PAS Classe A060 – Lab did. Chimica Calendario

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PAS Classe A060 – Lab did. Chimica
Area CHIMICA GENERALE (4.5 CFU)
Docenti: Daniela Ascenzi/Graziano Guella
Lezioni teoriche:
• Stechiometria di processi chimici
• Atomi, molecole, forze intra- e intermolecolari
• Soluzioni
• Diagrammi di stato e proprietà colligative
• Equilibri chimici in fase omogenea e eterogenea
Esperienze di laboratorio:
• Titolazioni conduttimetriche
• Titolazioni acido-base
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PAS Classe A060 – Lab did. Chimica
Calendario
Lezioni teoriche:
Giovedi 6 marzo
Giovedi 13 marzo
Giovedi 20 marzo
Giovedi 27 marzo
15.30-18.45
15.30-18.45
15.30-18.45
15.30-18.45
Giovedi 3 aprile 15.30-18.45
Giovedi 10 aprile 15.30-18.45
Giovedi 17 aprile 15.30-18.45
Docente Ascenzi
Docente Guella
Esperienze di laboratorio:
Giovedi 24 aprile 15.30-18.45 Ascenzi
Giovedi 15 maggio 15.30-18.45 Guella
1
3
Come presentate ai vostri
studenti il corso di Chimica?
4
A cosa serve la chimica?
A produrre risorse
materiali…
e sviluppare/migliorare le fonti
di energia…
A produrre farmaci migliori
…, rispettando il Pianeta!
Per realizzare un
essere umano
serve un numero
enorme di
reazioni chimiche
2
Come ottenere buoni risultati in chimica
5
1. Avere curiosità ed immaginazione
2. Calcolare dei risultati e quantificare le informazioni
3. Impegno
«Mi piace l’idea che gli esseri umani possano fare tutto ciò
che vogliono, anche se a volte hanno bisogno di essere
formati. Hanno bisogno di un maestro che risvegli la loro
intelligenza, ma sono felice di dire che, per essere un
chimico, non occorre un talento speciale. Con il duro lavoro
tutti possono diventarlo»
Roald Hoffmann (Premio Nobel Chimica 1981)
Il metodo scientifico
6
La Chimica, come tutte le scienze
(matematica, fisica, biologia) si fonda
sul metodo scientifico
Osservazione / esperimento
ipotesi, modello
NO
verifica
SI
Teoria - principio
3
Materia: miscele, composti, elementi
Es: aria,
acqua salata
bronzo (lega
rame+altro metallo)
oro a 14 carati
Es: legno, acqua del
mare, macedonia,
sale+limatura di
ferro
Es: anidride
carbonica (CO2),
acqua (H2O),
cloruro di sodio
(NaCl)
7
Es: ossigeno (O2),
azoto (N2),
idrogeno (H2),
carbonio (C), ferro
(Fe), oro (Au)
Trasformazioni fisiche della materia
8
cambiamento dello stato fisico ma NON della natura
chimica (es. ebollizione dell’acqua, liquefazione del
ghiaccio, filtrazione, solubilizzazione di sali)
Esempio: le transizioni di fase
4
Trasformazioni chimiche della materia
9
Tutte quelle che comportano una variazione dell’
identità chimica della/e sostanza/e
lievitazione del pane
combustione
formazione della
ruggine
(Fe metallico si
trasforma in ossido
di ferro Fe2O3)
esplosione della nitroglicerina
respirazione
Esempio: alcune proprietà caratteristiche
del rame (Cu)
Proprietà Chimiche
Proprietà Fisiche
•
•
•
•
•
•
•
Lucentezza metallica rossobruna
Buon conduttore di calore e
elettricità
Elevata malleabilità (facilmente
manipolabile in forma di fogli) e
duttilità (in forma di fili; capacità
di deformazione plastica)
Si può fondere e mescolare con
lo zinco per formare l’ottone
Punto di fusione: 1083 ºC
Punto di ebollizione: 2570 ºC
Densità: 8.95 g/cm3
10
•
Se lasciato in aria
umida forma nel tempo
un carbonato verde
(malachite)
•
Forma una soluzione
blu scura in
ammoniaca acquosa
•
Reagisce con gli
acidi nitrico e
solforico
http://www.chimica-online.it/video.htm
5
11
Proprietà della Materia
Intensive: se NON dipendono dall’ammontare della
sostanza considerata (es. densità, temperatura)
Estensive: se dipendono dall’ammontare della sostanza
considerata (es. massa, volume)
Esempi:
1. densità
2. Variazione di funzioni termodinamiche
(∆H, ∆G, ∆S) in reazioni chimiche
CH4(g) + 2O2(g)→ CO2(g)+2H2O(l)
ΔHreaz=-890.8kJ
È estensiva
Ma se la riferisco ad 1 mole di CH4 diventa
intensiva:
ΔHreaz (molare)=-890.8 kJ/mol
Principi fondamentali delle scienze chimichefisiche: 1. legge di conservazione della massa
12
“In una reazione chimica la massa totale si
conserva”
ovvero: la somma delle masse dei reagenti è uguale
alla somma delle masse dei prodotti
Evidenza sperimentale:
2 g di idrogeno reagiscono con 16 g di ossigeno per dare
18 g di acqua
Evidenza sperimentale:
4 g di metano + 16 g di ossigeno = 11 g di
anidride carbonica e 9 g di acqua
Excursus storico:
gli esperimenti di
Lavoisier
6
Principi fondamentali delle scienze
chimiche-fisiche
13
2. Conservazione dell’energia
Energia:
capacità di un
sistema di
compiere lavoro
o trasferire
calore
14
I costituenti fondamentali della
materia:
gli atomi e le teoria atomica
7
La teoria atomica di Dalton
15
Democrito (IV a.C.) immagina la materia costituita da piccolissime
particelle indivisibili che chiamò “atomos”
Il Chimico inglese J. Dalton nell’800 sviluppo le intuizioni di
Democrito segnando l’inizio della chimica moderna. Le ipotesi sulla
natura della materia su cui si basa la teoria di Dalton sono:
1. La materia è composta da particelle piccole ed indivisibili
dette atomi (no ipotesi sulla struttura).
2. Tutti gli atomi dello stesso elemento sono uguali (per
dimensioni, massa e proprietà chimiche).
3. Elementi diversi hanno atomi differenti, in particolare per
massa.
4. I composti sono formati da atomi di più di un elemento. In
un determinato composto un tipo di atomo è sempre
presente con lo stesso rapporto relativo
5. Gli atomi sono “indistruttibili” e le reazioni chimiche non li
cambiano, ma li riorganizzano in composti diversi
Chimica moderna: struttura dell’atomo
16
Esperimenti (XIX e XX secolo) che hanno portato alla scoperta delle
particelle subatomiche: elettroni, protoni e neutroni
1. Thompson (UK, 1897)
Esperimenti con i tubi catodici, la «scoperta» dell’elettrone e la
misura del rapporto m/e
2. Millikan (USA, 1909)
Esperimento della goccia d’olio e misura della carica elettrica
dell’elettrone
3. Rutherford (UK, 1910)
Esperimento dei raggi alfa contro lamina d’oro: il nucleo e il
modello atomico «planetario»
8
Esperimento di Thompson: tubo a raggi
catodici
17
I raggi catodici potevano essere deviati sia da campi
elettrici che da campi magnetici
Applicando un campo elettrico con
polarità nota perpendicolarmente alla
direzione del raggio questo deviava
verso la polarità positiva → raggi
composti da particelle con carica
negativa
Anche applicando un campo magnetico
il raggio veniva deviato
Thompson dimostrò che i raggi catodici sono costituiti da un
flusso di particelle a carica negativa che chiamò elettroni
Thompson: misura del rapporto
carica/massa dell’elettrone (1897)
18
Un fascio di raggi catodici attraversa un campo elettrico e uno
magnetico. L’esperimento è predisposto in modo che il campo
elettrico devia il fascio in una direzione mentre quello magnetico lo
devia nella direzione opposta. Bilanciando gli effetti è possibile
determinare il rapporto carica/massa dell’elettrone
e/m = 1.7588 x 108 C (coulomb)/g
Indipendente dal tipo di metallo usato per il catodo
9
Esperimento di Millikan: determinazione
della carica dell’elettrone
19
Misura di “e”
Scoperta della quantizzazione della carica elettrica
Robert A. Millikan, University of Chicago (1909)
Nobel Prize in Physics (1923)
Esperimento di Millikan: determinazione
della carica dell’elettrone
20
+++++++++++++++++
Gocce di olio cariche elettricamente
vengono fatte cadere in presenza di un
Felettrico
campo elettrico. Dalla massa nota delle
goccioline cariche e dal voltaggio
applicato
per
mantenerle
ferme
Fgravità
Mullikan calcolò la carica presente su
una goccia.
-----------------Fu trovato che tutte le cariche F
elettrico=QE
elettriche sono multiple di una carica Q: carica complessiva della goccia
elementare minima, assunta come E: campo elettrico
carica dell’elettrone.
Fgravità=mg
e = 1.602 x 10-19 C (Coulomb)
m: massa della goccia
g: accelerazione di gravità
10
21
Modello nucleare dell’atomo
Modello di Thompson: elettroni immersi in un
“fluido” di carica positiva uniforme (globalmente
elettricamente neutro) – Modello “a panettone”
Esperimento di
Rutherford (~1910)
Risultato atteso
Atomo
di Au
Raggi α: particelle positive con massa 4
volte l’idrogeno (massa dell’elio, carica +2)
22
Esperimento di Rutherford
Evidenza sperimentale:
la maggior parte delle particelle a attraversavano la lamina
senza subire variazioni, ma una piccola parte veniva
fortemente deviata o addirittura respinta !!!
Risultato ottenuto
11
23
Modello nucleare di Rutherford
La maggior parte della massa di un atomo è concentrata in un
centro carico positivamente (nucleo) attorno al quale si muovono
gli elettroni (di massa trascurabile) a distanze molto grandi
rispetto alle loro dimensioni (e a quelle del nucleo)
La maggior parte dell’atomo
è vuota!!
Dimensioni atomiche: raggio circa 100 pm = 1 Å
Dimensioni nucleari: raggio circa 10-3 pm = 10-5 Å
1 picometro (pm) = 10-12 m
1 angstrom (Å) = 10-10 m
24
Struttura nucleare
Ogni elemento è caratterizzato da una carica nucleare
tipica che è un multiplo della carica dell’elettrone e.
Questo multiplo viene indicato con la lettera Z
Ad ogni Z corrisponde un elemento, nell’ordine:
H Z=1
He Z=2
Li Z=3 . . . .
Nell’atomo neutro attorno a tale nucleo si muovono Z
elettroni.
Il nucleo è costituito da due tipi di particelle:
Protoni carica +e
massa 1836 volte quella dell’elettrone
Neutroni carica 0
massa 1839 volte quella dell’elettrone
Quindi per definire univocamente un nucleo dobbiamo indicare due
numeri (protoni e neutroni):
12
Numero atomico, numero di massa e
simbolo atomico
Numero di Massa
(p+ + n0)
Numero Atomico
(p+)
A
Z
Simbolo
Atomico
X
25
Numero di massa (A)
il numero di protoni +
neutroni contenuti nel
nucleo di un elemento
12
Numero atomico (Z)
il numero di protoni (e quindi
anche degli elettroni dato che
l’atomo è neutro).
Ogni elemento ha uno Z
differente.
Il numero atomico definisce
l’identità dell’elemento.
Tutti gli atomi dello stesso
elemento hanno lo stesso Z
C
6
16
O
8
238
92
U
A –Z = numero dei neutroni
26
Simboli atomici degli elementi
Notazione fatta di una o due lettere identificative di un
elemento.
In genere corrisponde alla prima o alle prime due lettere
del nome dell’elemento.
Per gli elementi noti dall’antichità si fa uso
delle prime lettere del nome latino
K
Cl
O
Ossigeno
N
Azoto da Nitrogène
Potassio da Kalium
Na Sodio da Natrium
Cloro
Au Oro da Aurum
Simboli degli elementi
sviluppati da Dalton
13
27
Isotopi
Atomi i cui nuclei hanno lo stesso numero di protoni (Z)
ma diverso numero di neutroni (e quindi diverso A) sono
detti isotopi
Es: l’idrogeno ha tre isotopi
D
T
Es: i due isotopi più comuni dell’uranio sono
È quello usato
nei reattori
nucleari
235U
92
uranio-235
92 protoni
235-92=143 neutroni
238U
92
uranio-238
92 protoni
238-92=146 neutroni
Le proprietà chimiche di un elemento dipendono dal numero (e
dalla disposizione) degli elettroni. Quindi gli isotopi dello stesso
elemento hanno proprietà chimiche (a volte anche fisiche) simili
28
Isotopi
Gli elementi presenti in natura sono in genere miscele di isotopi:
Es: il cloro
35Cl
17
17 protoni 18 neutroni
75.8%
37Cl
17
17 protoni 20 neutroni
24.2%
Abbondanza isotopica relativa: frazione del
numero totale di atomi di un dato isotopo
Es: il carbonio
12C
6
6 protoni 6 neutroni
98.89%
13C
6
6 protoni 7 neutroni
1.11%
esiste anche 14C ma in abbondanza trascurabile!
6
14
29
Le masse degli atomi
Si assegna un valore alla massa di un atomo (di uno specifico isotopo) di un
dato elemento in modo da poterlo utilizzare come standard
Unità di massa atomica :
Simbolo:
1 u.m.a. (u) = 1/12 massa 12C = 1.66x10-27kg uma, amu, u , Da
Es: l’isotopo C-12 ha massa 12 uma esattamente.
L’isotopo 1H dell’idrogeno ha una massa pari a 8.3985% la massa del
12C. Quindi 1H ha massa = 12/100*8.3985 = 1.0078 uma
E’ anche indicata come “massa atomica relativa”
Massa atomica media (=peso atomico) di un elemento:
Se un elemento è costituito da più di un isotopo, la sua massa
atomica media sarà la media delle masse dei suoi isotopi
naturali pesata per le loro abbondanze naturali
La Tavola Periodica riporta le masse atomiche medie (P.A.)
Massa atomica media
30
Esempio 2
15
31
Come si misurano le masse degli atomi?
Atomi e molecole sono troppo piccoli per poter essere pesati direttamente
Utilizzando la Spettrometria di massa si può determinare la
massa e l’abbondanza relativa di ciascun isotopo naturale di un
elemento
Spettro di massa del neon
abbondanza relativa
20Ne
10
(90.48%)
21Ne
22Ne
10
(0.27%)10
(9.25%)
massa atomica relativa
32
La Tavola periodica
Gruppo (colonne)
Le proprietà chimiche degli elementi sono
funzioni periodiche del numero atomico Z
Periodo
(righe)
VIIIA
IIB
16
La Tavola periodica: blocchi e struttura
elettronica
blocco s
33
blocco p
blocco d
VIIIA
IIB
blocco f
Metalli, non metalli e semimetalli
34
17
35
Proprietà di metalli e non metalli
METALLI
• elevata conducibilità elettrica
• elevata conducibilità termica
• lucentezza
• solidi (quasi tutti)
• malleabili
• duttili
Fisiche
NON METALLI
• bassa conducibilità elettrica
• bassa conducibilità termica
• nessuna lucentezza
• solidi, liquidi o gas
• fragili allo stato solido
• non duttili
Chimiche
• gusci esterni con pochi elettroni
• formano cationi (ioni positivi)
• formano composti ionici con non metalli
• legame metallico allo stato solido
• gusci esterni con 4 o più elettroni
• formano anioni (ioni negativi)
• formano composti ionici con i metalli e
covalenti con i non metalli
• molecole covalenti, o monoatomici (gas
nobili)
36
Dagli atomi alle molecole alle reazioni
chimiche:
stechiometria dei processi chimici
18
Formule chimiche
37
Esistono tre tipi di formule chimiche: empirica, molecolare e
strutturale
Formula empirica (o minima): indica i numeri relativi di atomi
di ogni elemento presenti in un composto. E’ il più semplice
tipo di formula chimica
Esempi:
La formula empirica del perossido di idrigeno è HO: c’è un
rapporto 1:1 tra il n. di atomi di H e di O
Formula empirica del cloruro di sodio è NaCl → Na:Cl = 1:1
Formula empirica dell’ossido di alluminio è Al2O3 → Al:O=2:3
Formule chimiche
38
Formula molecolare: indica il numero reale di atomi di
ciascun elemento presenti in una singola molecola di un
composto.
Esempio:
La formula empirica del perossido di idrogeno è H2O2
Ci sono due atomi di H e due atomi di O in ogni molecola di
questa sostanza
Le formule molecolare possono essere multipli delle
formule empiriche
19
39
Formule chimiche
Formula di struttura: precisa il numero di atomi di ciascun
tipo e i relativi legami che li legano.
Rappresenta la disposizione spaziale relativa degli atomi
nella molecola
Esempio:
La formula strutturale del perossido di idrogeno è:
formula strutturale semplificata
formula strutturale con
disposizione spaziale
Isomeri (costituzionali o strutturali)
40
Composti che hanno la stessa formula molecolare, ma
differente formula di struttura
Esempi:
1. Tre isomeri con formula strutturale C8H16
2. Due isomeri con formula strutturale C2H6O
etanolo
dimetiletere
20
Calssificazione dei composti chimici
41
Composti molecolari
Sostanze che esistono sotto forma di molecole distinte ed
uguali tra loro
Composti ionici
Sostanze formate da raggruppamenti di un gran numero di
atomi (in forma di ioni) in una disposizione spaziale regolare
con dimensioni >> dei singoli atomi
42
Composti molecolari
Molecole: gruppo di atomi connessi da legami chimici (forti).
La parte più piccola di un elemento o di un composto che può
esistere libera e stabile in natura
Molecole
biatomiche
Alcuni elementi esistono in
forma di molecole biatomiche
(anche N2, Cl2 ,Br2)
modelli space-filling
Molecole poliatomiche
Fosforo, P4
Zolfo rombico, S8
Alcuni elementi esistono in
forma di molecole poliatomiche
21
43
Molecole
Le molecole dei composti sono formate da atomi di elementi
diversi
modelli ball-and-stick
Una sostanza molecolare è
una sostanza composta da
molecole tutte uguali
44
Ioni
Acquisto o perdita di elettroni (carica -) da parte di un
atomo di un elemento porta alla formazione di uno ione
positivi (CATIONE) o negativo (ANIONE)
carica q
carica
Per gli ioni:
Esempi:
n. elettroni = Z-q
0 perde 1 elettroni
11 Na
el.=prot.=11
0
26 Fe
perde 2 elettroni
el.=prot.=26
perde 3 elettroni
+
11Na
2+
26 Fe
3+
26 Fe
0 perde 3 elettroni
Al
13 el.=prot.=13
catione sodio
n. elettroni = 11-1=10
3+
13
Al
catione ferro (II)
n. elettroni = 26-2=24
catione ferro (III)
n. elettroni = 26-3=23
catione alliminio (III)
n. elettroni = 13-3=10
22
Esempi di ioni monoatomici
45
ioni a carica 8-7 = 1-
ioni a carica 1+
ioni a carica 8-6 = 2ioni a carica 2+
ioni a carica 8-5 = 3-
alcuni metalli formano più di uno ione monoatomico
Metalli che formano più di uno ione
monoatomico
46
23
47
Ioni poliatomici
Cationi e anioni si possono formare per perdita (o acquisto) di
elettroni da parte di un gruppo di atomi legati chimicamente
48
Sostanze ioniche
Sostanza ionica è un composto costituito da cationi ed anioni
tenuti assieme da forze elettrostatiche in una disposizione
spaziale regolare
Cristallo di
cloruro di sodio
ogni Cl è
circondato da
6 Na+
ogni Na+ è
circondato
da 6 Cl-
Il cristallo è elettricamente neutro quindi Na+:Cl-=1:1 da cui NaCl
24
49
Formule chimiche per sostanze ioniche
Nomenclatura composti ionici
50
La formazione di un composto ionico implica la neutralità
della carica globale: carica positiva totale dei cationi deve
bilanciare la carica negativa totale degli anioni
Esempi:
Unità formula: il più piccolo rapporto possibile tra numeri interi di ioni
che fornisce elettroneutralità
25
Peso molecolare (massa molecolare)
51
Il peso molecolare (massa molecolare) di una sostanza è la
somma delle masse atomici di tutti gli atomi presenti nella
molecola della sostanza
Esempio: H2O
PA(H) = 1.0 u
PA(O) = 16.0 u
PM(H2O) = 2x1.0 + 16.0 = 18.0 u
Nel caso di composti ionici è più corretto parlare di peso
formula del composto, riferendosi ad unità formula
Esempio: NaCl
PA(Na) = 22.99 u
PA(Cl) = 35.45 u
PF(NaCl) = 22.99 + 35.45 = 58.44 u
Il concetto di mole
52
Esperimenti chimici sono fatti con quantità misurabili di sostanza,
ma atomi e molecole sono molto piccoli e difficilmente contabili
La mole (mol)
La quantità di sostanza che contiene un numero di entità
elementari (atomi, molecole, elettroni, protoni…) pari al
numero di atomi presenti in 12.0000g di 12C. Questo numero è
chiamato numero di Avogadro
Numero di Avogadro (N0 o NA) = 6.022 x 1023
NA entità (atomi, molecole, elettroni, uova,
pizzette …) = 1 mole
26
53
Il numero di Avogadro
Il numero di Avogadro è enormemente grande!
Se un numero NA di monete da 1
€cent venissero distribuite tra tutti
gli italiani (60milioni) ognuno avrebbe:
6.022x1023/60x106 [€cent/testa] =
= 1.0x1016 [€cent/testa] =
1.0x1014 [€/testa]=
= 100 000 miliardi di €/testa
Manovre economiche di un paese come Italia ~50 miliardi di €
54
Mole e numero di Avogadro
Al
Br
Hg
S
Zn
Una mole di atomi
di elementi comuni
Cu
Fe
12 uova = 1 dozzina di uova = ~640g
6.022x1023 atomi di Fe = 1 mole di
atomi di Fe = 55.847 g di Fe
27
55
Mole e massa molare
La massa molare è la massa per quantità di sostanza, cioè
la massa di una mole di sostanza
Massa campione (m) = n. moli (n) x massa molare (M)
Esempio: Per come abbiamo definito la mole: 12.0000g di
corrispondono a 1 mole
12.000g = 1 x M
12C
quindi:
da cui M(12C) = 12g/mol
numericamente uguale alla
massa atomica in a.m.u.
Per tutte le sostanze la massa molare (in g/mol) è uguale
alla massa molecolare (o peso molecolare) (in a.m.u)
Calcoli con le moli
56
a) Da grammi a moli
Es: A quante moli corrispondono 39.6 g di solfato di ammonio
(NH4)2SO4 ?
b) Da moli a grammi
Es: Quanto pesano 0.0654 moli di ioduro di Zn(II) ZnI2?
c) Calcolare la massa di un atomo
Es: Quanto pesa (in g) un atomo di cloro (Cl)?
d) Calcolare il numero di molecole per una data massa
Es: Quante molecole ci sono in 3.46 g di acido cloridrico (HCl)?
28
Composizione percentuale in massa (o
peso)
57
Per un atomo A in una data molecola:
Esempi:
a) Calcolare le percentuali in peso di C, H e O in un composto
di formula molecolare C2H4O2
b) Dall’analisi elementare risulta che un composto è
costituito da C (per il 40%), H (per il 6.73%) ed O per la
restante %: stabilire la formula empirica del composto
R: CH2O
Ma la formula molecolare può essere
(CH2O)n con n=1,2,...
58
Determinazione della formula molecolare
Formula molecolare = n x formula empirica
29
59
Reazioni ed equazioni chimiche
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Informazioni
contenute in una
equazione chimica:
• sostanze che reagiscono (reagenti)
• sostanze che si formano (prodotti)
• rapporti ponderali tra reagenti e prodotti
60
Reazioni ed equazioni chimiche
30
61
Tipi di reazioni chimiche
Si possono dividere in due classi:
1. Reazioni che avvengono senza trasferimento di elettroni
(reazioni di scambio, di neutralizzazione, di dissociazione,
acido-base)
BaCl2 (aq)+ 2AgNO3(aq)→ 2AgCl(s) + Ba(NO3)2 (aq)
HCl(aq)+ NaOH(aq)→ NaCl(aq) + H2O(l)
Nessuna delle specie atomiche coinvolte cambia la propria
struttura elettronica
2. Reazioni che avvengono con trasferimento di elettroni
(reazioni di ossidoriduzione o redox)
Cu2+(aq)+ Zn (s) → Cu(s) + Zn2+(aq)
Le specie cambiano la loro struttura elettronica: atomo di Zn si
trasforma in ione Zn2+ e lo ione Cu2+ si trasforma in atomo neutro Cu
scambio di elettroni:
Cu2+ +2e-→ Cu
Zn → Zn2+ +2e-
Bilanciamento di una equazione chimica
(non red-ox)
62
Bilanciare = determinare correttamente i coefficienti
stechiometrici
CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
Reazione NON bilanciata
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
Reazione bilanciata
Per reazioni che avvengono senza trasferimento di elettroni i
coefficienti stechiometrici devono rispettare:
• principio di conservazione della massa
• principio di conservazione della carica (per eq. scritte in
forma ionica)
Conservazione della massa: numero totale di atomi dei
reagenti=numero totale di atomi dei prodotti (per tutte le
sostanze che compaiono nell’equazione chimica)
Conservazione della carica: somma algebrica delle cariche degli
ioni nei reagenti=somma algebrica cariche degli ioni nei prodotti
31
Regole pratiche per il bilanciamento di
una equazione chimica
63
?C4H10(g) + ?O2(g) → ?CO2(g) + ?H2O(l)
• Agire unicamente sui coefficienti stechiometrici (aggiungere,
eliminare o cambiare una specie chimica significa cambiare la
reazione!)
•Iniziare a bilanciare da una specie atomica che compare in un
solo reagente e in un solo prodotto, proseguendo poi con gli
elementi per cui il n. di atomi da una parte della freccia è già
stabilito
1C4H10(g) + ?O2(g) → 4CO2(g) + ?H2O(l)
Conteggio atomi prima:
Conteggio atomi dopo:
n. reag. atomo
n. prod.
n. reag. atomo
4
10
2
1
2
3
4
10
2
C
H
O
C
H
O
n. prod.
4
2
9
Regole pratiche per il bilanciamento di
una equazione chimica
64
1C4H10(g) + ?O2(g) → 4CO2(g) + ?H2O(l)
• contare gli atomi (o gruppi) attentamente e controllare i loro
numeri ogni volta che si cambia un coefficiente
• non cambiare mai coefficienti già determinati
Sistemiamo
prima gli
atomi di H:
1C4H10(g) + ?O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l)
Conteggio atomi :
e poi quelli
di O:
n. reag.
4
10
2
atomo
C
H
O
n. prod.
4
10
13
1C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l)
Conteggio atomi :
n. reag.
4
10
13
atomo
C
H
O
n. prod.
4
10
13
32
Regole pratiche per il bilanciamento di
una equazione chimica
65
1C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l)
• Per avere coeff. stechiometrici interi si possono moltiplicare
tutti i coefficienti per lo stesso fattore
2C4H10(g) + 13O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(l)
Conteggio atomi :
n. reag.
8
20
26
atomo
C
H
O
n. prod.
8
20
26
66
Bilanciameto di reazioni redox
Numero di ossidazione
Numero convenzionale (formale) positivo, negativo, nullo,
intero o non intero
Corrisponde all’ipotetica carica che ogni atomo presente in
una formula (neutra o ionica) acquisterebbe in seguito
all’attribuzione degli elettroni di legame secondo due
convenzioni:
1. Gli elettroni di legame tra atomi a diversa elettronegatività
sono attribuiti all’atomo più elettronegativo
2. Gli elettroni di legame tra atomi avente uguale
elettronegatività sono equiripartiti fra i due atomi
33
67
Numero di ossidazione
Per i composti ionici costituiti da ioni elementari, i numeri di
ossidazione corrispondono alle cariche dei cationi e degli
anioni corrispondenti
Esempi:
NaCl:
CaCl2:
FeBr2:
Fe2Br3:
CrO:
Cr2O3:
Na+ e Cl- ,
Ca2+ e Cl- ,
Fe2+ e Br-,
Fe3+ e Br-,
Cr2+ e O2-,
Cr3+ e O2-,
Na(n.o. +1) e Cl(n.o. -1)
Ca(n.o. +2) e Cl(n.o. -1)
Fe(n.o. +2) e Br(n.o. -1)
Fe(n.o. +3) e Br(n.o. -1)
Cr(n.o. +2) e O(n.o. -2)
Cr(n.o. +3) e O(n.o. -2)
Numero di ossidazione e Tavola Periodica
• il n. o. più alto corrisponde al numero del gruppo (IVA)
• per gli elementi alla fine del gruppo è più stabile
C: +2,+4
n.o. diminuito di 2
Si:+2,+4
• metalli di trans. hanno più di un n. ox
(IA) (IIA)
+1 +2
-1 (idruri), +1
Sn:+2,+4
Pb:+2,+4
68
(VA)
N: -3,+1,+2,+3,+4,+5
P:-3,+1,+3,+5
As:-3,+3,+5
Sb:-3,+3,+5
(IIIA) +3
VIB
Cr:+2,+3,+6
VIIIB
Fe:+2,+3
VIIB
Co:+2,+3
Mn:+2,+3,+6,+7 Ni:+2,+3
(IB)(IIB)
+1 +2
+2, +1
(VIA)
O: -2,-1
S:+2,+4,+6
F: -1
Cl:-1,+1,+3,+5,+7
VIIA:
Br:-1,+1,+3,+5,+7
I:-1,+1,+3,+5,+7
34
Regole (semplici) per la determinazione di
n.o.di un atomo in un composto
69
1. n.o. di una specie elementare è 0 (es. N2, S8)
2. il n.o. di un catione o di una anione elementare
corrisponde alla propria carica (es. Na+, Cl-)
3. H ha sempre n.o. +1, tranne che negli idruri (composti
binari con metalli) in cui ha n.o. -1 (es. HCl vs LiH)
4. O ha sempre n.o. -2, tranne in OF2 (+2), nei perossidi (-OO-, n.o. -1) e nei superossidi (n.o. -1/2)
5. Il F ha sempre n.o. -1
6. Il Cl ha sempre n.o. -1 tranne che nei legami con F e O in
cui ha n.o. positivi
7. In una molecola la somma algebrica dei n.o. di tutti gli
atomi deve essere pari a zero
8. In uno ione poliatomico la somma algebrica dei n.o. di tutti
gli atomi deve essere uguale alla carica dello ione
Bilanciamento con il metodo delle
semireazioni
70
Una semireazione è
• la reazione di una coppia di elementi che subiscono
reazione redox
• contiene elettroni come reagenti o prodotti
riduzione
aOss1 + ne- → cRid1
bRid2 → dOss2 + ne-
ossidazione
aOss1+ bRid2 → cRid1+ dOss2
A + e- → Aacquisto di elettroni
B → B+ + eperdita di elettroni
Riduzione, elettroni a sinistra
n.o.(A) diminuisce, A si riduce.
A è detto agente ossidante
Ossidazione, elettroni a destra
n.o.(B) aumenta, B si ossida
B è detto agente riducente
35
71
Metodo delle semireazioni
1. Si usa il n.o. per individuare due coppie redox (una che si
ossida e una che si riduce, o più)
2. Si separano i due processi: Ox di ossidazione e RED di
riduzione
3. Si bilanciano (per carica e massa) 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
5. Spesso nel bilanciamento è necessario utilizzare, oltre ad
e-, specie come H+, OH-, H2O
72
Esempio di applicazione
red
MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
+4
-1
+2
ox
0
1. Semireazione di riduzione MnO2(IV) → Mn(II)
MnO2 + 2e- → Mn2+ riduzione per acquisto di 2 elettroni
2 cariche
negative
2 cariche
positive
Differenza di 4 cariche
4 H+
MnO2 + 2e- +4H+→ Mn2+
2 ossigeni e
4 idrogeni
bilancio di carica
zero O e zero H
2 molecole di acqua
MnO2 + 2e- +4H+→ Mn2+ + 2H2O
bilancio di carica e di
massa
36
73
Risoluzione con metodo delle semireazioni
red
MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
-1
+4
+2
0
ox
2. Semireazione di ossidazione Cl- → Cl2(0)
bilancio atomi di Cl e riduzione per perdita di 2
elettroni
Ok bilancio carica e massa
2Cl- → Cl2 + 2e-
3. Somma delle due semireazioni in modo da far sparire gli
elettroni red: MnO2 + 2e- +4H+→ Mn2+ + 2H2O
ox: 2Cl- → Cl2 + 2eMnO2 + 4H+ + 2Cl-→ Mn2+ + 2H2O + Cl2 in forma ionica
aggiunta
MnO2 + 4H+ + 2Cl-+ 2Cl-→ Mn2+ + 2H2O + Cl2 +2Cl- formale di 2Cl- a
ambo i membri
MnO2 + 4HCl→ MnCl2 + 2H2O + Cl2 in forma molecolare
74
Reazioni di dismutazione (o disproporzione)
• Reazioni redox in cui lo stesso composto si ossida (in parte) e in
parte si riduce
• le reazioni opposte si dicono di comproporzione
red
P4(s) → PH3 (g) + H3PO4(aq)
0
Riduzione:
-3
ox
+5
P4 +12e- +12H+→ 4PH3
X 5
ossidazione: P4 +16H2O→ 4H3PO4 +20 e- +20H+
+60e- +60H+→
X 3
perché il m.c.m. tra 12 e 20 è
pari a 60
5P4
20PH3
+
3P4 +48H2O→ 12H3PO4 +60 e- +60H+
8P4 +48H2O→ 12H3PO4 +20PH3
2P4(s) +12H2O(l)→ 3H3PO4(aq) +5PH3(g)
divido tutto per 4
Eq. finale bilanciata
37
Informazioni non deducibili da una eq.
chimica
75
1) Le condizioni in cui una reazione può avvenire
2) Il grado di conversione dei reagenti in prodotti
3) La velocità e il meccanismo della reazione
76
Reagente limitante
Il reagente limitante è quello presente in difetto
stechiometrico, che viene consumato completamente
durante la reazione. L’altro/i reagenti si dicono in
eccesso
38
77
Reagente limitante
+
= ? panini
Per fare un panino servono due
fette di pane e una di salame
In questo esempio:
il pane è il reagente limitante
il salame è il reagente in eccesso
78
Reagente limitante
Esempio:
CO (g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
Se abbiamo inizialmente 5 moli di CO e 8 moli di H2, quale è il
reagente limitante?
moli(CO) : moli(H ) = 1 : 2
2
Strategia di soluzione (a): moli(H2) = 2⋅moli(CO)
Calcolo le moli di H2 necessarie per reagire con 5 moli di CO:
moli(H2) = 2⋅5 = 10 mol H2 siccome ne ho solo 8, H2 è il reagente
limitante
Strategia di soluzione (b): moli(CO) = 1/2⋅moli(H2)
Calcolo le moli di CO necessarie per reagire con 8 moli di H2:
moli(CO) = 1/2⋅8 = 4 mol CO siccome ne ho 5, CO è in eccesso e quindi
H2 è il reagente limitante
39
79
Resa (o rendimento) di una reazione
Resa teorica: massima resa ottenibile prevista dall’eq.
bilanciata (stechiometria)
Resa reale: quantità di prodotto realmente ottenuta in
una reazione
• reazione può non andare a completamento alle
condizioni usate per la reazione
• presenza di reazioni secondarie
• efficienza nell’isolare e recuperare i prodotti
• reagenti impuri o contaminati
Resa % =
resa reale
x100 %
resa teorica
80
Resa e reagente limitante
Esempio generico:
Data la generica reazione:
A + 3B → 2C + D
Stabilire quante moli di C si formano mescolando 0.5 moli
di A con 0.5 moli di B ed assumendo una resa del 90%
Esempio numerico:
Calcolare la resa percentuale della reazione in cui 10.4 g di CH3OH
vengono posti a reagire con 20 g O2 e si formano 10.1 g di CO2
secondo:
2CH3OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g)+4H2O(l)
40