Appunti di Chimica generale e inorganica

REGOLE PER ASSEGNARE I NUMERI DI OSSIDAZIONE

↓

la carica, reale (per legami ionici) o formale (per legami covalenti), che acquista un atomo

quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame all'atomo più

elettronegativo.

I numeri di ossidazione si possono determinare applicando le regole seguenti:

1. Gli elementi allo stato fondamentale hanno numero di ossidazione zero.

2. L'ossigeno nei composti ha sempre numero di ossidazione -2, tranne

che nei perossidi (-1), nei superossidi (-1/2) e nell'ossido di fluoro (+2).

3. L'idrogeno nei composti ha sempre numero di ossidazione +1, tranne che negli idruri

metallici (-1)

4. Negli ioni monoatomici il numero di ossidazione coincide con la carica (valenza ionica)

dello ione.

5. La somma algebrica dei numeri di ossidazione degli elementi di un composto deve

risultare pari alla carica del composto. Zero se il composto è una specie neutra.

Zampieri Andrea LA MOLE

↓

Il concetto di mole unisce il mondo macroscopico a quello microscopico e nasce dalla

necessità di conoscere la quantità di sostanza. Grazie ad esso sappiamo quante particelle vi

sono in un tot di sostanza.

La mole è il numero di atomi presenti in 12 g esatti dell’isotopo 12 del carbonio. In

⇨ 23

12 g di carbonio ci sono 6.022 x 10 atomi. Questo numero in entità elementare

costituisce il valore numerico della costante di Avogadro (N ) quando espressa in

a

mol 1. 23

Quindi una mole di qualsiasi sostanza contiene sempre 6.022 x 10 particelle, due moli

saranno il doppio.

Numero di atomi = numero di moli x N

⇨ a

di moli = numero di atomi / N

⇨Numero a

L’Unità di misura è [mol]

Es. Quante molecole sono presenti in 3.14 moli di H O?

2 23 24

Numero molecole = numero moli x N = 3.14 x 6.022 x 10 = 1.89 x 10 molecola

a

- Ma perché ci interessano le moli?

Ci interessano perché, semplicemente conoscendo la massa di un campione attraverso la

bilancia, si può conoscere il numero di ioni, atomi o molecole (singole entità) contenute nel

campione. Si tratta della massa molare (M), che a volte è diversa dalla massa atomica (es H

atomo di idrogeno, H molecola di idrogeno. La massa molecolare sarà il doppio).

2

La massa molare di un elemento/composto molecolare/composto ionico = massa di una

mole di atomi di quell’elemento/di quel composto

→ Massa del campione (g) = n.moli (mol) x massa molare (g/mol)

→ N.moli (mol) = massa del campione (g) / massa molare (g/mol)

Peso (massa) molecolare (P ) di una sostanza è dato dalla somma dei pesi (massa) atomici

m

(P ) di tutti gli atomi della molecola.

a

Quindi:

→ P = P + Pa2

m a1

Es. P = P + P + P = 1 + 1 + 16 = 18

h20 h h o

La sua unità di misura è l’unita di massa atomica (uma).

La massa molare è numericamente equivalente al peso molecolare ma la sua unità di

misura è g/mol. LE SOLUZIONI

Sono miscele omogenee

soluto + solvente(più abbondante)

Soluzioni gassose, liquide, solide

CONCENTRAZIONE DELLA MOLARITA’:

● Molarità (M)

Zampieri Andrea

● Normalità (N)

● Molalità (m)

● Frazione molare (x)

● Percentuale di massa(%m/m)

● Percentuale di volume (%v/v)

MOLARITA’

numero di moli di un soluto disciolte in 1 litro di soluzione

()

Molarità= M= moli soluto/Volume soluzione= ()

Una soluzione 1M contiene 1 mole di soluto in 1 litro di soluzione

Una soluzione 3M contiene 3 mole di soluto in 1 litro di soluzione

Una soluzione 0.5M contiene mezza mole di soluto in 1 litro di soluzione

- PROBLEMA 1

Dobbiamo preparare una soluzione avente una determinata molarità. Quanto soluto ci

serve?

es. dobbiamo preparare 150 ml di una soluzione di glucosio alla concentrazione 0,442M

Dati

C = 0,442M = 0,442 mol/L

V = 150mL = 0,15 L

Glucosio= PM= 180 g/mol

6 12 6

Risolvo

mol= M*V(L) = 0,442 * 0,15 = 0,06 mol

= mol* PM = 0.06* 180

- PROBLEMA 2

Abbiamo preparato una soluzione contenente una certa quantità di soluto e di solvente.

Qual'è la molarità della soluzione

es. abbiamo pesato pesato 12,0 g di NaCl e li abbiamo sciolti in acqua fino ad un volume di

250ml.

Dati = 12 g

V= 250ml=0,25l

M=?

Zampieri Andrea

Risolvo

12

=

mol= = 0,2 mol

58/

0,2

=

M= =0,8

() 0,25

- Problema 3

Disponiamo di una soluzione avente una certa molarità. Quale volume conterrà una certa

quantità di soluto? −3

es. abbiamo una soluzione di glucosio alla concentrazione M.

1, 25 * 10

−6

Quale volume di soluzione conterrà mol di glucosio?

1, 44 * 10

Dati −3

M= M

1, 25 * 10 −6

=1, 44 * 10

Risolvo −6 −3

1,44 * 10

V= = L (Guarda formula V)

1, 15 * 10

−3

1,25 * 10

MOLALITA’

Numero di moli di soluto disciolte in 1000g(1 kg) di solvente puro

()

Molalità= m = moli soluto/1kg solvente= ()

Una soluzione 1 m contiene 1 mole di soluto in 1 kg di solvente puro.

FRAZIONE MOLARE

La frazione molare (x) è data dalle moli del soluto (se ci riferiamo alla frazione molare del

⇨

soluto, altrimenti del solvente) sulle moli totali.

X = mol (slt) / mol (slt) + mol (slv)

soluto

X = mol (slv) / mol (slt) + mol (slv)

solvente

X + X = 1

slt slv

Es. Ho una sostanza A (ossigeno) con 10 mol e una sostanza B (anidride carbonica) con 30

mol. Quale sarà la frazione molare dell’ossigeno e la frazione molare dell’anidride

carbonica? 2 2 2

X = 10 mol (O ) / 10 mol (O ) + 30 mol (CO ) = 10/40 = 0.25

soluto 2 2 2

X = 30 mol (O ) / 10 mol (O ) + 30 mol (CO ) = 30/40 = 0.75 (in alternativa fare la

solvente

sottrazione con il totale, ossia 1)

Zampieri Andrea

PERCENTUALE MASSA/VOLUME

È data dalla massa o volume del soluto / massa o volume totale della soluzione %

⇨

Es. Soluzione 5% m/m o v/v, 5 g o mL di soluto in 100 g o mL di soluzione, cioè 5 g o mL di

soluto + 95 g o mL di solvente.

NORMALITA’

La normalità (N) è il numero di equivalenti di soluto sciolti in 1 litro di soluzione .

⇨

Il concetto di equivalente dipende dal tipo di sostanza e dal tipo di reazione. È una

costruzione tipica per facilitare determinati conti.

N = eq soluto / V(l) +

Es. Per gli acidi si considera il numero degli H

1 mole di HCl = 1 equivalente di HCl

1 mole di H SO = 2 equivalenti di H SO (1 equivalente = ½ di mole)

2 4 2 4

1 mole di H PO = 3 equivalenti di H PO4

3 4 3 -

Per le basi si considera il numero degli OH

1 mole di NaOH = 1 equivalente

1 mole di Ba(OH) = 2 equivalenti

2

Normalità e moralità sono legate:

N = n. eq x M

Una soluzione 1 M di HCl è anche 1 N

Una soluzione 1 M di H PO però è 3 N

3 4

Zampieri Andrea

DILUIZIONI

Diluire significa aggiungere solvente in un soluto. In questo modo la stessa quantità di

⇨

soluto finisce in un volume maggiore.

Ciò che cambia è la concentrazione del soluto, che diminuisce.

In laboratorio per preparare soluzioni si utilizzano:

- Matraccio tarato (ampolla con un becco lungo. Più precisa in assoluto)

- Beaker

- Cilindro quadrato

- Pipetta graduata

- Beuta

A seconda di cosa bisogna fare, si usa l’una o l’altra cosa.

REAZIONI CHIMICHE

↓

Processi nei quali avviene una reazione chimica, quindi elettroni delle varie sostanze

reagiscono creando nuove sostanze, processo di trasformazione chimica.

Reagenti (o reattivi) → prodotti

Na + H2O → NaOH + H2

In questo caso i prodotti sono sostanze diverse, ma mantengono gli stessi elementi diciamo,

se no sarebbero reazioni nucleari(cambiano gli elementi).

Non si possono assolutamente cambiare i pedici

1 freccia: prodotto, reazione completa

2 frecce: equilibrio

Curiosità: I metalli alcalini esplodo nell’acqua, sono molto reattivi, si scalda

molto(isotermica), vengono tenuti sott’olio

La reazione va bilanciata, nell’esempio c’è un idrogeno in più , invece devono essere

sempre gli stessi.

Allora bisogna bilanciare: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

→ Due moli di sodio producono in questa reazione una mole di idrogeno.

i numeri che abbiamo messo davanti si chiamano numeri o coefficienti stechiometrici

- Nelle reazioni si può aggiungere s= solido, il=liquido, aq=acquoso, g=gassoso

esempio= 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)

Zampieri Andrea

- Sopra alla freccia si aggiunge un delta (Δ) se vogliamo indicare la temperatura di

reazione, mentre per la pressione Numero e Atm(atmosfere)

TIPI DI REAZIONE CHIMICHE

- Di precipitazione: da cui si produce un precipitato, cioè un solido insolubile,

mescolando due soluzioni elettrolitiche

- Acido base: acido che reagisce con una base, quindi trasferimento di ione H+

- Redox (di ossido riduzione): trasferimento di elettroni

Reazione di precipitazione

Soluzioni dove sono disciolti dei sali

Soluzioni elettrolitiche: soluzione acquosa che contengono dei composti ionici, ovvero

dissociati( esempio: Sali ionici- cloruro di sodio, acidi o basi), capaci di condurre elettricità.

I sali disciolti posso dare

- Elettrolita forte: sale che si dissocia completamente a contatto con l’acqua,

bicarbonato di sodio, cloruro di sodio.

- Elettrolita debole: si disciolgono solo parzialmente.

Se sciolgo dei cristalli non elettrolitici(saccarosio) non portano l’acqua ad essere ionizzata.

Cloruro di argento è un solido bianco, insolubile, per farlo bisogna:

NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)

oppure

NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) +↓ NaNO3(aq) (vuol dire che precipita)

Reazione acido-base

+ −

+ → +

2 3

Se noi invece di mettere un acido mettiamo una base di ione OH-

+ −

+ → +

3 4

2

L’acqua si comporta da acido e c’è un trasferimento di ione H+ in NH3

Si dovrebbero mettere due frecce in quanto NH3 è una base debole.

Reazioni redox

Una specie che si ossida (perde elettroni) e una specie che si riduce(acquisendo elettroni)

Quindi tra reagenti e prodotti numeri di ossidazione differenti

Le reazioni poss