Corso di Laurea in Biologia Laboratorio di Chimica

Corso di Laurea in Biologia Laboratorio di Chimica Prof. Claudia Caltagirone Anno Accademico 2016/2017

Prof Claudia Caltagirone Tel. 070 6754452 (uff) 070 6754495 (lab) E-mail ccaltagirone@unica. it http: //people. unica. it/claudiacaltagirone/

Svolgimento delle lezioni Stechiometria: - lucidi/power point di materiale grafico di supporto Testi consigliati: A) Laboratorio di Chimica, M. Consiglio, V. Frenna, S. Orecchio; Edi. SES. B) Elementi di Chimica Analitica, D. C. Harris; Zanichelli Laboratorio: -esperienze di laboratorio Le esperienze si possono scaricare da internet La prova di esame consiste in un compito scritto. Il corso di Chimica Generale e Laboratorio di Chimica prevede un unico voto di esame determinato dalla media delle votazioni (in trentesimi) riportate nei due moduli Entra nella valutazione finale anche il COMPORTAMENTO IN LABORATORIO durante il semestre. ASSENZE CONCESSE IN LABORATORIO: 2

COMPORTAMENTO IN LABORATORIO Mantenere pulito ed in ordine il laboratorio; non introdurre sostanze ed oggetti estranei alle attività di lavoro. Nel laboratorio è vietato fumare, conservare ed assumere cibi e bevande. Rispettare le elementari norme igieniche, per es. lavarsi le mani alla fine del lavoro. Non portare oggetti alla bocca; è vietato l'uso di pipette a bocca, utilizzare le propipette Indossare sempre il camice e, ove previsto, i dispositivi di protezione individuali (DPI): guanti, occhiali, maschere ecc.

COMPORTAMENTO IN LABORATORIO I pavimenti e i passaggi fra i banconi devono essere sempre liberi. Non sedersi mai sui banchi di laboratorio. Sedie e sgabelli devono essere tenuti lontani dai banconi durante gli esperimenti. Raccogliere, separare ed eliminare in modo corretto i rifiuti chimici solidi e liquidi prodotti nei laboratori; è vietato scaricarli nei lavandini e nei cestini. Prima di lasciare il laboratorio accertarsi che il proprio posto di lavoro sia pulito ed in ordine e che tutti gli apparecchi, eccetto quelli necessari, siano spenti. Togliere il camice e i dispositivi individuali di protezione all'uscita dei laboratori.

SEGNALETICA Cartelli di divieto forma rotonda pittogramma nero su fondo bianco, bordo e banda rossi (verso il basso da sinistra a destra, lungo il simbolo con un'inclinazione di 45° rispetto all'orizzontale) (35% rosso)

SEGNALETICA Cartelli di prescrizione forma rotonda pittogramma bianco su fondo azzurro ( 50%azzurro)

SEGNALETICA Cartelli di avvertimento forma triangolare pittogramma nero su fondo giallo, bordo nero (50% giallo)

SEGNALETICA Cartelli di emergenza forma quadrata o rettangolare pittogramma bianco su fondo verde (50% verde)

SEGNALETICA Cartelli antincendio forma quadrata o rettangolare pittogramma bianco su fondo rosso (50% rosso) Estintore Telefono segnalazioni antincendio Direzioni da seguire

CLASSIFICAZIONE PRODOTTI CHIMICI Sostanze esplosive: possono esplodere per esposizione a fonti di calore o in seguito a urto o attrito (cloriti, clorati, perossidi organici, nitrati. . ) Sostanze ossidanti o comburenti: a contatto con sostenze infiammabili provocano reazione estremamente esotermiche (acido perclorico, clorati, erclorati, permanganati, acido nitrico, cromati, bicromati…) Sostanze infiammabili: portate alla temperatura di ignizione reagiscono con l’ossigeno dell’aria sviluppando fiamme (idrogeno, metano, acetilene e gran parte dei solventi organici) Sostanze corrosive: in grado di distruggere tessuti e corredere la maggior parte dei materiali con cui vengono a contatto. Provocano ustioni alla pelle e alle mucose (acidi clordrico, fosforico, nitrico, solforico, acetico, le basi forti, l’acqua ossigenata). Sostanze tossiche: possono portare gravi danni alla salute. In genere sono gas volatili (monossido di cabonio, cloro, acido cianidrico, ammoniaca, acido solfidrico. . ). Possono essere intrdotte nell’organismo per via respiratoria, ingestione, contatto con la pelle.

VETRERIA DI USO COMUNE provette beuta beaker

VETRERIA DI USO COMUNE cilindro buretta matraccio Misura grossolana. Per preparare soluzioni Per preparare misurare volumi dei volumi a concentrazione (titolo) in maniera precisa noto

VETRERIA DI USO COMUNE Pipetta di pasteur Pipetta graduata Pro-pipetta

1. Proprietà della Materia: Occupa volume, possiede massa ed inerzia Omogenea e eterogenea Sostanze e miscele Composti e elementi Composizione: H 2 O, 11. 9% idrogeno e 88. 81% ossigeno Proprietà: Fisiche e chimiche

Stati della Materia I solidi sono rigidi ed hanno forma e volume definito. Poche variazioni con P e T. I liquidi prendono la forma del contenitore. Hanno un volume proprio I gas assumono il volume e la forma del contenitore.

La Classificazione Schematica della Materia composto sostanza pura elemento materia omogenea miscela eterogenea

Elementi ed atomi Elementi: contengono un solo tipo di atomo; organizzati nella tavola periodica caratterizzati da un simbolo Atomo: particella più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso

La Tavola Periodica

Composti e molecole Composto: sostanza pura costituita da uno o più elementi tenuti insieme da un legame chimico. Ogni composto è caratterizzato dalla sua formula chimica H 2 O : composto binario Composti organici e inorganici Molecole: le più piccole unità discrete neutre che conservano la composizione e le caratteristiche chimiche del composto: H 2 O, CO 2, NH 3, CH 4… Ioni : atomi o molecole carichi

Proprietà Fisiche • caratteristiche proprie della materia • caratteristiche si possono osservare direttamente e misurare senza variare l’identità della sostanza • es. stato, dimensione, massa, volume, colore, odore, punto di fusione (Tm), punto di ebollizione (Tb), densità, solubilità. . .

Proprietà Chimiche • Caratteristiche descrivono il comportamento (reattività) della materia • eg. infiammabilità, potere ossidante, acidità/basicità. . .

Misura della Materia Unità di Misura

Misurazioni Si sta effettuando una misura quando: ¨ Leggete l’ora ¨ Prendete la vostra temperatura ¨ Pesate un oggetto

Alcuni Strumenti di Misura

Misure in Chimica In chimica si ¨ fanno esperimenti ¨ misurano quantità ¨ si usano numeri per riportare le misure

Il Sistema Internazionale delle Unità (SI) l lunghezza metro m l massa kilogrammo kg l temperatura Kelvin K l quantità di sostanza mole mol l tempo secondi s l Intensità di corrente ampere A l Intensità luminosa candela cd

Temperatura • La temperatura è la proprietà che caratterizza lo stato termico di due sistemi in relazione alla direzione del flusso di calore che si instaurerebbe fra di essi. • Si misura utilizzando un termometro.

Scale di Temperatura Sono Fahrenheit, Celsius, e Kelvin. Punti di riferimento comune sono la temperatura di fusione ed ebollizione dell’acqua.

Temperatura Scala Kelvin (K) e scala Celsius (°C) Le due scale hanno la stessa ampiezza (DK = D°C) 0 K = -273. 15°C K = °C + 273. 15 La normale temperatura del corpo umano può oscillare nel corso della giornata da 36°C a 37°C. Esprimere queste due temperature e la loro variazione utilizzando la scala Kelvin Secondo il sito web della NASA la temperatura media dell’Universo è 2. 7 K. Convertire questa temperatura in °C

Volume 1 m = 10 dm (1 m)3 = (10 dm)3 1 m 3 = 1000 dm 3 = 1000 L 1 dm = 10 cm (1 dm)3 = (10 cm)3 1 dm 3 = 1000 cm 3 = 1000 m. L

Densità massa (g) • Densità = volume (cm 3) volume (m. L) • densità di H 2 O è 1. 00 g/cm 3 (a ~ 4 °C) • 1 cm 3 = 1 m. L Mercurio Platino Alluminio liquido 13. 6 g/cm 3 21. 5 g/cm 3 2. 7 g/cm 3

La densità dell’aria priva di umidità è 1. 18 x 10 -3 g/cm 3. Quale volume di aria, in cm 3, ha una massa di 15. 5 g?

Incertezze nelle Misure Scientifiche Ogni strumento è caratterizzato da: sensibilità, accuratezza, precisone • Errori sistematici. – Termometro costantemente 2°C più basso. • Errori casuali – Legati alla lettura della misura. • Precisione – Riproducibilità di una misura. • Accuratezza – Quanto vicino è la misura al valore reale.

Sensibilità

Precisione e Accuratezza Buona precisione Buona accuratezza Buona precisione Scarsa accuratezza Scarsa precisione Scarsa accuratezza

Riportare una Misura In ogni misura si deve esprimere un ¨Numero Seguito dalla sua ¨ Unità

Notazione esponenziale o scientifica • Il numero è espresso come prodotto di due numeri N x 10 n • n numero di posti di cui il punto decimale è spostato per ottenere il numero in notazione scientifica • Es. 1234= 1. 234 x 101 = 1. 234 x 103 • 0. 01234 = 1. 234/101 x 101 = 1. 234 x 10 -1= 1. 234 x 10 -2

Cifre Significative: cifre di un valore numerico alle quali si assegna un valore certo (riflettono l’accuratezza della misura) • Tutti i numeri diversi da zero sono significativi 1. 234 kg 4 cifre significative • Gli zero tra numeri diversi da zero sono significativi 606 m 3 cifre significative • Gli zero alla sinistra di numeri diversi da zero NON sono significativi 0. 08 L 1 cifra significativa • Se un numero è maggiore di 1, gli zero alla sua destra sono significativi 2. 0 mg 2 cifre significative • Se un numero è minore di 1, solo gli zero terminali o che si trovano tra i numeri sono significativi 0. 00420 g 3 cifre significative

Cifre Significative Cifre diverse da zero a partire da sinistra. Numero 6. 29 g 0. 00348 g 9. 0 1. 0 10 -8 100 g = 3. 14159 Cifre significative 3 3 2 2 3 varie Nelle addizioni e sottrazioni. Usare lo stesso numero di decimali della quantità con il più basso numero di decimali. 1. 14 0. 6 11. 676 13. 416 13. 4

Cifre Significative Nelle moltiplicazioni e divisioni. Usare il numero di cifre significative relative alla precisione più bassa. 0. 01208 0. 236 = 0. 512 = 5. 12 10 -1 Arrotondamento la 3 a cifra è incrementata se la 4 a cifra 5 Arrotondare a 3 cifre. . 10. 235 12. 4590 19. 75 15. 651 10. 2 12. 5 19. 8 15. 7

Unità S. I. Altre unità Lunghezza metro, m Lunghezza Angstrom, Å, 10 -8 cm Massa chilogrammo, kg Volume Litro, L, 10 -3 m 3 Tempo secondo, s Energia Caloria, cal, 4. 184 J Temperatura Kelvin, K Quantità Mole, 6. 022× 1023 mol-1 Pressione 1 Atm = 1. 064 x 102 k. Pa 1 Atm = 760 mm Hg Unità derivate Forza Newton, kg m s-2 Pressione Pascal, kg m-1 s-2 Energia Joule, kg m 2 s-2

Sottomultipli per le grandezze fisiche Multipli per le grandezze fisiche multiplo prefisso simbolo 10 1 deca da 10 2 etto h 10 3 chilo K 10 6 mega M 10 9 giga G 10 12 tera T

Es. Il glicol etilenico, C 2 H 6 O 2, ha una densità di 1. 11 g/cm 3 a 20 °C. (1 cm 3 = 1 m. L) Si devono utilizzare 500 m. L di questo liquido, quanti grammi di questo composto si devono pesare? d = m (g) / V (m. L) 1. 11 g 500 m. L ───── = 555 g 1 m. L 3 cifre significative

Es. Si devono utilizzare 2. 00 g di un liquido avente densità 0. 718 g/cm 3. Determinare il volume del composto? d = m (g) / V (m. L) 1 cm 3 2. 00 g ────── = 2. 78 cm 3 0. 718 g 3 cifre significative

Es. Un campione di 37. 5 g di un metallo è posto in un cilindro graduato contenente acqua. Il volume dell’acqua passa da 7. 0 a 20. 5 m. L. Utilizzando i dati di densità stabilire di quale metallo si tratti. Metallo d(g/m. L) Mg 1. 74 Al 2. 70 Fe 7. 87 Cu 8. 96 Ag 10. 5 Pb 11. 3 Volume del campione = volume di acqua spostata nel cilindro = 20. 5 – 7. 0 = 13. 5 m. L

d = m (g) / V (m. L) m 37. 5 g d = ────── = 2. 78 g/m. L V 13. 5 m. L 3 cifre significative Il metallo è l’alluminio.

La densità del mercurio a 0°C è 13. 595 g/cm 3, a 10°C è 13. 570 g/cm 3, e a 20°C 13. 546 g/cm 3. Stimare la densità del mercurio a 30°C. Un pezzo d’argento ha una massa di 2. 365 g. Se la densità dell’argento è 10. 5 g/cm 3 qual è il volume dell’argento? La pirite è spesso chiamata l’oro degli sciocchi poiché ha l’aspetto dell’oro. Si supponga di avere un solido che ha l’aspetto dell’oro di massa 23. 5 g. Quando il campione viene immerso in acqua in un cilindro graduato il livello dell’acqua sale da 47. 5 a 52. 2 m. L. Il campione è pirite (d = 5 g/cm 3) o oro (d = 19. 3 g/cm 3)?

La mina di una matita misura 19 cm. Qual è la sua lunghezza in millimetri? E in metri? Alcune bibite analcoliche sono vendute in bottiglie che hanno un volume di 1. 5 L. Quant’è questo volume in millilitri, in centimetri cubici e in decimetri cubici? Una moneta ha una massa di 2. 265 g. Quanto vale questa massa in chilogrammi e in milligrammi? La lega utilizzata un tempo per saldare I tubi di rame è formata dal 67% di piombo e dal 33% di stagno. Qual è la massa del piombo in un blocco di lega da 250 g?

La Mole: è unità di misura della quantità di sostanza. • Fisicamente è impossibile contare gli atomi. • E’ necessario mettere in relazione il numero di atomi con una massa misurabile. • Una mole è la quantità di sostanza che contiene tante particelle elementari (atomi molecole…) pari al numero di atomi contenuti in 12 grammi dell’isotopo carbonio-12

Numero di Avogadro 6. 0221367 1023 1 mole

La mole è una unità 60200000000000 di qualunque cosa!!!!! Atomi Molecole ioni

Una mole di sostanza • Massa • Occupa spazio o volume • È una certa quantità

1 mole di Carbonio 6. 022 x 1023 atomi di C 12. 01 g di Carbonio 22. 4 L di Carbonio

1 mole di Elio 6. 022 x 1023 atomi di He 4. 0 g di He 22. 4 L di He

1 mole di Neon atomi di Ne ? ? ? g di Ne? ? L di Ne ? ?

1 mole di Ossigeno O 2 molecole di O 2 ? ? ? g di O 2? ? L di O 2 ? ?

1 mole di Na. Cl quanto Na. Cl ? ? ? g di Na. Cl? ? L di Na. Cl ? ?

Numero di Avogadro • La quantità di atomi, ioni, molecole, elettroni in un composto sono misurati in moli. • UNA MOLE DI SOSTANZA CONTIENE SEMPRE LO STESSO NUMERO DI PARTICELLE, INDIPENDENTEMENTE DA QUALE SIA LA SOSTANZA • 1 mole di atomi, … = 6. 0221367 1023 unità (6. 0221367 1023 = N Numero di Avogadro). • in 1 mole di atomi di 12 C vi sono 6. 02 x 1023 atomi • in 1 mole di molecole di H 2 O vi sono 6. 02 x 1023 molecole • In 1 mole di ioni NO 3 - vi sono 6. 02 x 1023 ioni

Massa Molare • La massa molare, M, è la massa in grammi di una mole di sostanza, ed è numericamente uguale al peso atomico/molecolare della sostanza Massa molare di Na = 22. 990 g/mol Massa molare di Cl = 35. 453 g/mol Massa molare di O = 15. 999 g/mol Per definizione, 1 mole of 12 C = 12 g. (12 g/mol)

Calcoli di moli 1) grammi moli A quante moli corrispondono 10, 0 g di C 2 H 5 OH ? PM(C 2 H 5 OH) =12, 0 x 2 +16, 0 + 6 x 1, 01= 46, 1 u. m. a. Massa molare = 46, 1 g/mol

2) Moli grammi Quanto pesano 0, 0654 moli di Zn. I 2 ? PM(Zn. I 2)= 65, 39 + 126, 90 x 2= 319, 2 u. m. a. Massa molare di Zn. I 2= 319, 2 g/mol Peso = 0, 0654 mol x 319, 2 g/mol= 20, 9 g

Calcolare il numero di atomi di oro contenuti in 8. 73 moli di oro DALLE MOLI AGLI ATOMI Quanti atomi di Argon ci sono in un campione di 79. 2 g di Argon DAI GRAMMI AGLI ATOMI Qual è la massa in grammi di un singolo atomo di ferro DAGLI ATOMI AI GRAMMI

Pesa 180 grammi { 6 x 16 g (96 g) di O + Costituiti da: Descrive la composizione atomica qualitativa e quantitativa di un composto 12 x 1 g (12 g) di H + 6 x 12 g (72 g) di C

Qual è la massa di piombo in grammi equivalente a 2. 50 mol di piombo? Quale quantità di stagno in moli è rappresentata da 36. 5 g di stagno? A quanti atomi corrisponde? Un cilindro graduato contiene 32 cm 3 di mercurio. Se la densità del mercurio a 25°C è 13. 534 g/cm 3, qual è l’ammontare in moli del mercurio nel cilindro?

Composti Ionici (catione + anione) Covalenti (non metallo + non metallo) Composti contenenti idrogeno H + metallo H + non metallo H + ossoanione 69

Composti ionici Sono costituti da ioni, atomi o gruppi di atomi che possiedon una carica elettrica positiva (cationi) o negativa (anioni) CATIONE: ione carico positivamente ottenuto quando un atomo cede uno o più elettroni. Possiede un numero di elettroni inferiore al numero dei protoni presenti nel nucleo. Li Li+ + 1 e. ANIONE: ione carico negativamente ottenuto quando un atomo acquista uno o più elettroni. Possiede un numero di elettroni superiore al numero dei protoni presenti nel nucleo. O 2 + 2 e. O 22 - cationi I metalli generalmente cedono elettroni e formano monoatomici I non metalli generalmente acquistano elettroni e formano 70 anioni monoatomici

La Tavola Periodica

Sn 4+ Pb 4+ Bi 5+ I metalli formano cationi, per quelli non di transizione (arancioni nella figura) la carica del catione è uguale al numero del gruppo nella nomenclatura non IUPAC. 72

Un catione monoatomico prende il nome dall’elemento Na+ Ca 2+ Al 3+ ione sodio ione calcio ione alluminio Molti elementi di transizione formano cationi con diverse cariche sono distinti da un numero romano (fra parentesi) pari alla carica Fe 2+ Fe 3+ ione ferro (II) ione ferro (III) o ione ferroso o ione ferrico In una vecchia nomenclatura si usano i suffissi –oso e –ico per gli ioni con carica minore e maggiore 73

Un anione monoatomico prende il nome dall’elemento seguito dal suffisso -uro Cl- cloruro S 2 - solfuro ma O 2 - ossido I non metalli formano anioni con carica pari al numero del gruppo meno 8 Cl- VII A 7 -8=-1 S 2 - VI A 6 -8=-2 74

Sodio Numero gruppo Formula ione Elettroni sullo ione Ossigeno Magnesio Alluminio Cloro 75

Composti ionici Un composto ionico prende il nome dagli ioni che contiene scrivendo prima il catione e poi l’anione Na. Cl sodio cloruro È anche usata una variante in cui si inverte l’ordine e si fa precedere il nome del catione da “di” Na. Cl cloruro di sodio Uno ione monoatomico è uno ione formato da un singolo atomo Uno ione poliatomico è uno ione costituito da due o più atomi legati chimicamente Na+ Cl- NH 4+ SO 42 - ioni monoatomici ioni poliatomici 76

PRINCIPALI CATIONI formula nome Cr 3+ Cromo(III) o cromico Mn 2+ Manganese(II) o manganoso Fe 2+ Ferro(II) o ferroso Fe 3+ Ferro(III) o ferrico Co 2+ Cobalto(II) o cobaltoso Ni 2+ Nichel(II) o nichel Cu 2+ Rame(II) o rameico Zn 2+ Zinco Ag+ Argento Cd 2+ Cadmio Hg 2+ Mercurio(II) o mercurico 77

Ioni poliatomici L’unico catione poliatomico di rilievo è: NH 4+ ione ammonio La maggior parte degli ioni poliatomici sono ossoanioni, contenenti ossigeno più un altro elemento: CO 32 - ione carbonato SO 42 - ione solfato 78

PRINCIPALI IONI POLIATOMICI Nome Formula ______________________________ Acetato Ammonio Carbonato Clorito Cromato Cianuro Bicromato Diidrogenofosfato Fosfato Idrogenocarbonato (o bicarbonato) Idrogenosolfato (o bisolfato) Idrogenosolfito (o bisolfito) CH 3 COO NH 4+ CO 32 Cl. O 3 Cl. O 2 Cr. O 42 CN Cr 2 O 72 H 2 PO 43 HCO 3 Idrossido Ipoclorito OH Cl. O Monoidrogeno fosfato Nitrito Ossalato Perclorato Permanganato Ossido Perossido HPO 42 NO 3 NO 2 C 2 O 42 Cl. O 4 Mn. O 4 O 22 HSO 4 Solfato SO 42 HSO 3 Solfito SO 32 79

Esempi Fe. SO 4 Solfato di ferro (II) Al. Br 3 Bromuro di alluminio Ti. O 2 Ossido di titanio (IV) Fe 2(SO 4)3 Solfato di ferro (III) Cu. NO 3 Nitrato di rame (I) Cu(NO 3)2 Nitrato di rame (II) Mg 3 N 2 Nitruro di magnesio 80

Scrittura della formula a partire dagli ioni Si scriva la formula dell’ossido di cromo(III). Gli ioni componenti sono lo ione ossido O 2 - e lo ione cromo(III) Cr 3+. Per raggiungere la neutralità si possono prendere un numero di cationi pari alla carica dell’anione e un numero di anioni pari alla carica del catione: Cr 3+ Cr 2 O 3 O 2 - Se è possibile si devono ridurre i pedici ai numeri interi più piccoli possibile (questo accade quando i pedici hanno dei divisori in comune). Es: ossido di magnesio Mg 2+ O 2 - Mg 2 O 2 Sr. O Si dividono i pedici per il massimo comune divisore=2 81

Scrivere il simbolo e la carica di ciascuno degli ioni presenti nei seguenti composti ionici: Mg. Br 2, Li 2 CO 3, Fe 2(SO 4)3 Scrivere le formule dei composti ionici contenenti il catione Alluminio e ciascuno dei seguenti anioni: fluoruro, solfuro, nitr Individuare la carica ed assegnare il nome a ciascuno degli ioni presenti nei seguenti composti ionici; Na. F, Cu(NO 3)2, Na. CH 3 CO 2 Il ferro, un metallo di transizione, forma ioni con diverse cariche. Scrivere le formule dei composti dei due cationi ferro con l’anione Scrivere le formule di tutti i composti neutri che si possono cloruro ottenere dalla combinazione dei cationi Na+ e Ba 2+ con gli anioni S 2 - e PO 43 -. 82

IDRATI Un idrato è un composto (ionico) che ingloba molecole di acqua debolmente legate Cu. SO 4 5 H 2 O Solfato di rame (II) pentaidrato L’acqua viene persa per riscaldamento dando il composto anidro Cu. SO 4 Solfato di rame (II) (anidro) Il processo è ben visibile in quanto il solfato di rame pentaidrato ha colore blu mentre quello anidro è bianco 83

Il composto cloruro di nickel (II) idrato è un composto cristallino di colore verde. Quando viene riscaldato energicamente il composto si disidrata. Se 235 g di Ni. Cl 2 x. H 2 O danno per riscaldamento 128 g di Ni. Cl 2 anidro quale sarà il valore di x? 84

Composti covalenti binari Un composto binario è un composto formato da due soli elementi. I composti binari fra un metallo e un non-metallo sono solitamente ionici. Sono invece covalenti i composti binari formati fra due non-metalli o metalloidi. Il nome viene dato al composto prendendo la radice del secondo elemento con il suffisso –uro seguito dal nome del primo elemento preceduto da “di” HCl IBr cloruro di idrogeno bromuro di iodio 85

Quando i due elementi formano più di un composto questi si distinguono usando i seguenti prefissi 1 2 3 4 5 monobi- ditritetrapenta- 6 7 8 9 10 esaeptaoctanonadeca- Esempi CO CO 2 N 2 O 4 Cl. O 2 Cl 2 O 7 S 2 Cl 2 P 4 S 3 SF 6 Monossido di carbonio Biossido di azoto Tetrossido di diazoto Biossido di cloro Eptaossido di dicloro Dicloruro di dizolfo Trisolfuro di tetrafosforo Esafluoruro di zolfo 86

Scrivere la formula dei seguenti composti binari di non metalli: biossido di carbonio, triossido di fosforo, dicloruro di zolfo, trifluoruro di boro, diossido di tricloro, triossido di xenon Assegnare il nome ai seguenti composti binari di non metalli: N 2 F 4, SF 4, P 4 O 10, HBr, BCl 3, Cl. F 3 87

Acidi ed Anioni Per il momento definiamo acido un composto che produce ioni H+ ed un anione quando viene sciolto in acqua: HNO 3 in acqua dà H+ e NO 3 - Un ossiacido è un acido contenente idrogeno, ossigeno ed un altro elemento (un non-metallo). In acqua un ossiacido produce uno o più ioni H+ ed un ossianione. Il nome dell’acido si ottiene dalla radice del nome dell’elemento centrale più il suffisso -ico HNO 3 Acido nitrico HCl. O 3 Acido clorico 88

Se l’elemento forma due ossiacidi essi sono distinti dai suffissi –oso (con meno atomi di ossigeno) e –ico (con più atomi di ossigeno) HNO 2 Acido nitroso HNO 3 Acido nitrico Se l’elemento forma tre o quattro ossiacidi si usano i prefissi ipo– e per- associati con i due suffissi –oso e –ico HCl. O Acido ipocloroso HCl. O 2 Acido cloroso HCl. O 3 Acido clorico HCl. O 4 Acido perclorico 89

I nomi degli ossiacidi e quelli degli ossianioni sono strettamente correlati. Per ottenere il nome dall’ossianione da quello dell’ossiacido si sostituiscono i suffissi –oso con –ito e –ico con –ato: HNO 2 Acido nitroso NO 2 - Ione nitrito HNO 3 Acido nitrico NO 3 - Ione nitrato 90

Acido ipocloroso Cl. O- Ione ipoclorito HCl. O 2 Acido cloroso Cl. O 2 - Ione clorito HCl. O 3 Acido clorico Cl. O 3 - Ione clorato HCl. O 4 Acido perclorico Cl. O 4 - Ione perclorato HCl. O 91

Alcuni acidi possono perdere più di uno ione H+ e dare anioni intermedi di tipo acido: H 3 PO 4 Acido fosforico H 2 PO 4 Ione diidrogeno fosfato HPO 42 Ione monoidrogeno fosfato PO 43 Ione fosfato Idracidi Alcuni composti binari di idrogeno e non metalli producono soluzioni acide in acqua e sono detti idracidi. Tali composti prendono il nome dell’elemento più il suffisso –idrico preceduto da acido HCl acido cloridrico H 2 S acido solfidrico Si noti l’analogia con i corrispondenti anioni dove –idrico diventa -uro Cl- cloruro S 2 - solfuro 92

Cationi Poliatomici Monoatomici 1 solo ione possibile Nome elemento Es. Na+ ione sodio Mg 2+ ione magnesio N. B. Il numero delle cariche non viene Indicato nel nome perché non necessario più di 1 ione possibile Es. NH 4+ ione ammonio H 3 O+ ione idronio Hg 22+ione mercurio (I) ione mercuroso a) Carica indicata con numero romano Es. Fe 2+ ione ferro(II) Fe 3+ ione ferro(III) b) Vecchia regola: Suffisso –oso per carica più bassa suffisso –ico per carica più alta Es. Fe 2+ ione ferroso Fe 3+ ione ferrico 93

Anioni Monoatomici Ossoanioni Nome dell’elemento Più suffisso –uro Es. H- ione idruro F- ione fluoruro Ipo_ito ossigeno crescente ito ato Per_ato N. B. O 2 - ione ossido N 3 - ione nitruro C 4 - ione carburo Es. Cl. O- ione ipoclorito Cl. O 2 - ione clorito Cl. O 3 - ione clorato Cl. O 4 - ione perclorato SO 3 - ione solfito SO 4 - ione solfato NB Gli alogeni (tranne il F Formano tutti e 4 gli fli ioni. Quando solo 2 dei 4 si formano si chiamano –ito e -ato Ossoanioni contenenti H H-ossoanione: idrogeno + nome ossoanione H 2 -ossoanione: diidrogeno + nome ossoanione Es. HCO 3 - ione idrogenocarbonato o bicarbonato HSO 4 - ione idrogenosolfato HPO 42 - ione idrogenofosfato H 2 PO 4 - ione diidrogenofosfato Eccezioni Da ricordare (non seguono regole) Es. OH- ione idrossido CN- ione cianuro SCN- ione tiocianato OCN- ione cianato O 22 - ione perossido O 2 - ione superossido Mn. O 4 - ione permanganato Mn. O 42 - ione manganato CH 3 COO- ione acetato C 2 O 42 - ione ossalato Cr 2 O 72 - ione dicromato 94

Composti Ionici (catione + anione) Nome del catione + nome dell’anione Es. Na. Cl sodio cloruro Mg. Cl 2 magnesio cloruro Fe 3 N 2 ferro (II) nitruro Na 2 CO 3 sodio carbonato NH 4 OH ammonio idrossido Na. H sodio idruro Ca. H 2 calcio idruro NB Il nome non indica il numero di atomi perché esiste un sola possibilità per uno ione di combinarsi con un altro per formare un composto Covalenti (non metallo-non metallo Contenenti idrogeno H-metallo H- non metallo H- ossoanione In assenza di H 2 O Idrogeno _uro Es. HCl idrogeno cloruro HF idrogeno fluoruro H 2 S idrogeno solfuro In assenza di H 2 O Si nominano come i composti ionici Es. Idrogeno ipo_ ito Idrogeno per_ato In presenza di H 2 O HCl acido cloridrico HF acido fluoridrico H 2 S acido sulfidrico In presenza di H 2 O diventano acidi Acido ipo_oso Acido per_ico Es. HCl. O acido ipocloroso HCl. O 2 acido cloroso HCl. O 3 acido clorico HCl. O 4 acido perclorico HNO 2 acido nitroso HNO 3 acido nitrico H 2 SO 3 acido solforoso H 2 SO 4 acido solforico H 3 PO 3 acido fosoforoso H 3 PO 4 acido fosforico a) Prima elemento meno elettronegativo (ad eccezione dell’idrogeno) b)Numero di atomi di ciascun elemento indicati da un prefisso greco Es. N 2 O 4 tetraossido di diazoto CO monossido di carbonio CO 2 biossido di carbonio NO 2 biossido di azoto N 2 O monossido di diazoto NB I composti che contengono idrogeno non seguono la regola e vanno ricordati: H 2 O, NH 3… 95

Le reazioni chimiche 96

Una reazione chimica è un processo che porta alla formazione di nuove sostanze, i prodotti, trasformando profondamente le sostanze di partenza, i reagenti. REAGENTI reazione chimica PRODOTTI 97

Stechiometria • La stechiometria è caratterizzata dall’applicazione quantitativa delle leggi ponderali che regolano la composizione delle sostanze e il loro rapporto di combinazione • I calcoli stechiometrici sono finalizzati a quantificare le sostanze che reagiscono e che si producono nel corso di una reazione chimica 98

Reazioni chimiche Si riconoscono per - cambiamento dello stato di aggregazione - cambiamento di colore - variazione di temperatura - sviluppo di gas - formazione di un precipitato 99

Reazioni chimiche In alcune reazioni si può osservare semplicemente una diminuzione di volume 2 CO + O 2 2 CO 2 100

Le informazioni di una reazione chimica • QUALITATIVE: - Reagenti e prodotti - Formule di reagenti e prodotti N 2 O + NO N 2 + NO 2 QUANTITATIVE: N° di molecole di reagenti e prodotti N° di atomi di ciascun elemento coinvolto N° di moli di ciascuna sostanza N° di grammi di ciascuna sostanza reagente o prodotta - Rapporti di volume tra le sostanze in fase gassosa • - 101

Bilanciamento delle reazioni chimiche • Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella realtà alla legge di Lavoisier (legge della conservazione della massa): Nel corso delle reazioni chimiche la massa si mantiene costante Si devono pertanto introdurre dei numeri che moltiplichino intere formule chimiche al fine di avere un ugual numero di atomi della stessa specie chimica sia tra i reagenti che i prodotti. Questi coefficienti sono detti “STECHIOMETRICI” 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 102

Bilanciamento delle reazioni chimiche 1) Si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento individuando quelli che devono essere bilanciati 2) Si bilancia un elemento alla volta ponendo un numero intero (coefficiente stechiometrico) davanti all’elemento o alla molecola che lo contiene 3) Prima i metalli, poi i non metalli, poi H e poi O 4) Si controllano tutti gli elementi per eventuali correzioni 103

Classificazione delle reazioni chimiche 1 -Reazioni di combinazione o di sintesi: due o più reagenti formano un unico prodotto: + A + B AB 2 Mg + O 2 2 Mg. O C + O 2 CO 2 104

2 -Reazioni di decomposizione: un composto si decompone per formare due o più prodotti: + AB KCl. O 3 Cu. CO 3 A + B 2 KCl + 2 O 2 Cu. O + CO 2 105

3 -Reazioni di scambio o di spostamento: un elemento libero sostituisce uno degli elementi del composto: + + A + BC 2 Al + 3 Cu. SO 4 AC + B Al 2(SO 4)3 + 3 Cu 106

4 -Reazioni di doppio scambio: i composti si scambiano i “partner” e dai due reagenti si ottiene: a) un composto insolubile (precipitato) b) una molecola stabile, quale H 2 O c) sviluppo di un gas + + AB + CD AD + CB 107

4 a) Formazione di una sostanza insolubile (precipitato) 2 Ag. NO 3 + K 2 Cr. O 4 Ag 2 Cr. O 4 + 2 KNO 3 Ba. Cl 2 + H 2 SO 4 Ba. SO 4 + 2 HCl Na 2 S + Cu. Cl 2 Cu. S + 2 Na. Cl 108

4 b) Formazione di H 2 O (Reazioni di neutralizzazione) Na. OH + HCl Na. Cl + H 2 O 2 KOH + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + H 2 O Mg(OH)2+ 2 HNO 3 Mg(NO 3)2+ 2 H 2 O 109

4 c) Formazione di gas Na 2 CO 3+2 HNO 3 2 Na. NO 3+CO 2 + H 2 O Ca. SO 3 + 2 HCl Ca. Cl 2 +SO 2 + H 2 O NH 4 Cl + KOH KCl + NH 3 + H 2 O 110

Numeri di Ossidazione Valore della carica (positiva o negativa) reale o formale assegnata ad un atomo allo stato libero o in un suo composto. E’ la carica che l’elemento avrebbe in un composto se il composto fosse puramente ionico Gli stati di ossidazione aiutano a valutare le variazioni di carica elettronica in un elemento in una reazione chimica. 111

Come assegnare i numeri di ossidazione, NO • NO = 0 per tutti gli atomi nella loro forma elementare, Na(s), Zn(s), Hg(l) H 2(g), Cl 2(g), I 2(s), O 2(g), C(s), P 4(s), S 8(s) • NO = carica per gli ioni mono/bi/triatomici • NO = – 1 per il F in tutti i composti • NO = – 2 per l’ O nei composti – eccezioni: perossidi, O 22–, NO = – 1 – superossidi, O 2–, NO = – 1/2 • NO = +1 per H nei composti – eccezione: NO = – 1 negli idruri metallici (Na. H) 112

Come assegnare i numeri di ossidazione, NO • NO = +1 per i metalli alcalini nei composti • NO = +2 per i metalli alcalino-terrosi nei composti • NO = +3 per Al nei composti • NO = − 1 per Cl, Br, e I nei composti binari, ad eccezione con l’ossigeno 113

Esempi di calcolo del numero di ossidazione _____________________________ 1) Calcolare il numero di ossidazione del Mn nel KMn. O 4. K n. o. +1 O n. o. -2 La molecola è neutra per cui: n. o. Mn + n. o. K + 4 n. o. O = 0 Mn n. o. +7 _____________________________ 2) Calcolare il numero di ossidazione del P nel H 2 PO 4–. H n. o. +1 O n. o. -2 La molecola è elettricamente carica (-1) per cui: 2 n. o. H + n. o. P + 4 n. o. O = -1 P n. o. +5

Esempi di calcolo del numero di ossidazione 3) Calcolare il numero di ossidazione dell’azoto N nei seguenti composti. NO NO 2 HNO 3 N 2 O 5 _____________ NO n. o. N +2 NO 2 n. o. N +4 HNO 3 n. o. N +5 N 2 O 5 n. o. N +5 ___________________ 4) Calcolare il numero di ossidazione del cromo Cr nei seguenti composti. Cr 2 O 3 Cr 2 O 72 – _____________ Cr 2 O 3 n. o. Cr +3 Cr 2 O 72 – n. o. Cr +6 115

Rapporto tra soluto e solvente o soluzione

Concentrazione espressa in unità chimiche : Molarità Frazione molare Concentrazione espressa in unità fisiche : Percentuale in peso (% p/p) Percentuale peso per volume (% p/v) Percentuale in volume (% v/v) ppm, ppt, ppb….

Molarità Dire che una soluzione di glucosio è 1 M significa che in un litro di soluzione è disciolta una mole di glucosio. Glucosio C 6 H 12 O 6 PM glucosio : 6 x 12. 0112 + 12 x 1. 008 + 6 x 15, 994 = Soluzione 1 M di glucosio 1 litro 180. 1272 In 1 litro di soluzione sono disciolti 180, 1272 g di glucosio Glucosio 180. 1272 g

Frazione molare Per una soluzione costituita da na moli di A, nb moli di B, nc moli di C, …, nz moli di Z, si definisce frazione molare di un componente il rapporto fra il numero di moli di quel componente ed il numero totale di moli presenti nella miscela Frazione molare di A = a = na na + n b + n c + … + n z La somma delle frazioni molari è uguale a 1

Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio dissolti in 1800 g di acqua. a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0. 1 moli dello zucchero b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0. 1 moli dello zucchero b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua La frazione molare del glucosio si calcola come segue: glucosio = 0. 1 + 100 = 0. 000998

Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell’alcol La frazione molare dell’acqua si calcola come segue: HO 2 = 2 2+2 = 0. 5

n = m (g) / M g/mol d = m (g) / V (ml) Massa percentuale (% p/p) (o percentuale in peso) : grammi di soluto contenuti in 100 grammi di soluzione msoluto (g) %p/p = x 100 msoluzione (g) Di soluto per soluto solido! Esempio: una soluzione di Na. Cl 37% (p/p) contiene Esempio 37 g di sale puro in 100 g di soluzione acquosa.

Massa-volume percentuale (% p/v) (o percento peso / volume) : (o percento peso / volume) grammi di soluto contenuti in 100 ml di soluzione msoluto (g) %p/V = x 100 V soluzione (ml) Esempio: una soluzione fisiologica di Na. Cl Esempio contiene 0, 9 g di sale in 100 ml di soluzione 0, 9 g 100 ml acquosa, quindi è 0, 9 % p/v.

Volume percentuale (% v/v) (o percentuale in volume) : ml di soluto contenuti in 100 ml di soluzione Soluto e solvente liquidi Vsoluto (ml) %V/V = x 100 V soluzione (ml) Esempio: etanolo 10 % (v/v) Esempio significa 10 ml di etanolo puro in 10 ml 100 ml di soluzione. 100 ml

Esercizio 1 15 g di KMn. O 4 sono sciolti in 500 ml di acqua. Calcolare la % in peso (% p/p) dei componenti la soluzione. [d. H 2 O = 1 g/ml] 500 ml di acqua = 500 g msoluzione = 15 g + 500 g = 515 gsoluto % p/p = x 100 = 2, 91 515 gsoluzione 100 g di soluzione contengono 2, 91 g di KMn. O 4 e 97, 09 g di acqua.

Esercizio 2 Calcolare quanti g di Na. Cl sono necessari per ottenere 215 g di soluzione acquosa all’ 8 %p/p di Na. Cl. msoluto (g) %p/p = x 100 msoluzione (g) msoluto = % x m soluzione /100 m. Na. Cl = 8 x 215 /100 = 17, 2 g oppure 8 g Na. Cl in 100 g x g Na. Cl in 215 g 8 g : 100 g = x g : 215 g X g = (215 X 8)/100 = 17, 2

Esercizio 3 (conversione % p/p in % p/V) Calcolare la concentrazione % p/V di una soluzione al 38% p/p di HCl, sapendo che la densità della soluzione è d = 1, 19 g/ml 38 % p/p significa che 38 g di HCl sono contenuti in 100 g di soluzione. La densità mi permette di calcolare il volume relativo ai 100 g della soluzione: Vsoluzione = 100 g /1, 19 g ml-1 = 84, 0 ml msoluto (g) 38 g %p/V = x 100 = 45, 2 Vsoluzione (ml) 84 ml

oppure V x d = m soluzione 100 mlsoluzione x 1, 19 g ml-1 = 119 gsoluzione 38 g : 100 g = x g : 119 g x g = 38 g/100 g x 119 g = 45, 2 g %p/v = 45, 2 g/100 ml x 100 = 45, 2 Quindi si può usare la densità per convertire la % p/p in % p/v e viceversa %p/p x d = % p/V

Esercizio 4 Calcolare la % p/p di una soluzione di HNO 3, che contiene 655 g litro-1 di HNO 3, nota la densità della soluzione (d = 1, 310 g ml-1) 655 g di acido sono contenuti in 1 litro di soluzione e poiché 1 L di soluzione pesa 1310 g % p/p = 655 g/1310 g x 100 = 50

Parti per milione (ppm) g di soluto contenuti in 1 milione di grammi di soluzione ppm = gsoluto x 106 gcampione ppb = gsoluto gcampione x 109

Molarità (M) : numero di moli di soluto contenute in Molarità 1 litro di soluzione soluto [soluto] moli / litro g? Il volume della soluzione dipende dalla temperatura !! Quindi M cambia con T

Esempio: Esempio Sciogliere 5. 00 g di Ni. Cl 2 • 6 H 2 O in acqua sufficiente per preparare 250 m. L di soluzione. Calcolare la molarità. 1: Calcolare moli di Ni. Cl 2 • 6 H 2 O n = g / M g/mol 5. 00 g /237, 7 = 0, 021 moli 2: Calcolare la molarità 0, 021 moli / 0, 25 litri = 0, 0841 M [Ni. Cl 2. 6 H 2 O] = 0, 0841 M = 84, 1 m. M

• una soluzione di glucosio 250 m. M contiene 0, 25 moli di glucosio per ogni litro di soluzione. Calcolare la composizione % p/V. 1: Calcolare massa di glucosio C 6 H 12 O 6 n = g / M g/mol 0, 25 mol x 180 g/mol = 45 g 2: Calcolare la % p/V msoluto (g) %p/V = x 100 = 4, 5 V soluzione (ml)

Esercizio: Esercizio Calcolare quanti g di Na. OH occorrono per preparare 250 ml di una soluzione 180 m. M. PM Na. OH = 40 1: Calcolare moli di Na. OH M = n/Vlitri n = M x Vlitri Numero di moli n = 0, 18 M x 0, 25 L = 0, 045 2: dalle moli ai grammi n = m(g) / M g/mol g di Na. OH = 0, 045 mol x 40 g /mol = 1, 8

DILUIZIONE MESCOLAMENTO DI DUE O PIU’ SOLUZIONI (senza reazioni chimiche tra i soluti)

DILUIZIONE con solvente puro 1 2 Stesso numero di moli Diversa concentrazione! n 1 = n 2 Quando una soluzione viene diluita si aggiunge del solvente. Se aggiungiamo ad una soluzione di molarità nota del solvente in più, noi NON modifichiamo il numero di moli (n 1= n 2) ma modifichiamo il volume. M 1= concentrazione iniziale della soluzione V 1= volume iniziale della soluzione M 1 = n 1/V 1 M 2= nuova concentrazione dopo diluizione V 2= nuovo volume della soluzione dopo diluizione M 2 = n 2/V 2 M 1 V 1 = M 2 V 2 n 1 = n 2

Esempio: si vogliono preparare 100 ml di una soluzione 0, 05 M da una soluzione 0, 20 M. Che volume occorre prelevare? 1 - Calcolare il numero di moli presenti nella soluzione da preparare n = 0, 1 L x 0, 05 mol / L = 5 x 10 -3 2 - Data una soluzione concentrata calcolare il volume della stessa che contiene le moli richieste 0, 2 mol / L x VL = 5 x 10 -3 mol VL= 5 x 10 -3 / 2 x 10 -1 = 2, 5 x 10 -2 L = 25 ml

3 - prelevare il volume (25 ml) e trasferire nel palloncino da 100 ml 4 - aggiungere il solvente e mescolare 100 ml

Mescolamento soluzioni 160 ml di soluzione di Na. OH 0, 50 M vengono mescolati con 200 ml di soluzione di Na. OH 0, 20 M. Calcolare la molarità della soluzione risultante. Per calcolare la molarità della soluzione finale bisogna conoscere il numero delle moli totali presenti e il volume totale della soluzione. 1: calcolare il numero di moli in ciascuna soluzione prima del mescolamento. n 1 = 0, 160 x 0, 50 = 0, 080 moli n 2 = 0, 200 x 0, 20 = 0, 040 moli 2: calcolare il numero di moli dopo il mescolamento e il volume totale della soluzione. ntotali = 0, 080 + 0, 040 = 0, 12 moli Vsoluzione = 160 + 200 = 360 ml 3: calcolare la molarità della nuova soluzione dopo mescolamento [M] = 0, 12 moli/ 0, 360 L = 0, 33 moli l-1

Dissoluzione delle sostanze

COMPOSTI IONICI SOLUBILI KMn. O 4(aq) --> K+(aq) + Mn. O 4 -(aq) Se prepariamo una soluzione di KMn. O 4 0, 30 M, questo significa che [K+] = [Mn. O 4 -] = 0. 30 M

Na 2 CO 3 : composto ionico solubile Na 2 CO 3(aq) --> 2 Na+(aq) + CO 32 -(aq) se [Na 2 CO 3] = 0. 100 M [Na+] = 2 x 0. 100 M = 0. 200 M [CO 32 -] = 0. 100 M

Calcolare quanti grammi di una soluzione di acido fosforico all’ 85% in massa (d = 1. 685 g/cm 3) contengono 25 g di acido puro e quanti cm 3 devono essere diluiti con acqua per preparare 1. 00 kg di soluzione al 10%. E’ stato acquistato dell’acido nitrico commerciale al 65% (d = 1. 383 kg dm-3). Calcolare la molarità della soluzione, il volume di soluzione che contiene 0. 15 mol di acido e il volume di acido concentrato che occorre aggiungere a 1. 0 dm 3 di acido 0. 400 M per ottenere una soluzione di acido nitrico 1. 00 M. Un campione di acqua di lago contiene 16. 8 ppm di nitrato di sodio. Calcolare la concentrazione di nitrato di sodio espressa come molarità sapendo che la densità del campione di acqua è 1. 018 g/m. L.