Esame di Chimica generale ed inorganica

I

oni monoatomici

Gli ioni si suddividono in due grandi gruppi: gli ioni monoatomici (troviamo sia cationi

che anioni) e gli ioni poliatomici (troviamo i cationi). Quando gli elettroni degli atomi degli elementi vengono

ceduti, o acquistati, allora diventano ioni monoatomici.

❖ Quando un atomo neutro cede un elettrone, assume carica positiva e viene chiamato catione. Se un atomo

cede un elettrone possiede un numero di elettroni, carichi

negativamente, inferiore al numero di protoni, carichi positivamente,

presenti nel nucleo. Quello che viene a formarsi è appunto uno ione

carico positivamente. Anche gli elementi di transizione tendono a

formare cationi, ma non hanno un comportamente prevedibile. Il litio

è elettricamente neutro perchè ha lo stesso numero di cariche

positive (protoni) e negative (elettroni). Quando perde un elettrone, il

litio ha una carica in eccesso rispetto alle cariche negative, cioè ha

una carica netta +1. (Nell’esempio prende il nome di catione litio).

Ci sono alcuni casi, in particolare tra i metalli di transizione, in cui un metallo può formare più di uno ione positivo,

questo caso vale anche per gli altri metalli. In questo caso la carica dello ione viene indicata con il numero romano

subito dopo il nome del tipo di ione (es. Catione cobalto(II))

❖ Quando un atomo neutro acquista un elettrone, assume carica negativa e viene chiamato anione.

Il fluoro è elettricamente neutro perchè ha 9 protoni e 9 elettroni, può

acquistare un elettrone per formare l’anione F-, che ha un elettrone in

eccesso rispetto ai protoni, quindi la carica è -1.

(Nell’esempio prende il nome di ione fluoruro, bisogna quindi

aggiungere -uro al nome dell’elemento)

La formula degli ioni monoatomici si indica con il simbolo dell’elemento seguito dalla carica in apice. Una carica

dello ione dipende da quanti elettroni sono stati ceduti o acquistati. Un atomo cede o acquista elettroni in base al

carattere metallico o non metallico dell’elemento, infatti gli elementi metallici tendono a formare cationi in quanto

cedono uno o più elettroni, i non metalli formano anioni, perchè tendono ad acquistare uno o più elettroni.

Ioni alogenuro: è il nome che è stato dato agli elementi del gruppo 7A (alogeni) che formano anioni e che

prendono i seguenti nomi: fluoruro, cloruro, bromuro, ioduro.

In generale un composto è elettricamente neutro, in quanto non possiede cariche. Nei composti ionici, la formula

esprime il rapporto tra gli ioni, e si scrive prima il simbolo del catione seguito dall’anione.

✓ Bromuro di bario (BaBr2)

2+

Uno ione bario Ba per ognuno dei due ioni bromuro Br- : rapporto 1:2

✓ Fluoruro di litio (LiF)

Uno ione litio fluoruro F- : rapporto 1:1

✓ Cloruro di ammonio (NH4Cl)

4+ −

Uno ione ammonio NH per ogni ione cloruro Cl : rapporto 1:1

✓ Carbonato di sodio (Na2CO3)

+ 2−

Due ioni sodio Na per ogni ione carbonato CO3 : rapporto 2:1

I composti ionici sono elettricamente neutri: il numero di anioni e cationi deve essere tale da bilanciare le cariche.

Composto Combinazione degli ioni Carica totale del composto

CaCl2 (2+)+2x(1-)=0

−

2+¿+2 Cl

¿

Ca

CaCO3 (2+)+(2-)=0

2−

2+¿+CO 3

¿

Ca

2+ 3−

Ca3(PO4)2 3Ca + PO4 3x(2+)+2x(3-)=0

Se nelle formule, i gruppi di atomi si ripetono più volte, allora si usa scrivere il gruppo tra parentesi e indicare il

numero delle ripetizioni con un indice a pedice della parentesi destra.

P roprietà dei composti ionici

1) Se una specie carica negativamente viene avvicinata ad una che ha carica positiva allora viene a formarsi una

forza attrattiva, se invece vengono avvicinate due cariche dello stesso segno, positiva o negativa, viene a

formarsi una forza repulsiva. Queste forze prendono il nome di forze elettrostatiche, e la forza di attrazione

+ −

tra gli ioni si ottiene tramite la legge di Coloumb (n /n è carica degli ione positiva e negativa, e è la carica

dell’elettrone, k è la costante di proporzionalità e d è la distanza tra gli atomi).

+¿ e

¿

n

¿

( )

−

n e

¿ ¿

forza di attrazione=− k ∙

Secondo la legge di Coloumb aumenta la forza di attrazione tra ioni di carica opposta per due motivi: vi è

l’aumento della carica dello ione e c’è la diminuzione della distanza tra gli ioni.

2) Gli ioni sono bloccati nel reticolo cristallino perchè questi sono circondati da altri ioni di carica opposta.

Fornendo abbastanza energia è possibile rompere l’attrazione degli ioni più vicini. Il reticolo intero si può

rompere fornendo una quantità necessaria di energia con conseguente fusione della sostanza. Maggiori

sono le forze attrattive e maggiore è l’energia necessaria a rompere l’intero reticolo, tali forze rendono il

reticolo rigido.

3) Molti dei composti ionici sono solidi duri che non possono essere ne piegati, ne resi teneri. Anche questa

caratteristica dipende dalla struttura del reticolo.

P eso molecolare

Il peso molecolare PM è la somma dei pesi atomici dei vari atomi che contengono una molecola di un certo

A B C

composto chimico. Dato un generico composto di formula: a b c

PM (a ∙ PA ) + (b ∙ PA ) + (c ∙ PA )

=

H 2O A B c

→ Per l’acqua −1

=( )+( )=(2

PM 2∙ PA PA ∙1,00797)+(15,9994)=18,01534 g ∙ mol

H 2O H O

→ Per l’etanolo: −1

( )

=(2 )+(6 )+ =(2

PM ∙ PA ∙ PA PA ∙12,01115)+(6 ∙ 1,00797)+(15,9994)=46,06954 g ∙ mol

C 2 H 6 O C H O

P eso formula

Per i composti ionici si definisce come peso formula PF la somma dei pesi atomici che compaiono nella formula del

composto. Si distingue dal peso atomico perchè nei composti ionici non esistono molecole.

→ Per NaCl: −1

( )

=(PA )+ =(22,9898)+(6

PM PA ∙1,00797)+( 35,4434)=58,4434 g ∙ mol

NaCl Na Cl

→ Per CaF2: −1

=(PA )+(2 )=(40,08)+(35,4434)=58,4434

PM ∙ PA g ∙ mol

CaF 2 Ca F

→ Per Na2SO4: −1

=(2 )+(PA )+(4 )=(2∙

PM ∙ PA ∙ PA 22,9898)+(32,064)+( 4 ∙ 15,9994)=142,0414 g ∙ mol

Na2 SO 4 Na S O

L a mole e la composizione percentuale

L

a mole

E’ l’unità di misura usata per misurare la quantità di sostanza, si esprime con il simbolo mol. La grandezza relativa è

il numero di moli (n).

1 mole: quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari (atomi, molecole, ioni) pari

al numero di Avogadro. 23

- numero di avogadro (NA) = 6,02214129∙ 10 mol

Una sostanza contiene sempre lo stesso numero di particelle indipendenemente da quale sia la

sostanza: 23

✓ 1 mole di ferro: 6,022 ∙ 10 atomi di ferro

23

✓ 1 mole di carbonio: 6,022 ∙ 10 atomi di carbonio

23

✓ 1 mole di ossigeno: 6,022 ∙ 10 atomi di ossigeno

23

✓ 1 mole di acqua: 6,022 ∙ 10 atomi di acqua

23

✓ 1 mole di ioni sodio: 6,022 ∙ 10 atomi di ioni sodio

C alcolo delle particelle elementari 23

Se in 1 mole di sostanza sono presenti 6,022 ∙ 10 particelle elementari, allora possiamo scrivere la seguente

formule (dove n sta per il numero di moli):

Numero particelle = n ∙ NA

numero particelle

n = NA

M

assa molare (M)

E’ espressa in grammi, ed è la quantità numericamente uguale al peso atomico (PA) per gli atomi e peso molecolare

−1

g ∙mol

(PM) o peso formula (PF) per i composti ionici. La sua unità di misura è , ed è data dal numero delle

particelle presenti nella sostanza per il peso atomico.

MM = N ∙ PA

A

Il risultato è noto con almeno 4 cifre significative.

−1

- Rame → M o PA = 63.54 g ∙ mol → 1 mol di rame pesa 63,54g

−1

- Metano (CH4) → M o PM = 16.54 g ∙ mol → 1 mol di CH4 pesa 16,04g

Se 1 mole di sostanza ha una massa pari al suo PA o PM:

m( g)

n(mol)= −1

( )

PM o PA g ∙ mol

m= n∙PM = n∙PA m

=

numero atomi=n∙ N ∙N

A A

PA

C onversione della massa in moli e viceversa

→ Da massa a moli 1 mol =moli

Grammi ∙ grammi

- A quale massa in grammi corrispondono 0,35 mol di carbonio? La massa molare, o il peso atomico del

carbonio è pari a 16,5g/mol:

27,0 g Al =9,5

0,35 mol Al ∙ g Al

1 mol Al

→ Da moli a massa grammi =grammi

moli∙ 1 mol

- A quante moli corrispondono 16,5 g di alluminio? La massa molare, o il peso atomico dell’alluminio è

pari a 27.0g/mol: 1 mol C =1,37

16,5 g C ∙ mol C

12,01 g C

C omposizione percentuale

Analisi chimica: branca della chimica che si occupa della determinazione delle formule e delle strutture

Una porzione di un composto puro è formata dagli stessi elementi combinati nello stesso rapporto di massa,

quindi la composizione si può esprimere in tre modi:

✓ Tramite il numero di ciascun atomo presente nella molecola

✓ Tramite la massa di ciascun elemento per mole di composto

✓ Tramite la massa di ciascun elemento in rapporto alla massa totale del campione, quindi tramite la massa

espressa in percentuale.

Alla composizione atomica indicata nella formula di un composto corrisponde una definita composizione

percentuale in peso.

Dato un generico composto di formula: AaBbCc

a ∙ PA A

%A= ∙100

PM AaBbCc

b ∙ PA B

%B= ∙ 100

PM AaBbCc

c ∙ PA C

%C= ∙100

PM AaBbCc

→ Per l’acqua −1

PM(H2O) = (2 ∙ PA ) + (PA ) = (2 ∙ 1,00797) + (15,9994) = 18,0153g ∙ mol

H O

2 ∙ PA 2∙ 1,00797

H

%H= ∙ 100= ∙ 100=11,1901 %

PM 18,0153

PA 15,9994

O

%O= ∙100= ∙100=11,1901 %

PM 18,0153

→ Per l’etanolo

PM(C2H6O) = (2 ∙ PAC) + (6 ∙ PAH) + (PAO) = (2 ∙ 12,01115) + (6 ∙ 1,00797) + (15,9994) = 46,0695g ∙

mol−1 2∙ PA 2 ∙12,01115

C

%C= ∙ 100= ∙ 100=52,1436 %

PM 46,0695

6 ∙ PA 6 ∙ 1,00979

H

%H= ∙ 100= ∙ 100=13,1276 %

PM 46,0695

PA 15,9994

O

%O= ∙100= ∙ 100=34,7288 %

PM 46,0695

In un campione di 100 g di etanolo, sono presenti circa 52 g di carbonio, 13 g di idrogeno e 35 g di ossigeno.

Data la composizione percentuale di un composto è possibile risalire alla sua formula minima.

◆ STADIO 1: convertire la massa percentuale in peso

◆ STADIO 2: convertire la massa in moli xmolA =

→ AaBb

◆ STADIO 3: trovare il rapporto molare xmolB

◆ STADIO 4: il risultato del rapporto da la formula (AaBb)

Es. Data una sostanza con la conseguente composizione percentuale: %C=92,26% e %H=7,74%

In 100 g della sostanza sono presenti 92,26g di carbonio e 7,