Precorsi Test AMMISSIONE Medicina e Chirurgia Professioni Sanitarie

Precorsi Test AMMISSIONE Medicina e Chirurgia - Professioni Sanitarie Università degli Studi di Perugia a. a. 2018 -19

NOMENCLATURA International Union of Pure and Applied Chemisty Scopo: razionalizzare i nomi dei composti in modo che vi sia una correlazione univoca fra la formula e il nome del composto stesso La nomenclatura IUPAC utilizza la definizione di numero di ossidazione e il concetto di elettronegatività Elettronegatività: misura della tendenza di un atomo ad attrarre su di sè gli e- di legame no di ossidazione: La carica che formalmente un atomo acquisterebbe se gli elettroni di legame venissero attribuiti all’atomo più elettronegativo (composti covalenti) Nei composti ionici (monoatomici) coincide in valore e in carica con la sua carica ionica

Ioni monoatomici Ioni positivi (CATIONI) IUPAC: Ione + nome del metallo + numero di ox tradizionale: suffisso –oso (n ox più basso) -ico (n ox più alto) IUPAC tradizionale

Ioni monoatomici Ioni negativi (ANIONI) Ione + nome dell’elemento+ desinenza -uro Eccezioni:

NUMERO DI OSSIDAZIONE Significato formale, viene stabilito in funzione della carica che un atomo ha “apparentemente” in un composto, ammettendo tutti i legami di natura ionica È LA DIFFERENZA TRA IL NUMERO DEGLI ELETTRONI DI VALENZA E QUELLI NEL LEGAME

REGOLE : 1. Per le sostanze elementari, non essendoci differenza di elettronegatività tra gli atomi di uno stesso elemento (legami covalenti puri) si assume uguale a 0 2. Per ioni il n. o. è uguale alla carica dello ione (1°gruppo n. o. =+1; 2°gruppo n. o. =+2; Cl- n. o. =-1) 3. H in un composto è +1 , tranne nei composti con gli elementi dei primi tre gruppi (= idruri) dove è -1 4. O in un composto è -2 (nei perossidi H 2 O 2: -1; nei superossidi HO 2: -1/2; in F 2 O: +2) 5. F ha sempre n. o. =-1. Cl, Br, I hanno n. o. =-1 positivo) (eccetto che negli ossidi dove hanno n. o. 6. Per una molecola neutra la somma algebrica dei n. o di tutti isuoi atomi deve essere uguale a 0 Per uno ione poliatomico la somma dei n. o. di tutti i suoi atomi deve essere uguale alla carica netta dello ione 7. Il n° massimo di ossidazione corrisponde al gruppo al quale appartiene.

Composti BINARI sostanze chimiche a composizione costante formate da due specie elementari

OSSIDI 1° 2° 1 H 1 s 3 Li 4 Be 2 s 13° 14° 15° 16° 17° Gli ossidi sono i composti di combinazione degli elementi con l’ossigeno 5 B 6 C 2 s 2 p 2 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 3 s 3 s 2 p 2 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 31 Ga 32 Ge 4 s 4 s 2 3 d, 4 s 2 3 d 2, 4 s 2 3 d 3, 4 s 2 3 d 5, 4 s 2 p 2 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 49 In 50 Sn 5 s 5 s 2 4 d, 5 s 2 4 d 2, 5 s 2 4 d 3, 5 s 2 4 d 5, 5 s 2 p 2 26 Fe 27 Co 3 d 6, 4 s 2 3 d 7, 4 s 2 44 Ru 45 Rh 4 d 6, 5 s 2 4 d 7, 5 s 2 28 Ni 3 d 8, 4 s 2 46 Pd 4 d 8, 5 s 2 29 Cu 30 Zn 3 d 10, 4 s 2 47 Ag 48 Cd 4 d 10, 5 s 2 7 N 8 O 9 F 2 s 2 p 3 2 s 2 p 4 2 s 2 p 5 15 P 16 S 17 Cl 3 s 2 p 3 3 s 2 p 4 3 s 2 p 5 33 As 34 Se 35 Br 4 s 2 p 3 4 s 2 p 4 4 s 2 p 5 51 Sb 52 Te 53 I 5 s 2 p 3 5 s 2 p 4 5 s 2 p 5

OSSIDI Gli ossidi sono i composti di combinazione degli elementi con l’OSSIGENO L’ ossigeno negli ossidi ha SEMPRE numero di ossidazione -2 numero di ossidazione= differenza tra il numero degli elettroni di valenza e il numero degli n. o. elettroni di legame ELETTRONEGATIVITA’ Elementi elettro. POSITIVI n. o. positivi Elementi elettro. NEGATIVI n. o. negativi

Gli ossidi degli elementi del 1° e 2° gruppo sono IONICI Na+ O 2 - Ca 2+ O 2 - Na+ Na 2 O (ossido di disodio) Ca. O (ossido di calcio)

1° 2° 13° 14° 15° 16° 17° Gli elementi del 13° gruppo legano l’O in rapporto 2: 3 1 H 1 s 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 2 s 2 s 2 p 2 2 s 2 p 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 3 s 3 s 2 p 2 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 31 Ga 32 Ge 4 s 4 s 2 3 d, 4 s 2 3 d 2, 4 s 2 3 d 3, 4 s 2 3 d 5, 4 s 2 p 2 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 49 In 50 Sn 5 s 5 s 2 4 d, 5 s 2 4 d 2, 5 s 2 4 d 3, 5 s 2 4 d 5, 5 s 2 p 2 26 Fe 27 Co 3 d 6, 4 s 2 3 d 7, 4 s 2 44 Ru 45 Rh 4 d 6, 5 s 2 4 d 7, 5 s 2 28 Ni 3 d 8, 4 s 2 46 Pd 4 d 8, 5 s 2 29 Cu 30 Zn 3 d 10, 4 s 2 47 Ag 48 Cd 4 d 10, 5 s 2 8 O 9 F 2 s 2 p 4 2 s 2 p 5 16 S 17 Cl 3 s 2 p 3 3 s 2 p 4 3 s 2 p 5 33 As 34 Se 35 Br 4 s 2 p 3 4 s 2 p 4 4 s 2 p 5 51 Sb 52 Te 53 I 5 s 2 p 3 5 s 2 p 4 5 s 2 p 5

s s p 1 a 2 3 s p 1 1 b 2 p 2 3 3 sp 2 Al 2 O 3 O Al O O O Al

Gli elementi del 13° gruppo legano l’O in rapporto 2: 3 Gli elementi del 14° gruppo si legano all’ O rapporto stechiometrico 1: 2 (non nel monossido di carbonio)

O=C=O xz p O xy s C ss O p promozione s px py pz ibridazione s px py pz sp pz py

Monossido di carbonio C=O : C O:

O Ossido di diazoto o protossido di azoto (gas esilarante) ·N·· ··O Ossido di azoto ··N·· ··O ··N·· O Triossido di diazoto o anidride nitrosa

O · · O ·N· · · biossido di azoto Ipoazotide N 2 O 4 O O O ··N·· ··O ···N· O s 1 2 p Pentossido di diazoto o anidride nitrica

O ·· ·P · ··O ···P· O O ··P· · ··O ···P· O Triossido di difosforo Pentossido di difosforo o anidride fosforosa o anidride fosforica

S O O biossido di zolfo (anidride solforosa) O S O O triossido di zolfo (anidride solforica)

Nella nomenclatura tradizionale, se i numeri di ossidazione sono più di due si ricorre ai prefissi: -Ipo per il N. O. più basso -Per per il N. O. più alto n. o. +1 n. o. +3 n. o. +5 n. o. +7 n. o. +1 n. o. +5 n. o. +7

1° 2° 13° 14° 15° 16° 17° 1 H 1 s 3 Li 4 Be 5 B 6 C 2 s 2 s 2 p 2 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 3 s 3 s 2 p 2 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 31 Ga 32 Ge 4 s 4 s 2 3 d, 4 s 2 3 d 2, 4 s 2 3 d 3, 4 s 2 3 d 5, 4 s 4 s 2 p 2 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 5 s 2 49 In 50 Sn 4 d, 5 s 2 4 d 2, 5 s 2 4 d 3, 5 s 2 4 d 5, 5 s 2 p 2 5 s 25 Mn 26 Fe 3 d 5, 4 s 2 3 d 6, 4 s 2 44 Ru 27 Co 28 Ni 3 d 7, 4 s 2 3 d 8, 4 s 2 45 Rh 46 Pd 4 d 6, 5 s 2 4 d 7, 5 s 2 4 d 8, 5 s 2 29 Cu 30 Zn 3 d 10, 4 s 2 47 Ag 48 Cd 4 d 10, 5 s 2 7 N 8 O 9 F 2 s 2 p 3 2 s 2 p 4 2 s 2 p 5 15 P 16 S 17 Cl 3 s 2 p 3 3 s 2 p 4 3 s 2 p 5 33 As 34 Se 35 Br 4 s 2 p 3 4 s 2 p 4 4 s 2 p 5 51 Sb 52 Te 53 I 5 s 2 p 3 5 s 2 p 4 5 s 2 p 5

s d p (26 e-) 1 26 Fe 2 3 d 6, 4 s 2 3 4 2 es 1 2 3 4 p 3 ed s 1 2 3 4 p d

s d p 29 (29 e-) 1 Cu 2 3 d 10, 4 s 3 4 es p 2 es d 1 1 2 2 3 3 4 4 p d

s p d 30 1 Zn 2 3 d 10, 4 s 2 3 4 2 es 1 2 3 4 p d

n. o. +2 n. o. +3 n. o. +1 n. o. +2

s p s d 1 1 2 2 3 3 4 4 s 1 p s d 1 2 2 3 3 4 4 d p p d ibridazione d 2 sp 3

Ibridazione ottaedrica d 2 sp 3 2+ Fe s 1 2 3 4 p d

Ibridazione ottaedrica d 2 sp 3 CN - - 4 - NC CN Fe 2+ NC CN CN - s 1 2 Ione esacianoferrato (II) - 3 4 p d

Ibridazione ottaedrica sp 3 d 2 NH 3 2+ NH 3 H 3 N Fe 2+ H 3 N NH 3 s NH 3 Ione esaamminoferro (II) 1 2 3 4 p d

1 2 2 3 3 4 4 NH 3 NH 3 esaamminoferro (II) (paramagnetico) ibridazione sp 3 d 2 p d CNCN- 1 s CNCNCN- d p CN- s esacianoferrato (II) (diamagnetico) ibridazione d 2 sp 3

Si formano per reazione con acqua di un ossido metallico

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 Acido solforico oppure Solfato (VI) di diidrogeno Si formano per reazione con acqua dell’ossido di un non-metallo

Nell’eptossido di dicloro l’atomo di cloro ha numero di ossidazione +7 O O +2 +2 +1 Cl +2 O O +2 O +1 Cl +2 O

O-H O +2 +1 S +2 +1 O O-H Nell’acido solforico lo zolfo ha numero di ossidazione +6

(Idrogeno + non-metallo)

= ACIDO + BASE (ossiacidi) (idrossido) O OHCa++ OH- H-O-N O O H-O-N O

OH O P OH H-O Na

H–O–O–H O 2 -- Perossido di idrogeno n. o. = -1 -. . O. . . . superossido di sodio n. o. = -1/2 . . . O. . perossido di sodio Na+ -. . O. . . + O Na. . . Na+ -. . O. . (acqua ossigenata) O 2 - ione superossido

Una reazione chimica rappresenta un processo di trasformazioni in cui si rompono e si formano legami chimici A + B C + D - A e B: reagenti - C e D: prodotti - , , e : coefficienti stechiometrici

La forma più completa della reazione indica lo stato fisico dei reagenti e dei prodotti C(s) + O 2(g) CO 2(g) Reazione omogenea: i reagenti si trovano nello stesso stato di aggregazione Reazione eterogenea: i reagenti si trovano in stati di aggregazione diversi

Reazione a decorso completo: i reagenti si trasformano quantitativamente nei prodotti: A+B C+D Reazione di equilibrio: i reagenti non si trasformano completamente nei prodotti, ma c’è la contemporanea presenza di reagenti e prodotti: A+B C+D

Stechiometria * La stechiometria di una reazione è la descrizione quantitativa della reazione studiata *La stechiometria studia i rapporti ponderali tra gli elementi nei composti e le relazioni ponderali tra i reagenti e i prodotti in una reazione chimica

I calcoli stechiometrici si basano sull’osservazione dell’ equazione chimica bilanciata, che può essere letta in quattro modi diversi: - numero di unità elementari; - numero di moli; - massa; - volume, solo se i reagenti e i prodotti sono gas e la reazione avviene in condizioni normali (0°C e 1 atm) o se i gas sono nelle stesse condizioni di temperatura e pressione

N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) 1 molecola 3 molecole 1 mole 3 moli 28 g 3 x 2 g 2 x 17 g 3 x 22, 4 l* 2 molecole 2 moli *1 mole di gas in condizioni normali, cioè 1 atm e 0°C (273. 16°K), occupa un volume di 22, 4 l che si ricava dall’equazione generale dei gas: PV = n. RT

I coefficienti stechiometrici che compaiono nell’equazione chimica indicano il numero di unità elementari di ogni specie chimica che partecipano alla reazione (atomi, molecole, ioni), ma anche il numero di moli, quindi (noto il peso molecolare delle diverse specie chimiche) la massa e, se i reagenti e i prodotti sono gas e si trovano nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, il volume.

Legge di conservazione della massa (Lavoisier, 1783) “In una reazione chimica, la somma delle masse delle sostanze reagenti è uguale alla somma delle masse delle sostanze prodotte” la massa dei reagenti deve essere uguale alla massa dei prodotti Bilanciamento delle reazioni chimiche si devono anteporre alle formule dei reagenti e dei prodotti i coefficienti stechiometrici tali per cui il numero di atomi per ogni elemento sia uguale nei reagenti e nei prodotti, in modo da rispettare la legge di conservazione della massa

Per bilanciare un’equazione è opportuno seguire le seguenti regole: 1. Contare il numero di atomi di un dato elemento presente nel lato dei reagenti e nel lato dei prodotti; se il numero non è lo stesso aggiungere i coefficienti stechiometrici tali da renderlo uguale in entrambi i lati dell’equazione; 2. ripetere questa operazione per ogni elemento che compare nell’ equazione; 3. è opportuno cominciare a bilanciare da elementi diversi da O e H perché questi elementi compaiono spesso in più di due composti; 4. il coefficiente 1 non si indica; 5. tutti i coefficienti devono avere il minimo valore intero possibile.

Bilanciare l’equazione: N 2 H 4(g) + N 2 O 4 idrazina si bilancia N + ipoazotite N 2 H 4(g) + N 2 O 4 2 2 si bilancia O N 2+ H 2 O 2 N 2 H 4(g) + N 2 O 4 X 2 2 N 2+ 4 H 2 O 4 4 si bilancia H 2 N 2 H 4(g) + N 2 O 4 2 si bilancia N 4 X 4 2 N 2 H 4(g) + N 2 O 4 2 2 N 2+ 4 H 2 O X 2 2 X 2 3 N 2+ 4 H 2 O 3 X 2

Classificazione delle Reazioni chimiche

Reazioni di sintesi: H 2+ I 2 2 HI Reazione di decomposizione: (un composto si scinde) Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 Reazione di dissociazione: (un composto si dissocia liberando ioni) Mg. Cl 2 Mg 2+ + 2 Cl- Reazione di ionizzazione: (un composto reagisce con l’acqua formando ioni positivi e negativi) HCl + H 2 O H 3 O+ Cl-

Reazione di neutralizzazione: (un acido reagisce con una base formando un sale e acqua) Na. OH + HNO 3 Na. NO 3 + H 2 O Reazione di sostituzione: Fe + 2 HCl Fe. Cl 2 + H 2 Reazione di doppio scambio: Ba. Cl 2 + Na 2 SO 4 Ba. SO 4 + Na. Cl

Reazione di combustione: CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O E’ una reazione di ossidoriduzione in cui una sostanza (combustibile) si ossida a opera di una seconda sostanza (comburente), di solito ossigeno, con sviluppo di energia termica

Reazioni chimiche si compiono con il trasferimento di elettroni da un elemento, ione o radicale a un altro

REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE Rid 1 + Ox 2 Semireazione di ossidazione: Rid 1 ----> Ox 1 + ne- perde e- AUMENTA n. o - si ossida - è il riducente Ox 1 + Rid 2 Semireazione di riduzione: Ox 2 + ne- ----> Rid 2 - acquista e- DIMINUISCE n. o - si riduce - è l’ossidante

+1 H +1 +7 -2 +1 H C H+1 OH + Mn. O 44 x (-2) = -8 -8 -(-1)= -7 +1 H C H +2 0 O -1 + Mn. Cl 2 -2 -2 +1 = -1 Semireazione di ossidazione: CH 3 OH ----> HCHO + 2 H+ + 2 e- - perde e- AUMENTA n. o - si ossida - è il riducente Semireazione di riduzione: Mn. O 4 - + 8 H+ + 5 e- ----> Mn 2+ +4 H 2 O - acquista e- DIMINUISCE n. o - si riduce - è l’ossidante

Non possono esistere processi di ossidazione se non necessariamente accompagnati da processi di riduzione

Bilanciamento di reazioni redox

1. Calcolare i numeri di ossidazione di tutti gli elementi; 2. Identificare, quindi, in base alla variazione del numero di ossidazione, la specie che si ossida e quella che si riduce; 3. Scrivere le due semireazioni; 4. Bilanciare le cariche elettriche moltiplicando ciascuna delle due semireazioni per un coefficiente stechiometrico tale per cui il numero di elettroni ceduti dal riducente sia uguale a quello degli elettroni acquistati dall’ossidante; 5. Scrivere i coefficienti così calcolati nell’equazione di reazione e verificare che sia completamente bilanciata;

(+2) (-2) 1. (-3) (+1) (0) 3 Cu O + 2 NH 3 (0) 3 Cu + N 2 + 3 H 2 O 2. Cu si riduce perché il suo N. O. diminuisce passando da +2 a 0; N si ossida per che il suo N. O. aumenta passando da -3 a 0; 3. Le due semireazioni sono: (+2) (0) Cu + 2 e- Cu (-3) riduzione (0) N N + 3 e- ossidazione 4. Occorre quindi moltiplicare per 3 la semireazione di riduzione e per 2 la semireazione di ossidazione per cui: (+2) 3 x ( Cu + 2 e- (0) Cu ) e (-3) 2 x(N (0) N + 3 e-)

5. 3 Cu. O + 2 NH 3 3 Cu + N 2 + H 2 O L’equazione è bilanciata per quanto riguarda la carica ma non la massa, il numero di atomi di ossigeno e di idrogeno è infatti diverso nei reagenti e nei prodotti 6. 3 Cu. O + 2 NH 3 3 Cu + N 2 + 3 H 2 O

Calcoli stechiometrici

Calcolare il numero di moli di NH 3 prodotte dalla reazione di 6, 33 moli di H 2: La reazione di sintesi dell’ammoniaca (NH 3) è: N 2 + 3 H 2 2 NH 3 3 mol H 2 : 2 mol NH 3 = 6, 33 mol H 2 : x mol NH 3 x = 2 mol NH 3 x 6, 33 mol H 2 = 4, 22 mol NH 3

Calcolare i grammi di NH 3 (PM= 17 g/mol) ottenuti da 2, 3 mol di N 2: N 2 + 3 H 2 2 NH 3 1 mol N 2 : 2 mol NH 3 = 2, 3 mol N 2 : x mol NH 3 x= Moli = 2 mol NH 3 x 2, 3 mol N 2 grammi PM (NH 3) 1 mol N 2 = 4, 6 mol NH 3 grammi = 4, 6 mol x 17 g/mol = 78 g NH 3