1. Prima parteIntroduzione alla chimica. Struttura e composizione dell’atomo. Stechiometria Prof. Stefano Piotto – Prof. SimonaConcilio Universitàdi Salerno
2. Prima parte Presentazione del Corso. Finalità didattiche ed organizzazione Materia e sostanza. Atomo e particelle atomiche: elettrone, protone e neutrone. Numero atomico ed isotopi. Formule chimiche. Bilanciamenti di materia Calcoli stechiometrici Reagenti in eccesso e in difetto Formule minime e molecolari Cenni sull’elettronegatività Numero di ossidazione Reazioni redox Bilanciamento
8. Giomini; Balestrieri; Giustizi - Fondamenti di Stechiometria, Edises.Dove trovare il materialeSito principale del corso: ---------------------- Sito docente: http://www.farmacia.unisa.it/Area_Didattica/Fisica/piotto/didattica.php Come contattarmipiotto@unisa.it089-969795
10. Perché l’Università/Farmacia? Prospettive e sbocchi occupazionali Costo università Appelli e rappresentanti degli studenti Veloci con media bassa o fuori corso con 110? Raccomandati e non raccomandati Metodo di studio Come affrontare (e superare) le prive scritte e orali?
11.
12.
13. Rappresentanti degli studenti Prospettive e sbocchi occupazionali Dipende dalla propensione individuale e dalle capacità: http://www.jobrapido.it http://www.naturejobs.com
19. Recognize from the start that chemistry is a subject that requires a lot of time and work. Be committed to investing the time and effort that the course demands. You have to be an active, aggressive student to do well in chemistry. You cannot afford to be passive in these courses. Remember that learning chemistry is your own responsibility. The professor will help you out as much as possible, but the professor can't learn it for you. It's just like peeing. Someone can show you to a toilet, but you have to pee for yourself Arrive on time and don't leave early. Don't miss class if you can possibly avoid it. Sit as close to the front of the classroom as you can. Old high school habits may dictate that you sit in the back of the room so that the teacher won't catch you fooling around. But this is college and you won't be fooling around. If you sit up front, you will see better, hear better, and generally be more alert. When the professor is working problems on the board, you may be tempted to think, "Oh, that's easy. I understand that. I don't need to do those problems." Don't be fooled! Watching the professor or your tutor or your friends work a problem is not the same as doing it yourself. Simply watching someone else play the piano or use a typewriter or play tennis would not enable you to play the piano or type or play tennis. You have to practice it yourself. Chemistry requires a lot of practice. YOU HAVE TO DO IT YOURSELF. Dr. Brenna E. Lorenz Division of Natural Sciences University of Guam
20. DON'T FALL INTO THESE COMMON TRAPS thinking that you don't need the prerequisites;• skipping class and getting the notes from friends; showing up for class only on quiz days; showing up for the quiz and then leaving; copying someone else's work; thinking that you can understand the material without working lots of problems; putting off studying until the night before the exam; disappearing from the class after getting one good grade; expecting to be able to catch up after missing much of the semester; expecting to be allowed to do an extra credit project to salvage a failing grade at the end of the semester; expecting the professor not to count all the quizzes or homework you missed; expecting to pass even if you have all failing grades. Dr. Brenna E. Lorenz Division of Natural Sciences University of Guam
21. Come fare bene nel corso e nell’esame di Chimica Generale Studia dal testo. Riguarda i tuoi appunti entro 24 ore dalla lezione. Esercitati su vecchi problemi ed esami, Crea un gruppo di studio fuori dalla classe. Se ti senti perso, cerca aiuto il più presto possibile. http://ezitalia.aero.und.edu/pages.asp?PageID=2238
30. Peso atomico e molecolare Mole Massa molare e peso molecolare Reazioni chimiche Bilanciamento coefficienti stechiometrici
31. La concezione atomica della materia: le leggi di massa Legge di conservazione della massa Legge della composizione definita e costante Legge delle proporzioni multiple
32. Legge di conservazione della massa “Lamassatotaledellesostanzerimaneinvariataduranteunareazionechimica” (Lavoisier,XVIIIsecolo) Esempio:metabolismodelglucosio 180gdiglucosio264gdidiossidodicarbonio ++ 192gdiossigeno108gdiacqua 372gdireagenti372gdiprodotti Inrealtà,levariazionidimassaconnesseallereazionichimicheordinariesonocosìpiccoledarisultareinapprezzabili.Però,nellereazioninuclearilevariazionidimassapossonoesseremisuratefacilmente.
33. Legge della composizione definita e costante “Indipendentemente dalla sua fonte, un particolare composto chimico è costituito dagli stessi elementi negli stessi rapporti in massa” (J.-L. Proust, XVIII secolo) Pertanto, nota la frazione in massa di un elemento in un composto, è possibile calcolare la massa effettiva dell’elemento in un qualsiasi campione di quel composto: 29
34. Esempio: calcolo della massa di un elemento in un composto Ilcarbonatodicalcio(CaCO3)èuncompostocostituitodacalcio,carbonioeossigeno. L’analisiindicache40.0gdicarbonatodicalciocontengono16.0gdicalcio,4.8gdicarbonioe19.2gdiossigeno. Quantigdicalciosonocontenutiinuncampionedi25kgdicarbonatodicalcio?
35. Legge delle proporzioni multiple “Se due elementi A e B reagiscono per formare due composti, le differenti masse di B che si combinano con una massa fissa di A possono essere espresse come rapporto di numeri interi piccoli” (Dalton, XVIII secolo) Esempio. Consideriamo due composti formati da carbonio e ossigeno, aventi le seguenti composizioni in massa: Ossido I: 57.1% O e 42.9% Cg di O / g di C = 57.1 / 42.9 = 1.33 Ossido II: 72.7% O e 27.3% Cg di O / g di C = 72.7 / 27.3 = 2.66 2.66 g di O / g di C in ossido II2 1.33 g di O / g di C in ossido I1
37. Perché crediamo agli atomi? 48atomidiFesonostatidispostiaformareunrecinto.Leondenelcentrorappresentanoglielettronidisuperficiechesonorimasti“confinati”.
39. Perché crediamo agli atomi? Superficie di Cu (111). Ci sono due difetti sulla superficie, probabilmente atomi diversi.
40. Proprietà delle tre particelle subatomiche fondamentali * l’unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a 1.660540 x 10-24 g.
41. Numero di massa (numero di p+ + numero di n0) A X Simbolo dell’elemento Z Numero atomico (numero di p+) Numero atomico, numero di massa e simbolo atomico Il numero atomico (Z) di un elemento è uguale al numero di protoni nel nucleo di ciascuno dei suoi atomi. Atomi con lo stesso numero di protoni hanno proprietà identiche. Il numero di massa (A) di un elemento è il numero totale di protoni e di neutroni nel nucleo. Numero di neutroni N = A -Z
50. Insieme di atomi legati fra loro da legami covalenti (Carbonio in diamante e grafite)
51. Insieme di atomi tenuti insieme da legame metallico (Na, Al, Fe)La formula di un elemento si indica con il simbolo dell’atomo e (nel caso in cui l’elemento sia formato da molecole) da un indice pari al numero di atomi legati
52. Le formule chimiche I composti possono essere costituiti da: Molecole discrete (CO2, CH4, H2O) Insieme di atomi diversi legati fra loro da legami covalenti (Silice SiO2) Insieme di ioni di carica opposta tenuti insieme da legame ionico (NaCl) Solo per i composti costituiti da molecole discrete la formula chimica indica sia il tipo che il numero di atomi che costituiscono la molecola. Per i composti costituiti da un insieme continuo di atomi la formula è empirica, cioè indica solo il tipo di atomi e in quale rapporto essi sono presenti. Anche per le sostanze di tipo ionico la formula è empirica
53. Tipi di formule chimiche Inunaformulachimica,isimbolideglielementieipedicinumericiindicanolaspecieeilnumerodiciascunatomopresentenellapiùpiccolaunitàdisostanza. Laformulaempiricamostrailnumerorelativodiatomidiciascunelementonelcomposto.Peresempio,ilperossidodiidrogenohaformulaempiricaHOpoichécontiene1parteinmassadiHperogni16partiinmassadiO. Laformulamolecolaremostrailnumerorealediatomidiciascunelementoinunamolecoladelcomposto.Peresempio,ilperossidodiidrogenohaformulamolecolareH2O2. Laformuladistrutturamostrailnumerodiatomieilegamitradiessi.Peresempio,ilperossidodiidrogenohaformuladistruttura H—O—O—H.
54. Peso atomico n.b.Il termine peso viene spesso usato al posto di massa, che sarebbe più corretto Peso atomico: È il rapporto tra il peso dell’atomo considerato e il peso di un atomo di riferimento al quale si assegna un peso arbitrario Peso di riferimento = 1/12 del peso dell’atomo di carbonio con numero di massa 12 (12C) Es. l’atomo di ossigeno 16O ha massa relativa pari a 15.999, cioè una massa pari a 15.999 volte quella di 1/12 di 12C, e cioè = 15.999/12 di 12C
55. Peso atomico e peso molecolare Se si prende 1/12 di 12C come unità di misura, il peso atomico diventa uguale al suo peso atomico assoluto, espresso in tale unità di misura. Unità di misura della massa atomica è il dalton (unità di massa atomica): 1 dalton (u.m.a.) = 1,66 x 10-24 g Peso molecolare: Somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che costituiscono la molecola (solo per composti costituiti da molecole discrete)
59. m (g) M n (mol) Massa molare (Peso molecolare) Lamassaingrammidiunamolediqualunquesostanzaèespressadallostessonumerocheneesprimeilpesoatomico,ilpesomolecolareoilpesoformula. Lamassadiunamoledi12Cè12gperdefinizione.Datochelamassaatomicamediadelcarbonioè12.011volte1/12diquelladelnuclide12C,anchelamassadi1moledicarboniosarà12.011volte1/12dellamassadiunamoledelnuclide12C,cioè12.011g LaIUPACdefiniscemassamolare(M)ilrapportoframassaequantitàdisostanza.
60. Il peso molecolare di una specie chimica è pari, come valore numerico, alla somma dei pesi atomici degli atomi che costituiscono la formula, e si esprime in g/mole Il peso molecolare è:PM = m (g)/n (mol) Indicando con PM il peso molecolare di una sostanza pura, il numero di moli n, contenuto in una massa m di tale sostanza, è dato da: n (moli) = m (g) PM (g/mole) La massa in grammi è:m (g) = PM(g/mol) x n (mol)
61. Esempi: Il peso atomico del germanio Ge è 72,59 dalton; 72,59 g di Ge corrispondono ad 1 mole di atomi di Ge e contengono 6,022x1023 atomi. 1 mole di atomi di mercurio (Hg, P.A. = 200,61) corrisponde a: 1mole x 200,61g/mole = 200,61 g 223,36 g di Fe (P.A. = 55,84) corrispondono a: 223,36(g)/55,84(g/mole) = 4 moli di atomi di Fe 1kg di acqua (H2O, P.M.=18) corrisponde a: 1000 (g)/18,00(g/mole) = 55,5 moli
64. La scelta dei coefficienti è regolata da alcune convenzioni: si preferiscono i coefficienti costituiti dai numeri interi più piccoli il coefficiente 1 è implicito e viene normalmente omesso L’equazione finale indica anche lo stato fisico di ciascuna sostanza o se essa sia disciolta in acqua. I simboli usati per denotare questi stati sono: solido: (s) liquido: (l) gas: (g) soluzione acquosa: (aq) La reazione dell’esempio precedente si scrive: 2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
65. I coefficienti stechiometrici si riferiscono sia a singole entità chimiche sia a moli di entità chimiche. Riguardo al procedimento di bilanciamento, si devono tener presenti i seguenti punti essenziali: un coefficiente opera su tutti gli atomi nella formula che lo segue nel bilanciamento di un’equazione, le formule chimiche non possono essere modificate non si possono aggiungere altri reagenti o prodotti un’equazione bilanciata rimane tale anche moltiplicando tutti i coefficienti stechiometrici per lo stesso fattore
66. Bilanciamento analitico degli elementi a C4H10 (l) + b O2 (g) c CO2 (g) + d H2O (g) si bilancia C: 4 a = c si bilancia H:10 a = 2 d si bilancia O:2 b = 2 c + d Ponendo a =1, si ricavano i valori degli altri coefficienti: b = 13/2; c = 4; d = 5 a HNO3 (aq) + b H2S (g) c S (s) + d NO (g) + e H2O (l) si bilancia H: a + 2 b = 2 e si bilancia N:a = d si bilancia O:3 a = d + e si bilancia S:b = c Ponendo a =1, si ricavano i valori degli altri coefficienti: b = 3/2; c = 3/2; d = 1; e = 2 Perché i coefficienti siano numeri interi, essi devono essere tutti moltiplicati per 2, ottenendo: 2 HNO3 (aq) + 3 H2S (g) 3 S (s) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)
67. Reazioni da bilanciare SiO2 + C SiC + CO Na + H2O H2 + NaOH H2 + N2 NH3 Cr + HCl CrCl2 + H2 C8H18 + O2CO2 + H2O HNO3 + CaCO3 CO2 + H2O + Ca(NO3)2
68. Un po’ di esercizi… Percentuale in peso K4Fe(CN)6 Composizione percentuale degli elementi Quanti gr di Fe sono presenti in 30g di composto puro Mg2SiO4 Composizione percentuale degli elementi, di MgO e SiO2 Quanta silice è contenuta in 1ton di ortosilicato che contiene il 95% di Mg2SiO4
69. Un po’ di esercizi… Formula minima Un composto ha dato all’analisi i seguenti risultati: C 76.93% H 5.12% N 17.95% Qual è la formula minima?
70. Formula molecolare Purezza dei campioni La formula molecolare di un composto è uguale o un multiplo intero della formula minima (o empirica) La percentuale di purezza indica la massa percentuale di una specifica sostanza in un campione impuro. Es. calcolare la massa di NaOH presente in 45.2g di NaOH al 98.2%
71. Reagente in eccesso e in difetto Il reagente in difetto (reagente limitante) è quello che in una reazione quantitativa si consuma completamente. 1CH4+ 2O2CO2 + 2H2O 16g48g Corrispondono a 1 mole1.5 moli Il rapporto tra le moli necessario per una reazione completa deve essere pari al rapporto stechiometrico (nell’esempio ½) n (CH4) =1 mole>1in questo caso il rapporto in n (O2) 1.5 moli2moli è superiore al rapporto stechiometrico CH4 è in eccesso e l’ossigeno è limitante
72. Esercizio 1 Bilanciare la seguente reazione chimica e calcolare quanti grammi di CO2 si ottengono facendo reagire 2.00 g di CH4 con 3.00 g di O2. (p.a. C=12.01; p.a. O=16.00; p.a. H=1.008) CH4 + O2CO2 + H2O
73. Esercizio 2 Bilanciare la seguente reazione chimica (per tentativi) e calcolare quanti grammi di CO2 si ottengono facendo reagire 4.00 g di O2 con 8.00 g di C6H12O6.(p.a. C=12.01; p.a. O=16.00; p.a. H=1.008) O2 + C6H12O6 CO2 + H2O
74. Esercizio 3 Calcolare i grammi di MgBr2 che si ottengono quando si mettono a reagire 48.02 g di AlBr3 con 38.53 g di MgSO4, secondo la seguente reazione da bilanciare (bilanciare mediante bilanciamento analitico dei singoli elementi): a AlBr3 + b MgSO4 -> c Al2(SO4)3 + d MgBr2 (p.a. Al = 26.98; p.a. Br = 79.92; p.a. O = 16.00; p.a. Mg = 24.32; p.a. S = 32.07)
75. Esercizio 4 Calcolare i grammi di Al2(SO4)3 che si ottengono quando si mettono a reagire 33.34 g di AlCl3 con 46.88 g di Na2SO4, secondo la seguente reazione da bilanciare (bilanciare mediante bilanciamento analitico dei singoli elementi): a AlCl3 + b Na2SO4 -> c Al2(SO4)3 + d NaCl (p.a. Al = 26.98; p.a. Cl = 35.46; p.a. Na = 22.99; p.a. S = 32.07; p.a. O = 16.00)
76. Esercizio 5 Calcolare i grammi di Mg3(PO4)2 che si ottengono quando si mettono a reagire 21.11 g di Mg2SiO4 con 30.49 g di AlPO4, secondo la seguente reazione da bilanciare (bilanciare mediante bilanciamento analitico dei singoli elementi): a Mg2SiO4 + b AlPO4 -> c Mg3(PO4)2 + d Al4(SiO4)3 (p.a. Mg = 24.32; p.a. Si = 28.09; p.a. O = 16.00; p.a. Al = 26.98; p.a. P = 30.98)
77. Esercizio 6 Un composto organico, di peso molecolare 186.132, è costituito dal 38.71 % in peso di carbonio, 4.87 % di idrogeno, 25.79 % di ossigeno, 30.62% di fluoro. Si calcoli la formula molecolare del composto. (p.a. C = 12.01; p.a. H = 1.008 ; p.a. F = 19.00; p.a. O =16.00).
78. Esercizio 7 1) Un composto organico, di peso molecolare 120.156, è costituito dal 39.98 % in peso di carbonio, 10.07 % di idrogeno, 26.63 % di ossigeno, 23.32 % di azoto. Si calcoli la formula molecolare del composto. (p.a. C = 12.01; p.a. H = 1.008 ; p.a. N = 14.01; p.a. O =16.00).
79. Elettronegatività Si definisce “elettronegatività” di un atomo la sua relativa tendenza ad attrarre verso di sé i cosiddetti “elettroni di legame”, ossia quegli elettroni che lo tengono unito ad un altro atomo per formare una molecola. L’elettronegatività aumenta lungo un periodo (da sinistra verso destra) e diminuisce lungo un gruppo (dall’alto verso il basso). I motivi di questo andamento sono i seguenti: L’aumento che si verifica andando verso destra in un periodo deriva dalle sempre più ridotte dimensioni degli atomi, per cui c’è un minore effetto di schermo e quindi una maggiore attrazione degli elettroni; La diminuzione che si ha, invece, scendendo lungo un gruppo deriva sia dall’aumento delle dimensioni atomiche sia dall’aumento dell’effetto schermo.
80.
81. Tutti gli ioni monoatomici (K+, Cl-, S2-, O2-, Fe3+, ecc.) hanno n.o. uguale alla carica dello ione
82. La somma dei valori dei numeri di ossidazione degli atomi in un composto neutro è uguale a 0
87. Esempi. calcolare il numero di ossidazione delle seguenti specie: MnO4-, KClO4, HAsO32-, K2Cr2O7, HCrO4-, Na3AsO3, Al2(SO4)3, Na2SO3, Ca3(PO4)2
88.
89. Reazioni di OSSIDO-RIDUZIONE o redox L’OSSIDAZIONE consiste nell’aumento del numero di ossidazione e corrisponde alla perdita di elettroni. La RIDUZIONE consiste nella diminuzione del numero di ossidazione e corrisponde ad un acquisto di elettroni. In una reazione chimica gli elettroni non vengono né creati né distrutti L’ossidazione e la riduzione avvengono sempre simultaneamente e nella stessa misura
