Esercitazioni Chimica fisica (prima parte)

C 1.99436·10-23 g

O 2.65659·10-23 g

Per convenzione, la massa si esprime in termini di massa atomica relativa (MA o PA) adottando come unità standard di

riferimento la dodicesima parte della massa del carbonio-12.

Unità di massa atomica o Dalton: dodicesima parte della massa

dell'atomo di carbonio-12 (che quindi pesa 12 u.m.a).

Per quanto riguarda le molecole e il loro peso?

Analogamente a quanto visto per gli atomi, per i quali si indica una massa atomica relativa nella tavola periodica, per una

molecola si de nisce peso o massa molecolare relativa (PM o MM) la somma delle masse atomiche relative degli atomi

costituenti.

Es. H2O è composta da 2 atomi di H e 1 atomo di O, quindi:

PM(H2O) = 2·PA(H) + PA(O) = 2·1.008 u.m.a + 15.999 u.m.a =

= 18.015 u.m.a

Il peso o la massa molecolare assoluta corrisponde, invece, alla somma delle masse atomiche assolute degli atomi

costituenti. fi fi

3. La mole

È materialmente possibile pesare un atomo?

Si connette il mondo microscopico (atomi, molecole, etc.) con il mondo macroscopico (quantità che possono essere pesate)

con il concetto di mole.

La mole è una quantità di sostanza che contiene tante specie

elementari (atomi, molecole, etc.) quanti sono gli atomi presenti in 12g di carbonio-12.

Il numero di atomi presenti in 12g di 12C prende il nome di costante o numero di Avogadro (N) ed è pari a 6.022·1023

La massa di una mole di sostanza si de nisce massa molare (MM). Per un elemento, la massa molare ha il valore della

massa atomica ma espressa in grammi. Analogamente, la massa molare di un composto corrisponde alla massa molecolare

espressa in grammi.

Data la massa m di una sostanza è possibile conoscere il numero di

moli n corrispondente dalla relazione

m (g) = n (mol) · MM (g/mol)

- Date le moli n di una sostanza è possibile conoscere il numero di

particelle n°p. corrispondente dalla relazione

n°p. (particelle) = n (mol) · N (particelle/mol) fi

4. Numeri di ossidazione

Il numero di ossidazione (n.o.) rappresenta la carica che si può attribuire ad un elemento in un composto considerando i

legami formati come se fossero di tipo ionico o, in altre parole, come se gli elettroni fossero trasferiti dall’elemento più

elettropositivo a quello più elettronegativo.

Per l’assegnazione dei n.o. si seguono 7 regole fondamentali ricordando che l’ordine di tali regole individua delle

priorità e che, quindi, nel caso due regole si contraddicessero, bisognerebbe seguire quella con il numero più basso.

Numeri di ossidazione

1. Lo stato di ossidazione di un singolo atomo in specie elementari, ovvero non combinate con elementi diversi, è 0.

[Es. Il n.o. di Cl isolato è 0, quindi in Cl2 i due Cl hanno n.o. = 0.]

2. La somma dei n.o. di tutti gli atomi in 1. specie neutre, come atomi isolati, molecole e unità formula, è 0;

2. ioni equivale alla carica dello ione.

̶

[Es. Il n.o. totale in MgCl2 è 0, in MnO4 è -1, in Fe3+ è +3.]

3. Nei loro composti, i metalli alcalini (I gruppo) hanno n.o.=+1, mentre i metalli alcalino terrosi (II gruppo) hanno n.o.=+2.

[Es. In K2CO3 ogni K ha n.o.=+1; in MgCO3 ogni Mg ha n.o.=+2.]

4. Nei suoi composti il uoro ha n.o.=-1.

[Es. In SF6 ogni F ha n.o.=-1.]

5. Nei suoi composti l’idrogeno ha solamente n.o.=+1.

[Es. In CH4 ogni H ha n.o.=+1.]

6. Nei suoi composti l’ossigeno ha solitamente n.o.=-2.

[Es. In CO2 ogni O ha n.o. =-2.] fl

7. Nei composti binari con metalli, gli elementi del VII gruppo (alogeni) hanno n.o. =-1, quello del VI gruppo hanno n.o.=-2,

quelli del V gruppo hanno n.o.=-3.

[Es. In MgBr2 ogni Br ha n.o.=-1; in Li2S ogni S ha n.o.=-2; in Li3N ogni N ha n.o.=-3.]

Le principali eccezioni alla regola 5 si hanno quando H è legato a metalli (prevale la regola 3).

Le principali eccezioni alla regola 6 si hanno quando sono presenti legami O-F, come in OF2, in cui O ha n.o.=+2 e nei

perossidi, come H2O2, in cui gli O sono legati tra loro e hanno n.o. =-1.

Le regole indicate servono anche per poter scrivere le formule minime dei vari composti chimici ricordando che:

a. gli elementi con n.o. positivo si scrivono per primi (a sinistra), mentre quelli con n.o. negativo si scrivono a destra;

[Es. Si scrive NaCl, non ClNa.]

b. se vi sono più elementi con un numero di ossidazione positivo,

vanno scritti per primi (a sinistra) quelli con carattere più

metallico.

ATTENZIONE! Nonostante non sia un metallo, l’idrogeno va scritto sempre per primo. Questo non vale negli idruri, dove H ha

n.o.=-1. [Es. H2SO4, NaH, etc..]

Un’altra eccezione si ha negli idrossidi in cui H ha n.o.=+1 ma lo ione ossidrile va considerato come un gruppo unico. [Es.

Ba(OH)2]

5. Nomenclatura – Composti con l’ossigeno

6. Legami chimici e strutture di Lewis

Secondo la teoria atomica, gli atomi sono costituiti da un nucleo centrale e da orbitali nei quali si trovano gli elettroni. Tra tali

orbitali si distinguono gli orbitali più esterni che costituiscono il cosiddetto guscio di valenza, ovvero orbitali che partecipano

alla formazione di legami chimici, dagli orbitali interni de niti come orbitali di core, ovvero quegli orbitali che non partecipano

alla formazione di legami chimici.

❖ Legami intramolecolari - LEGAME COVALENTE

Gli atomi coinvolti nel legame mettono in condivisione un elettrone ciascuno. Se i due atomi sono dello stesso tipo, la coppia

di legame è equamente condivisa e si parla di legame covalente puro o non polare; se i due atomi sono diversi, la coppia di

legame è più spostata verso l’atomo più elettronegativo e si parla di legame covalente polare.

Il legame può essere:

- singolo (o semplice) se è coinvolta una sola coppia di legame

- multiplo se, nello stesso legame, sono coinvolte due (doppio) o tre (triplo) coppie di elettroni.

Il composto che si ottiene è di tipo molecolare. fi

❖ Legami intramolecolari - LEGAME DI COORDINAZIONE o COVALENTE DATIVO

Uno dei due atomi coinvolti nel legame, detto donatore, mette in condivisione l’intera coppia di elettroni con l’altro atomo,

detto accettare.

Una volta formato, il legame è a tutti gli effetti un legame covalente.

❖ Legami intramolecolari - LEGAME IONICO

Non si tratta di un vero e proprio legame ma piuttosto di un’interazione di tipo elettrostatico tra ioni. Tale interazione si

veri ca in seguito al trasferimento netto di uno o più elettroni dall’elemento più elettropositivo a quello più elettronegativo

quando la differenza di elettronegatività tra i due elementi supera la soglia di 1.9, impedendo la formazione di una legame

covalente.

Il composto che si ottiene è di tipo ionico, pertanto non è possibile parlare di molecole ma bensì di unità formula.

❖ Legami intramolecolari - LEGAME METALLICO

Gli atomi che costituiscono un metallo sono tenuti insieme dal cosiddetto legame metallico. Piuttosto che formare molecole,

gli atomi formano un reticolo ordinato e perdono i loro elettroni di valenza. Tali elettroni costituiscono una nube elettronica

continua che funge da collante per i cationi ed è responsabile delle proprietà di conduzione elettrica e termica tipica dei

materiali in questione.

Il composto che si ottiene è di tipo metallico.

fi

❖ Forze intermolecolari - LEGAME A IDROGENO

È il più forte tra i legami intermolecolari e si instaura tra molecole in cui è presente un atomo di idrogeno legato a un

elemento elettronegativo e di piccole dimensioni come F, O e N (ad es. HF, H2O e NH3).

L’interazione del tipo A―H---B si instaura tra un donatore, ovvero la porzione contenente H, e un accettore.

Per sempli care la rappresentazione delle formule di struttura dei vari composti si ricorre al simbolismo di Lewis, mediante il

quale ogni singolo elemento della tavola periodica viene rappresentato con il proprio simbolo chimico circondato da tanti punti

quanti sono gli elettroni presenti nel guscio di valenza (numero che corrisponde al gruppo di appartenenza dell’elemento).

Come disegnare una formula di struttura?

REGOLA DELL’OTTETTO: ogni elemento

raggiunge la stabilità completando il

guscio di valenza con otto elettroni,

pertanto condivide, cede o acquista

elettroni no all’ottenimento

dell’ottetto completo. H ed He, invece,

possono ospitare al massimo due

elettroni nel guscio di valenza.

fi fi

Regole base:

- L’atomo centrale è in genere l’atomo singolo o il meno elettronegativo o quello con valenza più alta.

- Per scrivere un acido, al non metallo o al semimetallo si uniscono tanti ossidrili quanti sono gli idrogeni presenti e solo dopo

si legano gli elementi restanti.

- Per scrivere un idrossido, si uniscono gli ossidrili al metallo.

- Per scrivere un sale, si procede in modo analogo a quanto visto per gli acidi ma sostituendo gli idrogeni con i metalli.

Suggerimento:

Per capire quando e a chi assegnare doppi legami e legami dativi

bisogna ricordare la struttura di Lewis dei singoli elementi. Ad

esempio, un elemento che ha dei doppietti solitari è molto

probabilmente un donatore nel legame dativo.

Stechiometria di reazioni, soluzioni e calcolo del pH

1. Reazioni chimiche e bilanciamenti

2. Stechiometria di una reazione

3. Soluzioni e misure di concentrazione

4. Teorie acido-base

5. Prodotto ionico dell’acqua e scala del pH

6. Calcolo del pH di una soluzione

1. Reazioni chimiche e bilanciamenti

Una trasformazione o reazione chimica viene rappresentata da un’equazione chimica nella quale i composti scritti a sinistra,

detti reagenti, si trasformano nei composti scritti a destra detti prodotti.

Spesso ogni formula chimica è preceduta da un coef ciente stechiometrico, il quale speci ca il numero di molecole o moli

di ciascuna sostanza e serve a descrivere quantitativamente il processo. fi

Tuttavia, se nella reazione sono coinvolte specie che modi cano il loo numero di ossidazione (per ossidazione o per

riduzione), non è suf ciente bilanciare le masse ma è necessario bilanciare anche le zcariche: si parla di reazione redox o di

ossidoriduzione.

Regole per il bilanciamento di reazioni redox:

1. Assegnare il numero di ossidazione agli atomi che partecipano alla reazione;

2. Individuare le specie ossidante e riducente;

1. Calcolare il numero di elettroni trasferiti per ogni specie individuata, ricordando di moltiplicare ognuno dei numeri per il

numero di atomi contribuenti;

4. Assegnare i coef cienti stechiometrici alle specie ossidante e riducente in modo tale da uguagliare il numero di elettroni

ceduti e acquistati (bilanciamento delle cariche);

5. Bilanciare gli altri elementi secondo il semplice bilanciamento delle masse.

fi fi fi

2. Stechiometria di una reazione

I coef cienti stechiometrici di un’equazione chimica indi