomico (g) di
un atomo moltiplicandolo u per Na
• In pratica non è necessario conoscere il
valore del peso atomico (g) ne di Na perché
atomi reagiscono sempre in rapporti
definiti
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
247
La Mole
Ai fini pratici
 Una mole di qualsiasi sostanza è la
quantità di questa che, espressa in
grammi, è uguale al corrispondente
peso molecolare
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
248
Composizione Ponderale delle Sostanze e
Formula Chimica
Composizione percentuale ponderale nota. Qual è la formula empirica AaBbCc ?
(…i (% in peso)i = 100% ), si considerano 100g
nA 
% di A (g)
MAA
nB 
% di B (g)
% di C (g)
nC 
MAB
MAC
si trovano poi gli interi semplici a : b : c = nA : nB : nC
attento : CH vale per acetilene, C2H2, ciclobutadiene, C4H4, benzene, C6H6, ... (formula
bruta)
Formula empirica/bruta nota AaBbCc
Qual è la composizione percentuale ?
% di A 
mA
m A a Bb Cc
24/11/2010
a  PAA g mol -1
a  PAA
100 

100

100
PM A a Bb Cc
PM A a BbCc g mol -1
Chimica Generale Inorganica
249
Reazioni Chimiche/Equazioni Chimiche
REAGENTI
Idrogeno H2 +
PRODOTTI
Ossigeno O2 
Acqua H2O
Metano CH4 + Ossigeno O2  Diossido di Carbonio CO2 + Acqua H2O
A + B  C + D + … Equazione Chimica non Bilanciata
non rispetta la conservazione della massa !!! invece il
numero di atomi di ogni elemento rimane invariato
2 H2 + O2  2 H2O
H2 + 1/2 O2  H2O
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
( 2 CH4 + 4 O2  2 CO2 + 4 H2O )
aA + bB  cC + dD + …Equazione Chimica Bilanciata
coefficienti stechiometrici (a,b,c,d)
(interi minimi)
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
250
Reazioni Chimiche/Equazioni Chimiche
Reazione:
Ferro + Zolfo  Pirite (disolfuro di ferro)
Fe(s) + 2 S(s)  FeS2(s)
L’equazione chimica
contiene tre tipi di informazioni:
a) Natura dei reagenti e dei prodotti (qualitativa)
b) Rapporto atomico di combinazione (microscopico)
c) Metodo Quantitativo ed Operativo (macroscopico)
Non dice niente sul meccanismo o sulla
spontaneità!
Fe
24/11/2010
+
2S

FeS2
1 atomo
x NA
2 atomi
x NA
1 “molecola”
x NA
1 Mole
2 Moli
1 Mole
Chimica Generale Inorganica
55.85 g
2 x 32.06 g
119.97 g
251
Reazioni Chimiche/Equazioni Chimiche
Si ha conservazione della massa.
Non si conservano, in generale,
il numero di moli totali!
Bilancio di massa e bilancio di carica
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
252
Reazioni in Soluzione Acquosa
Na2CO3 + 2 HCl
2 Na+ + CO32– + 2 H3O+ + 2 Cl–
2 Na+ + CO32– + 2 H+ + 2 Cl–
2 NaCl + CO2 + H2O
2 Na+ + 2 Cl– + CO2 + 3 H2O
2 Na+ + 2 Cl– + CO2 + H2O
La scrittura H+ indica in forma concisa
lo ione idrogeno H3O+ (solvatato).
CO32– + 2 H3O+
CO32– + 2 H+
aA(x) + bB(y)
CO2 + 3 H2O
CO2 + H2O
?
 cC(s) + dD(t) + …
s = solido, g = gassoso, l = liquido, aq = acquoso, ...
24/11/2010
800°C
Chimica Generale Inorganica
CaCO3
(s)

CaO(s)
+
CO2(g)
253
Numeri di Ossidazione
 Numeri in caratteri romani dotati di segno
 Tengono conto di uno squilibrio di cariche nelle
specie poliatomiche
 Si ottengono, formalmente, attribuendo tutti gli
elettroni di valenza all’elemento più elettronegativo di
ciascun legame
 Rappresentano lo squilibrio di carica rispetto ad ogni
atomo nello stato elementare
Esempi:
molecola dell’acqua, H2O
H
O
H
H+
O2-
H+
molecola del diossido di carbonio, CO2
24/11/2010
O=C=O
Chimica 2Generale4+Inorganica
2-
O
C
O
nox(O) = -II
nox(H) = +I
nox(O) = -II
nox(C) = +IV
254
Regole Mnemoniche per il Calcolo del
Numero di Ossidazione
1) Il nox degli elementi è uguale a 0 (zero)
H2, O2, O3, Fe, P4, S8
2) metalli alcalini (1= Li, Na, K, Rb, Cs): +I (+1)
3) metalli alcalino-terrosi (2 = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): +II (+2)
4) idrogeno : +I (+1) [eccezione negli idruri: -I (-1)]
5) ossigeno : -II (-2) [eccezione nei perossidi: -I (-1) ]
6) alogeni (17 = F, Cl, Br, I) non combinati ad O o tra loro : -I
 Il nox di uno ione monoatomico è uguale alla carica
nox(Na+) = +I ; nox(Ca2+) = +II ; nox(Fe2+) = +II ;
nox(Fe3+) = +III ; nox(Cl-) = -I ; nox(S2-) = -II
 In un composto neutro,
nox è uguale a 0
 In un composto carico (ione poliatomico),
24/11/2010
 –8  nox  8 Chimica Generale Inorganica
nox = carica
255
Esempi di Calcolo Numeri di Ossidazione
 Ba(ClO4)2
nox(Ba) + 2 nox(Cl) + 8 nox(O) = 0
2 + 2 nox(Cl) - 16 = 0
nox(Cl) = +VII
 K2SO4
2 nox(K) + nox(S) + 4 nox(O) = 0
2
+ nox(S) - 8 = 0
nox(S) = +VI
 MnO4nox(Mn) + 4 nox(O) = -1
nox(Mn) - 8 = -1
nox(Mn) = +VII
 ClO2
nox(Cl) + 2 nox(O) = 0
nox(Cl) – 4 = 0
nox(Cl) = +IV
 HNO3 N(+V); HNO2
NO
N(+II); NH3
24/11/2010
N(+III);
N(-III);
 SO42- +VI ; SO32- +IV ;
Generale Inorganica
O62- +2.5
S2O32- +II ; S4Chimica
NO2 N(+IV);
HN3 N(-1/3);
256
Reazioni Ossidoriduttive/Redox
 Reazioni che comportano una variazione del
numero di ossidazione di almeno un elemento dei
reagenti
HCl + NaOH  H2O + NaCl
+I –I +I –II +I
+I -II
+I -I
Cl2 + NaOH  HClO + NaCl
0
+I –II +I
+I +I -II +I -I
non è REDOX
è REDOX
Ci sono due metodi principali (del tutto equivalenti)
 Per composti inorganici (più comune)
 Per composti organici
SEMIREAZIONE:
 reazione di una coppia di elementi che subiscono
reazione redox
 contiene elettroni come reagenti o prodotti
a Oss1 + n e–
b Rid2
A + e -  Aacquisto di elettroni
24/11/2010
c Rid1
d Oss2 + n e–
riduzione, elettroni a sinistra
nox(A) diminuisce,
A si riduce
B  B+ + e-Chimica Generale
ossidazione,
elettroni a destra
Inorganica
perdita di elettroni
nox(B) aumenta,
B si ossida
257
Metodo Semireazioni
1) si individuano due o più coppie redox [una o più che si
ossida, una o più che si riduce]
2) Si separano i due processi:
OX di ossidazione; RED di riduzione
3) Si bilanciano separatamente i due processi, facendo
finta che esistano elettroni come reagenti o prodotti
4) Si sommano i due processi, stando attenti a far
scomparire gli elettroni dal processo finale
Esempio:
Cu2+ + Fe 
+II
0
Fe3+ + Cu
+III
0
Cu(II)  Cu(0) riduzione
Cu2+ + 2 e-  Cu
Fe(0)  Fe(III) ossidazione Fe  Fe3+ + 3 e-
x3
x2
3 Cu2+ + 6 e- + 2 Fe  3 Cu + 2 Fe3+ + 6 ereazione bilanciata
24/11/2010
3 Cu2+ + 2 Fe  3 Cu + 2 Fe3+
 Spesso, nel bilanciamento delle semireazioni è
necessarioChimica
utilizzare,
oltre
ad elettroni, specie come
Generale
Inorganica
H+, OH- o H2O (es. ambiente acido o basico)
258
Bilanciamento Globale
O2 + NO  HNO3
nox(O)
 nox(N)

0  -II
+II  +V
O2  HNO3 o H2O
NO  HNO3
O2 + 4 e- + 4 H+  2 H2O
 HNO3 + 3 e- + 3 H+
NO + 2 H20
x3
x4
3O2 + 12 e- + 12 H+ + 4 NO + 8 H20 
 6 H2O + 4 HNO3 + 12 e- + 12 H+
3O2 + 4 NO + 2 H20  4 HNO3
MnO4- + Sn2+  Mn2+ + Sn4+
 nox(Mn) +VII  II
 nox(Sn) +II  +IV
MnO4-  Mn2+
Sn2+  Sn4+
MnO4- + 5 e- + 8 H+ Mn2+ + 4 H20
Sn2+  Sn4+ + 2 e-
x2
x5
2 MnO4- + 10 e- + 16 H+ + 5 Sn2+ 
 2 Mn2+ + 8 H20 + 5 Sn4+ +10 e-
24/11/2010
2MnO4- + 16H+ + 5Sn2+  2Mn2+ + 8H20 + 5Sn4+
Chimica Generale Inorganica
N.B. la reazione consuma ioni H+ e forma acqua
259
Reazioni di Disproporzionamento


reazioni redox in cui lo stesso composto di ossida (in
parte) e in parte di riduce
le reazioni opposte sono di comproporzionamento
P4  PH3 + H3PO4
 nox(P)
 nox(P)
Riduzione
Ossidazione
0  -III
0  +V
P4  PH3
P4  H3PO4
12 H+ + P4 + 12 e-  4 PH3
x5
+
P4 + 16 H20  4 H3PO4+ 20 e + 20 H x 3
60 H+ + 5 P4 + 60 e- + 3 P4 + 48 H20 
 20 PH3 + 12 H3PO4+ 60 e- + 60 H+
Equazione finale bilanciata:
2 P4 + 12 H20  5 PH3 + 3 H3PO4
Altre reazioni simili:
24/11/2010
SO32-  S2- + SO42-
NO  NH3 + HNO3
Hg22+ --> Hg + HgO
Cl2  Cl- + ClO-
2Generale
Inorganica
S2- + SO
Br2  Br- + BrO3S2O32- Chimica
3
260
Correlazioni Ponderali
Reazione: Fe(s) + 2 S(s)  FeS2(s)
Dati 3 kg di ferro, quanti kg di zolfo sono necessari per
avere reazione completa?
3000 g (Fe) / 55.85 g mol-1 [PA(Fe)] = 53.71 moli Fe
Per ogni mole di Fe, servono due moli di S;
quindi, per 53.71 moli di Fe, servono 107.42 moli di S
107.43 moli di S corrispondono a:
107.43 x 32.06 [PA(S)] = 3440 g di Zolfo
Quanta pirite (FeS2) si è formata?
3000 g di Fe + 3440 g di S = 6440 g di FeS2
oppure:
Ogni mole di Fe genera una mole di FeS2
53.71 moli di Fe generano 53.71 moli di FeS2
24/11/2010
ma 53.71 moli di FeS2 x PM(FeS2) = 6440 g di FeS2
Chimica Generale Inorganica
119.97 g mol-1
261
Correlazioni Ponderali
Sia data la reazione:
4 Ce + 3 S  Ce4S3
quanti grammi di zolfo sono necessari per combinarsi con
7.50 g di cerio?
PA(Ce) =140.12 g mol-1
PA(S) = 32.06 g mol-1
7.50 g (Ce) / 140.12 g mol-1
= 5.34 10-2 moli di Ce
Ogni 4 moli di Ce necessitamo 3 moli di S
Imposto la proporzione:
4 : 3 = 5.34 10-2 : moli di S
moli di S = 5.34 10-2 x ¾ = 4.01 10-2 moli di S
che corrispondono a
4.01 10-2 x 32.06 g/mole = 1.28 g di zolfo
Ogni 4 moli di Ce formano 1 mole di Ce4S3
Moli di Ce4S3 = ¼ x 5.34 10-2 = 1.33 10-2 moli
1.33 10-2 moli Ce4S3 x PM(Ce4S3) = 8.78 g Ce4S3
24/11/2010
656.66 g mol-1
Chimica Generale Inorganica
Ma anche: 7.50 g Ce + 1.28 g S = 8.78 g Ce4S3
262
Correlazioni Ponderali
La riduzione del Cr2O3 con alluminio avviene secondo la
reazione: 2 Al + Cr2O3  Al2O3 + 2 Cr
Calcolare:
a) quanto cromo si può ottenere facendo reagire 5.4 g di
Al con 30.4 g di Cr2O3
b) quale reattivo risulta in eccesso
c) quanti grammi di quest’ultimo saranno presenti alla
fine della reazione.
2 Al
g
5.4
PA(PM) 27
Moli
0.2
Moli reagite -0.2
Moli finali 0.0000
PA(PM) 27
g
0.0000
+
Cr2O3 
30.4
152
0.2
Al2O3
102
-
+
2 Cr
52
-
AGENTE LIMITANTE
-0.1
+0.1
+0.2
+0.1
+0.1
+0.2
152
15.2
102
10.2
52
10.4
Risposte:
a) si formano 10.4 g di cromo
b) L’agente in eccesso è Cr2O3
c) Avanzano 15.2 g di Cr2O3
Controllo con bilancio di massa:
All’inizio: 5.4 + 30.4 g = 35.8 g
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
Alla fine: 15.2 + 10.2 + 10.4 = 35.8 g !
263
Università degli Studi di Milano
Facoltà di Agraria
Corso di Laurea in Scienze e Tecnologie Agrarie
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
264
I Gas – Leggi dei Gas
Un Gas Tende a Occupare Tutto lo Spazio di Cui Dispone.
Un sistema gassoso (stato gassoso) è definito da n, T, V, e P
Gas ideale
Particelle non interagenti puntiformi di massa definita:
a) le molecole non manifestano alcuna interazione;
b) il volume proprio delle molecole è virtualmente nullo;
c) gli urti tra le molecole e tra queste e le pareti del contenitore sono
perfettamente elastici;
d) tra un urto e l’altro le molecole seguono un moto rettilineo e
uniforme in qualsiasi direzione dello spazio, ossia in modo del
tutto casuale.
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
265
I Gas
 Equazione di stato dei gas ideali f(n, T, V, P)
Legge isoterma di Boyle (1662)
PV = costante
(PV)t = K

P1V1 = K ; P2V2 = K
24/11/2010
1
Pt = K•
Vt

Chimica Generale Inorganica
P1V1 = P2V2
266
I Gas
• 24/11/2010
Rappresentazioni dell’isoterma
di Boyle
Chimica Generale Inorganica
267
I Gas
Legge isobara
Charles (1787) , Gay-Lussac (1802)
V = V0 (1 + .t )
se si aumenta la temperatura di un gas in condizioni
isobare il suo volume aumenta di 1/273,15 °C per ogni
grado centigrado del valore V0 posseduto a 0 °C
 273,15  t 
1

V0 t = V0 
V = V0 +
273,15
 273,15 
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
268
I Gas
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
269
• Rappresentazione
dell’isobaro
di Charles e Gay-Lussac
I Gas
–273,15 °C = 0 K (zero assoluto) … sposto l’origine …
V
V T

T
= costante

V = K’ T
fissati T0 e V0 la temperatura (K) e il volume a 273,15 K
V0
=
= K’
T
T
0
V
V=
V0T
T0
V1 V2
=
T2
T1
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
270
I Gas
Principio di Avogadro (1811)
Volumi uguali di gas diversi, nelle medesime condizioni di T e P, contengono lo stesso numero di molecole
 V / n = costante
ma anche
PV = costante
;
V
T
= costante
PV
= costante
nT

Equazione di stato dei gas ideali
PV = nRT
Condizioni normali : (n = 1 mol) 0 °C (T = 273,15 K) 1 atm  volume 22,4141 L
R  8,315 J mol-1 K-1 = 0,08206 L atm mol-1 K-1
Se n = costante
PV/T = (nR)cost.

Se V, n = costante (isocora) P = (nR/V)cost. T 
PV = (nRT) cost.
24/11/2010
V = (nR/P) cost. T
isoterma (n,T)
isobara (n,P)
P1V1
T1
P1
T1
=
=
P2V2
T2
P2
T2
(Boyle)
Chimica Generale Inorganica
(Gay-Lussac)
271
I Gas
Relazione con il peso molecolare PM (g mol-1)
PV = nRT = (m/PM) RT

mRT
PM = PV
Relazione con la densità d (Kg m-3, g L-1)
m RT
RT
PM =
=
d
V · P
P
V/n = d = (RT/P)cost.


dA
dB
=
PM A
PM B
d1/PM1 = d2/PM2
P = (d/PM) RT
24/11/2010
Chimica Generale Inorganica
272
I Gas – Miscele Gassose
pressione parziale (p):
la pressione che un gas di una miscela gassosa eserciterebbe se alla
stessa temperatura occupasse da solo l’intero volume a disposizione
della miscela.
la pressione totale (P) di una miscela di gas è uguale alla
somma delle pressioni parziali dei singoli componenti.
Ptot = p1 + p2 + p3 +····+ pi
Frazione Molare:
 p1 = X1Ptot ;
24/11/2010

Xi =
ni
n1  n2  n3    
p2 = X2Ptot ;
∑ Xi = 1
=
ni
ntot
p3 = X3Ptot ; ··· ; pi = XiPtot ···
Chimica Generale Inorganica
273
I Gas – Dissociazione Termica
Dissociazione termica
COCl2(g)
Moli prima della
dissociazione
Stechiometria della
reazione:
Moli a equilibrio
raggiunto:
24/11/2010
CO(g) + Cl2(g)
nA
0
0
aA
mM
+
nN
A
m/a M
+
n/a N
nA – x
Chimica Generale Inorganica
m
x
a
n
x
a
274
I Gas – Dissociazione Termica
Grado di dissociazione
x
 = n0 ;
24/11/2010
x = n0 ;
Chimica Generale Inorganica
01
275
I Gas
Miscele di gas reattivi
SO2Cl2(g)
SO2(g) + Cl2(g)
Moli prima della
reazione
Stechiometria della
reazione:
Moli all’ equilibrio,
reazione ultimata:
nA
nB
0
aA +
bB
mM
A +
b/a B
nA– x nB–
0
+
m/a M +
m
x
a
nN
n/a N
n
x
a
PV = ntot RT
variazione di pressione  variazione delle moli
n(prodotti) - n(reagenti) = variazione
24/11/2010



  P aumenta

P invariata
Chimica 
Generale
Inorganica
  P diminuisce
276