Prima parte

Introduzione alla chimica. Struttura e

composizione dell’atomo. Stechiometria

Prof. Stefano Piotto

Università di Salerno

Informazioni sul corso

Testi consigliatiKotz, Treichel, Weaver, Chimica, Edises

Tro, Chimica, Edises

Brown, Chimica, Edises

Bertini, Mani - Stechiometria, Casa Editrice Ambrosiana

Giomini; Balestrieri; Giustizi - Fondamenti di Stechiometria, Edises

Dove trovare il materiale

Sito principale del corso: http://www.softmining.it/chimicagenerale/Sito docente: http://www.unisa.it/docenti/stefanopiotto/index

Come contattarmi

piotto@unisa.it 089-969795

Come funziona l’esame

40% prova scritta

(20% prova intracorso)

40% orale

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

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

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.

Prima parte1. Presentazione del Corso. Finalità didattiche ed organizzazione

2. Materia e sostanza.

3. Atomo e particelle atomiche: elettrone, protone e neutrone.

4. Numero atomico ed isotopi.

5. Formule chimiche.

6. Bilanciamenti di materia

7. Calcoli stechiometrici

8. Reagenti in eccesso e in difetto

9. Formule minime e molecolari

10. Cenni sull’elettronegatività

11. Numero di ossidazione

12. Reazioni redox

13. Bilanciamento

1. Peso atomico e molecolare

2. Mole

3. Massa molare e peso molecolare

4. Reazioni chimiche

5. Bilanciamento coefficienti stechiometrici

La concezione atomica della materia: le leggi

di massa

Legge di conservazione della massa

Legge della composizione definita e costante

Legge delle proporzioni multiple

Legge di conservazione della massa

“La massa totale delle sostanze rimane invariata durante una reazione chimica”

(Lavoisier, XVIII secolo)

Esempio: metabolismo del glucosio

180 g di glucosio 264 g di diossido di carbonio

+ +

192 g di ossigeno 108 g di acqua

372 g di reagenti 372 g di prodotti

In realtà, le variazioni di massa connesse alle reazioni chimiche ordinarie sono così

piccole da risultare inapprezzabili. Però, nelle reazioni nucleari le variazioni di massa

possono essere misurate facilmente.

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:

massa

dell’elemento

nel campione

=massa del

composto

nel campione

xfrazione in massa

dell’elemento nel

composto11

Esempio: calcolo della massa di un elemento in un composto

Il carbonato di calcio (CaCO3) è un composto costituito da calcio,

carbonio e ossigeno.

L’analisi indica che 40.0 g di carbonato di calcio contengono 16.0 g di

calcio, 4.8 g di carbonio e 19.2 g di ossigeno.

Quanti g di calcio sono contenuti in un campione di 25 kg di carbonato

di calcio?

massa di calcio

nel campione=

massa del campione

di carbonato di calciox

frazione in massa del

calcio nel composto

10 kg = 25 kg x 16g / 40g = 0.4

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% C g di O / g di C = 57.1 / 42.9 = 1.33

Ossido II: 72.7% O e 27.3% C g di O / g di C = 72.7 / 27.3 = 2.66

2.66 g di O / g di C in ossido II 2

1.33 g di O / g di C in ossido I 1

La struttura dell’atomo

10-10 m

10-14 m

Perché crediamo agli atomi?

48 atomi di Fe sono stati disposti

a formare un recinto. Le onde nel

centro rappresentano gli elettroni

di superficie che sono rimasti

“confinati”.

Atomi di Cs e I su CuAtomi di Ni

Superficie di Cu (111). Ci sono due difetti sulla superficie,

probabilmente atomi diversi.

Perché crediamo agli atomi?

Proprietà delle tre particelle subatomiche

fondamentaliCarica Massa

Nome (simbolo)

relativa assoluta(C)

relativa(uma)*

Assoluta(g)

Posizione nell’atomo

Protone (p+) 1+ + 1.602 x 10-19 1.00727 1.67262 x 10-24 nucleo

Neutrone (n0) 0 0 1.00866 1.67493 x 10-24 nucleo

Elettrone (e-) 1- -1.602 x 10-19 0.00054858 9.10939 x 10-28 all’esterno del nucleo

* l’unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a 1.660540 x 10-24 g.

Numero atomico, numero di massa e simbolo

atomicoIl 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

XA

Z

Numero di massa

(numero di p+ +

numero di n0)

Numero atomico

(numero di p+)

Simbolo

dell’elemento

Tavola Periodica

Isotopi e masse atomiche

Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero atomico ma non lo stessonumero di massa. Si dicono isotopi di un elemento gli atomi dell’elemento che hannodifferenti numeri di neutroni e quindi differenti numeri di massa.

Poiché le proprietà chimiche sono determinate principalmente dal numero dielettroni, tutti gli isotopi di un elemento hanno un comportamento chimico quasiidentico.

La massa atomica (o peso atomico) è la somma delle masse di tutte le particelle checompongono l'atomo.

L’unità di massa atomica (simbolo: uma) è definita pari a 1/12 della massadell’atomo di carbonio 12. E’ chiamata anche Dalton (simbolo: Da).

La massa atomica di un elemento viene espressa come media delle masse dei suoiisotopi naturali ponderata secondo le rispettive abbondanze.

La materia

Gli elementi possono essere costituiti da:

▪ Atomi isolati (gas nobili)

▪ Molecole discrete (H2, O2, P4, S8)

▪ Insieme di atomi legati fra loro da legami covalenti (Carbonio in diamante egrafite)

▪ Insieme di atomi tenuti insieme da legame metallico (Na, Al, Fe)

Elementi (atomi tutti uguali fra loro)

Sostanze pure

Composti (atomi diversi in rapporti ben definiti)

Miscele

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

Le formule chimicheI 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

Tipi di formule chimiche

In una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici numerici indicanola specie e il numero di ciascun atomo presente nella più piccola unità disostanza.

1. La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula empirica HO poiché contiene 1 parte in massa di H per ogni 16 parti in massa di O.

2. La formula molecolare mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula molecolare H2O2.

3. La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami tra di essi. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula di struttura

H—O—O—H.

Peso atomico e peso molecolare

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

n.b.Il termine peso viene spesso usato al posto di massa, che sarebbe più corretto

Peso molecolare = Somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che costituiscono

la molecola

(solo per composti costituiti da molecole discrete)

La mole

La mole (simbolo: n; unità di misura: mol) è definita come la quantità di sostanza

che contiene tante unità elementari (atomi, molecole, ioni, …) quanti sono gli atomi

contenuti in 12 g esatti di 12C.

Tale numero è conosciuto come numero di Avogadro (o costante di Avogadro) edè indicato con il simbolo NA.

La mole, a differenza della massa, tiene conto della struttura a particelle della

materia: una mole di una qualunque sostanza contiene lo stesso numero di unità

elementari, cosa che non accade per 1 kg di qualunque sostanza.

NA = 6.022 x 1023 mol-1

La mole

La 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)

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

Esempi:

1. 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.

2. 1 mole di atomi di mercurio (Hg, P.A. = 200,61) corrisponde

a: 1mole x 200,61g/mole = 200,61 g

3. 223,36 g di Fe (P.A. = 55,84) corrispondono a:

223,36(g)/55,84(g/mole) = 4 moli di atomi di Fe

4. 1kg di acqua (H2O, P.M.=18) corrisponde a:

1000 (g)/18,00(g/mole) = 55,5 moli

Reazioni chimiche

“Un’equazione chimica è un enunciato, in formule, che esprime leidentità e le quantità delle sostanze che partecipano ad unatrasformazione chimica o fisica.”

Affinché l’equazione rappresenti correttamente queste quantità,deve essere bilanciata, ossia nei due membri dell’equazione devecomparire lo stesso numero di atomi di ciascuna specie.

reagenti prodotti

Bilanciamento di una reazione

Si uguaglia il numero di atomi di ciascuna specie in ciascun membrodell’equazione utilizzando opportuni coefficienti stechiometrici(mediante bilanciamento per tentativi o bilanciamento analitico deglielementi).

Si parte dal composto più complesso (quello con il massimo numero diatomi o di differenti specie di atomi) e si arriva a quello meno complesso.

Esempio:__ Mg + __ O2 __ MgO

__ Mg + __ O2 1 MgO

1 Mg + __ O2 1 MgO

1 Mg + 1/2 O2 1 MgO

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)

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

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)

Reazioni da bilanciare

SiO2 + C → SiC + CO

Na + H2O → H2 + NaOH

H2 + N2 → NH3

Cr + HCl → CrCl2 + H2

C8H18 + O2→CO2 + H2O

HNO3 + CaCO3 → CO2 + H2O + Ca(NO3)2

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

Mg2SiO4 = 2MgO + SiO2

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?

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%

Il reagente in difetto (reagente limitante) è quello che in una

reazione quantitativa si consuma completamente.

1CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

16g 48g

Reagente in eccesso e in difetto

Corrispondono a

1 mole 1.5 moli

Il rapporto tra le moli necessario per una reazione completa deve

essere pari al rapporto stechiometrico (nell’esempio ½)

n (CH4) = 1 mole > 1 in questo caso il rapporto in

n (O2) 1.5 moli 2 moli è superiore al rapporto

stechiometrico → CH4 è in

eccesso e l’ossigeno è limitante

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 + O2 → CO2 + H2O

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

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)

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)

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)

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).

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).

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.

Numero di ossidazione

È la carica (positiva o negativa) che l’atomo avrebbe se gli elettroni di legame non fossero condivisi bensì fossero trasferiti completamente dalla specie meno elettronegativa (più in basso a sinistra nella tavola periodica) a quella più elettronegativa (più in alto a destra).

◼ Tutte le sostanze elementari (Na, He, O2, Cl2, ecc.) hanno n.o. = 0

◼ Tutti gli ioni monoatomici (K+, Cl-, S2-, O2-, Fe3+, ecc.) hanno n.o. uguale

alla carica dello ione

◼ La somma dei valori dei numeri di ossidazione degli atomi in un

composto neutro è uguale a 0

◼ La somma dei valori dei numeri di ossidazione degli atomi in uno ione

poliatomico è uguale alla carica dello ione

Numero di ossidazione

◼ Gruppo IA: n.o. = +1

◼ Gruppo IIA: n.o. = +2

◼ Idrogeno: n.o. = +1 (se combinato con i non metalli)

n.o. = -1 (se combinato con i metalli e il B)

◼ Fluoro: n.o. = -1

◼ Ossigeno: n.o. = -2

n.o. = -1 (nei perossidi)

◼ Gruppo VIIA: n.o. = -1

◼ Esempi. calcolare il numero di ossidazione delle seguenti specie:

MnO4-, KClO4, HAsO3

2-, K2Cr2O7, HCrO4-, Na3AsO3, Al2(SO4)3, Na2SO3,

Ca3(PO4)2

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

Reazioni redox

Classificazione delle reazioni Redox

Bilanciamento delle reazioni REDOX

Massa molare (Peso molecolare)

La massa in grammi di una mole di qualunque sostanza è

espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso

atomico, il peso molecolare o il peso formula.

La massa di una mole di 12C è 12 g per definizione. Datoche la massa atomica media del carbonio è 12.011 volte

1/12 di quella del nuclide 12C, anche la massa di 1 mole

di carbonio sarà 12.011 volte 1/12 della massa di una

mole del nuclide 12C, cioè 12.011 g

La IUPAC definisce massa molare (M) il rapporto fra

massa e quantità di sostanza.

m (g) M

n (mol)