LA MATERIA LA MATERIA 1.B PRE-TEST 1.C OBIETTIVI 1.1 COS’È’ LA MATERIA? 1.2 CORPI E SOSTANZE 1.2.1 CORPI PURI E MISCELE 1.2.2 LE SOSTANZE
1.3 L’IDEA DI ELEMENTO E LA SUA EVOLUZIONE STORICA 1.V VERIFICA SE HAI CAPITO ESERCIZI
LA MATERIA 1.B PRE-TEST
esistere;
• comprendere il modello particellare della materia in Individua tra le specie seguenti le sostanze, distinguendole in sostanze semplici e sostanze composte: 1. 2.
acqua di mare acido ido solforico
3.
diamante
4. 5.
bronzo ar i a
6.
acqua distill illata
7.
zolfo
riferimento alle trasformazioni fisiche;
• distinguere i corpi puri dai corpi non puri; • sapere che cosa si intende per fase; • riconoscere un miscuglio omogeneo da uno eterogeneo; • comprendere lidea di sostanza e distinguere tra sostanze semplici e sostanze composte;
• usare in modo corretto il termine elemento.
1.1 COS’ È LA MATERIA?
Soluzione
1.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: • conoscere gli attributi essenziali della materia e le caratteristiche dei tre stati fisici in cui questa può
Se si chiedesse a qualcuno di spiegare cosè la materia, probabilmente ci risponderebbe: Tutto quello che ci circonda; questo, tuttavia, non direbbe nulla di preciso su cosa sia la materia e su quali siano le sue caratteristiche peculiari. Volendo, ad esempio, descrivere in modo oggettivo loggetto sedia, potremmo individuare gli elementi essenziali che la caratterizzano, e cioè un piano orizzontale dove ci si siede, collegato ad un elemento perpendicolare, dove
LA MATERIA appoggiarsi; il tutto appoggiato su quattro elementi verticali di altezza opportuna. Avremmo così espresso gli attributi essenziali che che permettono di identificare un certo oggetto come una sedia, inserendolo in una certa categoria e collegandolo con il concetto di sedia. Procedendo in modo simile per la materia, vanno individuati i suoi attributi essenziali, che la rendono materia e non qualcosaltro. Questi ATTRIBUTI possono essere sintetizzati così:
•
la materia è caratterizzata da tre stati fisici (solido, liquido, gassoso); è possibile passare da uno stato allaltro in • opportune condizioni;
• •
ciò avviene attraverso trasformazioni invertibili;
in queste trasformazioni si ha sempre conservazione della massa. I corpi, quindi, possono esistere in tre stati fisici: se consideriamo, ad esempio, H 2O, questa potrà essere sotto forma di ghiaccio (solido), acqua (liquido) e
vapore acqueo (gas); gli stati fisici sono caratterizzati da alcuni attributi macroscopici essenziali che permettono di distinguerli uno dallaltro in modo immediato.
•
SOLIDI: hanno forma, massa e volume definiti e non sono compressibili.
•
LIQUIDI: hanno massa e volume definiti, assumono la forma del recipiente e sono poco compressibili.
•
GAS: hanno massa definita, non hanno un volume definito, ma occupano tutto lo spazio disponibile (devono, quindi, essere conservati in recipienti chiusi), assumono la forma del recipiente e sono molto compressibili. Da sempre, gli scienziati hanno cercato di interpretare i fenomeni del mondo naturale con modelli e teorie che spiegassero in modo unitario una serie di fenomeni apparentemente molto diversi
LA MATERIA tra loro. Lobiettivo era quello di calare nella complessità delle osservazioni uno schema interpretativo globale. In relazione agli stati fisici della materia ed alle trasformazioni che permettono di passare da uno stato allaltro, è stato elaborato un modello semplice che permette non soltanto di interpretare i fenomeni osservati, ma anche di avanzare previsioni su altri fenomeni. Si tratta del MODELLO PARTICELLARE Gli assiomi fondamentali di questo modello sono i seguenti: 1. 2.
Tutti utti i corpi corpi son sono o costi costitui tuiti ti di part partice icelle lle.. Una Una parti particel cella la è indi indivi visib sibil ile. e.
3. Una Una parti particel cella la con conser serva va sem sempr pree la pro propr pria ia forma, cioè è indeformabile. 4. Una Una parti particel cella la di di un dete determi rmina nato to cor corpo po ha ha un volume definito, diverso da quello della particella di un altro corpo. 5.
Una Una parti partice cella lla di u un n determ determin inat ato o corpo corpo ha
sempre una certa massa, diversa da quella della particella di un altro corpo.
Un certo corpo puro sarà puro sarà costituito sempre da particelle dello stesso tipo, che tuttavia saranno organizzate in modi diversi a seconda dello stato fisico: nello stato solido disposte in modo ordinato molto vicine le une alle altre; un po più lontane, ma ancora vincolate, nello stato liquido; completamente libere di muoversi nel gas. Possiamo riconoscere queste caratteristiche nellacqua che, pur essendo costituita sempre da particelle dello stesso tipo, si presenta con le caratteristiche tipiche dei solidi, dei liquidi o dei gas, a seconda che sia sotto forma di ghiaccio, acqua o vapore acqueo, rispet tivamente.
LA MATERIA
a) stato solido
b) stato liquido
c) stato gassoso
La materia, quindi, può essere definita a partire dai suoi attributi caratteristici ed è soggetta a trasformazioni di vario genere: esistono TRASFORMAZIONI CHIMICHE e TRASFORMAZIONI FISICHE, per il momento ci concentriamo soltanto su queste ultime, che possono essere messe in relazione con i passaggi di stato. Le trasformazioni chimiche (o reazioni chimiche ) verranno introdotte successivamente.
LA MATERIA
materia
corpo (porzione di materia)
corpo puro (una sola sostanza)
sost. semplice (un solo elemento)
sost. composta (più elementi)
miscela (più sostanze)
m. omogenea (una fase)
m. eterogenea (più fasi)
LA MATERIA 1.2 CORPI E SOSTANZE 1.2.1 CORPI PURI E MISCELE
costituito da più sostanze diverse, ciascuna delle quali mantiene la propria identità e può, attraverso un metodo adatto, essere separata dalle altre.
La materia, che abbiamo descritto nei suoi attributi essenziali, è costituita da corpi;
Per distinguere i diversi tipi di miscele, definiamo la FASE come:
un CORPO è una porzione limitata di materia
una porzione di materia separata dalla parte restante per mezzo di superfici definite; ogni punto di una fase è caratterizzato dalle stesse proprietà fisiche.
Nellambito dei corpi, è possibile distinguere tra corpi PURI e corpi NON PURI:
•
un CORPO PURO è PURO è costituito da particelle di un unico tipo e può essere anche indicato con il termine sostanza (pura) (N.B. in questo caso lattributo pura non è strettamente necessario, ed assume un significato diverso da quello comunemente inteso); un corpo puro è quindi costituito da una sola sostanza.
•
un CORPO NON PURO (che può essere chiamato anche MISCELA o miscuglio) è invece MISCELA o
Esistono, quindi, miscele OMOGENEE, costituite da una sola fase, e miscele ETEROGENEE, in cui sono presenti più fasi. Nelle miscele omogenee ogni parte presenta le stesse proprietà fisiche, mentre in quelle eterogenee è possibile distinguere parti che hanno proprietà fisiche diverse. Consideriamo ora alcuni esempi. Laria è una miscela di gas, costituita prevalentemente da azoto ed ossigeno, e da altre specie gassose (ad esempio, gas nobili, biossido di carbonio, vapore acqueo, ecc.), presenti in quantità inferiore. E una miscela omogenea in quanto tutte le
LA MATERIA sostanze che la compongono sono in fase gassosa. Sciogliendo un po di zucchero in acqua otteniamo un altro esempio di miscela omogenea: generalizzando si può dire che le soluzioni sono miscele omogenee. Daltra parte, se mescoliamo lacqua con una sostanza non solubile, si ottiene una miscela eterogenea tra solido e liquido che prende il nome di sospensione. Nel caso di due o più liquidi, si ha un sistema omogeneo solo se questi sono completamente miscibili tra loro; la miscela acqua-olio rappresenta invece un esempio di sistema eterogeneo, in quanto lolio tende a galleggiare e non si mescola con lacqua. Sbattendo energicamente i due liquidi si può ottenere unemulsione, ma se questa non viene più agitata le due componenti tendono spontaneamente a separarsi. I metodi di separazione delle sostanze che costituiscono le miscele variano a seconda che queste ultime siano omogenee o eterogenee: ad esempio, i componenti di una miscela di sabbia ed acqua possono essere separati per filtrazione, mentre per separare il sale disciolto nellacqua di mare è
necessario ricorrere ad una trasformazione fisica, come la distillazione, allontanando lacqua sotto forma di vapore.
1.2.2 LE SOSTANZE I termini corpo puro e sostanza sono stati precedentemente indicati come due modi equivalenti per esprimere lo stesso concetto. Cerchiamo ora di precisare meglio il significato di SOSTANZA . La sostanza può essere definita secondo due livelli: Livello empirico •
•
Livello particellare
Sul piano empirico, le sostanze sono caratterizzate da proprietà ben definite (ad esempio, il punto di ebollizione e di fusione, la densità, ecc.) diverse tra una sostanza e laltra, ma che non variano in porzioni diverse della stessa sostanza.
LA MATERIA PROPRIETA FISICHE DI ALCUNE SOSTANZE
Sostanza
Densità
Punto di fusione (°C)
Punto di ebollizione (°C)
Carbonato di calcio (CaCO3)
2,710
1339
898
Alluminio metallico (Al)
2,702
660
2467
Cloruro di sodio (NaCl)
2,165
801
1413
Quarzo (SiO2)
2,635
1610
2230
LA MATERIA Se, ad esempio, sottoponiamo lacqua di mare (che è una miscela omogenea) a distillazione, otteniamo un liquido che ha sempre le stesse caratteristiche esteriori e che è caratterizzato da proprietà costanti, indipendentemente dalle condizioni in cui è stata realizzata la distillazione o dalle caratteristiche della soluzione di partenza. Quindi, le sostanze (in questo caso, lacqua) conservano la loro identità quando vengono sottoposte a trasformazioni fisiche.
verranno ampiamente ripresi, non sono stati ancora definiti, così come quello di elemento, su cui ci soffermeremo tra poco. Diamo, quindi, alcune definizioni:
Notiamo che solo le sostanze sono caratterizzate da proprietà costanti; le miscele delle stesse sostanze, invece, possono presentare di volta in volta composizione percentuale diversa, a cui corrisponderanno proprietà diverse.
•
Passando al livello microscopico, possiamo affermare che una sostanza è costituita da unità strutturali di un unico tipo Le unità strutturali possono essere atomi, molecole o ioni; i concetti di atomo, molecola, e ione, che
•
ATOMO : è la più piccola particella costitutiva di un elemento ed è caratterizzato da specifiche proprietà chimiche. MOLECOLA : generalmente, corrisponde ad un agglomerato definito e strutturato di atomi che può esistere in modo indipendente; è caratterizzata da specifiche proprietà chimiche dovute agli atomi presenti nel loro insieme. La decomposizione della molecola negli atomi che la costituiscono fa venir meno le sue proprietà chimiche.
• •
IONE : particella dotata di carica.
ELEMENTO : può esistere sotto forma di diversi isotopi , è caratterizzato da un simbolo e da un numero dordine (il numero atomico ), ), che ne
LA MATERIA determina la posizione nella Tavola Periodica ; gli atomi di un certo elemento hanno tutti lo stesso numero atomico. Unultima distinzione permette di riconoscere SOSTANZE SEMPLICI e SOSTANZE COMPOSTE:
•
Le unità strutturali delle sostanze SEMPLICI sono o atomi o molecole di un solo elemento, generalmente formate da due o più atomi uguali (es. O2, diossigeno, O3, ozono, Cl 2, dicloro, ecc.); i gas rari (He, Ar, ...) formano molecole monoatomiche.
•
Le unità strutturali delle sostanze COMPOSTE sono molecole formate da atomi di più elementi diversi (ad esempio, H2O, NaCl, ecc.). Abbiamo quindi stabilito un legame tra sostanza semplice ed elemento (una sostanza semplice è formata da molecole di un solo elemento), e tra elemento ed atomo (latomo è la più piccola particella
costitutiva di un elemento chimico). Il prossimo passo è quello di approfondire il concetto di elemento; daltra parte, latomo dovrà essere studiato nella sua struttura ( struttura ). struttura atomica
1.3 L’IDEA DI ELEMENTO E LA SUA EVOLUZIONE STORICA I FILOSOFI ANTICHI, volendo spiegare il mondo reale con un numero limitato di principi, fecero ricorso ad entità immateriali, che vennero definite con il nome di Elementi; Talete identificò questo principio originario con lacqua, Anassimene con laria, Eraclito con il fuoco. Secondo unaltra scuola di pensiero, rappresentata in particolare da Empedocle, la realtà nelle sue diverse manifestazioni era il risultato della combinazione secondo proporzioni variabili di quattro principi: la terra, lacqua, il fuoco e laria. Questa impostazione ebbe grande influenza in diversi campi del sapere per molti secoli, e si ritrova, anche se con un taglio diverso, in Platone e in Aristotele.
LA MATERIA LAVOISIER (nel XVIII secolo) propone una definizione di elemento legata alla pratica sperimentale e ad un approccio di tipo scientifico; lelemento è associato con lidea di termine ultimo a cui può giungere lanalisi. Sono ritenuti elementi tutte le sostanze che i metodi sperimentali a disposizione non hanno ancora permesso di decomporre. Lo sviluppo delle tecniche potrebbe rivelare che specie considerate come elementi sarebbero invece sostanze composte. Il termine elemento viene usato da Lavoisier come sinonimo di sostanza semplice.
uno stesso numero atomico (Z), ma da diverso numero di massa (A = neutroni + protoni), dovuto ad un diverso numero di neutroni nel nucleo; essendo lelemento definito dal proprio numero atomico, di uno stesso elemento possono esistere diversi isotopi. Ad ogni isotopo (livello microscopico) corrisponde una sostanza semplice (livello macroscopico), caratterizzata da alcune proprietà specifiche. Ad esempio, allunico elemento idrogeno (Z = 1), sono in realtà associate tre sostanze semplici caratterizzate da proprietà proprie: idrogeno H (A = 1) deuterio D (A = 2)
Con la scoperta della STRUTTURA DELLATOMO e degli ISOTOPI lidea di elemento non è più sinonimo di sostanza semplice: viene quindi caricata di nuovi significati ed associata al numero atomico (cioè il numero delle cariche positive del nucleo), che permette di spiegarne la posizione nella Tavola Periodica partendo dalla struttura elettronica. Gli isotopi sono specie atomiche caratterizzate da
trizio T (A = 3) Generalmente gli isotopi di una certa specie atomica sono rappresentati da un unico simbolo; in questo senso, lidrogeno rappresenta uneccezione, in quanto i diversi isotopi vengono indicati con simboli diversi. Quindi, i termini sostanza semplice ed elemento, spesso usati come sinonimi anche in molti testi di chimica, esprimono concetti che
LA MATERIA andrebbero invece distinti.
rame (Cu)
Nella speranza che in futuro si arrivi ad una maggiore chiarezza, questo esempio sottolinea lo stretto legame tra i concetti ed il linguaggio usato per esprimerli, ed invita ad un approccio critico anche delle espressioni più abituali.
sale da cucina (NaCl)
1.V VERIFICA SE HAI CAPITO CAPITO
1.V.3 Riconosci le miscele omogenee e quelle miscele omogenee eterogenee: acqua + zucchero completamente sciolto acqua + sale insolubile acqua + metanolo (miscibili) acqua + olio (immiscibili)
1.V.1 1.V.1 Applica il i l concetto di sostanza sostanza ee riconosci le sostanze pure: acqua acqua + zucchero acqua + sale acqua + limatura di ferro 1.V.2 Tra le specie chimiche seguenti, indica quali sono sostanze semplici e semplici e quali sostanze composte : ferro (Fe) acqua (H2O)
LA MATERIA Soluzione Pre-Test 1. 2.
misc miscel elaa omo omoge gene neaa o ete etero roge gene neaa sostanza co composta
3.
sostanza se semplice
4. 5.
misc iscela ela omogen genea misc iscela ela omogen genea
6. 7.
sostanza co composta sostanza se semplice
ESERCIZI
ESERCIZI 1) Individua tra le seguenti trasformazioni quelle di natura fisica: a) la dis disso soluz luzio ione ne dell dello o zucc zucche hero ro in acqu acquaa b) la produz produzion ionee del del vino vino per fermenta fermentazion zionee del del mosto duva c) lo scio sciogl glim imen ento to del del ghi ghiac acci cio o d) la form formazi azion onee di ruggi ruggine ne su su un chi chiod odo o di ferr ferro o e) la subl sublim imaz azio ione ne di CO2 nel ghiaccio secco Soluzione
2) Distingui le sostanze semplici: a ) s ci r o p p o b) latte c) rame d) ossigeno e) ac qua
3) Nellelenco dellesercizio 2, distingui le sostanze composte. Soluzione
4) Nellelenco dellesercizio 2, distingui le miscele. Soluzione
5) Quali delle miscele seguenti possono essere separate mediante filtrazione? a) acqua-zucchero b) acqua-olio c) brodo d) acqu acquaa-li lima matu tura ra di ferr ferro o Soluzione
Soluzione
6) Il sistema acqua-ghiaccio è: a) fisi fisica came men nte omog omogen eneo eo b) fisi fisica came ment ntee eter eterog ogen eneo eo c) chim chimic icam amen ente te eter eterog ogen eneo eo Soluzione
ESERCIZI 7) Individua le soluzioni: a) acqua gasata b) latte c) acqua qua e zucch cchero d) olio e aceto e) sangue Soluzione
9) La distillazione è un metodo per separare due o più liquidi aventi: a) diff ifferente de densità ità b) diff differ eren ente te pes peso o spec specif ific ico o c) diffe differe rente nte punt punto o di ebol ebolliz lizio ione ne d) diff differ eren ente te ener energi giaa cinet cinetic icaa e) diff ifferente massa assa Soluzione
8) Un sistema formato da acqua + zucchero + polvere di cacao è: a) a tre fasi b) a due fasi c) a un una so sola fa fase Soluzione
10) Determina, per ciascuno dei seguenti schemi, quali rappresentano sostanze pure e quali miscele di sostanze. Indica, inoltre, se si tratta di sostanze semplici o composte.
ESERCIZI Soluzione
1a)
1b)
1c)
1d)
1e)
1f)
ESERCIZI Soluzione
2a)
2b)
2c)
2d)
2 e)
2f)
ESERCIZI
SOLUZIONI
8.
b Back
1.
c, e Back
9.
c Back
2.
c, d Back
3.
e Back
4.
a, b Back
5.
Back
d Back
6.
b Back
7.
10. Primo schema 1a) sostanza pura - sostanza semplice 1b) miscela - sostanze semplici 1c) miscela - sostanza semplice/sostanza composta 1d) miscela - sostanza semplice/sostanza composta 1e) miscela - sostanze semplici 1f) miscela - sostanze composte
a, c Back
ESERCIZI 10.Secondo schema 2a) sostanza pura - sostanza semplice 2b) miscela - sostanza semplice/ sostanza composta 2c) miscela - sostanze semplici 2d) sostanza pura - sostanza composta 2e) sostanza pura - sostanza composta 2f) sostanza pura - sostanza semplice Back
GLOSSARIO ACIDI CARBOSSILICI
ACIDO
composti caratterizzati dal gruppo acido -COOH, che può dare legami a idrogeno conferendo loro punti di ebollizione relativamente elevati e miscibilità in acqua (termini a basso peso molecolare); il loro nome si ottiene con il termine acido ed il suffisso -oico. Possono essere ottenuti per ossidazione di unaldeide, inversamente possono essere ridotti ad aldeidi e per sostituzione dellOH formano vari derivati (tra cui, esteri ed ammidi). Unità 14, pag. 27 ) ( Unità
di Arrhenius: sostanza che in acqua si dissocia • per dare ioni H+ di Brönsted-Lowry: donatore di protoni • di Lewis: accettore di una coppia di elettroni • (accolti in un orbitale vuoto disponibile) Unità 12, pag. 4 ) ( Unità
(OSSO) ACIDO composto che in acqua dà soluzioni con proprietà acide ottenuto per reazione di un ossido acido con H2O; gli idracidi sono invece frutto di una reazione diretta tra lelemento e H 2. Unità 3, pag. 4 ) ( Unità
AFFINITÀ ELETTRONICA misura della variazione di energia che accompagna lacquisto di un elettrone. Secondo le convenzioni comunemente adottate, essa è negativa se la reazione è esotermica, e positiva per processi endotermici; passando da valori negativi a valori progressivamente più positivi, lacquisto di un elettrone avviene con maggiore difficoltà. Unità 5, pag. 12 ) ( Unità
ALCANI idrocarburi saturi, a catena lineare o ramificata, in cui il C presenta ibridazione sp3 e forma esclusivamente legami semplici; i loro nomi, caratterizzati dal suffisso ano, costituiscono la base
GLOSSARIO per costruire i nomi delle molecole più complesse. Sono composti apolari, in generale poco reattivi; possono dare reazioni di combustione e di sostituzione. Unità 14, pag. 9 ) ( Unità
ottenuti per ossidazione di un alcool primario; per riduzione danno alcoli primari, per ossidazione acidi carbossilici. Unità 14, pag. 24 ) ( Unità
ALOGENI ALCOLI composti caratterizzati dal gruppo polare - OH (cui corrisponde nel nome il suffisso olo) che possono essere interessati da legame a idrogeno tra molecole adiacenti, con conseguente solubilità in acqua ed elevate temperature di ebollizione. Possono essere ottenuti per riduzione di aldeide o acido carbossilico (alcool primario) o di un chetone (alcool secondario); inversamente, ossidando un alcool primario o secondario si ottengono rispettivamente rispettivament e unaldeide e un chetone. Unità 14, pag. 19 ) ( Unità
ALDEIDI composti che presentano il gruppo carbonilico al termine della catena ( - CHO), cui corrisponde il suffisso di nomenclatura -ale e che possono essere
(Gruppo VII) tutti caratterizzati da molecole biatomiche, possono presentarsi in diversi stati fisici e sono molto reattivi; hanno proprietà molto simili tra loro, conseguenza della somiglianza tra le strutture elettroniche. Nei composti possono assumere diversi numeri di ossidazione. Unità 5, pag. 8 ) ( Unità
AMMINE derivati organici dellammoniaca, in cui atomi di H sono sostituiti da radicali R. Nel nome vengono indicati i nomi dei radicali, seguiti da ammina, ma in certi casi si usano nomi comuni. I composti a basso peso molecolare sono gassosi e molto solubili in acqua, in cui danno soluzioni basiche. Formano legami a idrogeno, ma rispetto allacqua questi sono più deboli a causa della
GLOSSARIO minore elettronegatività di N rispetto ad O. Unità 14, pag. 30 ) ( Unità
ANELLO AROMATICO struttura caratteristica del benzene (C6H6 ) e dei suoi derivati che comprende un anello esagonale in cui gli atomi di C (ibridati sp2 ) presentano legami C - C tutti equivalenti, con legami p delocalizzati; la molecola reale del benzene può essere considerata come intermedia tra le due strutture possibili in cui si hanno legami singoli e legami doppi alternati. Lanello aromatico può dare reazioni di sostituzione. Unità 14, pag. 17 ) ( Unità
ANODO elettrodo cui è associato il processo di ossidazione, che rappresenta il polo negativo di una pila ed il polo positivo di una cella elettrolitica. Unità 13, pag. 4 e 4 e pag. pag. 20 ) ( Unità
ATOMO la più piccola particella costitutiva di un elemento,
caratterizzata da specifiche proprietà chimiche. Riguardo alla struttura: il nucleo è costituito da protoni e neutroni • esso occupa un volume limitato dellatomo • in esso si concentra la quasi totalità della massa • dellatomo Unità 1, pag. 10 , Unità 4 pag. 6 ) ( Unità
BASE di Arrhenius: sostanza che reagisce con gli ioni • + H per formare acqua e, in alcuni casi, si dissocia in acqua generando ioni OH-. di Brönsted-Lowry: accettore di protoni • di Lewis: donatore di una coppia di elettroni • Unità 12, pag. 4 ) ( Unità
BLOCCHI (nella T. P.) Blocco-s: in cui gli elettroni più esterni • occupano orbitali s, e che comprende i gruppi I e II (primi due gruppi a sinistra). Blocco-p: in cui gli elettroni esterni occupano •
GLOSSARIO orbitali p, e che comprende i gruppi III, IV, IV, V, V, VI, VII, oltre al Gruppo 0 (ultimi sei gruppi a destra). Blocco-d: in cui vengono progressivamente • riempiti gli orbitali d, e che comprende elementi nella parte centrale della Tavola. Blocco f: in cui vengono riempiti gli orbitali f, e • che comprende lantanidi ed attinidi. Unità 5, pag. 7 ) ( Unità
CATALIZZATORE sostanza che si ritrova chimicamente inalterata alla fine della reazione, in grado di aumentare la velocità di una reazione, facendola avvenire secondo un diverso cammino, a minore energia di attivazione; non produce invece modifiche sullequilibrio. Esempi: catalisi omogenea (catalizzatore nella stessa fase dei reagenti), eterogenea (catalizzatore in fase diversa), enzimatica (reazioni in campo biologico catalizzate da enzimi). Unità 10, pag. 9 ) ( Unità
CATODO elettrodo cui è associato il processo di riduzione, che rappresenta il polo positivo di una pila ed il polo negativo di una cella elettrolitica. Unità 13, pag. 4 e 4 e pag. pag. 20 ) ( Unità
CELLA ELEMENTARE unità che si ripete per dare luogo al reticolo cristallino e che rappresenta la più piccola porzione del reticolo stesso; ogni cella elementare è definita da tre parametri lineari (lunghezza degli spigoli) e da tre parametri angolari (angoli tra gli spigoli). La cella più semplice è quella cubica, caratterizzata da spigoli della stessa lunghezza e perpendicolari tra loro (angoli di 90°). Unità 7, pag. 5 ) ( Unità
CHETONI composti in cui il gruppo carbonilico si trova allinterno della catena (- CO -), cui corrisponde il suffisso di nomenclatura -one, e che possono essere ottenuti per ossidazione di un alcool secondario; per riduzione danno alcooli secondari, mentre sono
GLOSSARIO difficilmente ossidabili. Unità 14, pag. 24 ) ( Unità
COEFFICIENTI STECHIOMETRICI coefficienti introdotti davanti alle formule del simbolo di reazione, in modo che venga rispettato il principio di conservazione della massa; esprimono il numero relativo di molecole di reagenti e prodotti che partecipano alla reazione, ma possono assumere anche un significato macroscopico legato alle quantità in peso di sostanza coinvolte nella reazione. Unità 3, pag. 15 ) ( Unità
La presenza di un catalizzatore, abbassando lenergia di attivazione, permette di giungere più agevolmente al complesso attivato. Unità 10, pag. 9 ) ( Unità
COMPOSTI ORGANICI molecole che contengono principalmente C ed H, e talvolta elementi elettronegativi (come O, N, P, P, S e alogeni), studiate nel campo della chimica organica; sono caratterizzate da strutture stabili in cui gli atomi di C formano quattro legami covalenti, dando origine a catene o anelli molto stabili di varia lunghezza. Unità 14, pag. 3 ) ( Unità
COMPLESSO ATTIVATO
CONCENTRAZIONE
specie intermedia ad alto contenuto energetico, formata dai reagenti di una reazione, che poi si decompone per dare i prodotti; la differenza di energia tra i reagenti ed il complesso attivato (cioè lenergia di attivazione) rappresenta una vera e propria barriera energetica e fa sì che la formazione del complesso attivato sia spesso uno stadio lento.
(di una soluzione) indica la quantità di soluto presente in una certa quantità di soluzione e può essere espressa in vari modi: molarità (M) = mol/l • normalità (N) = eq/l • molalità (m) = mol/kg solvente •
GLOSSARIO % peso = g soluto in 100 g di soluzione • % volume = g soluto in 100 cm 3 di soluzione • frazione molare ( χ ) = moli componente i• esimo/ moli totali Unità 8, pagg. 4 e ss. ) ) ( Unità
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA indica come gli elettroni sono distribuiti negli orbitali di un atomo e ne determina le proprietà chimiche; la configurazione elettronica può essere costruita a partire dal numero atomico, secondo un procedimento di riempimento progressivo degli orbitali ad energia crescente (principio dellAufbau). Unità 4, pag. 13 ) ( Unità
CORPO PURO porzione limitata di materia, costituita da particelle di un unico tipo, che può anche essere indicato con il termine sostanza (pura): un corpo puro è quindi costituito da una sola sostanza. Unità 1, pag. 7 ) ( Unità
COSTANTE DI AVOGADRO (N A = 6,02210 23 ) esprime il numero di particelle contenute in una mole di qualsiasi specie chimica e mette in relazione il numero di unità strutturali con la quantità di materia. Unità 2, pag. 10 ) ( Unità
COSTANTE DI DISSOCIAZIONE (di un acido o di una base) costante di equilibrio relativa alla dissociazione di un acido o di una base che dà una misura quantitativa di quanto la specie è dissociata, e quindi della sua forza (alti valori di K → specie molto dissociata → acido/base forte, bassi valori di K → specie poco dissociata → acido/base debole). Unità 12, pag. 6 ) ( Unità
COSTANTE DI EQUILIBRIO (legge dellequilibrio chimico) rapporto tra il prodotto delle concentrazioni allequilibrio dei prodotti ed il prodotto di quelle dei reagenti (ciascuna elevata ad un esponente pari al coefficiente stechiometrico del simbolo di reazione bilanciato); il
GLOSSARIO suo valore è costante ad una certa temperatura. Oltre a questa costante (K ) è possibile definire una c analoga costante (K p ) in cui, al posto delle concentrazioni, compaiono le pressioni parziali dei componenti gassosi che partecipano alla reazione. Unità 11, pag. 6 ) ( Unità
DIAGRAMMA DI STATO rappresentazione grafica che consente, per una specie chimica pura, di conoscere i campi di stabilità di ogni stato fisico in funzione della temperatura e della pressione e di definire le condizioni di temperatura e pressione alle quali coesistono in equilibrio più stati fisici. Unità 7, pag. 29 ) ( Unità
DIFFRATTOMETRIA DI RAGGI X Tecnica analitica che consente di identificare le fasi cristalline presenti in un campione. Radiazioni X di lunghezza donda opportuna vengono inviate sul campione e danno luogo a fenomeni di diffrazione; si ottiene un diffrattogramma, la cui interpretazione interpretazi one permette di riconoscere le
sostanze presenti. Unità 7, pag. 5 ) ( Unità
ELEMENTO è caratterizzato da un simbolo e da un numero dordine, il numero atomico, che ne determina la posizione nella Tavola Periodica; può esistere sotto forma di diversi isotopi. Il termine veniva usato fino a Lavoisier come sinonimo di sostanza semplice, ma con la scoperta degli isotopi e della struttura dellatomo si carica di nuovi significati. Unità 1, pag. 10 ) ( Unità
ELETTROLISI insieme di fenomeni che si verificano quando un elettrolita viene attraversato da una corrente elettrica, con trasformazione di energia elettrica in energia chimica; affinché il processo avvenga, si deve fornire energia per far avvenire una reazione redox che avverrebbe spontaneamente nel verso opposto. La forza elettromotrice associata al processo è
GLOSSARIO negativa. Unità 13 pag. 19 ) ( Unità
atomi impegnati in un legame permettono di valutarne la polarità. Unità 6, pag. 11 ) ( Unità
ELETTROLITA sostanza che in soluzione si scinde totalmente o parzialmente in ioni, dando luogo al fenomeno della dissociazione; in base alle modalità con cui questa avviene si distinguono: elettroliti forti, completamente dissociati in ioni • (sali, alcuni acidi e alcune basi) elettroliti deboli, parzialmente dissociati in ioni • e parzialmente presenti sotto forma di molecole non dissociate (soltanto acidi e basi). Unità 12, pag. 3 ) ( Unità
ELETTRONEGATIVITA esprime la tendenza di un atomo in una molecola ad attrarre gli elettroni di legame e nella tavola periodica diminuisce in un gruppo dallalto verso il basso ed aumenta in un periodo da sinistra a destra; quindi, i non-metalli hanno valori di elettronegatività elevati, mentre i metalli sono caratterizzati da valori inferiori. I valori relativi di elettronegatività di due
ENERGIA DI ATTIVAZIONE (E A ) di una certa reazione chimica è la minima energia che le particelle devono possedere quando si urtano affinché la reazione avvenga. Se lenergia di attivazione di una reazione è elevata, in base alla teoria cinetica, la frazione di molecole con energia sufficiente sarà piccolo, e quindi la reazione sarà lenta; la velocità sarà più elevata ad una temperatura maggiore (energia cinetica media maggiore, quindi frazione di particelle con energia sufficientemente elevata più grande). Il catalizzatore fa avvenire la reazione con un meccanismo ad E A minore, e quindi aumenta la velocità di reazione. Unità 10, pag. 7 ) ( Unità
ENERGIA DI IONIZZAZIONE energia necessaria per strappare un elettrone da un atomo, trasformandolo in ione; generalmente, per strappare elettroni successivi al primo sarà necessaria
GLOSSARIO una quantità di energia più elevata. Unità 4, pag. 17 ) ( Unità
di valutare la spontaneità di una certa reazione chimica. Unità 9, pag. 10 ) ( Unità
ENERGIA DI LEGAME energia per mole che deve essere fornita per rompere un certo legame; la stabilità di una molecola, quindi, è tanto maggiore, quanto più alta è la sua energia di legame. Unità 6, pag. 3 ) ( Unità
ENTALPIA (H) funzione di stato che corrisponde al calore di reazione a P costante, e la cui variazione è uno dei fattori che si considerano per valutare la spontaneità di una reazione chimica; le reazioni esotermiche sono caratterizzate da ∆H < 0, quelle endotermiche da ∆H > 0. Unità 9, pag. 5 ) ( Unità
ENTROPIA (S) funzione di stato che può essere messa in relazione con lo stato di disordine di un sistema e che consente, unitamente alla variazione di entalpia,
EQUAZIONE CINETICA viene determinata sperimentalmente ed esprime la relazione di proporzionalità tra la velocità di una reazione e la concentrazione di uno o più reagenti; per una una generica reazione chimica aA + bB → prodotti, può assumere una forma del tipo: v = k [A] m [B]n. Oltre a dipendere dalla concentrazione dei reagenti, la velocità di reazione può essere modificata da vari fattori, tra cui la superficie di contatto tra i reagenti, la temperatura, la presenza di luce o di catalizzatori. Unità 10, pag. 5 ) ( Unità
EQUAZIONE DI CLAUSIUS-CLAPEYRON è valida per passaggi di stato di un sistema costituito da ununica specie chimica ed esprime la variazione della tensione di vapore al variare della temperatura. Unità 7, pag. 13 ) ( Unità
GLOSSARIO EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI mette in relazione le variabili che descrivono un gas; per n moli di gas: PV = nRT. Modificando opportunamente questa relazione, è possibile risalire al peso molecolare ed alla densità del gas. Unità 7, pag. 19 ) ( Unità
EQUAZIONE DI VAN DER WAALS (per i gas reali) lequazione di stato valida per i gas ideali deve essere modificata riguardo a due aspetti: il volume materialmente occupato dalle molecole del gas e le interazioni tra le molecole stesse. Da un lato, la pressione esercitata dal gas sulle pareti del recipiente è minore di quella di un gas ideale mantenuto nelle stesse condizioni, dallaltro il volume realmente a disposizione delle particelle è inferiore a causa del volume occupato dalle molecole del gas. Unità 7, pag. 25 ) ( Unità
EQUILIBRIO CHIMICO situazione dinamica che si stabilisce in un sistema in cui avvengono una reazione (diretta) e la sua reazione inversa, per cui le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti sono costanti e le velocità delle due reazioni assumono lo stesso valore; in queste condizioni, il sistema mantiene invariate le sue proprietà dal punto di vista macroscopico. Unità 11, pag. 5 ) ( Unità
ETERI composti di formula generale R 1- O - R 2, nel cui nome si indicano i radicali seguiti da etere; sono complessivamente poco reattivi, in quanto il legame etereo è stabile, e possono essere usati come anestetici. Unità 14, pag. 23 ) ( Unità
FARADAY (leggi di) relazioni che riguardano gli aspetti quantitativi dellelettrolisi. 1. La massa massa di di un un certo certo eleme elemento nto rido ridott ttaa (o ossidata) agli elettrodi durante unelettrolisi è
GLOSSARIO proporzionale alla quantità di elettricità che è passata attraverso la soluzione. 2. Le masse masse di div diversi ersi element elementii ridott ridottii (o ossidati ossidati)) dalla stessa quantità di elettricità sono proporzionali ai loro pesi equivalenti. Unità 13, pag. 22 ) ( Unità
FORMULA MINIMA (o formula empirica) indica il numero relativo di atomi dei diversi elementi contenuti in una sostanza composta; può essere determinata a partire dai risultati dellanalisi qualitativa (composizione percentuale). Unità 2, pag. 16 ) ( Unità
FORZA ELETTROMOTRICE (E) differenza di potenziale che si stabilisce tra le due semicelle e che fornisce unindicazione quantitativa della probabilità che nella cella avvenga una certa reazione redox, per cui un valore positivo della f.e.m indica che la reazione redox corrispondente è spontanea. In condizioni standard, E° = E°c - E° a.
Unità 13 pag. 5 ) ( Unità FORZE INTERMOLECOLARI (spesso indicate genericamente come forze di Van der Waals) forme di interazione tra le molecole di natura elettrostatica, più deboli rispetto ai legami ionici e covalenti, che conferiscono alle sostanze proprietà specifiche, rilevanti soprattutto allo stato liquido e solido. Comprendono: interazioni dipolo-dipolo • interazioni dipolo-dipolo indotto • interazioni dipolo indotto-dipolo indotto • Unità 6, pag. 15 ) ( Unità
GAS stato fisico della materia in cui le particelle, sono lontane ed hanno energia elevata, per cui si muovono liberamente nello spazio disponibile; i gas hanno massa definita, non hanno un volume definito, ma occupano tutto lo spazio disponibile, assumono la forma del recipiente e sono molto compressibili. Unità 7, pag. 3 ) ( Unità
GLOSSARIO GAS IDEALE
GRUPPI
le particelle sono soggette a continui movimenti • casuali; le particelle hanno volume trascurabile rispetto • al volume del gas; non vi sono interazioni tra le particelle; • gli urti tra le particelle sono perfettamente • elastici. In pratica, i gas reali si avvicinano tanto più al comportamento ideale quanto più bassa è la pressione e quanto più alta è la temperatura. Unità 7, pag. 16 ) ( Unità
(nella T. P.) P.) colonne verticali vertical i che riuniscono riunisc ono gli elementi con configurazioni elettroniche simili; elementi di uno stesso gruppo presentano proprietà chimiche analoghe. Unità 5, pag. 6 ) ( Unità
GAS NOBILI (Gruppo 0) sono caratterizzati da una grande inerzia chimica, che può essere messa in relazione con lo strato esterno completo, molto stabile. Si presentano come molecole monoatomiche e, a causa delle ridotte interazioni tra atomi, hanno bassi punti di ebollizione e di fusione. Unità 5, pag. 8 ) ( Unità
GRUPPO FUNZIONALE raggruppamento di atomi che caratterizza le principali categorie di composti organici e conferisce alle molecole della classe proprietà chimiche caratteristiche; questo sistema permette di raggruppare un vasto numero di composti in un numero relativamente limitato di classi. Unità 14, pag. 19 ) ( Unità
HESS (legge di) il calore sviluppato in un processo chimico a pressione costante è indipendente dal fatto che il processo avvenga in uno o più stadi; associata alla legge di Lavoisier-Laplace (il calore richiesto per decomporre una sostanza è uguale al calore sviluppato nella sua formazione), permette di
GLOSSARIO ricavare calori di reazione che non possono essere misurati direttamente, a partire da reazioni di cui sono noti i ∆H. Unità 9, pag. 9 ) ( Unità
IBRIDAZIONE metodo per cui un certo numero di orbitali atomici viene combinato attraverso un procedimento matematico, per dare luogo allo stesso numero di orbitali ibridi equivalenti, caratterizzati da una specifica geometria molecolare; la particolare forma degli orbitali ibridi consente una sovrapposizione più efficace e permette quindi la formazione di legami più forti. Ibridazione sp3 (1 orbitale s + 3 orbitali p): • geometria tetraedrica, con angoli di circa 109° Ibridazione sp2 (1 orbitale s + 2 orbitali p): • geometria trigonale piana, con angoli di 120° Ibridazione sp (1 orbitale s + 1 orbitale p): • geometria lineare, con angoli di 180° Unità 6, pag. 23 ) ( Unità
IDROCARBURI composti che contengono esclusivamente C ed H e che possono essere alifatici (con struttura a catena) o aromatici (derivati dal benzene); gli idrocarburi alifatici si suddividono a loro volta in saturi (contenenti solo legami C-C semplici) ed insaturi (contenenti anche doppi e tripli legami). Unità 14, pag. 9 ) ( Unità
IDROCARBURI INSATURI comprendono alcheni e alchini: gli alcheni, in cui il C è ibridato sp2, presentano un doppio legame C-C, hanno nomi caratterizzati dal suffisso ene e danno principalmente reazioni di addizione al doppio legame (tra cui, reazioni di polimerizzazione); gli alchini sono idrocarburi contenenti tripli legami (C ibridato sp), hanno nomenclatura simile a quella degli alcheni (suffisso -ene sostituito con ino) e danno anchessi reazioni di addizione al triplo legame, che si trasforma in legame doppio. Unità 14, pag. 13 e 13 e pag. pag. 15 ) ( Unità
GLOSSARIO IDROLISI
IONE
fenomeno che nelle soluzioni acquose di sali può determinare un pH acido, neutro o basico per linstaurarsi di equilibri acido-base dovuti a reazione con il solvente (cioè lacqua); solo gli ioni generati dalla dissociazione del sale derivanti da acidi o basi deboli danno reazioni di idrolisi. soluzioni dei sali di acidi forti e basi forti: • soluzione neutra soluzioni dei sali di acidi deboli e basi forti: • soluzione basica soluzioni dei sali di acidi forti e basi deboli: • soluzione acida soluzioni dei sali di acidi deboli e basi deboli: si • valuta caso per caso, confrontando la forza relativa dellacido e della base. Unità 12, pag.13 ) ( Unità
particella dotata di carica; se la carica è positiva si parla di catione, se è negativa di anione. Unità 1, pag. 10 ) ( Unità
IDROSSIDO composto caratteristico dei metalli ottenuto per reazione tra ossido basico e acqua; in soluzione acquosa presenta proprietà basiche. Unità 3, pag.4 ) ( Unità
ISOMERI composti caratterizati dalla stessa formula molecolare, ma da formule di struttura diverse; nellisomeria di struttura gli isomeri presentano diversa disposizione nei legami che uniscono gli atomi, mentre si ha isomeria geometrica nei composti contenenti doppi legami, in relazione alla posizione relativa dei sostituenti da parti opposte del doppio legame. Unità 14, pag. 6 ) ( Unità
ISOTOPI atomi di uno stesso elemento caratterizzati tutti dallo stesso numero atomico (cioè lo stesso numero di protoni), ma da un diverso numero di neutroni nel nucleo (diverso numero di massa). Unità 4, pag. 5 ) ( Unità
GLOSSARIO LEGAME A IDROGENO
LEGAME COVALENTE DATIVO
particolare tipo di interazione dipolo-dipolo, caratterizzato da unintensità elevata e da un parziale carattere direzionale, che può formarsi quando un atomo di H è legato ad un atomo fortemente elettronegativo. Può essere intramolecolare (allinterno di una stessa molecola) oppure intermolecolare (tra molecole diverse); la sua importanza è legata al fatto che le proprietà fisiche e chimiche delle sostanze interessate si modificano in misura rilevante. Unità 6, pag. 16 ) ( Unità
(o coordinativo) legame in cui uno solo dei due atomi fornisce entrambi gli elettroni di legame, ad esempio mettendo a disposizione un doppietto solitario. Unità 6, pag. 10 ) ( Unità
LEGAME COVALENTE legame che si forma tra atomi di elettronegatività non troppo diversa, attraverso la condivisione di due elettroni, ciascuno fornito da uno dei due atomi che partecipano al legame; è fortemente fortemente direzionale direzionale e la zona di massima densità corrisponde al segmento che unisce i nuclei degli atomi legati. Unità 6, pag. 8 ) ( Unità
LEGAME DI VALENZA (teoria del) modello in cui la formazione di un legame covalente viene interpretato in termini di sovrapposizione tra gli orbitali dei due atomi impegnati nel legame; il legame ottenuto è tanto più forte quanto più efficace è la sovrapposizione degli orbitali. Se la zona di sovrapposizione si trova sulla congiungente tra i due nuclei si ha la formazione di un legame σ; per sovrapposizione laterale, meno efficace, si ha invece la formazione di un legami π, generalmente più debole rispetto al legame σ. Unità 6, pag. 20 ) ( Unità
LEGAME IONICO legame adirezionale di natura elettrostatica, che si
GLOSSARIO forma tra atomi con elevata differenza di elettronegatività e che comporta lacquisto/cessione di uno o più elettroni. Unità 6, pag. 7 ) ( Unità
LEGAME METALLICO modello in cui il metallo viene rappresentato da un reticolo di ioni positivi immersi in un mare di elettroni delocalizzati, liberi di muoversi allinterno del reticolo; pur nella sua semplicità, permette di spiegare le principali proprietà dei metalli (conducibilità elettrica, lucentezza, malleabilità e duttilità). Unità 6, pag. 18 ) ( Unità
LEGGE PERIODICA (Mendeleev, 1868) le proprietà dei corpi semplici, come le forme e le proprietà delle combinazioni, sono funzione periodica della grandezza del peso atomico. Egli propose quindi una classificazione basata sulla similitudine nel comportamento chimico e sul peso atomico crescente.
Unità 5, pag. 4 ) ( Unità LIQUIDO stato fisico della materia in cui le particelle, rispetto al solido, sono più lontane tra loro, meno ordinate, ed hanno energia superiore, per cui sono in grado di vincere le forze che le trattengono e di muoversi, seppure in misura limitata; i liquidi hanno massa e volume definiti, assumono la forma del recipiente e sono poco compressibili. Unità 7, pag. 3 ) ( Unità
MASSA ATOMICA RELATIVA rapporto tra la massa assoluta di un atomo e la massa della dodicesima parte dellatomo di 12C (unità di massa atomica (uma) = 1/12 della massa atomica del 12C). La massa molecolare relativa si ottiene sommando le masse atomiche relative degli atomi che compongono una molecola. Unità 2, pag. 6 ) ( Unità
GLOSSARIO MASSA MOLARE massa in grammi di una mole di sostanza, generalmente espressa in grammi per mole (g mol-1 ). Come la mole, anche la massa molare può essere riferita ad atomi, molecole e ioni. Unità 2, pag. 11 ) ( Unità
MATERIA (attributi MATERIA (attributi della) la materia è caratterizzata da tre stati fisici • (solido, liquido, gassoso) è possibile passare da uno stato allaltro in • opportune condizioni ciò avviene attraverso trasformazioni invertibili • in queste trasformazioni si ha sempre • conservazione della massa Unità 1, pag. 3 ) ( Unità
METALLI ALCALINI (Gruppo I) hanno tutti un elettrone s nello strato esterno (ns1 ), sono molto reattivi e perdono facilmente gli elettroni esterni, formando ioni stabili con carica +1.
Unità 5, pag. 8 ) ( Unità METALLI DI TRANSIZIONE elementi distribuiti in tre serie (quarto, quinto e sesto periodo) in cui si ha il riempimento degli orbitali 3d, 4d e 5d, rispettivamente; in questa zona della Tavola periodica gli elementi presentano analogia di proprietà anche orizzontalmente, e questo può essere messo in relazione con la struttura elettronica poco dissimile. Unità 5, pag. 9 ) ( Unità
METALLI E NON-METALLI la maggior parte degli elementi della tavola periodica sono metalli, mentre i non-metalli sono concentrati nella parte destra della tavola; metalli e non-metalli vengono spesso separati da una linea diagonale a scalini: gli elementi lungo questa linea sono i metalloidi (o semi-metalli), con proprietà intermedie. Tra le proprietà considerate per distinguere i metalli dai non-metalli, la conducibilità elettrica e la natura (acida o basica) degli ossidi. Unità 5, pag. 7 ) ( Unità
GLOSSARIO MISCELA
MOLECOLA
(detto anche corpo non puro) porzione di materia costituita da più sostanze diverse, ciascuna delle quali mantiene la propria identità e può, attraverso un metodo adatto, essere separata dalle altre. Esistono, miscele omogenee, in cui ogni parte presenta le stesse proprietà fisiche, e miscele eterogenee, in cui è possibile distinguere parti che hanno proprietà fisiche diverse. Unità 1, pag. 7 ) ( Unità
agglomerato definito e strutturato di atomi che può esistere in modo indipendente; è caratterizzata da specifiche proprietà chimiche dovute agli atomi presenti nel loro insieme. Unità 1, pag. 10 ) ( Unità
MOLE quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguale a quello presente in 12 g di carbonio 12. La mole permette di collegare il livello microscopico (cioè quello in cui si considerano atomi, molecole, ecc.) con il livello macroscopico, in cui si ha a che fare con quantità di sostanza che possono essere pesate e maneggiate. A seconda della specie chimica, esisteranno moli di atomi di molecole, di ioni, di elettroni, ecc. Unità 2, pag. 10 ) ( Unità
NERNST (equazione di) relazione che consente, noto il potenziale di una reazione redox in condizioni standard, di ricavare il potenziale della stessa reazione quando le concentrazioni/pressioni parziali delle specie coinvolte non sono unitarie. Unità 13, pag. 11 ) ( Unità
NEUTRALIZZAZIONE reazione acido-base usata nelle titolazioni; si determina la concentrazione incognita di una soluzione di acido (base) valutando il volume di una soluzione di base (acido) a concentrazione nota che la neutralizza completamente Unità 8, pag. 11 , Unità 12 pag. 15 ) ( Unità
NUMERO ATOMICO
GLOSSARIO (Z) è la caratteristica più importante per definire lelemento; esso esprime il numero dei protoni presenti nel nucleo (e quindi anche il numero di elettroni nellatomo neutro), nonché la posizione dellelemento nella tavola periodica. Unità 4, pag. 6 ) ( Unità
NUMERO DI COORDINAZIONE in un solido, esprime il numero di particelle (o sferette) con le quali una particella è a contatto in una determinata struttura. Ad esempio, le strutture esagonale compatta e cubica compatta hanno numero di coordinazione 12. Unità 7, pag. 7 ) ( Unità
NUMERO DI MASSA (A) esprime la somma dei neutroni e dei protoni presenti nel nucleo; isotopi diversi dello stesso elemento sono caratterizzati dallo stesso numero atomico, ma da diverso numero di massa. Unità 4, pag. 6 ) ( Unità
NUMERO DI OSSIDAZIONE (N.O., detto anche stato di ossidazione) può essere messo in relazione con il numero di elettroni che un atomo utilizza per formare legami ed esprime il suo stato relativo di ossidazione o riduzione; corrisponde alla carica ipotetica che ogni atomo di una formula acquisterebbe attribuendo gli elettroni di legame in base allelettronegatività degli atomi. Unità 3, pag. 3 e 3 e pag. pag. 9 ) ( Unità
NUMERO QUANTICO N. Q. PRINCIPALE (n): può assumere valori • positivi interi (1, 2, 3, ), indica il livello in cui si colloca lelettrone, e quindi è in relazione con le dimensioni e lenergia dellorbitale. N. Q. ANGOLARE (o secondario, l): può • assumere valori interi positivi da 0 a n-1 (n è il numero quantico principale) ed indica la forma geometrica dellorbitale. N. Q. MAGNETICO (m): può assumere ogni • valore intero, zero incluso, compreso tra +l e -l (l è il numero quantico angolare) e può essere messo in relazione con lorientamento dellorbitale nello
GLOSSARIO spazio. N. Q. DI SPIN (m ): esprime il senso di • s rotazione dellelettrone attorno al proprio asse e può assumere i valori di ½ e - ½. Unità 4, pag. 8 e 8 e pag. pag. 10 ) ( Unità
ORBITALE funzione donda, soluzione dellequazione di Schrödinger, che rappresenta una regione dello spazio attorno al nucleo caratterizzata da unalta densità elettronica, in cui è massima la probabilità di trovare lelettrone. Esistono orbitali di diverso tipo (s, p, d, f), ciascuno con caratteristiche proprie; ogni orbitale può contenere un massimo di due elettroni. Unità 4, pag. 9 ) ( Unità
ORBITALE MOLECOLARE (teoria dell) Un orbitale molecolare è il risultato della combinazione lineare degli orbitali atomici appartenenti agli atomi che costituiscono la molecola; questi orbitali molecolari possono essere riempiti secondo regole analoghe a quelle che si
usano per gli orbitali atomici. Unità 6, pag. 25 ) ( Unità
ORDINE DI REAZIONE Nellequazione cinetica determinata sperimentalmente: lordine di reazione rispetto ad un singolo • reagente è dato dallesponente cui è elevata la concentrazione di quel reagente lordine globale della reazione è dato dalla • somma degli esponenti delle concentrazioni dei reagente. Unità 10, pag. 6 ) ( Unità
ORDINE DI REAZIONE Nellequazione cinetica determinata sperimentalmente: lordine di reazione rispetto ad un singolo • reagente è dato dallesponente cui è elevata la concentrazione di quel reagente lordine globale della reazione è dato dalla • somma degli esponenti delle concentrazioni dei
GLOSSARIO reagenti. Unità 10, pag. 6 ) ( Unità
PARTICELLE SUBATOMICHE Particella
Ma ssa ( rispetto a q uella del protone )
Ca rica ( rispetto a q uella del protone )
Protone
1
+1
Neutrone
1
0
E lettrone
1 /1 84 0
-1
OSSIDO composto binario con lossigeno; gli ossidi dei metalli e dei non metalli, pur avendo formule analoghe, hanno proprietà diverse e si parla, rispettivamente, di ossidi basici e ossidi acidi. Unità 3, pag. 4 ) ( Unità
OTTETTO configurazione molto stabile, caratteristica dellultimo livello dei gas nobili, che gli altri elementi tendono a raggiungere cedendo, acquistando o condividendo elettroni, in modo assumere la configurazione elettronica del gas nobile precedente o seguente. Unità 6, pag. 4 ) ( Unità
Unità 4, pag. 6 ) ( Unità PERIODI (nella T. P.) righe orizzontali, in cui gli elementi sono disposti in ordine di peso atomico crescente; lungo il periodo si ha una graduale variazione delle proprietà, legata alle variazioni nella struttura elettronica. Unità 5, pag. 6 ) ( Unità
PH misura dellacidità o basicità di una soluzione; si calcola attraverso il logaritmo decimale della
GLOSSARIO concentrazione degli ioni idrogeno cambiato di segno (pH = -log [H + ]) e assume per lo più valori compresi tra 0 e 14. Unità 12, pag. 8 ) ( Unità
legame può essere quindi valutata calcolando la differenza di elettronegatività ( ∆EN) dei due atomi impegnati nel legame stesso. Unità 6, pag. 11 ) ( Unità
PILA
POLIMERI
sistema costituito da due elettrodi immersi in opportune soluzioni, separate tra loro da un setto poroso, che consente di trasformare energia chimica in energia elettrica, mediante una reazione redox spontanea; la forza elettromotrice assume valori positivi. Unità 13, pag. 3 ) ( Unità
POLARITA distribuzione asimmetrica delle cariche in una molecola, dovuta alla diversa attrazione esercitata sugli elettroni di legame da atomi di elettronegatività differente; si genera un dipolo, che può essere rappresentato formalizzando una parziale carica negativa sullelemento più elettronegativo ed una parziale carica positiva su quello meno elettronegativo. La polarità di un
molecole formate da lunghe catene di unità che si ripetono, derivate da molecole più piccole, dette monomeri, le cui proprietà sono legate alla struttura della catena che costituisce la molecola. Possono essere ottenuti principalmente attraverso reazioni di addizione (somma tra doppi legami) e reazioni di condensazione (reazione tra gruppi funzionali diversi). Unità 14, pag. 30 ) ( Unità
POTENZIALE STANDARD DI RIDUZIONE (E°) potenziale della semicella considerata misurato in condizioni standard rispetto alla semicella standard ad idrogeno (platino lambito da H2 alla pressione di 1 atm, immerso in una soluzione 1 M in ioni H+ ); fornisce unindicazione sulla tendenza delle
GLOSSARIO varie specie a dare ossidazione o riduzione. Unità 13, pag. 7 ) ( Unità
PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITÀ (regola di Hund) se più elettroni occupano orbitali degeneri, essi occupano il maggior numero possibile di orbitali singolarmente e con spin parallelo; successivamente si dispongono gli altri elettroni, che si accoppiano ai precedenti. Unità 4, pag. 14 ) ( Unità
PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI esclude che in un atomo o una molecola possano coesistere due o più elettroni caratterizzati dai quattro numeri quantici uguali. Unità 4, pag. 11 ) ( Unità
PRINCIPIO DI LE CHATELIER permette di prevedere dal punto di vista qualitativo come viene influenzato lequilibrio di un sistema da una variazione di concentrazione, di temperatura e di pressione; si basa sul fatto che ogni sistema in
equilibrio reagisce ad una perturbazione esterna con uno spostamento dellequilibrio che si oppone alla perturbazione. Unità 11, pag. 12 ) ( Unità
PRODOTTO DI SOLUBILITA costante di equilibrio relativa allequilibrio di dissociazione di un solido poco solubile, fino ad ottenere una soluzione satura in cui gli ioni di sale disciolto sono in equilibrio con il soluto non sciolto e la concentrazione del solido può essere considerata costante.Viene usato per composti a bassa solubilità: i valori di K s sono, quindi, generalmente molto piccoli (anche inferiori a 10 -40 ). Unità 12, pag 16 ) ( Unità
PRODOTTO IONICO DELLACQUA costante di equilibrio relativa alla dissociazione dellacqua, in cui [H 2O] può essere considerata costante ed inglobata nella costante; la costante K w = [H + ] [OH ] assume a 25°C il valore costante di -14 2 -2 1•10 mol l e può essere usata per calcolare [H+ ]
GLOSSARIO quando si conosce [OH ], e viceversa. Unità 12, pag. 9 ) ( Unità
PROPRIETÀ COLLIGATIVE proprietà delle soluzioni che dipendono dal numero di particelle presenti e non dalla loro natura, tra cui labbassamento relativo della tensione di vapore, linnalzamento ebullioscopico, labbassamento crioscopico e la pressione osmotica. Le relazioni valide per soluzioni ideali devono essere modificate quando si considerano soluti che danno dissociazione, introducendo il coefficiente di Vant Hoff. Unità 8, pag. 14 ) ( Unità
REAGENTE LIMITANTE in una reazione chimica che avviene in presenza di un eccesso di uno o più reagenti, è il reattivo che si consuma completamente e che determina la quantità massima di prodotto ottenibile. Unità 3, pag. 26 ) ( Unità
REAZIONE CHIMICA trasformazione per cui da una serie di sostanze, (reagenti), si ottengono altre sostanze, (prodotti). Ogni reazione chimica può essere rappresentata con un simbolo di reazione, in cui compaiono le formule di tutte le specie che partecipano alla reazione. Unità 3, pag. 15 ) ( Unità
REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE (reazioni redox) processi che possono essere interpretati ipotizzando un trasferimento di elettroni dalla specie che si ossida a quella che si riduce; confrontando il valore del N.O. di tutte le specie presenti, è possibile correlare le variazioni nel N.O. con un acquisto o una cessione di elettroni. Unità 3, pag. 18 ) ( Unità
RESA rapporto percentuale tra la quantità di prodotto realmente ottenuta e la quantità teoricamente ottenibile; spesso le rese sono decisamente inferiori al 100 % per ragioni legate alla formazione di
GLOSSARIO sottoprodotti, alle manipolazioni necessarie per la purificazione del prodotto, ecc. Unità 3, pag. 28 ) ( Unità
appartenenti ad uno stesso gruppo della tavola periodica presentano formule di Lewis uguali. Unità 6, pag. 5 ) ( Unità
RETICOLO CRISTALLINO
SISTEMA
struttura caratteristica di un solido cristallino, risultato della ripetizione nelle tre dimensioni dello spazio della cella elementare. Unità 7, pag. 5 ) ( Unità
porzione limitata di materia, distinta dallintorno, che può interagire con esso attraverso trasferimenti di materia e di energia e può essere aperto, chiuso o isolato. Il suo stato viene definito dai valori di un certo numero di variabili, che sono funzioni di stato di quel sistema se la loro variazione in seguito ad una trasformazione non dipende dal cammino percorso, ma soltanto dagli stati iniziale e finale. Unità 9, pag. 3 ) ) ( Unità
SALE composto ottenuto sostituendo parzialmente o totalmente gli H di un acido con un metallo; nei due casi si ottengono rispettivamente sali acidi e sali neutri. Unità 3, pag. 4 ) ( Unità
SIMBOLI DI LEWIS
SOLIDO
rappresentazione in cui il simbolo chimico dellelemento rappresenta il nucleo con gli strati interni di elettroni dellatomo e gli elettroni cosiddetti di valenza, disposti nel livello esterno, vengono rappresentati con puntini; elementi
stato fisico della materia in cui le particelle sono disposte in modo ordinato le une vicine alle altre e hanno limitate possibilità di movimento a causa delle forze di attrazione che le tengono insieme; i solidi hanno forma, massa e volume definiti e non
GLOSSARIO sono compressibili. Unità 7, pag. 3 ) ( Unità
SOLIDI COVALENTI macrostrutture che possono essere considerate come ununica molecola di grandi dimensioni, tenuta insieme da legami covalenti; essendo i legami forti, questi solidi possono essere deformati con difficoltà, sono molto duri, hanno punti di ebollizione e di fusione molto alti e sono cattivi conduttori. Esempi: diamante, carburo di silicio, silice. Unità 7, pag. 8 ) ( Unità
SOLIDI IONICI macrostrutture formate da atomi con forte differenza di elettronegatività, tenute insieme da legami ionici, di natura elettrostatica; hanno elevata durezza e punti di fusione elevati, sono solubili nei solventi polari, sono cattivi conduttori allo stato solido e buoni conduttori allo stato fuso. Esempi: NaCl, CsCl. Unità 7, pag. 9 ) ( Unità
SOLIDI MOLECOLARI solidi dei non metalli e di composti dei non metalli, formati da molecole in cui gli atomi sono legati tra loro tramite forti legami covalenti, mentre le singole molecole sono tenute insieme da deboli forze di Van der Waals; i cristalli non conducono, sono teneri, hanno bassi punti di ebollizione e fusione e si dispongono spesso in impaccamenti compatti. Esempi: iodio, saccarosio, ghiaccio, CO 2 (ghiaccio secco). Unità 7, pag. 10 ) ( Unità
SOLUZIONE miscela omogenea di due (o più) specie chimiche, comprendenti un solvente ed un soluto. Esistono vari tipi di soluzioni: gassose, liquide e solide; le soluzioni più frequentemente studiate sono quelle costituite da un gas, un liquido o un solido in acqua. Unità 8, pag. 3 ) ( Unità
SOLUZIONI TAMPONE soluzioni che si mantengono ad un pH costante
GLOSSARIO anche in seguito ad aggiunta di piccole quantità di acido o di base; sono generalmente costituite da una soluzione di una acido debole e di un suo sale (ad esempio, CH3COOH/CH3COONa) oppure di una base debole e di un suo sale (NH3/NH4Cl). Unità 12, pag. 15 ) ( Unità
SOSTANZA sul piano empirico, una sostanza è caratterizzata da proprietà ben definite (ad esempio, il punto di ebollizione e di fusione, la densità, ecc.) diverse tra una sostanza e laltra, ma che non variano in porzioni diverse della stessa sostanza, mentre a livello microscopico, una sostanza è costituita da unità strutturali di un unico tipo (atomi, molecole o ioni). Le unità strutturali delle sostanze semplici sono atomi o molecole di un solo elemento, quelle delle sostanze composte sono molecole formate da atomi di più elementi diversi. Unità 1, pag. 8 ) ( Unità
SPETTROMETRO DI MASSA strumento di analisi che consente di separare gli atomi in funzione della loro massa e permette di valutare le quantità relative dei diversi atomi presenti; gli atomi vengono trasformati in ioni positivi e separati, deviandoli con un campo magnetico o elettrico. Unità 4, pag. 5 ) ( Unità
SPONTANEITA (criterio di) la spontaneità di una reazione può essere associata ad un valore positivo della variazione di energia libera ( ∆G = ∆H - T∆S), funzione di stato che integra fattore entalpico e fattore entropico. Solo in alcuni casi essi sono entrambi favorevoli ( ∆H < 0, ∆S > 0), più frequentemente, essi agiscono in opposizione e la spontaneità del processo dipende dal prevalere delluno o dellaltro termine; le reazioni endotermiche spontanee sono più frequenti a temperature elevate in quanto, al crescere di T, aumenta il peso del termine entropico. Unità 9, pag. 11 ) ( Unità
GLOSSARIO STATI STANDARD (in termodinamica) GAS: il gas puro a P = 1 atm e T = 298 K • LIQUIDI: liquido puro a P = 1 atm e T = 298 • K SOLIDI: forma allotropica stabile a P = 1 atm • e T = 298 K agli elementi nei loro stati standard si • attribuisce H = 0 Le variazioni di entalpia che si riferiscono a trasformazioni tra stati standard vengono indicati con ∆H°; a seconda dei processi, essi possono essere rappresentati, ad esempio da ∆H° form, ∆H° , ∆H° fusione, ∆H° evaporazione, ecc. combus Unità 9, pag. 8 ) ( Unità
TAVOLA PERIODICA classificazione in cui gli elementi sono ordinati in base al numero atomico crescente; elementi di uno stesso gruppo, cioè di una stessa colonna della Tavola, presentano proprietà chimiche simili grazie ad una forte somiglianza nella configurazione elettronica.
Unità 5, pag. 5 ) ( Unità TENSIOATTIVI sostanze in grado di abbassare la tensione superficiale di un liquido; hanno grande importanza in campo industriale e sono largamente usati nei detersivi. Unità 7, pag. 12 ) ( Unità
TENSIONE DI VAPORE è la pressione esercitata da un vapore in equilibrio con il liquido, è costante a temperatura costante e generalmente aumenta al crescere della temperatura; i liquidi con tensioni di vapore elevate vengono definiti volatili, quelli con basse tensioni di vapore non volatili. Unità 7, pag. 13 ) ( Unità
TENSIONE SUPERFICIALE lenergia richiesta per aumentare larea superficiale di un liquido, portando molecole interne alla superficie, cioè ad un livello di energia più elevato; il liquido tende a mantenere una
GLOSSARIO superficie esterna minore possibile (ad esempio, nella goccia), assumendo lo stato a minore energia. Unità 7, pag. 12 ) ( Unità
( ∆S > 0). Unità 9, pag. 4 e 4 e pag. pag. 10 ) ( Unità
VELOCITÀ DI REAZIONE TEORIA CINETICA DEI GAS trattazione di tipo statistico che consente di valutare e rappresentare graficamente la distribuzione dellenergia cinetica delle particelle di un gas ad una certa temperatura; a temperature crescenti, si osserva un appiattimento della curva, con un massimo in corrispondenza di un valore di energia più elevato el evato.. Unità 7, pag. 14 ) ( Unità
TERMODINAMICA (principi della) PRIMO PRINCIPIO: esprime la conservazione dellenergia e definisce la variazione di energia interna del sistema come somma dal calore ceduto/ acquistato e dal lavoro compiuto ( ∆E = q -w). SECONDO PRINCIPIO: i processi spontanei producono un aumento nellentropia delluniverso
velocità con cui varia la concentrazione di un certo reagente o prodotto nel tempo, espressa, ad esempio, in moli l -1 sec-1; riportando su un diagramma la velocità di reazione in funzione della concentrazione della specie considerata, si osserva una relazione di proporzionalità. Unità 10, pag. 3 ) ( Unità
VOLUME MOLARE DEI GAS una mole di qualsiasi gas occupa a condizioni normali (T = 0°C, P = 1 atm) un volume pari a 22,4 l Unità 3, pag. 29 ) ( Unità
COMPOSTI E REAZIONI COMPOSTI E REAZIONI 3.A PRE-REQUISITI 3.B PRE-TEST 3.C OBIETTIVI 3.1 COMPOSTI INORGANICI
3.2.3 BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE (REAZIONI REDOX) 3.2.4 ESERCIZI SVOLTI
3.3 RELAZIONI TRA LE MASSE E TRA I VOLUMI DI REAGENTI E PRODOTTI 3.3.1 QUANTITA’ IN PESO DI SOSTANZE CHE REAGISCONO
3.1.1 NOMI DEI COMPOSTI 3.1.2 FORMULE DI STRUTTURA
3.3.2 REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE IN ECCESSO
3.1.3 NUMERO DI OSSIDAZIONE
3.3.3 RESA
3.1.4 ESERCIZI SVOLTI
3.3.4 RAPPORTI VOLUMETRICI
3.2 REAZIONI CHIMICHE
3.3.5 ESERCIZI SVOLTI
3.2.1 SIGNIFICATO GENERALE
3.V VERIFICA SE HAI CAPITO
3.2.2 BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI NON DI OSSIDO-RIDUZIONE
ESERCIZI
COMPOSTI E REAZIONI 3.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: l distinguere una sostanza semplice da una sostanza composta; l calcolare i pesi atomici e molecolari; l usare il peso atomico/molecolare per convertire le moli in grammi, e viceversa; l riconoscere i diversi tipi di formule che possono essere usate per rappresentare un composto.
3.B PRE-TEST Bilancia la seguente reazione chimica ed attribuisci un nome ad ogni specie presente KIO4 + KI + HCl à KCl + H2O + I 2 Soluzione
3.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: l riconoscere alcuni tipi di composti inorganici, imparare a dare loro un nome ed a costruire le relative formule di struttura; l definire il significato di numero di ossidazione e conoscere i criteri per la sua attribuzione; l comprendere il concetto di reazione chimica e giustificare la presenza dei coefficienti stechiometrici nella reazione; l bilanciare le reazioni che non comportano variazioni nello stato di ossidazione e quelle di ossido-riduzione, dopo aver determinato il numero di ossidazione degli elementi che entrano in gioco; l comprendere la reazione chimica nel suo significato quantitativo, risalire alle relazioni tra le masse o tra i volumi dei composti coinvolti e calcolare la resa; l applicare il calcolo stechiometrico ai vari tipi di reazioni.
COMPOSTI E REAZIONI 3.1 COMPOSTI INORGANICI
inorganici, facendo riferimento ad alcune norme convenzionali usate dai chimici.
3.1.1 NOMI DEI COMPOSTI
Richiamiamo i principali tipi di formula chimica. Formula minima: indica il numero relativo di atomi dei diversi elementi contenuti in una sostanza composta. Formula molecolare: oltre alle informazioni fornite dalla formula minima, indica il numero effettivo di atomi di ogni elemento presente nel composto. Formula di struttura: mostra il modo con cui gli atomi sono legati tra loro ed i tipi di legami presenti. Composizione percentuale: indica le quantità in grammi dei diversi elementi che lo costituiscono presenti in 100 grammi di un composto. Avendo a che fare con i composti chimici, ci occorre un metodo sistematico per attribuire un nome ad ogni composto, cioè un sistema di nomenclatura. I composti contenenti essenzialmente carbonio, idrogeno e pochi altri elementi (ad esempio, ossigeno, azoto, fosforo, alogeni) vengono considerati nellambito della chimica organica e possiedono regole proprie di nomenclatura; ci occupiamo qui degli altri composti, detti composti
NUMERO DI OSSIDAZIONE (N.O., detto anche stato di ossidazione): è un numero che può essere messo in relazione con il numero di elettroni che un atomo utilizza per formare legami. Un elemento viene considerato tanto più ossidato quanto più elevato è il suo N.O. Il N.O di un atomo in una specie chimica è uguale alla carica che latomo avrebbe se tutti gli elettroni che prendono parte ai legami venissero attribuiti allelemento più elettronegativo di tale specie. Può essere indicato con un numero romano posto come esponente accanto allelemento.
Le regole convenzionali per convenzionali per determinare il numero di ossidazione verranno descritte dettagliatamente in seguito e riprese in relazione al bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione . Procediamo parallelamente per METALLI e NON METALLI (come troviamo nella tavola periodica ). ).
COMPOSTI E REAZIONI REGOLE DI NOMENCLATURA COMPOS TO
ELEMEN TI
NOME S.O. MINOR E
NOME S.O. M A GGIOR E
IN TER ESS A TI O S S I D O ba si c o
Me ta llo + O 2
" ossido di" + me tall o ( pe r N. O. uni co) Na2O ossido di sodio " ossido -oso" FeO ossido f erroso ( ossido di f e rro II )
O ssido a ci do ( anidride )
Non me tallo + O 2
"ossido -ic o" Fe 2O 3 ossido f e rrico ( ossi do di f e rro III )
Come per g li ossidi basici O ppure , " anidride -osa" S O 2 anidride solf orosa
"a nidride -ica " SO 3 anidride solf oric a CO 2 a nidride carbonic a
I D R O S S I D O ( ba se )
Me ta llo + O 2 + H2O
" idrossido di" + meta llo Ba ( O H ) 2 idrossi do di bari o Fe( O H )3 idrossido di f e rro III
( O sso ) A C I D O
Non Meta llo + O 2 + H2O
" ac ido -oso" H2SO 3 a cido solf oroso HNO 2 ac ido nitroso
Idrac ido
Alg ( N. O. -1 ) , S ( -2 ) , CN + H2
" ac ido -idric o" HCl ac ido c loridri co H2S aci do solf idri co
S A L E
Me ta llo + a cido
" ac ido -idric o" di v e nta " uro di meta llo" Ca Cl2 c lor uro di ca lc io Fe2S3 solf uro di f erro III S tessa nomencla tura per g li idr uri dei meta lli: "idr uro di" + metal lo NaH i dr uro di sodio " -ito di metal lo" Na2SO 3 solf ito di sodio AlPO 3 f osf ito di Al
"a cido -ic o" H2SO 4 ac ido solf ori co H2CO 3 a cido ca rboni co
" -ato di me tallo" LiNO 3 nitra to di l itio CaSO 4 solf a to di c alc io
COMPOSTI E REAZIONI OSSERVAZIONI: 1. In alter alternat nativ iva, a, OSSID OSSIDII e ANID ANIDRID RIDII posso possono no essere definiti specificando il numero di atomi presenti con opportuni prefissi. Esempi: MnO2 biossido di manganese N2O5 pentossido di biazoto CO monossido di carbonio 2. Gli ossidi ossidi ANFOTER ANFOTERII deri derivan vano o da da elemen elementi ti post postii al confine tra metalli e non metalli; per questo il loro comportamento può essere acido o basico a seconda dei casi. 3. Gli ALOGEN ALOGENI, I, potend potendo o assum assumere ere diversi diversi N.O integrano la nomenclatura ordinaria nel modo seguente: N.O. +1 ipo -oso: Cl2O anidride ipoclorosa; HClO acido ipocloroso N.O. +3 -oso: Cl2O3 anidride clorosa; HClO2 acido cloroso N.O. +5 -ico: Cl2O5 anidride clorica; HClO3 acido clorico N.O. +7 per -ico:
Cl2O7 anidride perclorica; HClO4 acido perclorico 4. Comp Compos osti ti che che non non rien rientr tran ano o nelle nelle class classii precedentemente enunciate: PEROSSIDI: caratterizzati dal gruppo -O-O- in cui lossigeno ha S.O. -1; esempi: H 2O2 (perossido di idrogeno o acqua ossigenata), Na2O2 (perossido di sodio). PEROSSOACIDI: acidi che contengono il gruppo -O-O-; Esempio: HOONO2 (acido perossonitrico). TIOACIDI: acidi in cui un O viene sostituito da S; Esempio: H2S2O3 (acido monotiosolforico). 5. I sali sali otten ottenuti uti sos sostit tituen uendo do con con metal metalli li tutto tutto lidrogeno degli acidi si definiscono sali NEUTRI. Se nella molecola compaiono ancora degli atomi di H, si hanno i cosiddetti SALI ACIDI. Nella costruzione del nome, è necessario indicare quanti H sono rimasti con il termine idrogeno o acido preceduto da un opportuno prefisso. Esempi: Na2HPO4 monoidrogeno fosfato di sodio, oppure fosfato monoacido di sodio NaHCO3 monoidrogenocarbonato di sodio,
COMPOSTI E REAZIONI oppure bicarbonato di sodio (residuo di nomenclatura in disuso, da ricordare); analogamente, Ca(HSO3 )2 bisolfito di calcio. 6. Metod Metodii di di SAL SALIFI IFICA CAZIO ZIONE NE altern alternati ativi vi Metallo + acido à sale + H2 (già visto); Ca +2HNO3 à Ca (NO3 )2 + H 2 Ossido acido + ossido basico à sale; CaO + CO2 à CaCO3 Idrossido + acido à sale + acqua; 2NaOH + H2CO3 à Na2CO3 + 2H 2O Ossido basico + acido à sale + acqua; Na2O + H2CO3 à Na2CO3 + H 2O Idrossido + ossido acido à sale + acqua; 2NaOH + CO2 à Na2CO3 + H2O 7. OSSOAC OSSOACIDI IDI META-P META-PIR IRO-OR O-ORTO: TO: le anidrid anidridii di di alcuni Non Metalli (P, As, Sb, B, Si) possono reagire con acqua in diverse proporzioni, formando acidi diversi Anidride + 1H2O à acido meta Anidride + 2H2O à acido piro Anidride + 3H2O à acido orto*
* il Si rappresenta uneccezione e forma lacido (orto)silicico con 2H2O In genere il prefisso orto è sottinteso P2O5 + H 2O à HPO3 acido metafosforico P2O5 + 2H 2O à H4P2O7 acido pirofosforico P2O5 + 3H 2O à H3PO4 acido (orto)fosforico o fosforico SiO2 + 2H2O à H4SiO4 acido (orto)silicico o silicico
COMPOSTI E REAZIONI 3.1.2 FORMULE DI STRUTTURA
A partire dalla formula molecolare di un composto, è possibile costruire una rappresentazione chiamata FORMULA DI STRUTTURA, in cui ogni legame viene rappresentato con un trattino e corrisponde ad una coppia di elettroni condivisi. Ogni elemento sarà quindi caratterizzato da un numero di legami pari al valore numerico del suo numero di ossidazione. Tali rappresentazioni sono equivalenti alle formule di Lewis , in cui gli elettroni dello strato più esterno vengono rappresentati con puntini posti intorno al simbolo dellelemento, e ogni coppia di elettroni condivisi dà luogo ad un legame. Così, ad esempio, la molecola H2O può essere rappresentata: H
O
..
OSSIDI O O
Al N
O Al
O
O Al2O3 Ossido di Al
NO2 Ossido di N (IV)
PEROSSIDI, PEROSSOACIDI E TIOACIDI TIOACIDI O
O
H
H
H
O
O H
H2O2 Perossido di H
O
. .
O H
O
O
N O
Vediamo alcuni altri esempi:
S
H 2 S 2O 3 Acido monotiosolforico
H:O:H H
S
HNO4 Acido perossonitrico
COMPOSTI E REAZIONI IDROSSIDI O
O H
O H Al O H O H Al(OH)3 Idrossido di Al
Fe O H Fe(OH)2 Idrossido di Fe (II)
O
H
S O O H H2SO4 Acido solforico
O ACIDI Per gli ossoacidi, si formano tanti gruppi OH quanti sono gli atomi di H, che vengono legati direttamente al non metallo con legame semplice, poi si legano gli O rimasti mediante doppi legami. Per gli idracidi, si lega direttamente H allelemento. H Cl HCl Acido cloridrico H S H H2S Acido solfidrico
O O
H
C
O H H2CO3 Acido carbonico
H
O
N O
HNO3 Acido nitrico
O H O Cl O O HClO4 Acido perclorico
COMPOSTI E REAZIONI SALI Partendo dalla formula dellacido corrispondente, si sostituiscono gli atomi di H con il metallo, completamente nei sali neutri, parzialmente in quelli acidi. Cl Fe FeCl2
Cl Cloruro ferroso O
Ca
O S
O O CaSO4 Solfato di Ca Na
O C
H
O
O
NaHCO3 Monoidrogenocarbonato di Na
3.1.3 NUMERO DI OSSIDAZIONE
Come accennato in precedenza, il NUMERO DI OSSIDAZIONE è un numero convenzionale corrispondente alla carica ipotetica che ogni atomo di una formula acquisterebbe attribuendo gli elettroni di legame secondo i due criteri seguenti: l gli elettroni di legame tra atomi di diversa elettronegatività , cioè aventi diversa tendenza ad attrarre gli elettroni di legame, vengono attribuiti allatomo più elettronegativo; l gli elettroni di legame tra atomi di uguale elettronegatività (tendenza ad attrarre gli elettroni di legame uguale o simile) vengono ripartiti equamente tra i due atomi. Sulla base di questi principi, sono state elaborate alcune regole pratiche per una più agevole attribuzione dei numeri di ossidazione.
COMPOSTI E REAZIONI E leme nti a llo st a to li bero ( c ioè non combina ti, c ome H 2, Ag , e cc. ) )
0
E leme nti del I g r uppo ( c ome Na , K , ecc . ) a llo sta to c ombi na to
+1
E leme nti del II g r uppo ( c ome Ca , Mg , ec c. ) a ll o sta to c ombi na to
+2
Idrog e no in tutti i compost i E ccezione: neg l i idr uri de i met a lli ( e s. Na H, Ca H 2 )
+1 -1
O ssig eno i n tutt i i composti E ccezioni: perossidi ( come H 2O 2 ) superossidi ( c ome K 2O ) f luor uro di ossig eno ( F 2O )
-2 -1 -1 /2 +2
Fluoro in tutti i c omposti
-1
Alluminio in tut ti i composti
+3
Z inco in tutti i c omposti
+2
S omma a lg e brica dei N. O. di tutt i g li a tomi di una sost a nza neutra
0
S omma a lg e brica dei N. O. di tutt i g li a tomi di una spe cie ca rica
V a lore de lla c a rica
ESEMPI
H2SO4 (acido solforico) 2 (+1) + N.O. (S) + 4 (-2) = 0 N.O. (S) = + 8 - 2 = + 6
K 2Cr2O7 (bicromato di K) 2 (+1) + 2 N.O. (Cr) + 7 (-2) = 0 N.O. (Cr ) = (+ 14 - 2) / 2 = + 6
Na2CO3 (carbonato di Na) 2 (+1) + N.O. (C) + 3 (-2) = 0 N.O. (C) = 6 - 2 = 4
COMPOSTI E REAZIONI 3.1.4 ESERCIZI SVOLTI
1) Scrivi il nome e la formula di struttura del composto KMnO4. Calcoliamo il N.O. del Manganese: N.O. (K) + N.O. (Mn) + 4N.O. (O) = 0 +1 + N.O. (Mn) + 4(-2) = 0 N.O. (Mn) = +7 Analogamente al N.O. +7 degli Alogeni, si forma lacido permanganico (HMnO 4 ); sostituendo latomo di H con K, otteniamo appunto KMnO 4, il cui nome è: Permanganato di potassio; Per ottenere la corrispondente formula di struttura, leghiamo lunico gruppo OH che è possibile formare al Mn, poi gli O rimasti con legame doppio; otteniamo:
K
O
Mn
O
O O O
2) Scrivi il nome e la formula di struttura del composto N 2 O 3. Si tratta di unanidride, in cui il N.O dellazoto può essere calcolato attraverso la relazione: 2N.O. (N) + 3N.O. (O) = 0 N.O. N.O. (N) = +3 In questo caso N presenta N.O. minore, e quindi il nome del composto è: Anidride nitrosa (oppure Triossido di diazoto) La sua formula di struttura sarà:
O N O N O
COMPOSTI E REAZIONI 3) Scrivi il nome e la formula di struttura del composto Pb(OH)4. Il Pb ha N.O. +4; il composto è un idrossido piombico o idrossido di Pb (IV). La sua formula di struttura può essere così rappresentata:
5) Come si chiamano i composti HClO e HClO3? HClO: acido ipocloroso, in cui Cl ha N.O. +1; HClO3: acido clorico, in cui Cl ha N.O. +5. 6) Come si chiamano i composti CuO e Cu2O?
O O
H H
CuO: ossido rameico (Cu ha N.O. +2); Cu2O: ossido rameoso (Cu ha N.O. +1).
O O
H H
7) Come si chiama il composto K 3HSiO4?
Pb
Questo sale deriva dallacido (orto)silicico H 4SiO4 per parziale sostituzione dellidrogeno da parte del potassio e si chiama monoidrogenosilicato di K. 4) Come si chiama il composto K 2Cr2O7? Dicromato di potassio, il Cr ha N.O. +6.
COMPOSTI E REAZIONI 8) Scrivi le formule dellanidride fosforica e dellanidride perclorica.
10) Scrivi la formula e la formula di struttura del monoidrogeno monoidrogeno carbonato ferroso. ferr oso.
Anidride fosforica: consideriamo il P con N.O. +5 e lo combiniamo con O2, secondo la reazione: 4 V P + 5 IIO2 à 2P2O5. Anidride perclorica: Cl viene preso con N.O. +7 e combinato con O2, si ottiene: 2 VIICl2 + 7 IIO2 à 2Cl2O7
Consideriamo il carbonio con N.O. +4 e lo combiniamo con O2: IV C + IIO2 à CO2 anidride carbonica (o biossido di carbonio) Otteniamo poi lacido carbonico mediante reazione con H2O: CO2 + H 2O àH2CO3 Sostituiamo parte dellH con il ferro (II) ed otteniamo il composto cercato: II Fe + 2H2CO3 àFe(HCO 3 )2 + H2 Questo sale può essere denominato, in alternativa, carbonato acido di ferro (II), oppure bicarbonato ferroso. La sua formula di struttura è la seguente:
9) Scrivi la formula dellacido metafosforico. Il prefisso meta indica che lanidride fosforica (P2O5,ottenuta nellesercizio precedente) ha reagito con una sola molecola di H2O; si ottiene: P2O5 + H2O à 2HPO3
H Fe H
O O
C
O
C
O
O O
COMPOSTI E REAZIONI 11) Scrivi la formula del fosfato diacido di sodio. Procediamo analogamente allesercizio precedente, partendo da P con N.O. +5: 4 V P + 5 IIO2 à 2P2O5 anidride fosforica P2O5 + 3H2O à 2H3PO4 acido fosforico o (orto)fosforico 2H3PO4 + 2 INa à 2NaH2PO4 + H 2 12) Scrivi la formula del borato stannoso. Si considera il B (N.O. +3), ricordando che lacido borico richiede 3 molecole di H2O: 4IIIB + 3IIO2 à 2B2O3 anidride borica B2O3 + 3H 2O à 2H3BO3 acido (orto)borico 2H3BO3 + 3 IISn à Sn3(BO3 )2 + 3H 2
13) Prepara il solfato di sodio mediante i cinque metodi di salificazione che conosci. Nel Solfato di Na, Na 2SO4, il S presenta N.O. +6 1. H2SO4 + 2Na à Na2SO4 + H 2 (acido + metallo) 2. SO3 + Na2O à Na2SO4 (ossido acido + ossido basico) 3. 2NaOH + H2SO4 à Na2SO4 + 2H 2O (idrossido + acido) 4. Na2O + H2SO4 à Na2SO4 + H2O (ossido basico + acido) 5. 2NaOH + SO3 à Na2SO4 + H2O (idrossido + ossido acido)
COMPOSTI E REAZIONI 3.2 REAZIONI CHIMICHE 3.2.1 SIGNIFICATO GENERALE Una REAZIONE CHIMICA è una trasformazione per cui da una serie di sostanze, dette REAGENTI, si ottengono altre sostanze, dette PRODOTTI. Ogni reazione viene generalmente schematizzata con simboli chimici usando le formule di tutte le specie che partecipano alla reazione; spesso si indicano con il termine di reazione sia la trasformazione chimica, che la sua rappresentazione simbolica. Se schematizziamo una generica reazione chimica nel modo seguente,
A + B à C + D possiamo notare che i reagenti A e B si trovano a sinistra della freccia, mentre a destra compaiono i prodotti C e D; la freccia singola indica che questa reazione avviene unicamente da sinistra a destra. Una formula chimica indica : - sul piano QUALITATIVO (o microscopico) il tipo di sostanza che interviene nella reazione;
- sul piano QUANTITATIVO (o macroscopico) una mole di quella sostanza. Volendo attribuire alla reazione anche un significato quantitativo, è necessario che essa sia bilanciata, cioè che vengano introdotti opportuni coefficienti interi davanti alle formule, in modo che venga rispettato il principio di conservazione della massa. Possiamo, quindi, riscrivere lequazione precedente, aA + bB à cC + dD in cui sono stati aggiunti in minuscolo i COEFFICIENTI STECHIOMETRICI , che esprimono il numero relativo di molecole di reagenti e prodotti che partecipano alla reazione. Consideriamo a titolo di esempio la reazione tra dicloro e diossigeno che porta alla formazione dellanidride perclorica: 2Cl2 + 7O 2 à 2Cl2O7 i coefficienti stechiometrici posti davanti alle formule indicano che 2 molecole di cloro reagiscono con 7 molecole di ossigeno, per formare
COMPOSTI E REAZIONI 2 molecole di Cl2O7. Questi stessi coefficienti possono assumere anche un significato macroscopico, legato allidea di mole , ed indicare che 2 moli di cloro reagiscono con 7 moli di ossigeno, per formare 2 moli di Cl 2O7. Esaminando una reazione chimica bilanciata, risulta quindi possibile risalire ai rapporti tra le masse e tra i volumi delle specie che partecipano alla reazione; la modalità pratica di calcolo verrà descritta in seguito. Essenzialmente, possono essere individuati tre tipi di reazioni chimiche: 1. Asso Associ ciaz azio ione ne/d /dis isso soci ciaz azio ione ne SO3 + H2O àH2SO4 CaCO3 à CaO + CO2 2. Sost Sostit ituz uzio ione ne e sca scamb mbio io 2AgNO3 + CaCl2 à 2AgCl + Ca(NO3 )2 3. Ossi ssidor doriduz iduziione one (in cui si ha variazione del N.O.) N.O.) 2Al + 3H 2SO4 à Al2(SO4 )3 + 3H 2
3.2.2 BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI NON DI OSSIDO-RIDUZIONE Secondo il principio di conservazione della massa, in una reazione chimica il numero totale di atomi di ogni elemento deve essere lo stesso dai due lati delle freccia. Il bilanciamento di una reazione si effettua introducendo davanti alle formule dei composti coefficienti opportuni (i coefficienti stechiometrici), mentre non è consentito introdurre altre formule o cambiare quelle già presenti. E importante non confondere INDICI e COEFFICIENTI. Ad esempio, nella formula Na2SO4 lindice 2 indica il numero di atomi di sodio presenti nella molecola, legato ai rapporti di combinazione tra gli elementi, e non può essere cambiato. Se invece scriviamo 2Na2SO4 il coefficiente posto davanti alla formula indica che si considerano 2 molecole (o 2 moli) del composto. In fase di bilanciamento si interviene unicamente sui coefficienti, mentre non è consentito modificare gli indici. Operativamente, si bilanciano una ad una le specie presenti, considerando per ultimi lidrogeno e lossigeno. Se nella reazione compaiono delle cariche, anche queste dovranno essere bilanciate.
COMPOSTI E REAZIONI 3.2.3 BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE (REAZIONI REDOX)
ESEMPIO
Fe(OH)3 + HCl à FeCl3 + H2O Procediamo al bilanciamento di Cl e otteniamo:
Ossidazione perdita di elettroni = aumento del N.O.
Fe(OH)3 + 3HCl à FeCl3 + H 2O Osserviamo che anche il Fe risulta bilanciato; consideriamo quindi H: Fe(OH)3 + 3HCl à FeCl3 + 3H2O
Riduzione acquisto di elettroni = diminuzione del N.O.
Riducente perde elettroni = aumento del N.O
Risultano in questo modo 6 atomi di H per parte; verifichiamo che il bilanciamento sia esatto controllando che il numero di atomi di ossigeno sia uguale per i reagenti e per i prodotti: Fe(OH)3 + 3HCl à FeCl3 + 3H2O 3 atomi O 3 atomi O La reazione è a questo punto correttamente bilanciata.
Forma ridotta
Forma ossidata
acquista elettroni = diminuisce il N.O. N.O.
Ossidante
COMPOSTI E REAZIONI Le REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE , o redox, sono processi che possono anche essere interpretati come un trasferimento di elettroni dalla specie che si ossida a quella che si riduce; confrontando il valore del N.O. di tutti gli elementi presenti a sinistra e a destra della freccia, si osserva per almeno un elemento una diminuzione del N.O. (corrispondente alla riduzione) e per almeno un elemento, in genere diverso dal precedente, un aumento del N.O. (corrispondente allossidazione). Tali variazioni nel N.O. possono appunto essere interpretate come un acquisto o una cessione di elettroni. I processi di ossidazione e riduzione verranno descritti più ampiamente in elettrochimica . Poiché gli elettroni vengono trasferiti dallelemento che si ossida a quello che si riduce, le variazioni complessive dei N.O. relative ai due processi di ossidazione e riduzione dovranno essere uguali in valore assoluto, e quindi la loro somma algebrica sarà uguale a zero. Di questo aspetto è necessario tenere conto in fase di bilanciamento, introducendo opportuni coefficienti. Dal punto di vista pratico, una reazione di ossido-
riduzione viene bilanciata mediante una serie di operazioni successive: 1. Si determ determin inano ano i N.O N.O.. di tutti tutti gli gli elem elemen enti ti presenti secondo le regole convenzionali ; 2. si indi individ viduano uano gli elementi elementi per i quali quali il N.O N.O varia, si valuta tale variazione sia per lelemento che si ossida, sia per quello che si riduce, e la si moltiplica per il numero di atomi di quellelemento presenti nella molecola (se questo è diverso da 1); 3. inverte invertendo ndo i valor valorii trov trovati ati per per rend rendere ere uguali uguali le variazioni in valore assoluto, si determinano i coefficienti stechiometrici per le specie che contengono gli elementi che si ossidano e si riducono (NB: nel corso del bilanciamento il rapporto individuato NON PUO ESSERE MODIFICATO); 4. si determ determin inan ano o i coeff coeffici icien enti ti di tut tutti ti gli gli altri altri elementi secondo il principio di conservazione della massa, considerando per ultimo lossigeno.
COMPOSTI E REAZIONI ESEMPIO
BaSO4 + C à BaS + CO Determiniamo i N.O. di tutti gli elementi presenti: +2 +6 -2)4
0
+2 -2
+2 -2
BaSO4 + C à BaS + CO Si ha variazione dei N.O. di C ed S: S +6 à -2 diminuzione di 8 unità x 1 atomo variazione del N.O = 8 ; C 0 à +2 aumento di 2 unità x 1 atomo variazione del N.O = 2 ; inverto i coefficienti, per rendere uguali le due variazioni: coeff.(BaSO 4 )=2 coeff.(C)=8 Infine, semplifico dividendo per 2 (consideriamo i più piccoli coefficienti possibili) ed introduco i valori trovati nella reazione: BaSO4 + 4C à BaS + CO Bilancio le altre specie presenti: BaSO4 + 4C à BaS + 4CO
3.2.4 ESERCIZI SVOLTI
1) Individua i coefficienti stechiometrici che r endono bilanciata bilanciata la seguente reazione: ZnCl2 + NH3 + H2O à Zn(OH)2 + NH 4Cl Bilanciamo lo Zn (al momento già bilanciato), quindi il cloro ZnCl2 + NH3 + H2O à Zn(OH)2 + 2NH4Cl e successivamente lazoto ZnCl2 + 2NH3 + H2O à Zn(OH)2 + 2NH4Cl procediamo con lidrogeno ZnCl2 + 2NH3 + 2H2OàZn(OH)2 + 2NH4Cl Verifichiamo lesatto bilanciamento conteggiando gli atomi di O dei reagenti e dei prodotti: ZnCl2 + 2NH3 + 2H 2O à Zn(OH)2 + 2NH4Cl 2 atomi di O 2 atomi di O I coeff. stechiometrici sono quindi, 1, 2, 2, 1, 2.
COMPOSTI E REAZIONI stechiometrici che r endono 2) Individua i coefficienti stechiometrici bilanciata bilanciata la seguente reazione: CS2 + NaOH à Na2CS3 + Na 2CO3 + H 2O
Se consideriamo S, possiamo osservare che compare con indice 2 da un lato e con indice 3 dallaltro; probabilmente, sarà necessario avere da entrambe le parti un numero di atomi corrispondente al minimo comune multiplo. Introduciamo quindi un 3 davanti al composto in cui compare S2 ed un 2 davanti a quello in cui troviamo S3: 3CS2 + NaOH à 2Na2CS3 + Na 2CO3 + H 2O Notiamo che C risulta bilanciato (3 atomi da entrambi i lati); bilanciamo quindi Na ponendo un 6 a sinistra: 3CS2 + 6NaOH
à
2Na2CS3 + Na 2CO3 + H 2O
Bilanciamo infine H
3CS2 + 6NaOH à 2Na2CS3 + Na 2CO3 + 3H2O e verifichiamo che gli atomi di O presenti corrispondano: sono in effetti 6 per parte. I coefficienti sono 3, 6, 2, 1, 3. 3) Determina il N.O. del Cr in K 2Cr2O7. N.O. (K) = +1 N.O. (O) = -2 2(+1) + 2N.O. (Cr) + 7(-2) = 0 2N.O. (Cr) = + 12 N.O. (Cr) = +6
COMPOSTI E REAZIONI stechiometrici che r endono 4) Individua i coefficienti stechiometrici bilanciata la seguente reazione di ossido-riduzione:
altri composti contenenti S), H.
KMnO4 + H2S + H2SO4 à K 2SO4 + MnSO4 + S + H2O
Determiniamo i N.O. di tutti gli elementi presenti: +1 +7 -2)
4
+1) -2 2
+1) +6 -2) 2
4
+1) +6 -2) 2
4
+2 +6 -2)
4
0
+1) -2 2
KMnO4 + H2S + H2SO4 à K 2SO4 + MnSO4 + S + H2O
Per Mn il N.O. passa da +7 a +2 (variazione di 5 unità x 1 atomo = 5); per S, passa da -2 a 0 (2 unità x 1 atomo =2), mentre nella variazione non considero lS del solfato il cui N.O rimane identico da entrambe le parti. Inverto i coefficienti e li pongo davanti alle specie interessate:
2KMnO4 + 5H 2S + 3H2SO4 à K 2SO4 + 2MnSO4 + 5S + 8H2O Verifico il bilanciamento conteggiando gli atomi di O, che sono 20 per parte. I coefficienti esatti sono 2, 5, 3, 1, 2, 5, 8. 5) Individua i coefficienti stechiometrici che r endono bilanciata la seguente reazione di ossido-riduzione: Zn(NO3 )2 à ZnO + NO2 + O 2 Determiniamo i N.O. di tutti gli elementi presenti: +2 +5) -2) 2
2KMnO4 + 5H2S + H2SO4 à K 2SO4 + 2MnSO4 + + 5S + H 2O Senza modificare questi coefficienti, bilancio le altre specie: K, S (modificando H2SO4 senza toccare gli
6
+2
-2
+4 -2)
2
0
Zn(NO3 )2 à ZnO + NO2 + O 2 Possiamo notare che a sinistra i due elementi che cambiano numero di ossidazione (N e O) fanno parte dello stesso composto; la reazione viene bilanciata come se fosse scritta nel verso opposto,
COMPOSTI E REAZIONI cioè da destra a sinistra. Il N.O. di N passa quindi da +4 a +5 (1 unità x 1 atomo = 1), mentre il N.O. N.O. di O passa da 0 a -2 (2 unità x 2 atomi = 4). Invertiamo i coefficienti e li poniamo davanti ad NO2 e O 2: Zn(NO3 )2 àZnO + 4NO2 + O 2 bilanciamo quindi N: 2Zn(NO3 )2 à ZnO + 4NO2 + O 2 poi Zn: 2Zn(NO3 )2 à 2ZnO + 4NO2 + O 2 infine, verifichiamo la corrispondenza tra gli atomi di O, che sono in effetti 12 da entrambe le parti. I coefficienti sono 2, 2, 4, 1.
stechiometrici che rendono r endono 6) Individua i coefficienti stechiometrici bilanciata la seguente reazione di ossido-riduzione:
NaClO
à
NaCl + NaClO3
Determiniamo i N.O. delle specie presenti: +1 +1 -2
+1
-1
+1 +5 -2)3
NaClO à NaCl + NaClO3 Il Cl presente nel reagente, in parte si ossida ed in parte si riduce: quando si ha ossidazione e riduzione dello stesso elemento parliamo di reazione di DISMUTAZIONE o disproporzione. Come nellesempio precedente, anche in questo caso si determinano i coefficienti di reazione considerando la reazione inversa a quella scritta: Cl passa da +5 a +1 (4 unità x 1 atomo = 4) e da -1 a +1 (2 unità x 1 atomo = 2). Invertiamo i coefficienti e li dividiamo entrambi per 2: NaClO à 2NaCl + NaClO3 Concludiamo il bilanciamento e verifichiamo gli atomi di O: 3NaClO à 2NaCl + NaClO3 3 atomi O 3 atomi O I coefficienti sono 3, 2, 1.
COMPOSTI E REAZIONI 3.3 RELAZIONI TRA LE MASSE E TRA I VOLUMI DI REAGENTI E PRODOTTI 3.3.1 QUANTITA’ IN PESO DI SOSTANZE CHE REAGISCONO Come abbiamo visto, lo schema di reazione può essere considerato da un punto di vista microscopico (cioè, in termini di molecole) e macroscopico (in termini di moli). Così, i coefficienti stechiometrici di una reazione rappresentano il numero relativo di molecole di reagenti e prodotti coinvolte nella reazione stessa, ma possono assumere anche un significato macroscopico collegato al concetto di mole. Quindi, partendo da una reazione bilanciata è possibile calcolare la quantità di prodotto ottenibile da un certo peso di reagente e, inversamente, la quantità di reagente necessaria per ottenere un certo peso di prodotto.
Consideriamo nuovamente la reazione: 2Cl2 + 7O2 à 2Cl2O7 Ad esempio, nota la quantità di Cl2, siamo in grado
di calcolare la quantità di O2 che reagisce completamente con Cl2 e quindi la quantità di O2che si può ottenere.
Da un lato, la massa può essere trasformata in moli dividendo per la massa molecolare ed, inversamente, è possibile ricavare il peso in grammi moltiplicando il numero di moli per la massa molecolare. Le quantità relative di moli vengono valutate mediante i coefficienti dellequazione bilanciata. Consideriamo ora un ESEMPIO numerico. Data la reazione di precipitazione del solfato di bario (già bilanciata): BaCl2 +CuSO4 à BaSO4 + CuCl2 Calcolare i grammi di BaCl2 che partecipano alla reazione ed i grammi di BaSO4 ottenuti a partire da 9,5 g di CuSO4.
COMPOSTI E REAZIONI Nota la massa di CuSO4, calcoliamo le moli corrispondenti dividendo per il peso atomico: mol ( CuSO ( CuSO4 ) = 9,5 g/159,581g mol -1 = 0,0595 mol Secondo i coefficienti stechiometrici, partecipano alla reazione: 0,0595 mol x 1 = 0,0595 0,0595 mol di BaCl 2 e si otterranno 0,0595 mol x 1 = 0,0595 mol di BaSO 4
grammi (tra cui quella incognita); ancora una volta, vanno considerati con attenzione i coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata. Tornando allesempio precedente, calcoliamo i g di BaCl2 che partecipano alla reazione: CuSO4 : BaCl2 = 9,5 : x 159,581 : 208,246 = 9,5 : x x= (208,246 x 9,5 ) / 159,581 = 12,39 g
Le corrispondenti quantità in grammi si ottengono moltiplicando i due valori trovati per i rispettivi pesi molecolari: g (BaCl 2 ) = 0,0595 mol x 208,246 g mol -1 = 12,39 g di BaCl 2che partecipano alla reazione; g (BaSO4 ) = 0,0595 mol x 233,376 g mol -1= 13,89 g di BaSO4 ottenuti.
Così per calcolare i grammi di BaSO4 ottenuti : CuSO4 : BaSO4 = 9,5 : x 159,581 : 233,376 = 9,5 : x x = (233,376 x 9,5 ) / 159,581 = 13,89 g I due metodi sono equivalenti, come si può verificare esaminando i calcoli effettuati nei due casi: ad esempio, nella prima proporzione, relativa a BaCl2 , il rapporto 9.5 g / 159.581 g mol -1 corrisponde al calcolo delle moli di CuSO4. Essendo tutti i coefficienti uguali a 1, questo valore viene direttamente moltiplicato per il peso molecolare di BaCl2 , esattamente nello stesso modo rispetto ai calcoli precedentemente svolti.
E anche possibile ricorrere al metodo delle proporzioni, impostando una diversa proporzione per ogni specie da determinare, in cui a primo membro si pongono i pesi atomici o molecolari ed a secondo membro le corrispondenti quantità in
COMPOSTI E REAZIONI Se i coefficienti stechiometrici fossero diversi da 1, andrebbero posti davanti alle formule a primo membro nella proporzione, con un procedimento logico equivalente al confronto tra le moli visto prima.
COMPOSTI E REAZIONI 3.3.2 REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE IN ECCESSO
Finora, abbiamo considerato reazioni in cui i reagenti sono presenti in quantità stechiometriche, cioè in modo che essi reagiscano completamente. In alcuni casi un reagente è in eccesso rispetto agli altri, ossia è presente con un numero di moli maggiore di quello richiesto dallo schema di reazione. Il reattivo che si consuma completamente viene definito REAGENTE LIMITANTE e determinerà la quantità massima di prodotto ottenibile. Quando il reagente in eccesso e quello limitante non sono esplicitamente indicati nel testo del problema, è possibile stabilirli con i calcoli visti prima. Inoltre, si richiede talvolta di calcolare la quantità di reattivo in eccesso che non ha reagito. Esaminiamo nuovamente lesempio precedente, supponendo questa volta di far reagire 100 g di CuSO4 con 100 g di BaCl 2, secondo la reazione già vista: BaCl2 +CuSO4 à BaSO4 + CuCl2
Vogliamo calcolare la quantità di BaSO4 che può formarsi e la quantità di reattivo in eccesso che non ha reagito. Determiniamo il reagente limitante, valutando il numero relativo di moli dei due reattivi: mol (CuSO4 ) = 100 g/159,581 g mol -1 = 0,627 mol mol (BaCl2 ) = 100 g/258,246 g mol -1 = 0,480 mol Il reagente limitante è quindi BaCl2 , che determinerà la quantità massima di prodotto ottenibile: mol ( BaSO4 ) = 0,480 mol g ( BaSO4 ) = 0,480 x 233,376 g mol -1 = 112,02 g Se i coefficienti fossero diversi da 1, ad esempio 2CuSO4 + BaCl2 à.......... si avrebbe : mol (CuSO4 ) = (100 g/PM)/2 mol (BaCl2 )=100 g/PM La quantità di CuSO4, originariamente presente in eccesso, che non ha reagito sarà data da:
COMPOSTI E REAZIONI mol (CuSO4 ) consumate = 0,480 mol g (CuSO4 ) consumati =0,480 g x 159,581 g mol -1= = 76,60 g g (CuSO4 ) rimasti = 100 g - 76,60 g = 23,40 g
COMPOSTI E REAZIONI 3.3.3 RESA
Negli esempi considerati, si è sempre ipotizzato: 1) La trasformazione completa di tutti i reagenti, se questi erano presenti in quantità stechiometriche 2) La trasformazione completa di uno dei reagenti, presente in quantità inferiore (reattivo limitante). E quindi possibile calcolare la quantità di prodotto che si può teoricamente ottenere partendo da una certa quantità di reagenti. Se la quantità realmente ottenuta coincide con quella calcolata, si dice che la RESA è del 100%. Nella pratica, si osservano spesso rese decisamente inferiori per diverse ragioni: formazione di sottoprodotti, manipolazioni, perdite, e così via, reazione di equilibrio . La quantità teorica di prodotto viene calcolata come visto prima e confrontata con la quantità di prodotto effettivamente ottenuta; è, quindi, possibile determinare la RESA PERCENTUALE mediante la relazione: Quantità reale Resa percentuale = x 100 Quantità teorica
Considerando ancora una volta la reazione: BaCl2 +CuSO4 à BaSO4 + CuCl2 abbiamo in precedenza calcolato che partendo da 9,5 g di CuSO4 si ottengono 13,89 g di BaSO 4; questo peso di prodotto calcolato corrisponde quindi alla quantità teoricamente ottenibile. Se abbiamo realmente ottenuto soltanto 10 g di BaSO4, qual è la resa percentuale della reazione? Resa esa percen centuale ale =
10 g 13,89 g
x 100 = 71,99 %
Modificando opportunamente la relazione che indica la resa percentuale, è possibile calcolare la quantità reale se sono note la quantità calcolata e la resa percentuale.
COMPOSTI E REAZIONI 3.3.4 RAPPORTI VOLUMETRICI
In base alla legge di stato dei gas perfetti di Avogadro , è possibile affermare che una mole di qualsiasi gas a condizioni normali (c.n., cioè 0° C e 1 atm) occupa un volume di 22,4 l. Se vogliamo, ad esempio, calcolare il volume occupato da 2 moli di N 2 a c.n. otteniamo VOLUME MOLARE DEI GAS = = 2 mol x 22,4 l mol -1 = 44,8 l
3.3.5 ESERCIZI SVOLTI
1) Calcola i grammi di H 2 che si ottengono trattando 200 g di Al con un eccesso di HCl secondo la reaz ione: Al + HCl à H2 + AlCl3 Procediamo in primo luogo al bilanciamento della reazione; otteniamo: 2Al + 6HCl
Inversamente, possiamo calcolare il numero di moli corrispondente ad un certo volume di gas. Ad esempio, ad un volume di 50 l di O 2 a c.n. corrisponderanno: moli = 50 l /22,4 l mol -1 = 2,23 mol Mediante queste relazioni è possibile calcolare quantità di reagenti o prodotti gassosi coinvolti in una reazione. Esempi di questo tipo verranno presentati negli esercizi svolti.
à
3H2 + 2AlCl3
200 g di Al corrispondono a 200 g/26,98 g mol -1 = = 7,41 mol di Al considerando i coefficienti stechiometrici, le moli di H2 ottenute saranno date da: 2 : 3 = 7,41 : x di H2
x = 7,41 mol mol x 3/2 = 11,11 mol
Moltiplicando per il peso molecolare di H 2,
COMPOSTI E REAZIONI troviamo i grammi corrispondenti: 11,11 mol x 2,0 g mol -1 = 22,23 g di H 2. Usando il metodo delle proporzioni avremmo ottenuto: 2Al : 3 H 2 = 200 : x 2(26,98) : 3(2,0) = 200 : x x = 22,23 g di H 2 Considerando la reazione r eazione del problema pr oblema precedente, precedente, quanti 2) Considerando grammi di H2 si ottengono facendo reagire 200 g di Al Al puro al 95 %?
2Al + 6HCl à 3H2 + 2AlCl3 Si procede come nel caso precedente, tenendo però conto allinizio dei calcoli che i 200 g non sono interamente costituiti da Al, ma contengono delle impurezze (su 100 g, solo 95 sono di Al).
Quindi, disponiamo in realtà di una quantità di Al inferiore: g effettivi di Al = 200 g x 95/100 = 190 g mol (Al) = 190 g /26,98 g mol
-1
= 7,04 mol
considerando i coefficienti stechiometrici, le moli di H2 ottenute saranno date da: 2 : 3 = 7,04 : x x = mol (H2 ) = 7,04 mol x 3/2 = 10,56 mol Moltiplicando per il peso molecolare, troviamo i grammi corrispondenti: g (H 2 ) = 10,56 x 2,0 = 21,12 g di H 2. 3) Calcola quanti grammi di Na reagiscono con 50 g di H2SO4 secondo la reazione: Na + H2SO4 à Na2SO4 + H2 Quanti g di Na2SO4 si ottengono?
COMPOSTI E REAZIONI La reazione bilanciata sarà 2Na + H2SO4 à Na2SO4 + H 2 mol (H2SO4 ) = 50 g/98 g mol -1 = 0,51 mol in base ai coefficienti stechiometrici queste reagiranno con: mol (Na) = 0,51 mol x 2 = 1,02 mol g (Na) = 1,02 mol x 22,99 g mol -1 = 23,45 g Analogamente, si ottengono: mol (Na2SO4 ) = 0,51 mol g (Na2SO4 ) = 0,51 mol x 142,03 g mol -1 = 72,45 g Usando le proporzioni, otteniamo ugualmente: 2Na : H 2SO4 = x : 50
2(22,99) : 98 = x : 50 x = 23,46 g di Na Na2SO4 . H2SO4 = x : 50 142,03 : 98 = x : 50 x = 72,46 g di Na 2SO4 4) Quanti grammi di H2SO4 al 98 % sono necessari per preparare 20 g di Na2SO4 secondo la reazione reaz ione dellesempio dellesempio precedente? Inizialmente procedo come se H2SO4 fosse puro al 100% 2Na + H2SO4à Na2SO4 + H 2 mol (Na2SO4 ) = 20 g/142,03 g mol -1 = 0,14 mol moli (H2SO4 ) = 0,14 mol g (H 2SO4 ) = 0,14 mol x 98 g mol -1 = 13,80 g puri al 100 % Tengo ora conto della purezza al 98%
COMPOSTI E REAZIONI g (H 2SO4 al 98 %) = 13,80 g x 100/98 = 14,08 g di H2SO4 al 98% necessari. Per ottenere la stessa quantità di prodotto, essendo il reattivo di partenza inferiore al 100% è necessario pesarne una quantità superiore.
5) Calcola la quantità massima in grammi di NO che è possibile possibile ottenere da 6,03 g di N2 e da 0,191 mol di O2 secondo la reazione (già bilanciata): N2 + O 2 à 2NO valutiamo il reagente in eccesso e quello limitante: mol (N2 ) = 6,03 g/28,01 g mol -1 = 0,215 mol N2 risulta in eccesso, mentre O2 è il reattivo limitante; si possono quindi ottenere: mol (NO) = 0,191 mol x 2 = 0,382 mol g (NO) = 0,382 mol x 30,01 g mol -1 =11,46 g
6) Data la reazione: P4 + Cl2 à PCl3 calcola il peso di PCl 3 che si ottiene facendo reagire 125 g di P 4 con 325 g di Cl 2 . Calcolare inoltre il peso di reagente in eccesso che non reagisce. r eagisce. Bilanciamo la reazione: P4 + 6Cl2 à 4PCl3 mol (P4 ) = 125 g/123,9 g mol -1 = 1,01 mol mol (Cl2 ) = 325 g/70,91 g mol -1 = 4,58 mol/6 = = 0,764 mol Il reattivo limitante è Cl2, che si consumerà completamente; quindi le moli di prodotto saranno date da: mol (PCl3 ) = 0,764 mol x 4 = 3,06 mol g (PCl3 ) = 3,06 mol x 137,3 137,3 g mol-1 = 420 g Hanno reagito 0,764 moli di P 4, corrispondenti a:
COMPOSTI E REAZIONI g (P4 ) = 0,764 mol x 123,9 g mol-1 = 94,65 g Sono rimasti: 125 g - 94,65 g = 30,35 g di P 4 in eccesso.
7) Calcola la quantità in grammi di Cl2 necessaria per ottenere 30,8 g di NaClO3 , sapendo che la r esa percentuale della reazione è 83,4 % e che NaOH è in eccesso. Cl2 + NaOH à NaClO3 + NaCl + H2O Si tratta di una dismutazione che deve essere bilanciata dopo aver individuato i N.O. che variano; otteniamo:
Essendo la resa della reazione inferiore al 100% , per ottenere la stessa quantità di prodotto, sarà necessaria una quantità di reattivo maggiore di quella stechiometrica. Essendo NaOH in eccesso, consideriamo Cl2: g (Cl2, resa 83,4 %) = 61,47 x 100/83,4 = 73,7 g di Cl 2 8) Facendo gorgogliare un eccesso di Cl2 in una soluzione contenente 176,6 g di MgBr2 si ottengono 135 g di Br2. Qual è la resa percentuale? MgBr2 + Cl2 à MgCl2 + Br2 Vediamo che lequazione risulta già bilanciata.
3Cl2 + 6NaOH à NaClO3 + 5NaCl + 3H2O mol (MgBr2 ) = 176,6/184,13 = 0,959 mol -1
mol (NaClO3 ) = 30,8 g/106,44 g mol = 0,289 mol mol (Cl2 ) = 0,289 x 3 = 0,867 mol g (Cl2 ) = 0,867 mol x 70,906 g mol -1 = 61,47 g con resa del 100 %.
mol (Br2 ) = 0,959 g (Br2 ) = 0,959 x 158,82 = 153,3 g con resa del 100 %
COMPOSTI E REAZIONI Visto che si ottengono soltanto 135 g di Br2, la resa sarà: resa = 135/153,3 x 100 = 88,1 %
9) Calcola i litri di H2 che si ottengono facendo reagire 20 g Al con un eccesso di acido solforico diluito, secondo la di Al reazione (già bilanciata): bilanciata): 2Al + 3H2SO4 à Al2(SO4 )3 + 3H 2 mol (Al) = 20 g / 26,98 g mol -1 = 0,741 mol Calcoliamo le moli di H2 3 : 2 = x : 0.741 x = mol (H2 ) = 0,741 x 3 / 2 = 1,11 mol l (H2 ) = 1,11 mol x 22,4 l mol -1 = 24,90 l oppure, usando le proporzioni: 2Al : 3H2 = 20 : x
2(26,98) : 3(22,4) = 20 : x x = 24,90 l
COMPOSTI E REAZIONI 3.V VERIFICA SE HAI CAPITO 3.V.1 In base alle regole per determinare il numero di ossidazione , attribuisci i numeri di ossidazione alle specie che compaiono nei seguenti composti: HCl HClO3 Cl2 3.V.2 Facendo riferimento al significato dei coefficienti stechiometric stechiometrici i del simbolo di reazione, stabilisci nella reazione seguente: CaO + H2O à Ca(OH)2 - quante molecole di CaO reagiscono con 2 molecole di H2O - quante molecole di Ca(OH)2 si ottengono da 10 molecole di CaO - quante moli di H2O reagiscono con 3 moli di CaO Verifica elemento per elemento se la seguente reazione chimica (già bilanciata) rispetta il principio di conservazione della massa: 3Ca(OH)2 + 2H 3PO4 à Ca3 (PO4 )2 + 6H 2O e stabilisci :
- quante molecole di H3PO4 reagiscono con 30 molecole di Ca(OH)2 - quante molecole di H3PO4 reagiscono con 100 molecole di Ca(OH)2 - quante molecole di H 3PO4 reagiscono con 6,022•1023 molecole di Ca(OH)2 - quante moli di H3PO4 reagiscono con 1 mole di Ca(OH)2 - quante moli di H3PO4 reagiscono con 10 moli di Ca(OH)2 3.V.3 Applica la relazione tra le masse di reagenti e prodotti alla reazione: CaO + H2O à Ca(OH)2 e dopo aver calcolato i pesi molecolari dei composti presenti determina: - quanti grammi di CaO reagiscono secondo un rapporto stechiomentrico con 18 g di H 2O - quanti grammi di CaCO3 si ottengono facendo reagire 18 g di H 2O con 56 g di H 2O - quanti grammi di CaCO3 si ottengono facendo reagire 36 g di H 2O con un eccesso di CaO.
COMPOSTI E REAZIONI Soluzione Pre-Test
Attribuiamo ad ogni atomo un numero di ossidazione:
otteniamo: KIO4 + 7KI + 8HCl
à
8KCl + 4H2O + 4I2
I nomi dei composti sono: +1 +7 -2)4
+1 -1
+1 -1
+1 -1
+1)2 -2
0
KIO4 + KI + HCl à KCl + H2O + I 2 Lo stesso elemento (I) si ossida (aumento di N.O.) e si riduce (diminuzione di N.O.): si tratta di una reazione di dismutazione. I : -1 à 0 variazione di 1 unità, corrispondente alla cessione di 1 elettrone (ossidazione). I : +7 à 0 variazione di 7 unità, corrispondenti allacquisto di 7 elettroni (riduzione). Invertiamo i coefficienti in modo da rendere uguale il numero di elettroni acquistati e ceduti: (1)KIO4 + 7KI + HCl à KCl + H2O + I 2 Procediamo, quindi, al bilanciamento della reazione;
periodato di K + ioduro di K + acido cloridrico cloruro di K + acqua + iodio
à
ESERCIZI
ESERCIZI
h. acido cloroso i. acido nitroso
1) Attribuisci un nome ai seguenti composti:
l. acido fosforoso
a. As2O3
h. H 2SO3
q. Sn(ClO4 )2
m. acido piroarsenico
b. HgO c. P2O3
i. H4SiO4 l. H 4P2O7
r. Mg(HCO3 )2 s. NaHSO4
n. perclorato di Al o. (orto) fosfito di Be
d. K 2O2
m. Al2(SO4 )3 t. Al2(HPO4 )3
e. N2O5
n. Ca(NO3 )2
f. Fe(OH)3 g. HF
o. Mg 3(PO4 )2 v. Al2S3 p. BaI2 z. SiF4
u.BaH2
Soluzione
p. arseniato di Zn q. bisolfito di Mg Soluzione
3) Scrivi le formule di struttura dei seguenti composti: lettere d, l, m, o r, v dellesercizio 1;
2) Scrivi le formule corrispondenti ai seguenti composti: a. ossido ferrico b. ossido di Mn (IV) c. anidride ipoiodosa d. anidride bromica e. anidride nitrica f. acido solfidrico g. idruro di Al
lettere e, i, l, n, p dellesercizio 2. Soluzione
4) Determina i coefficienti necessari per bilanciare le seguenti reazioni: à
a.
Al2O3 + NaOH + H 2O
Na[Al(OH)4 ]
b.
Ca3(PO4 )2 + H3PO4 à Ca(H2PO4 )2
c. d.
TiF4 + H2SO4 à SO3 + HF + TiO2 Ca3P2 + H 2O à Ca(OH)2 + PH3
ESERCIZI à
e.
SiO2 + HF
H2SiF6 + H2O
f.
As2O3 + HCl à AsCl3 + H2O
g.
POCl3 + H2O à H3PO4 + HCl
h.
Al2O3 + HI
i.
SbCl3 + H2S à Sb2S3 + HCl
à
Soluzione
6) Calcola i grammi di Hg che si possono ottenere da 50,0 g di ossido mercurico, secondo la reazione:
AlI3 + H2O
HgO à Hg + O2 Soluzione
Soluzione
5) Determina i coefficienti necessari per bilanciare le seguenti reazioni di ossido-riduzione: a. b.
Na2SiF6 + Na à NaF + Si SnCl2 + HgCl2 à SnCl4 + Hg 2Cl2
c.
PbS + O2 à PbO + SO2
d.
Cu + HNO3 à Cu(NO3 )2 + NO + H2O
e. f.
CrO3 à Cr2O3 + O 2 Ca(OH)2 + Cl 2 à Ca(ClO3 )2 + CaCl2 + H2O
g.
KMnO4 + HNO2 + H2SO4 à K 2SO4 + MnSO4 + HNO3 + H2O
h.
NaCl + HNO3 à Cl2 + NOCl + NaNO3 + H2 O
i.
As2O3 + Zn + H2SO4 à AsH3 + ZnSO4 + H2 O
7) Data la reazione: CaO + H2O à Ca(OH)2 calcola il peso di H2O stechiometricamente necessaria per far reagire 20,0 kg di ossido di calcio Soluzione
8) Calcola il volume di cloro necessario per formare a condizioni normali 84 l di acido cloridrico, secondo la reazione: H2 + Cl2 à HCl Soluzione
ESERCIZI 9) Calcola quanto acido solforico si forma dalla reazione di 25,0 g di SO 3 con 7,00 g di H 2O e quanto reagente in eccesso rimane al termine della reazione. Soluzione
10) Calcola quanto H2SO4 al 25 % occorre far reagire con lo Zn per preparare a condizioni normali 80,00 l di H 2, secondo la reazione: H2SO4 + Zn
à
ZnSO4 + H2 Soluzione
11) Data la reazione dellesercizio 10, quanto solfato di Zn si può ottenere dalla reazione di
13) Il bicromato di potassio ossida il solfuro di idrogeno a S, in ambiente acido, secondo la reazione: K 2Cr2O7 + H2S + HCl à CrCl3 + KCl + S + H2O Calcola i grammi di K 2Cr2O7 necessari per ossidare 15 g di H2S ed i grammi di CrCl3 che si ottengono se la resa è del 79,5 %. Soluzione
14) Calcola quanti grammi di NO si possono ottenere dalla reazione di 1,00 mol di NH 3 con 1,00 mol di O 2, secondo la reazione: NH3 + O2 à NO + H2O Soluzione
16,0 g di H 2SO4 puro al 60 %? Soluzione
12) Calcola i grammi di carbonato di sodio che si ottengono facendo reagire 20,0 g di CO 2 con 35,0 g di NaOH, secondo la reazione: CO2 + NaOH
à
Na2CO3 + H2O Soluzione
15) Calcola il peso di ossido di magnesio che si forma facendo reagire 34,48 g di Mg con O 2, se la resa è del 94 %. Soluzione
ESERCIZI 16) Facendo reagire 13,0 g di C 4H9OH, 21,6 g di NaBr e 33,8 g di H 2SO4, si ottengono 16,8 g di C4H9Br, secondo la reazione: C4H9OH + NaBr + H 2SO4 à C4H9Br + NaHSO4 + H 2O Calcola la resa percentuale. Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI
u. idruro di bario
1.
v. v. solfuro di alluminio
a. anidride arseniosa
z. fluoruro di silicio Back
b. ossido di Hg (II) c. anidride fosforosa d. perossido di potassio
2. a. Fe2O3
e. anidride nitrica f. idrossido ferrico
b. MnO2 c. I2O
g. acido fluoridrico h. acido solforoso
d. Br2O5 e. N2O5
i. acido (orto)silicico
f. H2S
l. acido pirofosforico m. solfato di alluminio
g. AlH3
n. nitrato di calcio o. fosfato di magnesio
h. HClO2 i. HNO2 l. H 3PO3
p. ioduro di bario
m. H 4 As2O7
q. perclorato di Sn (II)
n. Al(ClO4 )3 o. Be3(PO3 )2
r. monoidrogeno carbonato di Mg (bicarbonato di Mg) s. monoidrogeno solfato di sodio (bisolfato di Na) t. monoidrogenofosfato di alluminio
p. Zn3(AsO4 )2 q. Mg(HSO3 )2 Back
ESERCIZI 3. d.
l.
Esercizio 1 O K
O
H
O
H
O
H
O
H
O
O
K
O
O P
o.
O
O
m.
O
O O
O
Mg Mg Mg
P O
S O
Al
r.
O
O O
Al
S
O
v. v.
Al
S Al S
H
O O
Mg
O
H
C
O
S
O C
S
O O
P
O
O
O O O
O O
P
ESERCIZI Esercizio 2 O O N
O
Cl
O
O O
O
e.
N
Al
O O
O
H
O
Cl
N
O Cl
O As
O O
p. l.
P
H
O
H
O
H
O O
O
O
O
O O
n. O
i.
O
O O
As
Zn Zn
O O
Zn Back
ESERCIZI 4. a.
1, 2, 3, 2
b.
1, 4, 3
c.
1, 2, 2, 4, 1
d. e.
1, 6, 3, 2 1, 6, 1, 2
f. g.
1, 6, 2, 3 1, 3, 1, 3
h. i.
1, 6, 2, 3 2, 3, 1, 6
h. 3, 4, 4, 1, 1, 3, 3, 2 (si (si bilan bilancia cia la reaz reazion ionee inver inversa, sa, nellordine Cl, Na, N, H, O) i. 1, 6, 6, 6, 2, 6, 6, 3 (si (si bila bilanc ncia ia la la reaz reazio ione ne inv invers ersa, a, moltiplicando per 2 i coefficienti ottenuti dal calcolo degli elettroni scambiati) Back
6.
46,3 g Back
7.
6,42 kg Back
Back
8.
5. a.
1, 4, 6, 1
b.
1, 2, 1, 1
c.
2, 3, 2, 2
d. e.
3, 8, 3, 2, 4 4, 2, 2, 3 (si (si bil bilan anci ciaa la rea reazio zione ne inv inver ersa sa))
f. 6, 6, 6, 1, 1, 5, 6 (dism (dismuta utazio zione ne,, si bila bilanc ncia ia la la reazione inversa) g.
2, 5, 3, 1, 2, 5, 3
42 l Back
9.
30,38 g; 1,44 g Back
10. 1400 g Back
ESERCIZI 11. 15,8 g Back
12. 46,4 g Back
13. Coefficienti Coefficienti della reazion reazione: e: 1, 3, 8, 2, 2, 3, 7; 36, 94 g Back
14. Coefficienti Coefficienti della reazion reazione: e: 4, 5, 4, 6; 1 mole di di O2 reagisce con 0,80 mol di NH3 e dà 0,80 mol di NO, corrispondenti a 24,0 g Back
15. 53,74 g Back
16. 70,06 % Back
LA MOLE LA MOLE
2.2.4 ESERCIZI SVOLTI
2.A PRE-REQUISITI
2.3 FORMULE E COMPOSIZIONE
2.B PRE-TEST
2.4 DETERMINAZIONE DELLA COMPOSIZIONE PERCENTUALE E DELLA FORMULA DI UN COMPOSTO
2.C OBIETTIVI 2.1 QUANTO PESA UN ATOMO?
2.4.1 ESERCIZI SVOLTI
2.1.1 L’IDEA DI MASSA RELATIVA
2.V VERIFICA SE HAI CAPITO
2.1.2 MASSA ATOMICA RELATIVA
ESERCIZI
2.1.3 ESERCIZI SVOLTI
2.2 LA MOLE 2.2.1 QUANTITA’ QUANTITA’ UNITARIE 2.2.2 MOLE, COSTANTE DI AVOGADRO E MASSA MOLARE 2.2.3 ALTRI CALCOLI
LA MOLE 2.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: • esprimere valori numerici in forma esponenziale ed effettuare operazioni con numeri esponenziali; • usare le più comuni unità di misura del Sistema Internazionale (SI); • riconoscere se una formula si riferisce ad un atomo o ad una molecola; • applicare il concetto di sostanza.
2.B PRE-TEST Qual è la massa in grammi di una molecola di azoto? Soluzione
2.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: • comprendere il concetto di massa relativa ed applicarlo ad atomi e molecole; • definire la massa atomica relativa riferita al 12C; • calcolare la massa molecolare relativa di un composto a partire dalle masse atomiche relative degli atomi che lo costituiscono; • comprendere il significato di quantità unitaria di sostanza e definire il concetto di mole; • comprendere la relazione tra mole e Costante di Avogadro; • definire la massa molare e calcolarla per una sostanza di cui siano note la formula e le masse atomiche relative degli atomi che la compongono; • utilizzare la massa molare di un composto per calcolare la quantità in moli di sostanza, essendo nota la massa, e viceversa; • utilizzare la Costante di Avogadro per calcolare il numero di particelle presenti in una certa quantità di sostanza;
LA MOLE • comprendere il significato delle formule
chimiche e la loro relazione con la composizione percentuale delle sostanze. Abbiamo definito in precedenza atomi , molecole e ioni ; richiamiamo rapidamente una definizione sintetica: ATOMO: è la più piccola particella costitutiva di un elemento (ad esempio, un atomo di Fe, di H, di O). •
MOLECOLA: è la più piccola particella costitutiva di un elemento o di un composto che può esistere in modo indipendente (esempi: molecola di ossigeno O2, di ozono O 3, di acqua H2O). •
IONE: (che verrà ripreso successivamente in diverse occasioni, ad esempio ionizzazione , ) è equilibri in soluzione , legame ionico ununità strutturale dotata di carica, ad esempio
•
Na+, Cl-, SO 42-, ecc. In particolare, si parla di cationi se la carica dellunità strutturale è positiva, di anioni se è negativa.
2.1 QUANTO PESA UN ATOMO? 2.1.1 L’IDEA DI MASSA RELATIVA
Ogni volta che si esprime la massa di un oggetto in una certa unità di misura, la sua massa viene misurata rispetto ad uno standard; ad esempio, lo standard universale della massa è un blocco di lega platinoiridio (il chilogrammo standard), conservato al Musée des Poids et des Mésures di Sévres, in Francia. Se acquisti cinque chilogrammi di patate, la loro massa è cinque volte quella del chilogrammo standard: puoi dire che la massa delle patate è 5 kg, oppure, che la massa relativa delle patate nella scala dei chilogrammi è 5. Per comprendere meglio il concetto di massa relativa, applichiamolo al caso di una moneta da 50 lire, di una da 100 lire e di una da 200. Le loro masse medie, espresse in grammi sono:
LA MOLE Moneta da 50 lire Moneta da 100 lire Moneta da 200 lire
6,2 g/6,2 g = 1,0 mentre, se consideriamo come massa di riferimento la moneta da 100 lire sarà: 6,2 g/ 7,9 g = 0,78 I calcoli possono essere così schematizzati:
6, 2 g 7, 9 g 4, 9 g
Possiamo esprimere la massa di ogni moneta scegliendo come riferimento prima quella da 50 lire, e successivamente quelle da 100 e da 200 lire. Ogni volta, la massa relativa della molecola potrà essere calcolata mediante la relazione:
massa media della moneta
Ma ssa
rel a ti v a
a l la
Ma ssa media ( g )
m. da 5 0 l ire
m. da 1 0 0 li re
m.da 2 00 l ire
5 0 l ire
6 ,2
1 ,0
0 , 78
1,3
1 0 0 li re
7 ,9
1 ,3
1 ,0
1,6
2 0 0 li re
4 ,9
0 ,79
0 , 62
1,0
Moneta da
ma ssa de ll a
Massa relativa di una moneta =
massa di rif erimento
Ad esempio, la massa della moneta da 50 lire relativa alla stessa moneta da 50 lire sarà:
Si può notare che la massa relativa varia se si cambia la massa di riferimento. Inoltre, la massa relativa è adimensionale, perché facendo il rapporto tra grandezze espresse nella stessa unità di misura (in questo caso, grammi), si ottiene un numero puro.
LA MOLE 2.1.2 MASSA ATOMICA RELATIVA
Esprimere la massa degli atomi in grammi pone qualche problema, in quanto si ottengono valori poco maneggevoli: le masse di alcuni atomi espresse in grammi sono riportate in Tabella. Eleme lemennto H C O
massa med mas media di un ato atomo 1,6735510 - 24 g 1,9943610 -23 g 2,6565910 -23 g
Per evitare di avere a che fare con numeri così piccoli, si è cercato di esprimere la massa in termini di massa atomica relativa. Storicamente, la prima scala di massa atomica fu determinata rispetto allidrogeno, che è lelemento più leggero (massa = 1), ma questo fu poi abbandonato per varie ragioni, tra cui il fatto che si combina con pochi elementi. Quindi, si scelse la sedicesima parte dellatomo dossigeno, che successivamente lasciò il posto alla dodicesima parte dellatomo di carbonio 12 (lisotopo più abbondante del C). A partire dal 1961
questultima scala venne definitivamente adottata come standard. A titolo di esempio, usando i valori delle masse in grammi date in precedenza, e procedendo analogamente al caso delle monete, proviamo a calcolare valori della massa atomica relativa di alcuni elementi usando le tre scale di riferimento (H, O e C), dividendo il peso di un atomo di un certo elemento rispettivamente per il peso di un atomo di H, 1/16 del peso di un atomo di O, riportati sopra, e 1/12 del peso di un atomo di 12 C (che pesa 1,9925210 -23 g); ad esempio, la massa di un atomo di H calcolata in riferimento al 12C è data da: 1,6735510
- 24
g / (1,9925210
-23
g /12) = 1,00790
Procedendo analogamente negli altri casi, si ottengono i risultati sintetizzati in Tabella.
LA MOLE Ma s s a
a t omi c a
re l a t i v a
E l e me nt o s c a l a H
sc a l a O
sca la
H
1,00000
1,00794
1,00790
C
11,9169
12,0115
12,0111
O
15,8740
16,0000
15,9994
12
C
LUNITÀ DI MASSA ATOMICA (indicata con il simbolo uma ) è quindi rappresentata da 1/12 della massa atomica del 12C, corrispondente a 1,6605910 -24 g. Si definiscono, di conseguenza: •
MASSA ATOMICA RELATIVA
(comunemente, massa atomica) il rapporto tra la massa assoluta di un atomo e la massa della dodicesima parte dellatomo di 12C. MASSA MOLECOLARE RELATIVA • (comunemente, massa molecolare) la somma delle masse atomiche relative degli atomi che
compongono una molecola. I termini peso atomico e peso molecolare, seppur meno rigorosi rispetto alle espressioni precedenti, vengono ancora comunemente usati. Se un elemento comprende diversi isotopi, la sua massa atomica (quella che si trova nella tavola periodica degli elementi o in altre Tabelle) è in realtà un valore medio ponderato, ottenuto tenendo conto della massa dei singoli isotopi e della loro abbondanza relativa.
LA MOLE ESEMPIO
75770 x 34,9689 uma + 24230 x 36,9659 uma = 3,545310 6 umaatomi
Il cloro è presente in natura come miscela degli isotopi 35Cl (34,9689 uma, 75,770 %) e 37Cl (36,9659 uma, 24,230 %). Calcolare la massa atomica del cloro naturale.
La massa atomica media si ottiene dividendo questo valore per il numero di atomi contenuti nel campione:
Consideriamo un campione di cloro costituito, ad esempio, da 100000 atomi. Di questi,
3,545310 6 umaatomi / 100000 atomi = 35,453 uma
75,770 x 100000/100 = 75770 sono atomi di 35Cl e 24,230 x 100000/100 = 24230 sono atomi di 37Cl. La massa totale del campione è data dalla somma delle masse dei due tipi di atomi, cioè:
LA MOLE
a) 6,02214•1023 atomi di F = 18,9984 g
b) 6,02214•1023 atomi di Cl = 34,4527 g
c) 6,02214•1023 atomi di Mg = 24,3050 g
d) 6,02214•1023 atomi di Pb = 207,2 g
In una mole di fluoro ci sono solo atomi di 19F. In una mole di cloro ci sono 35Cl (75,7%) e 37Cl (24,3%). In una mole di magnesio lisotopo più abbondante è 24Mg, ma ci sono anche 25Mg (10%) e 26Mg (11%). In una mole di piombo ci sono quattro isotopi: 204Pb (1,4%), 206Pb (24,1%), 207Pb (22,1%) e 208Pb (52,4%).
LA MOLE 2.1.3 ESERCIZI SVOLTI 1)
2.2 LA MOLE 2.2.1QUANTITA’ UNITARIE
Dete Determi rmina na la la mass massaa mole moleco cola lare re di di O2 .
Massa atomica di O = 15,9994 uma Massa molecolare (O2 ) = 15,9994 uma x 2 = 31,999 uma 2) Determina la massa molecolare di H 2 SO4.
Consultando la Tavola Periodica troviamo le seguenti masse atomiche relative: Massa atomica di H = 1,008 uma Massa atomica di S = 32,064 uma Massa atomica di O = 15,9994 uma Massa molecolare (H2SO4 ) = 1,008 uma x 2+ 32,064 uma x 1 + 15,9994 uma x 4 = 98,078 uma
Torniamo allesempio delle monete e consideriamo gruppi contenenti ciascuno 10 unità, cioè 10 monete; definiamo ogni gruppo da 10 monete UNA MOLE DI MONETE; la mole rappresenta una quantità unitaria che contiene un numero fisso di unità (in questo caso, 10 monete). Possiamo calcolare la massa delle moli dei tre tipi di monete a partire dalla massa media di una singola moneta: Moneta da
massa media di 1 moneta
massa 1 0 monete ( = 1 mole )
5 0 lire
6 ,2 g
62
10 0 lire
7 ,9 g
79
20 0 lire
4 ,9 g
49
LA MOLE Partendo da questi valori, saremmo in grado, ad esempio, di calcolare il numero di monete presenti in una mole, a partire dalla massa di una singola moneta e dalla massa di una mole: massa di 1 mole numero monete in 1 mole = massa di 1 moneta ad esempio, per le monete da 200 lire: 49 g / 4,9 g = 10 (monete).
2.2.2 MOLE, COSTANTE DI AVOGADRO E MASSA MOLARE
maneggiate. Può essere definita così: la MOLE è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguale a quello presente in 12 g di carbonio 12. A seconda della specie chimica, esisteranno poi moli di atomi, di molecole, di ioni, di elettroni, ecc. E stato quindi proposto di chiamarla quantità chimica, che può essere riferita ad una qualsiasi entità chimica. Possiamo calcolare quanti atomi sono contenuti in 12 g di 12C; essendo la massa di un atomo di 12C uguale a 1,9925210 -23 g, il numero di atomi sarà dato da: 12 g mol-1/1,9925210
La quantità unitaria per gli atomi, le molecole e gli ioni è la MOLE . Essa ci permette di collegare il livello microscopico (cioè quello in cui consideriamo atomi, molecole, ecc.) con il livello macroscopico, in cui abbiamo a che fare con quantità di sostanza che possono essere pesate e
N A= 6,02210
23
-23
g = 6,0225210
23
mol-1
COSTANTE DI AVOGADRO
che mette in relazione il numero di unità
LA MOLE strutturali con la quantità di materia ed esprime il numero di particelle contenute in una mole di qualsiasi specie chimica. Come in precedenza abbiamo calcolato il numero di monete presenti in una mole di monete partendo dalle masse di una mole e di una moneta, così possiamo dividere la massa di una mole per la massa di una particella e verificare che una mole di qualsiasi sostanza contiene un numero di particelle pari alla costante di Avogadro. Definiamo quindi la massa di una mole:
può essere riferita ad atomi, molecole e ioni. La massa in grammi corrispondente alla massa atomica o molecolare relativa esprime, quindi, la massa di una mole, cioè di 6,02210 23 atomi o molecole. Ancora una volta, possiamo sottolineare come sia possibile ragionare su due piani distinti: quello microscopico (legato agli atomi, alle molecole, ecc.) e quello macroscopico, che è invece legato alle moli di sostanza ( reazione reazione chimica ).
la MASSA MOLARE (M) è la massa per quantità unitaria di sostanza, cioè la massa di una mole di sostanza. E generalmente espressa in grammi per mole (g mol-1 ).
Consideriamo lacqua, di formula H 2O. Consultando le Tabelle troviamo le masse atomiche relative di H e di O:
La massa molare di un elemento è la massa in grammi di una mole di quellelemento. Così, ad esempio il 12C ha M = 12 g mol -1, mentre luranio (massa atomica relativa = 238 uma) ha M = 238 g mol-1. Così come la mole, anche la massa molare
ESEMPIO
Massa atomica di H = 1,008 uma Massa atomica di O = 15,9994 uma Massa molecolare (H2O) = 1,008 uma x 2 + +15,9994 uma x 1 = 18,015 uma Massa molare (H2O) = 18,015 g mol-1
LA MOLE 2.2.3 ALTRI CALCOLI
Consideriamo, ancora una volta, lesempio delle monete. Se una scatola di monete da 200 lire pesa 350 g ed ogni mole di monete da 200 lire, come visto prima, 49 g, il numero di moli contenuto nella scatola si ottiene con un semplice calcolo: moli di monete da 200 lire = massa totale/massa di una mole 350 g / 49 g = 7,1 moli di monete da 200 lire Analogamente, la quantità di sostanza, cioè il numero di moli di una sostanza, può essere calcolato dividendo la massa di sostanza per la massa di una mole: numero di moli = = massa (g) / massa molare (g mol-1 )
ESEMPIO
Calcolare le moli corrispondenti a 180,0 g di carbonio, sapendo che la massa atomica relativa di C è 12,011. moli (C) = 180,0 g /12,011 g mol -1 = 14,99 mol Modificando opportunamente la relazione precedente, è possibile calcolare la massa corrispondente ad un certo numero di moli: massa (in g) = mol x massa molare (g mol -1 ) ESEMPIO
Calcolare la massa in grammi corrispondente a 2,00 moli di NaOH. Massa molecolare relativa (NaOH) = 40,0 uma Massa corrispondente ad 1 mole = 40,0 g mol-1
LA MOLE Per 2 moli g = 2,00 mol x 40,0 g mol -1 = 80,0 g
La Costante di Avogadro ci consente, infine, di calcolare il numero di particelle contenute in un certo numero di moli, secondo la relazione: numero di particelle = numero di moli x N A Analogamente a quanto visto in precedenza, la relazione può essere trasformata per calcolare il numero di moli corrispondenti ad un determinato numero di particelle. I calcoli relativi al numero di particelle possono essere combinati con i calcoli visti negli esercizi precedenti: alcuni esempi sono riportati negli esercizi svolti che seguono.
ESEMPIO
Calcolare quante molecole sono presenti in 0,50 moli di NaOH • 5,00 g di NaOH • Massa molecolare (NaOH) = 40,0 uma Massa molare (NaOH) = 40,0 g mol-1 1 mole di qualsiasi sostanza contiene 6,02210 particelle; in 0,50 moli ce ne saranno:
23
0,50 x 6,02210 23 = 3,0110 23 Nel secondo caso, 5,00 g corrispondono ad un numero di moli pari a: 5,00 g / 40,0 g mol -1 = 0,125 mol Il numero di molecole si ottiene moltiplicando questo valore per N A: 0,125 x 6,02210 23 = 7,5310 22
LA MOLE 2.2.4 ESERCIZI SVOLTI 1) Calcolare la massa in grammi di 1,00 mol di atomi di cloro e di 1,00 mol di molecole di cloro.
Massa atomica relativa (Cl) = 35,453 uma Massa di 1,00 mol di atomi di Cl = 35,453 g mol -1 Massa molecolare relativa (Cl2 ) = 35,453 x 2 = = 70,906 uma Massa di 1,00 mol di molecole di Cl 2 = 70,906 g mol-1 In questo ed in altri casi analoghi è necessario specificare se si tratta di atomi o di molecole di cloro. 2) Calcolare la massa di una mole di atomi di I.
Massa atomica relativa (I) = 126,904 uma Massa molare (I) = 126,904 g mol-1
3) A quante moli di H 2 O corrispondono 3,48 g di H 2 O?
Massa molecolare relativa (H2O) = 18,015 uma 1 mole di H2O ha una massa di 18,015 g Nel caso di 3,48 g: mol = massa / massa molare = = 3,48 g / 18,015 g mol -1 = 0,193 mol 4) A quanti grammi di CO2 corrispondono 1,20 mol di CO2 ?
Massa molecolare relativa (CO2 ) = 44,010 uma 1 mole di CO2 corrisponde a 44,010 g 1,20 mol corrispondono a: 1,20 mol x 44,010 g mol -1 = 52,8 g
LA MOLE 5) Calcolare il numero di molecole presenti in 1,20 mol di CaO e in 1,20 mol di H 2 O.
7) Calcolare a quante moli e a quanti grammi corrispondono 1,5510 24 molecole di N 2 .
numero di molecole = moli x N A = 1,20 x 6,02210 23 = 7,2310 23
Massa molecolare relativa (N2 ) = 28,013 uma Massa molare (N2 ) = 28,013 g mol-1
Poiché una mole di ogni sostanza contiene lo stesso numero di particelle, ed abbiamo nei due casi lo stesso numero di moli (1,20), il numero di molecole trovato è valido per entrambi i composti.
Il numero di moli si ottiene dividendo il numero di molecole per la Costante di Avogadro: mol (N2 ) = 1,5510 24 / 6,02210 23 = 2,57 mol
6) Calcolare il numero di moli ed il numero di molecole presenti in 12,5 g di glicerolo, C 3H 8 O3.
Massa molecolare relativa (C3H8O3 ) = 92,0954 uma Massa molare (C3H8O3 ) = 92,0954 g mol-1 moli = 12,5 g / 92,0954 g mol -1 = 0,136 mol molecole = 0,136 x 6,02210 23 = 8,1910 22
g (N 2 ) = 2,57 mol x 28,013 g mol-1 = 71,99 g
2.3 FORMULE E COMPOSIZIONE Come verrà spiegato in maggior dettaglio ( bilanciamento bilanciamento delle reazioni e rapporti tra le ), ), i simboli chimici delle sostanze semplici e masse le formule di quelle composte hanno un significato sia qualitativo che quantitativo, legati al tipo di atomi presenti e al concetto di mole,
LA MOLE rispettivamente. Quindi, come verrà ricordato anche a proposito della reazione chimica , una formula chimica esprime, da un lato, gli atomi presenti in una certa sostanza (livello microscopico), dallaltro una mole di quella sostanza (livello macroscopico). Consideriamo ora brevemente i diversi tipi di formule ed il loro significato. La FORMULA MINIMA (detta anche formula empirica) indica il numero relativo di atomi dei diversi elementi contenuti in una sostanza composta. Per una sostanza contenente soltanto C, H ed O sarà del tipo C xHy Oz, dove x, y e z sono i più piccoli numeri interi che esprimono il rapporto di combinazione degli atomi presenti nel composto. Essa può essere determinata a partire dai risultati dellanalisi qualitativa, spesso espressi in termini percentuali. Ad esempio, il glucosio ha formula minima CH2O (cui corrisponde una massa di 30,02 g mol -1 ). La FORMULA MOLECOLARE, oltre alle
informazioni fornite dalla formula minima, indica anche il numero effettivo di atomi di ogni elemento presente in una molecola della sostanza. Ad esempio, nella formula molecolare C x Hy Oz , gli indici x,y e z sono numeri interi proporzionali ad x, y e z ed indicano il numero di atomi di C, H ed O effettivamente presenti nel composto considerato. Può essere ricavata a partire dalla formula minima e dalla massa molare. Riconsiderando lesempio precedente, se la massa molare del glucosio è 180,15 g mol-1, confrontando questo valore con la massa corrispondente alla formula minima, si trova che la formula molecolare del glucosio sarà C 6H12O6. La FORMULA DI STRUTTURA (che verrà trattata a proposito dei tipi di composti ), ), oltre ad indicare gli atomi presenti ed il loro numero, mostra il modo con cui gli atomi sono legati tra loro ed i tipi di legami presenti. La COMPOSIZIONE PERCENTUALE indica le quantità in grammi dei diversi elementi presenti in
LA MOLE 100 grammi di sostanza; può essere determinata sperimentalmente con metodi di analisi elementare, oppure calcolata a partire dalla formula molecolare del composto.
2.4 DETERMINAZIONE DELLA COMPOSIZIONE PERCENTUALE E DELLA FORMULA DI UN COMPOSTO Una formula chimica esprime sul piano qualitativo gli elementi presenti e la proporzione relativa con cui i diversi atomi sono combinati. Partendo dalla formula chimica, è possibile ricavare le percentuali in peso di ciascun componente (cioè i grammi di ogni elemento in 100 g di sostanza).
ESEMPIO
Nel composto H2O si combinano: 2 atomi di H con 1 atomo di O, oppure 20 atomi di H con 10 atomi di O 2 x 6,02210 23 atomi di H con 1 x 6,02210 23 atomi di O 2 moli di atomi di H con una mole di atomi di O 2 x 1,008 g di H con 15,9994 g di O. Note le masse molari di H (1,008 g mol-1 ), O (15,9994 g mol-1 ) e H2O (18,015 g mol-1 ), le percentuali dei due elementi possono essere calcolate con una semplice proporzione: % H (2 x 1,008) : 18,015 = x : 100 x = 11,19 % % O (1 x 15,9994) : 18,015 = x : 100 x = 88,81 %
LA MOLE Sempre partendo dalla formula, è possibile calcolare la massa dei diversi elementi contenuta in una certa massa di composto. Il ragionamento è analogo, con la differenza che questa volta si considera una massa diversa da 100. ESEMPIO
Calcola i grammi di ossigeno e di idrogeno contenuti in 10 g di H 2O. Impostiamo una proporzione per ogni elemento, mettendo in relazione le masse molari con le masse e tenendo conto del numero di atomi di ogni tipo che compaiono nella formula: H
(2 x 1,0 1,008 08)) : 18,0 18,015 15 = x : 10 10 x = 1,12 1,12 g di di H
O
15,9994 : 18,015 = x : 10
x = 8,88 g di O
Se invece vogliamo conoscere la formula minima di un composto, questa può essere ricavata a partire
dalla sua composizione centesimale. ESEMPIO
La composizione percentuale di un composto contenente H e O è H 11,19 % O 88,81 % Determina la formula minima In 100 g di sostanza sono presenti rispettivamente 11,19 g di H e 88,81 g di O, corrispondenti a 11,19 g /1,008 g mol-1 = 11,10 moli di H e 88,81 g / 15,9994 g mol -1 = 5,55 moli di O Il rapporto tra le moli 11,10 : 5,55 corrisponde al rapporto tra gli atomi nel composto, che sarà H11,10O5,55 Per ottenere valori interi dividiamo entrambi i valori
LA MOLE per il più piccolo: H 11,10 /5,55 = 2,00 O 5,55 / 5,55 = 1,00
approssimati, se questo non è possibile (ad esempio per valori come 1,5, 2,5, etc) si moltiplicano i rapporti ottenuti in modo da ottenere tutti numeri interi.
La formula del composto è quindi H 2O.
2.4.1 ESERCIZI SVOLTI
Riassumiamo i calcoli in modo schematico:
1) Determinare la composizione percentuale relativa a C, H ed S nel composto di formula molecolare C 2 H 6 S.
H
O
Ma ssa ( g )
1 1,1 9
88 ,8 1
Ma ssa mola re ( g mol-1 )
1 ,00 8
15 ,9 99 4
Moli ( g /ma ssa mola re )
1 1,1 0
5 ,55
1 1, 10 /5 , 5 5 =2, 00
5 , 5 5 /5 , 5 5 =1, 0 0
2
1
Moli/ v a lore pi ù pi ccol o Rapporto
Massa molare (C) = 12,011 g mol-1 Massa molare (H) = 1,008 g mol -1 Massa molare (S) = 32,064 g mol-1 Massa molare (C2H6S) = 62,134 g mol-1 % C (2 x 12,011) : 62,134 = x : 100 100 x = 38,66 38,66 % di C
For mula H2O
Come verrà illustrato negli esercizi svolti che seguono, se i risultati delle divisioni per il valore più piccolo sono valori vicini allunità vengono
% H(6 x 1,008) : 62,134 = x : 100 x = 9,74 % di H % S 32,0 32,064 64 : 62, 62,13 1344 = x : 100 100 x = 51,6 51,600 % di S
LA MOLE 2) Calcol Calcolare are i gramm grammii di ossi ossigen genoo e di ferro ferro conte contenut nutii in 50 50 g di Fe 2 O3 e la composizione percentuale di Fe 2 O3.
Massa molare (Fe) = 55,85 g mol-1 Massa molare (O) = 15,9994 g mol-1 Massa molare (Fe2O3 ) = 159,7 g mol-1 Fe (2 x 55, 55,85 85)) : 159, 159,77 = x : 50 x = 34,9 34,977 g di Fe O
(3 x 15, 15,99 999) 9) : 159 159,7 ,7 = x : 50 50 x = 15,0 15,033 g di O
Per calcolare la composizione percentuale, impostiamo un calcolo analogo considerando 100 g di sostanza:
3) Un composto organico ha dato allanalisi la seguente composizione percentuale in peso: C 48,8 % H 13,5 % N 37,7 % Calcolare la formula minima del composto.
In 100,0 g di composto saranno contenuti rispettivamente 48,8 g di C, 13,5 g di H e 37,7 g di N. Procediamo secondo lo schema già visto: C
H
N
48,8
13,5
37,7
12,011
1,008
14,007
4,06
13,4
2,69
Mol / i valore più piccolo
4,06 / 2,69= = 1,5
13,4 / 2,69= = 4,98
2,69 / 2,69= =1,00
Rapporto (molt. x 2)
3
10
2
Massa (g)
Fe (2 x 55,8 55,85) 5) : 159,7 159,7 = x : 100 100 x = 69,94 69,94 % di di Fe Fe O
(3 x 15,999 15,999)) : 159, 159,77 = x : 100 100 x = 30,06 30,06 % di O
Massa molare (g mol- 1) Moli (g / massa molare)
LA MOLE Il composto ha formula C 3H10N2. Notiamo che il valore 1,5 relativo a C non poteva essere approssimato; tutti i rapporti sono quindi stati moltiplicati per 2. 4) Determ Determin inaa la formu formula la min minim imaa della della vitam vitamina ina C, sapendo che la sua composizione percentuale è: C 40,36% H 4,60 % O 55,04 %
100 g di campione conterranno 40,36 g di C, 4,60 g di H e 55,04 g di O. C
H
O
4 0 ,3 6
4 ,6 0
5 5 ,0 4
Massa molare (g mol- 1) 12,011
1 ,0 0 8
1 5 ,9 9 9 4
Moli (g / massa molare)
3,36
4 ,5 6
3 ,4 4
Mol / i valore più piccolo
3,36 / 3,44= = 0 , 98
4,56 / 3,44= = 1 ,3 3
3,44 / 3,44= = 1 ,0 0
Rapporto (molt. x 3)
3
1,3x3=4
3
Massa (g)
Formula: C3H4O3 Anche in questo caso, il rapporto relativo allidrogeno è stato reso intero moltiplicandolo per 3, e per lo stesso fattore sono stati moltiplicati tutti gli altri valori.
2.V VERIFICA SE HAI CAPITO 2.V.1 In base al significato di massa molecolare relativa e di massa molare , spiega per il composto H2O il significato dei valori 18,015 uma e 18,015 g mol-1. 2.V.2 Tenendo presente il significato di massa molare , determina il numero di moli che corrisponde a: 18,015 g di H2O 15,9995 g di O 1,008 g di H 36,03 g di H2O
LA MOLE 2.V.3 In base alla definizione di Costante di Avogadro , determina il numero di moli che corrisponde a: 6,02210 23 molecole di H2O 3,01110 23 molecole di H2O 1,2010 24 molecole di H2O 2.V.4 Partendo dal significato di formula chimica , e sapendo che le masse molari di C e di O sono 12,011 g mol-1 e 15,9994 g mol-1 rispettivamente, determina quanti grammi di C e di O sono presenti in 44,01 g di CO2.
LA MOLE Soluzione Pre-Test
Una mole di N2 ha una massa in grammi corrispondente alla sua massa molare, cioè 28,013 g mol-1; inoltre, in una mole è contenuto un numero di molecole pari alla Costante di Avogadro (N A = 6,02210 23 ). La massa di una singola molecola, quindi, è data dalla massa molare divisa per la Costante di Avogadro: 28,013 g mol-1 / 6,02210
23
mol-1= 4,6510 -23 g
ESERCIZI
ESERCIZI
g.
9,0010
24
molecole di C2H5OH Soluzione
1) Calcola Calcola la mass massaa moleco molecolar laree relati relativa va e la massa massa molare delle seguenti sostanze:
4)
Calco Calcola la la mas massa sa corri corrisp spon onde dent ntee a: a:
a.
NH 3
a.
1,00 1,00 mol di ido idogeno geno (H2 )
b.
CaBr 2
c. d.
H3PO4 Na2SO410H 2O
b. c.
0,500 mol di di Na NaCl 0,250 mol di di CO 2
d.
2,00 mol di SO SO3
e. f.
0,0300 mol di Cl 9,00 mol di Cl 2
g.
0,150 mol di MgSO 47H 2O
Soluzione
2) Qual Qual è la mas massa sa in in gram grammi mi di di 1,00 1,00 mol mol di atomi di fosforo (P) e di 1,00 mol di molecole di fosforo (P4 )? Soluzione
3)
Calcola Calcola il numero numero di moli moli corri corrispo sponden ndenti ti a:
a. b.
30,0 30,0 g di di mol molec ecol olee di di oss ossig igen eno o (O (O2 ) 31,0 31,0 g di di mol moleco ecole le di fosf fosfor oro o (P (P4 )
c.
50,0 g di CaCO3
d. e.
40,0 g di H2SO4 70,0 g di Fe
f.
1,0010
22
atomi di Cu
Soluzione
5) A quan quante te mol molii corri corrisp spon onde de 1,0 1,00 0 g di NH NH3? Quale massa di SO2 contiene lo stesso numero di molecole presenti in 1,00 g di NH3? Soluzione
ESERCIZI 6)
Calco Calcola la ilil nume numero ro di di atomi atomi con conten tenuti uti in: in:
a.
18,0 8,0 g di carb carbon onio io,, C
b.
18,0 g di ra rame, Cu Cu
c.
7,20 g di zolfo, S Soluzione
7)
Calcol Calcolaa ilil nume numero ro di moleco molecole le cont contenu enute te in: in:
a.
1,00 g di NH 3
b. c.
3,28 g di SO2 7,20 g di zolfo, S 8
10) Calcol Calcolaa il numer numero o totale totale di di moli moli di NH3 contenute in un campione ottenuto mescolando 7,90 g di NH 3, 0,258 mol di NH 3 e 8,5510 23 molecole di NH3. Soluzione
11) Calcola Calcola le moli moli di atomi e le moli moli di molecole molecole contenute in 3,45 g di idrogeno. Soluzione
Soluzione
8) Una Una molec molecola ola di un un certo certo com compo post sto o ha mas massa sa -22 2,1910 g. Qual è la massa molare del composto? Soluzione
9) Calco Calcola la i gra gramm mmii di di gluc glucos osio io (C6H12O6 ) presenti in un campione ottenuto mescolando 3,94 mol di C6H12O6 con 7,5510 22 molecole di C 6H12O6. Soluzione
12) Calcola Calcola il numero numero di molecole molecole presenti presenti in un campione di SO3 ottenuto mescolando 72,3 g di SO3 con 0,803 mol di SO 3. Soluzione
13) Determina Determina la compos composizio izione ne percentu percentuale ale del composto di formula C6H12O6. Soluzione
14) Determina Determina la compos composizio izione ne percentu percentuale ale del composto di formula H2SO4. Soluzione
ESERCIZI 15) Calcola Calcola quanti quanti g di H, C ed O sono contenu contenuti ti in 30 g di H 2CO3. Soluzione
16) Calcola Calcola la formula minima di un composto composto che contiene 40,0 % di C, 6,6 % di H e 53,4 % di O. Soluzione
17) Determin Determinaa la formu formula la minim minimaa di un un composto che ha dato allanalisi la seguente composizione percentuale: Na 12,1 % Al 14,2 % Si 22,1 % O 42,1 % H2O 9,48 % Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI
a. 2,02 g
1.
b. 29,2 g
a. 17,0 uma; 17,0 g mol -1 b. 199,9 uma; 199,9 g mol b. c.
4.
c. 11,0 g
-1
d. 160 g e. 1,06 g
98,0 8,0 uma; uma; 98,0 8,0 g mol mol-1 322,2 22,2 uma uma; 32 322,2 2,2 g mol-1 Back
f. 638 g h. 37,0 g
2.
Back
31,0 g; 124 g Back
5. 0,0588 mol; 3,77 g
3.
Back
a.
0,937 mol
b. c.
0,250 mol 0,500 mol
d.
0,408 mol
e. f.
1,25 mol 1,66 • 10-2 mol
g.
14,9 mol
6. a. 9,02 • 1023 atomi b. 1,71 • 1023 atomi c. 1,35 • 1023 atomi Back
Back
ESERCIZI 7.
12.
a. 3,54 • 1022 molecole b. 3,08 • 1022 molecole
1,027 • 1024 molecole Back
c. 1,69 • 10 molecole 22
Back
13. C 40,0 %; H 6,70 %; O 53,3 %
8.
Back
132 g Back
14. H 2,0 %; S 32,7 %; O 65,3 %
9. 732 g
Back
Back
15. H 0,97 g; C 5,81 g; O= 23,21 g
10. 2,14 mol
Back
Back
16. CH 2O
11. 3,42 mol di atomi; 1,71 mol di molecole
Back
Back
ESERCIZI 17. Na2 Al2Si3• 2H2O Back
LA STRUTTURA DELLATOMO LA STRUTTURA DELL’ATOMO 4.A PRE-REQUISITI 4.B PRE-TEST
4.5.2 PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITA’ (REGOLA DI HUND) 4.5.3 ESERCIZI SVOLTI
4.C OBIETTIVI
4.6 ENERGIE DI IONIZZAZIONE E DISTRIBUZIONE DEGLI ELETTRONI
4.1 UNO SGUARDO ALLA STORIA
4.V VERIFICA SE HAI CAPITO
4.2 L’ATOMO DI BOHR (1913)
ESERCIZI
4.3 L’ORBITALE 4.4 NUMERI QUANTICI E FORME DEGLI ORBITALI 4.5 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ATOMI POLIELETTRONICI 4.5.1 ORDINE E RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI E PRINCIPIO DI PAULI
LA STRUTTURA DELLATOMO 4.A PRE-REQUISITI
4.C OBIETTIVI
Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di:
Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di:
• comprendere i concetti di atomo, molecola, ione ed
particelle fondamentali che costituiscono latomo; • definire il numero atomico ed il numero di massa;
elemento; • interpretare alcuni fenomeni sul piano microscopico e su quello macroscopico;
• conoscere le caratteristiche essenziali delle tre
• spiegare cosa sono gli isotopi e comprendere la
• sapere cosa si intende per unità strutturale e conoscere i diversi tipi di unità strutturali corrispondenti alle sostanze semplici e composte;
• avere una certa famigliarità con i simboli che si usano per rappresentare gli elementi chimici.
4.B PRE-TEST Costruisci la configurazione elettronica dellelemento sodio e scrivi la sua reazione di prima ionizzazione. Soluzione
simbologia che li rappresenta;
• ripercorrere levoluzione storica dei modelli atomici con particolare attenzione a quello oggi accettato;
• comprendere in modo descrittivo (nonmatematico) il concetto di orbitale e le caratteristiche fondamentali dei diversi tipi di orbitali;
• conoscere il significato dei vari numeri quantici; • ricavare la struttura elettronica di un qualsiasi elemento a partire dal numero atomico e dalle regole di riempimento degli orbitali;
• comprendere il significato dellenergia di ionizzazione in relazione alla configurazione elettronica e scrivere le equazioni di formazione degli ioni dagli atomi.
LA STRUTTURA DELLATOMO 4.1 UNO SGUARDO ALLA STORIA In riferimento alle sostanze , avevamo avevamo parlato di unità strutturali; in particolare:
•
Una sostanza è costituita da unità strutturali di un unico tipo. Le unità strutturali possono essere atomi, • molecole o ioni.
•
Le unità strutturali delle sostanze semplici sono o atomi o molecole di un solo elemento.
•
Le unità strutturali delle sostanze composte sono molecole formate da atomi di più elementi diversi. Consideriamo ora la struttura della più semplice di queste unità strutturali, cioè latomo. Seguiremo inizialmente una prospettiva di tipo storico: verranno ripercorse le scoperte che hanno permesso di elaborare i vari modelli atomici e verranno sottolineati i concetti fondamentali che permettono di descrivere la struttura atomica.
1.
ELET ELETTR TRON ONII E PROT PROTON ONII (Thom (Thomso son, n, 189 1897) 7)
Thomson aveva condotto esperimenti sulla conducibilità dei gas a bassa pressione, in seguito allapplicazione di una differenza di potenziale elevata. Applicando al tubo contenente il gas una ddp di 15000 volt, osservò sul vetro una luminescenza verde, dovuta a raggi che partivano dal catodo e proseguivano in linea retta, che Thomson chiamò raggi catodici. Essi caricavano negativamente la lamina di un elettrometro ed applicando un campo elettrico venivano deviati verso il polo positivo, il che fece supporre che avessero carica negativa. Dopo ulteriori studi, Thomson concluse che i raggi erano costituiti da ELETTRONI, cioè da particelle cariche negativamente aventi massa molto piccola (dellordine di 10 -28 g, circa 1840 volte meno di un atomo di idrogeno). Lesperimento dava lo stesso risultato indipendentemente dai materiali usati, per cui gli elettroni erano probabilmente presenti in tutte le sostanze. Lelettrone rappresenta lunità di carica negativa.
LA STRUTTURA DELLATOMO Thomson aveva osservato anche una luminosità rossa, deflessa dai campi elettrici e magnetici in direzione opposta rispetto agli elettroni; questi raggi avevano, quindi, presumibilmente carica positiva, richiedevano per essere deviati campi più forti e la loro massa dipendeva dal gas usato (ad esempio, usando lidrogeno la loro massa era praticamente uguale a quella degli atomi di idrogeno). Thomson concluse che per collisione tra i raggi catodici, cioè gli elettroni, e gli atomi di gas si ottenevano ioni positivi in seguito alla perdita di elettroni. La particella positiva relativa allidrogeno (H + ) rappresenta lunità di carica positiva, ha una massa dellordine di 10 -24 g e fu chiamata PROTONE.
2. MODE MODELL LLO O ATO ATOMI MICO CO di Tho Thoms mson on (189 (1899) 9) Thomson, in base ai risultati ottenuti, ipotizzò che latomo fosse costituito da elettroni carichi negativamente immersi in una sfera carica positivamente e stabilizzati dal loro rapido moto. Thomson stabilì che latomo fosse neutro (le cariche positive e negative si bilanciavano) e che la
massa fosse dovuta essenzialmente agli elettroni (fatto poi smentito). 3. DISP DISPOS OSIZ IZIO IONE NE DELL DELLE E CARI CARICH CHE E DELLATOMO (Geiger e Marsden, 1909) Geiger e Marsden, sotto la guida di Rutherford studiarono la struttura dellatomo, inviando come proiettili particelle α (cioè ioni He2+ ) prodotte da un elemento radioattivo su una sottile lamina metallica e valutando il percorso delle particelle su uno schermo fluorescente. La maggior parte delle particelle proseguiva senza deviazioni, alcune venivano deviate e una su 10000 veniva sorprendentemente respinta indietro. Fu ipotizzato che le particelle cariche positivamente venissero riflesse o deviate quando attraversavano zone a carica positiva; essendo deviate solo poche particelle, tali zone positive occupavano probabilmente una minima parte dellatomo, prevalentemente costituito da spazio vuoto.
LA STRUTTURA DELLATOMO 4. MODE MODELL LLO O AT ATOM OMIC ICO O DI RUTH RUTHER ERFO FORD RD (1911) Rutherford ipotizzò lesistenza di un nucleo centrale carico positivamente, in cui si concentrava praticamente tutta la massa dellatomo, mentre gli elettroni occupavano un volume molto maggiore. In seguito ai suoi calcoli, il nucleo risultò essere circa 10 mila volte più piccolo rispetto allatomo nel suo insieme.
calcolare i valori del numero atomico di alcuni elementi non ancora noti, ma dei quali si ipotizzava lesistenza in base alla struttura della tavola periodica . 6.
NEUT NEUTR RONI ONI (Cha (Chadw dwic ick, k, 1932 1932))
NUME NUMERO RO AT ATOM OMIC ICO O (Mos (Mosele eleyy, 1913 1913))
La massa atomica relativa dellelio, che contiene due protoni, dovrebbe essere doppia di quella dellidrogeno (1 protone), mentre è quattro volte. Chadwick identificò la causa di questo con la presenza nel nucleo di particelle non cariche, i NEUTRONI, di massa analoga a quella dei protoni. Come osservato sperimentalmente, e considerando trascurabile la massa degli elettroni, la massa dellatomo di elio (2 protoni, 2 neutroni e 2 elettroni) risulta quindi quadrupla rispetto a quella dellidrogeno (1 protone e 1 elettrone).
A partire dai risultati ottenuti si trovò che il numero di cariche positive nel nucleo corrispondeva al numero dordine dellatomo nella tavola periodica numero atomico , indicato con Z); i valori ( numero calcolati vennero confermati sperimentalmente da Moseley. Il metodo da lui usato permise anche di
7. ISOT ISOTOP OPII (Sod (Soddy dy,, 1913 1913)) Esperimenti svolti con lo SPETTROMETRO DI MASSA mostrarono che atomi di uno stesso elemento potevano avere masse leggermente diverse. Essi vennero chiamati ISOTOPI e sono
Il modello di Rutherford si serve di un modello planetario e considera ogni atomo come un piccolo sistema solare, con gli elettroni che ruotano attorno al nucleo. Lattrazione elettrostatica tra gli elettroni ed il nucleo permetterebbe di spiegare la stabilità dellatomo. 5.
LA STRUTTURA DELLATOMO caratterizzati tutti dallo stesso numero atomico (cioè lo stesso numero di protoni), ma da un diverso numero di neutroni nel nucleo. La somma dei protoni e dei neutroni è espressa dal numero di massa (A). Ad esempio, il Carbonio (6 protoni) può esistere in tre isotopi, caratterizzati rispettivamente da numero di massa 12, 13 e 14 (corrispondenti a 6, 7 e 8 neutroni). Nella simbologia normalmente usata, il numero di massa si scrive in alto a sinistra del simbolo chimico, il numero atomico in basso a sinistra. Esempio
12 6
C
diversi sono caratterizzati dallo stesso numero atomico, ma da diverso numero di massa. Il nucleo dell ATOMO è costituito da protoni e neutroni
• • •
occupa un volume limitato dellatomo in esso si concentra la quasi totalità della massa dellatomo
PARTICELLE PAR TICELLE SUBATOMICHE Par tice lla
IN SINTESI:
NUMERO ATOMICO (Z): è la caratteristica più importante per definire l elemento ; esso esprime il numero dei protoni presenti nel nucleo (e quindi anche il numero di elettroni nellatomo neutro), nonché la posizione dellelemento nella tavola periodica.
NUMERO DI MASSA (A): esprime la somma dei neutroni e dei protoni presenti nel nucleo; isotopi
Mas sa ( rispet to a Car ica ( rispett o a q uel la del prot one ) q uel la del prot one )
Protone
1
+1
Neutrone
1
0
E let trone
1 / 1840
-1
LA STRUTTURA DELLATOMO 4.2 L’ATOMO DI BOHR (1913)
i livelli possa assumere soltanto determinati valori.
•
•
Plank ipotizza che lenergia sia quantizzata, cioè possa assumere soltanto alcuni valori specifici; anche la differenza tra due valori assumerebbe un valore ben preciso. Inoltre, lenergia è proporzionale alla radiazione emessa, attraverso la costante di Plank.
•
Studiando latomo di idrogeno, Bohr formulò un modello, i cui postulati possono essere così sintetizzati:
PREMESSE Il modello di Ruthrford è in disaccordo con la teoria elettromagnetica classica, secondo cui gli elettroni dovrebbero irradiare radiazioni elettromagnetiche, perdere energia e cadere sul nucleo. Nella realtà, ciò non avviene. Quando ad un elemento si fornisce energia (ad esempio con una fiamma o applicando una differenza di potenziale), questo emette una radiazione caratterizzata da valori ben precisi di lunghezza donda. Con metodi opportuni è possibile ottenere lo spettro della sostanza, in cui compare una serie di righe caratteristiche che permettono di riconoscerla. Il fenomeno può essere messo in relazione con lacquisto di energia da parte degli elettroni del campione, che tornano allo stato precedente emettendo, appunto, una radiazione. Per spiegare la formazione di questi spettri a righe si dovrebbe supporre che gli elettroni occupino soltanto alcuni livelli energetici e che la differenza tra
1. Lelettro elettrone ne ruota attorno attorno al nucleo nucleo percorr percorrend endo o orbite circolari. 2. Lelettro elettrone ne possied possiedee una serie serie stabili stabilita ta di orbite orbite permesse, dette stati stazionari, in cui alcune proprietà dellelettrone assumono valori costanti. Fino a quando un elettrone rimane su una di queste orbite, la sua energia resta costante e non si ha emissione, con conseguente perdita di energia. 3. Un elett elettron ronee può può passa passare re da unor unorbit bitaa alla allaltra ltra;; in queste transizioni vengono coinvolte quantità fisse di energia, in accordo con la teoria di Plank.
LA STRUTTURA DELLATOMO Nel modello atomico dellidrogeno calcolato in base a questi presupposti; gli stati permessi vengono indicati da un numero detto NUMERO QUANTICO (n) che può assumere valori interi come n=1, n=2, ecc. Il livello ad energia inferiore viene definito stato FONDAMENTALE, mentre i livelli successivi rappresentano eventuali stati ECCITATI ed hanno energia più elevata rispetto allo stato fondamentale. Un elettrone che si trova sul livello corrispondente ad n = 1 potrà passare ad un livello eccitato se gli viene fornita energia; lelettrone tenderà a tornare allo stato fondamentale emettendo una radiazione di frequenza caratteristica, cui abbiamo accennato parlando degli spettri di emissione. Il modello permette, inoltre, di calcolare i raggi delle orbite permesse in un atomo di idrogeno e le loro energie; ad esempio, lo stato fondamentale (n = 1) ha un raggio di 0,053 nm. Il modello di Bohr mostrò i suoi limiti quando si cercò di applicarlo ad atomi più complessi rispetto allidrogeno; negli spettri di questi atomi
comparivano serie di righe molto vicine tra di loro, dette multipletti, difficilmente spiegabili con il modello di Bohr. Sommerfeld (1915) ipotizzò che le orbite non fossero circolari, ma ellittiche e costruì un sistema quantizzato simile a quello di Bohr, introducendo accanto ad n, un nuovo numero quantico (l) che determinava leccentricità delle orbite, e quindi la forma dellellisse, ed il cui valore era legato a quello di n. Allinterno di ogni livello livello (legato ad un certo valore di n) erano quindi presenti vari sottolivelli, corrispondenti ai possibili valori assunti da l. Anche questo ulteriore contributo non riusciva, tuttavia a spiegare tutti i fenomeni osservati e furono necessari ulteriori apporti ed un netto cambiamento di impostazione per definire il modello di atomo ancora oggi accettato.
4.3 L’ORBITALE PREMESSE
1. De Broglie con la sua teoria ondulatoria propone di associare alle particelle, ed in particolare
LA STRUTTURA DELLATOMO allelettrone, unonda elettromagnetica. Tale onda diventa rilevante e sperimentalmente determinabile soltanto per particelle caratterizzate da una massa molto piccola e da una velocità elevata. Lelettrone risulta, quindi, distribuito (delocalizzato) in unonda di probabilità, che può essere vista come una nuvola carica negativamente ed esprime la probabilità di trovare lelettrone in una certa zona dello spazio.
2. Secondo il principio di indeterminazione di Heisemberg, non è possibile misurare simultaneamente e con accuratezza la posizione di un elettrone la sua quantità di moto. Effettuando la misura, verrebbe introdotta una perturbazione tale che la situazione precedente non sarebbe più determinabile, per cui diventa necessario ragionare in termini di probabilità.
appartenenti ad atomi diversi, la conoscenza della forma e dellorientamento di tali zone negli atomi permette di interpretare e prevedere prevedere le proprietà proprietà e struttura delle specie chimiche. Ciò è possibile risolvendo lequazione di Schrödinger, che rappresenta in tre dimensioni londa associata ad un elettrone; si ottengono una serie di valori, detti FUNZIONI DONDA (ed indicati con il simbolo Ψ ) che consentono di conoscere la distribuzione della densità elettronica nello spazio attorno al nucleo. Assegnando valori specifici ai numeri quantici si ottengono particolari funzioni donda, dette ORBITALI . Tra le infinite soluzioni possibili, sono accettabili quelle che: • assumono un solo valore;
• sono continue e finite in ogni punto dello spazio ed allinfinito tendono a 0;
∫∫∫ ψ 2dv = 1, dove • sono tali per cui ∫∫∫ ψ Il modello ondulatorio individua zone dello spazio dove massima è la densità di carica negativa, e quindi la probabilità di trovare lelettrone. Poiché i legami chimici possono essere visti in termini di sovrapposizione tra zone ad alta densità elettronica
ψ 2 rappresenta
lintensità dellonda associata allelettrone; lintegrale esprime la probabilità di trovare lelettrone nel volume infinitesimo dv, ed il fatto che tale integrale esteso a tutto lo spazio valga 1, significa che in esso si troverà certamente lelettrone.
LA STRUTTURA DELLATOMO Lorbitale rappresenta, quindi, una regione caratterizzata da unalta densità elettronica in cui è massima la probabilità di trovare lelettrone, e corrisponde idealmente alle orbite che caratterizzavano i modelli precedenti. Gli orbitali, così come le orbite, sono associati a diversi numeri quantici ed i due modelli risultano in definitiva abbastanza simili. Tuttavia, si tratta di una coincidenza formale cui corrispondono presupposti profondamente differenti: mentre nella teoria quantistica ad ogni numero quantico era associata una realtà fisica (unorbita circolare o ellittica), nella teoria ondulatoria i numeri quantici compaiono come coefficienti nellequazione che descrive lelettrone. Ad esempio, nellatomo di Bohr lorbita corrispondente allo stato fondamentale si trovava ad una distanza di 0,053 nm dal nucleo. Nel modello ondulatorio, lelettrone non è più identificabile con una particella che percorre una traiettoria, quindi non si parla più di distanza dellelettrone dal nucleo, quanto piuttosto di probabilità che lelettrone si trovi ad una certa distanza dal nucleo. In questo caso i
calcoli indicano che per lo stato fondamentale dellatomo di H il valore massimo di probabilità si ha a 0,053 nm dal nucleo. Il risultato coincidente si accompagna, tuttavia, ad una netta differenza concettuale: in un caso si afferma che lelettrone si trova a 0,053 nm dal nucleo, nellaltro che 0,053 nm è la distanza alla quale è massima la probabilità di trovare lelettrone, delocalizzato sullorbitale. Gli orbitali possono essere rappresentati graficamente con superfici che rappresentano la nube di densità elettronica e che convenzionalmente comprendono il 99 % di probabilità che lelettrone si trovi al loro interno.
4.4 NUMERI QUANTICI E FORME DEGLI ORBITALI I diversi tipi di orbitali si ottengono combinando in vario modo i NUMERI QUANTICI . Vediamoli uno per uno, indicando qualche caratteristica. 1. Numero quantico PRINCIPALE (n): può assumere valori positivi interi (1, 2, 3, ), indica il
LA STRUTTURA DELLATOMO livello in cui si colloca lelettrone, e quindi è in relazione con le dimensioni e lenergia dellorbitale. 2. Numero quantico ANGOLARE (o secondario, l): può assumere valori interi positivi da 0 a n-1 (n è il numero quantico principale) ed indica la forma geometrica dellorbitale. 3. Numero quantico MAGNETICO (m): può assumere ogni valore intero, zero incluso, compreso tra +l e -l (l è il numero quantico angolare) e può essere messo in relazione con lorientamento dellorbitale nello spazio. A questi numeri quantici caratteristici della meccanica ondulatoria, nel 1925 ne venne aggiunto un quarto per giustificare alcuni aspetti dello spettro dellidrogeno, altrimenti inspiegabili. 4. Numero quantico di SPIN (m ): esprime il senso s di rotazione dellelettrone attorno al proprio asse e può assumere i valori di ½ e - ½, indicati convenzionalmente con↑ e con ↓, come verrà mostrato nei successivi esempi di riempimento degli orbitali.
Un elettrone viene quindi descritto in modo univoco dai quattro numeri quantici. Il PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI esclude che in un atomo o una molecola possano coesistere due o più elettroni caratterizzati dai quattro numeri quantici uguali (al limite, due elettroni che occupano lo stesso orbitale avranno uguali i primi tre, ma quello di spin opposto). I livelli elettronici vengono numerati secondo valori crescenti di n; al crescere di n, aumentano lenergia dellelettrone e, in genere, la sua distanza dal nucleo. Consideriamo ora le varie possibilità, ricavando per ogni valore del numero quantico principale (n) i corrispondenti sottolivelli determinati dai valori dei numeri quantici angolare (l) e magnetico (m), sintetizzando le principali caratteristiche dei diversi tipi di orbitali. Per n = 1 si ha l = 0; lunico orbitale di questo livello è un ORBITALE S, a simmetria sferica centrata nel nucleo. Tutti gli orbitali caratterizzati da l = 0 sono orbitali s, e, a seconda del livello, si parlerà di orbitali 1s, 2s, ecc. Poiché a l = 0
LA STRUTTURA DELLATOMO corrisponde m = 0, esiste un solo orbitale di tipo s per livello.
certo valore di n hanno lo stesso valore di energia o, come si dice, sono degeneri. pi ano yz z
y
pi ano xz
z
z
y
y
x px
piano xy
x
x py
pz
Orbitale s
Per n = 2, si può avere l = 0 (orbitale 2s, già citato) e l = 1: in questo caso si ha un ORBITALE P, caratterizzato da una distribuzione di probabilità a forma di doppio lobo; i due lobi sono separati da un piano a probabilità nulla, detto piano nodale. Per l = 1, m può assumere tre valori (-1, 0, +1): gli orbitali p sono a gruppi di 3, orientati ortogonalmente uno rispetto allaltro secondo i tre assi (x, y z), solitamente indicati con px, p y e pz. Vengono spesso rappresentati separatamente, ma andrebbero immaginati riuniti in ununica terna di assi, alla cui origine è posto il nucleo. I tre orbitali p relativi ad un
Orbitale p
Nei livelli successivi si hanno altri tipi di orbitali: per l = 2 si hanno gli ORBITALI D (5 orbitali degeneri), mentre per l = 3 abbiamo gli ORBITALI F (7 orbitali degeneri); in entrambi i casi la geometria della distribuzione di probabilità è più complessa rispetto ai casi precedenti. Poiché il Principio di Pauli esclude che in uno stesso atomo o molecola possano esistere due elettroni caratterizzati dagli stessi quattro numeri
LA STRUTTURA DELLATOMO quantici, ne consegue che
orbitale l
m
un orbitale può essere occupato da un massimo di due elettroni
n°orbitali n° max degeneri elettroni
s
0
0
1
2
p
1
- 1, 0, +1
3
6
d
2
- 2. - 1, 0, +1, +2
5
10
f
3
- 3, - 2, - 1, 0,+1, +2,+3
7
14
(che differiscono per il valore del numero quantico di spin); inoltre, per i vari livelli si hanno:
→ 1 orbitale (o sottolivello) n = 2 → 4 orbitali n = 3 → 9 orbitali in generale → n2 orbitali n=1
Poiché ogni orbitale può contenere 2 elettroni, il numero massimo di elettroni che può essere contenuto in un livello con numero quantico principale n è dato da 2n2 (ad esempio, 2 elettroni per n = 1, 8 elettroni per n = 2, e così via). Riassumiamo le caratteristiche principali dei diversi tipi di orbitale.
4.5 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ATOMI POLIELETTRONICI La CONFIGURAZIONE ELETTRONICA di un atomo dà indicazioni su come gli elettroni sono distribuiti nei suoi orbitali; ad essa sono collegate le proprietà chimiche. Rispettando alcune semplici regole, la configurazione elettronica può essere costruita a partire dal numero atomico, secondo un procedimento relativamente semplice. Dopo alcune indicazioni teoriche, verranno presentati alcuni esempi.
LA STRUTTURA DELLATOMO 4.5.1 ORDINE DI RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI E PRINCIPIO DI PAULI La configurazione elettronica viene costruita secondo il principio dellAufbau (= edificare) disponendo gli elettroni negli orbitali secondo energia crescente, a partire da quelli ad energia minore. Si tiene conto degli orbitali degeneri (3 per gli orbitali p, 5 per i d, 7 per gli f) e del fatto che ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposti (principio di esclusione di Pauli). La somma degli elettroni disposti negli orbitali corrisponderà al numero atomico. Lordine di riempimento degli orbitali, verificato sperimentalmente in passato, può essere ricavato dallo schema seguente procedendo lungo le frecce. Si può notare che non sempre il principio del numero quantico principale crescente è rispettato: ad esempio, gli orbitali 3d hanno energia leggermente superiore rispetto al 4s e questultimo viene occupato prima.
Ordine di riempimento degli orbitali negli atomi secondo il “principio di Aufbau”. Valore di l 0 1 2 3 Valore di n 1s 1 2s 2p 2 3s 3p 3 d 3 s p 4 4 4 d 4 f 4 s p 5 5 d 5 5 f 5 6s p 6 6 d 6 7s 7p 7
4.5.2 PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITÀ (REGOLA DI HUND) La regola di Hund ( PRINCIPIO PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITÀ ) afferma che, se più elettroni occupano orbitali degeneri, essi occupano il maggior numero possibile di orbitali singolarmente e con spin parallelo (condizione di minima energia, molto stabile); successivamente si
LA STRUTTURA DELLATOMO dispongono gli altri elettroni, che si accoppiano ai precedenti. Se, ad esempio, 3 elettroni occupano un orbitale p (schematizzabile come [ ][ ][ ] ), questi saranno disposti [ ↑ ][ ↑ ][ ↑ ] oppure [ ↓ ][ ↓ ][ ↓ ] e non ↑↓ ][ ↑ ][ ] o [ ↑ ][ ↑ ][ ↓ ]; così, se in un orbitale p [ ↑↓ devono essere disposti 4 elettroni, la disposizione ↑↓ ][ ↑ ][ ↑ ]. corretta sarà [ ↑↓
ESEMPI
H (Z = 1) Lunico elettrone occupa lorbitale 1s (quello in assoluto ad energia minore). Possiamo indicare questa configurazione con due notazioni equivalenti: 1s1 oppure 1s [ ↑ ] He (Z = 2) Entrambi gli elettroni occupano lorbitale 1s; il livello caratterizzato da n = 1 è completo. ↑↓ ] 1s2 oppure 1s [ ↑↓
Li (Z = 3) 2 elettroni occupano lorbitale 1s (che risulta completo), il terzo lorbitale 2s. ↑↓ ] 2s [ ↑ ] 1s2 2s1 oppure 1s [ ↑↓ In alternativa, si può scrivere [He] 2s 1 (cioè, configurazione dellHe più ...). C (Z = 6) 2 elettroni occupano lorbitale 2p, disponendosi secondo il principio della massima molteplicità.
↑↓ ] 2s 1s2 2s2 2px1 2py 1 (2pz è vuoto) oppure 1s [ ↑↓ ↑↓ ] 2p [ ↑ ][ ↑ ][ ]; [ ↑↓ In tutti questi esempi, per semplicità, nella seconda notazione gli orbitali sono stati posti orizzontalmente, anche se sarebbe più corretto disporli verticalmente per visualizzare lenergia crescente.
LA STRUTTURA DELLATOMO 4.5.3 ESERCIZI SVOLTI 1) Costruis Costruisci ci la la config configurazio urazione ne elettro elettronica nica delloss dellossigen igenoo (O, (O, Z = 8) 1s2 2s2 2p4 (in dettaglio 2px2 2py 1 2pz1 ) Nel riempimento dellorbitale 2p è stato applicato il principio della massima molteplicità.
↑↓ ] 2s [ ↑↓ ] 2p [ ↑↓ ↑↓ ][ ↑ ][ ↑ ] 1s [ ↑↓ 2) Costruisc Costruiscii la configur configurazion azionee elettron elettronica ica del silicio silicio (Si, Z = 14) 2
2
6
2
1 x
1 y
1s 2s 2p 3s 3p 3p
Può essere scritta anche [Ne] 3s 2 3p2 (il Ne ha configurazione 1s2 2s2 2p6, che corrisponde ai primi due livelli completi).
↑↓ ] 2s [ ↑↓ ↑↓ ] 2p [ ↑↓ ↑↓ ][ ↑↓ ↑↓ ][ ↑↓ ↑↓ ] 3s [ ↑↓ ↑↓ ] 3p [ ↑ ][ ↑ ][ ] 1s [ ↑↓
3) Costruis Costruisci ci la la confi configura gurazione zione elettroni elettronica ca del del ferro (Fe, (Fe, Z = 26) Gli orbitali 4s hanno energia inferiore ai 3d e vengono occupati prima: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 (oppure [Ar] 4s 2 3d6 ) Vediamo in dettaglio il riempimento dellorbitale 3d:
↑↓ ] 2s [ ↑↓ ↑↓ ] 2p [ ↑↓ ↑↓ ][ ↑↓ ↑↓ ][ ↑↓ ↑↓ ] 3s [ ↑↓ ↑↓ ] 3p 1s [ ↑↓ ↑↓ ][ ↑↓ ↑↓ ][ ↑↓ ↑↓ ] 4s [ ↑↓ ↑↓ ] 3d [ ↑↓ ↑↓ ][ ↑ ][ ↑ ][ ↑ ][ ↑ ] [ ↑↓ 4.6 ENERGIE DI IONIZZAZIONE E DISTRIBUZIONE DEGLI ELETTRONI Fornendo energia, è possibile strappare un elettrone da un atomo, trasformandolo in ione; generalmente, per strappare elettroni successivi al primo sarà necessaria una quantità di energia più elevata, perché una specie carica positivamente esercita sugli elettroni, a carica negativa, unattrazione maggiore rispetto ad una specie neutra. Ogni atomo sarà
LA STRUTTURA DELLATOMO quindi caratterizzato da determinati valori IONIZZAZIONE E ; poiché gli dell ENERGIA DI IONIZZAZION elettroni che si trovano sullo strato più esterno, ad energia più elevata e generalmente non completo, vengono strappati più facilmente, i valori delle successive energie di ionizzazione ci danno informazioni sulla configurazione elettronica. Consideriamo, come primo esempio, il sodio: Prima ionizzazione Na → Na+ + e Energia di ionizzazione = + 494 kJ mol -1
1s2 2s2 2p6 3s1 Lelettrone nellorbitale esterno 3s viene strappato molto più facilmente rispetto a quello nellorbitale 2p, ad energia inferiore e più stabile. Se consideriamo i valori delle energie di ionizzazione del berillio, che ha Z = 4 e configurazione elettronica 1s2 2s2, vediamo che i due elettroni che occupano lorbitale 2s possono essere rimossi con una certa facilità, mentre gli altri due sono trattenuti molto fortemente. En. En. di di prim primaa ioni ionizz zzaz azio ione ne
900 900 kJ kJ mol mol -1
Seconda ionizzazione
En. di seconda seconda ionizza ionizzazione zione 1758 kJ kJ mol-1
Na+ → Na2+ + e-
En. En. di terz terzaa ioni ionizz zzaz azio ione ne En. En. di quarta quarta ioni ionizza zzazio zione ne
Energia di ionizzazione = + 4564 kJ mol -1 Il valore molto maggiore dellenergia di seconda ionizzazione è perfettamente comprensibile se si osserva la configurazione elettronica del sodio (Z = 11), che è
1490 14905 5 kJ kJ mol mol-1 2106 21060 0 kJ mol mol-1
LA STRUTTURA DELLATOMO 4.V VERIFICA SE HAI CAPITO 4.V.1 4.V.1 Partendo dal significato degli degl i isotopi e dalle definizioni di numero atomico e numero di massa e sapendo che per il carbonio Z = 6, individua il numero di protoni, elettroni e neutroni presenti:
• • •
in un atomo di 12C in un atomo di 13C in un atomo di 14C
4.V.2 Costruisci la configurazione elettronica degli elementi seguenti, usando entrambe le notazioni viste:
• • •
Ne (Z = 2) He (Z = 10) Ar (Z = 18)
4.V.3 In base al principio della massima molteplicità , individua tra le possibilità seguenti quelle corrette:
• • • • • •
[ ↓ ][ ↑ ][ ↑ ]
↑↓ ][ ↑ ] [ ↑ ][ ↑↓ ↑↓ ][ ↑ ][ ] [ ↑↓ ↑↓ ][ ↑ ][ ↑ ] [ ↑↓ ↑↓ ][ ][ ] [ ↑↓ ↑↓ ][ ↑↓ ↑↓ ][ ↑ ] [ ↑↓
LA STRUTTURA DELLATOMO Soluzione Pre- Test
Na (11) 1s 2 2s2 2p6 3s1 Na
→ Na+ + e-
LA TAVOLA PERIODICA LA T TA AVOLA PERIODICA PERIODI CA
5.4.3 AFFINITA’ ELETTRONICA
5.A PRE-REQUISITI
5.V VERIFICA SE HAI CAPITO
5.B PRE-TEST
ESERCIZI
5.C OBIETTIVI 5.1 CRITERI DI CLASSIFICAZIONE 5.1.1 MENDELEEV: PESO ATOMICO E PROPRIETA’ CHIMICHE 5.1.2 NUMERO ATOMICO E CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
5.2 LA STRUTTURA DELLA TAVOLA PERIODICA 5.3 GRUPPI CARATTERISTICI 5.4 PROPRIETA’ PERIODICHE 5.4.1 RAGGIO ATOMICO E RAGGIO IONICO 5.4.2 ENERGIA DI IONIZZAZIONE IONIZZAZIONE
LA TAVOLA PERIODICA 5.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: • comprendere i concetti di sostanza semplice, sostanza composta, atomo e molecola; • avere chiaro il significato del termine elemento; • sapere cosa sono gli isotopi; • costruire la configurazione elettronica di un qualsiasi elemento, a partire dal suo numero atomico; • conoscere il significato di massa atomica/ molecolare relativa; • avere unidea generale sui composti formati dai metalli e dai non-metalli.
5.B PRE-TEST 1. Giustifica la posizione nella Tavola periodica degli elementi sodio, potassio, fluoro e cloro in base alla loro configurazione elettronica. 2. Identifica nella Tavola periodica la zona occupata
dai metalli alcalini, dagli alogeni e dai gas nobili.
Soluzione
5.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: • consultare agevolmente la tavola periodica, ricavando di volta in volta le informazioni di cui hai bisogno; • comprendere la struttura generale della tavola periodica, riconoscendo al suo interno i gruppi ed i periodi, i blocchi s, p, p, d, f e le zone occupate da metalli, non-metalli, semimetalli; • conoscere le caratteristiche principali di alcuni gruppi; • comprendere il significato della legge periodica individuata da Mendeleev in relazione al
LA TAVOLA PERIODICA comportamento chimico ed al valore del peso atomico; • spiegare la posizione degli elementi nella Tavola Periodica sulla base della loro configurazione elettronica; • comprendere il significato di alcune proprietà degli elementi, come il raggio atomico e ionico, lenergia di ionizzazione e laffinità elettronica; • interpretare la variazione di queste proprietà in relazione alla periodicità ed alla posizione nella Tavola periodica.
5.1 CRITERI DI CLASSIFICAZIONE 5.1.1 MENDELEEV: PESO ATOMICO E PROPRIETA’ CHIMICHE
I chimici hanno sempre tentato di ordinare le sostanze studiate in base a somiglianze che permettessero, in qualche modo, di raggrupparle in modo schematico; questa esigenza divenne progressivamente più sentita nel secolo scorso, quando il progresso delle tecniche di analisi permise di scoprire nuove sostanze semplici. Mendeleev, come già altri prima di lui, si era interrogato sulle cause dellanalogia tra gruppi di elementi e sul rapporto di questi vari gruppi tra loro. Partendo da metodi di classificazione proposti da altri, ed in verità accolti nel mondo scientifico con un po di scetticismo, egli propose una classificazione basata essenzialmente su due criteri:
•
la similitudine nel comportamento chimico, non sempre valutabile con precisione; • il peso atomico (corrispondente alla odierna massa atomica molare), quantità esattamente misurabile, che rappresenta invece un criterio quantitativo di valutazione. Mendeleev notò che, disponendo gli elementi
LA TAVOLA PERIODICA secondo il peso atomico crescente, si poteva osservare una ripetizione periodica nelle proprietà chimiche, che può essere sintetizzata dalla legge periodica.
LEGGE PERIODICA : le proprietà dei corpi semplici, come le forme e le proprietà delle combinazioni, sono funzione periodica della grandezza del peso atomico (1868). La classificazione proposta da Mendeleev si ritrova nella attuale Tavola periodica con laggiunta di alcuni gruppi di elementi non ancora noti allepoca, come i gas rari (prima colonna a destra). Egli poté collocare tutti gli elementi allora noti; e fu anche in grado di lasciare nella Tavola alcune caselle vuote, prevedendo la collocazione e le caratteristiche di elementi non ancora scoperti, la cui posizione e le cui proprietà sono state in seguito confermate. Ad esempio, lelemento che Mendeleev aveva chiamato eka-silicio fu scoperto alcuni anni dopo e chiamato germanio; le proprietà previste da Mendeleev concordano con quelle osservate.
Proprie tà
Pre vis te Os s e rvate (Eka-Si, 1871) (Ge , 1886)
massa atomica
72
72,6
densità (g / cm3)
5,5
5,47
colore
grigio
bianco- grigio
densità dell'ossido (g / cm3)
EsO2, 4,7
GeO2, 4,703
punto di ebollizione del cloruro
EsCl4, sotto i 100° C
GeCl4, 86° C
densità del cloruro (g / cm3)
EsCl4, 1,9
GeCl4, 1,887
LA TAVOLA PERIODICA 5.1.2 NUMERO ATOMICO E CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Grazie agli studi di Moseley , che, esaminando i raggi X emessi dai diversi elementi, fu in grado di risalire alla carica nucleare e, quindi, al numero atomico, questultimo divenne il criterio per stabilire la posizione degli elementi nella TAVOLA PERIODICA . La legge periodica, che per Mendeleev era correlata con il peso atomico crescente, dipende ora dal numero atomico crescente. Come osservato riguardo al significato del termine elemento , il numero atomico è alla base della moderna definizione di elemento, i cui atomi (eventualmente appartenenti a diversi isotopi) sono caratterizzati tutti dallo stesso valore di numero atomico. Mendeleev aveva osservato che certi gruppi di elementi avevano proprietà chimiche simili; sulla base della configurazione elettronica fu possibile notare che elementi di uno stesso gruppo, cioè di una stessa colonna della Tavola, presentano una forte somiglianza nella configurazione elettronica. Ad esempio, tutti gli elementi che occupano la prima
colonna a sinistra (come Li, Na, K, ecc.) presentano un solo elettrone nello strato esterno. Il livello che contiene questo elettrone varia a seconda del numero atomico (ad esempio, 2s 1 per Li, 3s 1 per Na, 4s1 per K, in generale ns 1 ), ma la distribuzione degli elettroni risulta molto simile. Analogamente, gli elementi della seconda colonna (Be, Mg, Ca, ecc.) hanno due elettroni nel livello esterno (ns2 ), quelli della penultima colonna (F, Cl, Br, ecc.) ne hanno sette (ns2 np5 ) e quelli dellultima ne hanno otto (ns 2 np6, con leccezione di He che ha soltanto due elettroni 1s2, in quanto caratterizzato soltanto dal primo livello). Allinterno della Tavola periodica possono essere individuati vari blocchi, corrispondenti al riempimento di orbitali di diverso tipo, che verranno descritti tra poco.
5.2 LA STRUTTURA DELLA TAVOLA PERIODICA Nella Tavola periodica di Mendeleev gli elementi erano suddivisi in 8 gruppi, secondo una forma ridotta della Tavola, Tavola, che che viene oggi per lo più
LA TAVOLA PERIODICA rappresentata nella cosiddetta forma estesa (18 gruppi). Al suo interno sono disposti 105 elementi; si distinguono: I GRUPPI , rappresentati dalle colonne verticali, che riuniscono gli elementi con configurazioni elettroniche simili; poiché gli elettroni esterni sono quelli che entrano in gioco nei fenomeni di tipo chimico, elementi di uno stesso gruppo presentano proprietà chimiche analoghe, soprattutto per quanto riguarda gli elementi successivi al primo, che spesso presenta in parte caratteristiche proprie. I PERIODI , rappresentati dalle righe orizzontali, con gli elementi disposti in ordine di peso atomico crescente, sono indicati da un numero progressivo allestrema sinistra della Tavola. Lungo il periodo si ha una graduale variazione delle proprietà, legata alle variazioni nella struttura elettronica. I gruppi vengono generalmente numerati progressivamente da sinistra a destra secondo convenzioni comuni; le principali proprietà di
alcuni gruppi significativi verranno descritte nel paragrafo successivo. Se, invece, rivolgiamo la nostra attenzione ai periodi, possiamo osservare che il primo periodo è costituito soltanto da due elementi (idrogeno ed elio), cui seguono due periodi di otto elementi ciascuno. A partire dal quarto periodo, la zona centrale è occupata dai cosiddetti elementi di transizione con variazioni di proprietà molto limitate. Il quarto ed il quinto periodo comprendono 18 elementi, mentre il sesto ed il settimo comprendono un numero maggiore di elementi, per cui è stato necessario sistemare due serie di elementi a parte: si tratta, rispettivamente, dei LANTANIDI, o terre rare, (che seguono il lantanio, La Z = 57) e degli ATTINIDI (che iniziano con lattinio, Ac Z = 89).Gli elementi che costituiscono ciascuna di queste due serie presentano tra loro proprietà chimiche molto simili e si sono sempre incontrate notevoli difficoltà per separarli. Come accennato, nella Tavola Perodica possono essere individuate zone corrispondenti al
LA TAVOLA PERIODICA riempimento dei diversi tipi di orbitali; possiamo distinguere vari BLOCCHI : • BLOCCO-S: in cui gli elettroni più esterni occupano ORBITALI S, e che comprende i gruppi I e II (primi due gruppi a sinistra). • BLOCCO-P: in cui gli elettroni esterni occupano ORBITALI P, e che comprende i gruppi III, IV, V, VI, VII, oltre al Gruppo 0 (ultimi sei gruppi a destra). • BLOCCO-D: in cui vengono progressivamente riempiti gli ORBITALI D, e che comprende elementi nella parte centrale della Tavola che, oltre a presentare proprietà analoghe verticalmente, si somigliano anche orizzontalmente. • BLOCCO F: in cui vengono riempiti gli ORBITALI F, e che comprende lantanidi ed attinidi. Gli otto gruppi del blocco-s e del blocco-p sono i cosiddetti ELEMENTI RAPPRESENTATIVI; per gli elementi di questa sezione della Tavola periodica il numero del gruppo indica il numero di elettroni nel livello più esterno. Gli elementi del blocco-d e del blocco-f rappresentano, invece, invece, gli ELEMENTI DI
TRANSIZIONE; per questi, la relazione tra il numero del gruppo e gli elettroni esterni è un po più complicata. Lantanidi ed attinidi rappresentano i cosiddetti ELEMENTI DI TRANSIZIONE INTERNI. Secondo unultima suddivisione, si può osservare che la maggior parte degli elementi della Tavola periodica sono METALLI , mentre i NON- METALLI sono concentrati nella parte destra della Tavola; i gas nobili (ultima colonna a destra) vengono considerati un gruppo particolare di nonmetalli. Metalli e non-metalli vengono spesso separati da una linea diagonale a scalini: gli elementi lungo questa linea sono i METALLOIDI (chiamati anche semi-metalli), non classificabili in modo preciso, che per certi aspetti presentano proprietà metalliche, pur avendo anche alcune proprietà dei non-metalli. Tra le proprietà considerate per distinguere i metalli dai nonmetalli, la conducibilità elettrica e la natura (acida o basica) degli ossidi. Quindi, il carattere metallico diminuisce lungo i
LA TAVOLA PERIODICA periodi da sinistra verso destra ed aumenta nei gruppi dallalto in basso: lelemento con più spiccate caratteristiche metalliche è il cesio, quello con caratteristiche in assoluto più non-metalliche il fluoro.
giustificabili, osservando i valori delle energie di ionizzazione : ad esempio, nel caso di Na staccare il secondo elettrone richiede nove volte più energia rispetto al primo.
5.3 GRUPPI CARATTERISTICI
2. ALOGENI (Gruppo VII) Caratterizzati tutti da molecole biatomiche, gli alogeni possono presentarsi in diversi stati fisici (lo iodio è solido, il bromo è liquido, cloro e fluoro sono gas); il loro nome, che significa generatori di sali, sottolinea la forte reattività di questi non metalli che mostrano, nonostante alcune differenze, proprietà molto simili tra loro, conseguenza della somiglianza tra le strutture elettroniche (ns2 np5, 7 elettroni nello strato esterno). Diversamente dagli elementi del blocco s, possono assumere nei composti diversi numeri di ossidazione.
1. METALLI ALCALINI (GRUPPO I) ED ALCALINO-TERROSI (GRUPPO II) Tutti i metalli del Gruppo I hanno un elettrone s nello strato esterno (ns1 ), mentre i metalli del Gruppo II anno due elettroni s esterni (ns2 ); gli elettroni esterni debolmente trattenuti dal nucleo, nucleo, rendono molto reattivi questi metalli, che perdono facilmente gli elettroni esterni e formano ioni stabili (con carica +1 per i metalli alcalini, +2 per gli alcalino-terrosi). Ad esempio: Na Ca
→ Na+ + e→ Ca2+ + e-
Presentano sempre stati di ossidazione di +1 e +2, rispettivamente; questi sono perfettamente
3. GAS NOBILI (GRUPPO 0) Sono caratterizzati da una grande inerzia chimica, che può essere messa in relazione con lo strato esterno completo (orbitali s e orbitali p completamente riempiti, ns2 np6 ), molto stabile. Si
LA TAVOLA PERIODICA presentano come molecole monoatomiche e, a causa delle ridotte interazioni tra atomi, hanno bassi punti di ebollizione e di fusione. 4. DAL CARBONIO AL PIOMBO (GRUPPO IV) Gli elementi di questo gruppo, tutti con configurazione elettronica dello strato esterno ns2 np2, mostrano, caratteristiche meno omogenee rispetto ad altri gruppi: il carbonio è un non-metallo, silicio e germanio sono metalloidi, stagno e piombo presentano le caratteristiche tipiche dei metalli. Le differenze di proprietà al crescere del numero atomico possono essere messe in relazione con laumento del carattere metallico (cui corrisponde una diminuzione del carattere non-metallico) a mano a mano che si scende lungo il gruppo. 5. METALLI DI TRANSIZIONE Gli elementi dallo scandio (Z = 21) allo zinco (Z = 30) formano la prima serie degli elementi di transizione; analogamente, nei periodi successivi possono essere individuate una seconda ed una terza serie. Nelle tre serie si ha il riempimento degli
orbitali 3d, 4d e 5d, rispettivamente. In questa zona della Tavola periodica gli elementi presentano analogia di proprietà anche orizzontalmente, ed ancora una volta questo può essere messo in relazione con la struttura elettronica poco dissimile. Il terzo ed il quarto livello hanno energie vicine e risultano parzialmente sovrapposti: infatti, nellordine di riempimento degli orbitali lorbitale 4s viene riempito prima del 3d, pur appartenendo ad un livello successivo. Quindi, questi elementi che differiscono per il riempimento di un livello sottostante quello esterno manifestano proprietà molto simili. Possiamo notare che le configurazioni di Cr e di Cu sembrano violare lordine di riempimento degli orbitali. Cr (Z = 24) [Ar]3d 5 4s1 (invece di 3d4 4s2 ): un sottolivello semiriempito, in cui ogni orbitale contiene un elettrone, risulta particolarmente stabile. Cu (Z = 29) [Ar]3d 10 4s1 (invece di 3d9 4s2 ): il sottolivello d completamente riempito risulta più
LA TAVOLA PERIODICA stabile. Possono essere considerati metalli di transizione quelli che formano almeno uno ione con orbitale d parzialmente riempito; la vicinanza di energia tra gli orbitali d ed s fa sì che essi possano presentare stati di ossidazione variabili. Inoltre, le ridotte dimensioni degli atomi e la struttura compatta che li caratterizzano (ogni atomo è circondato da altri 12 atomi) conferiscono loro alti punti di ebollizione e di fusione.
5.4 PROPRIETA’ PERIODICHE 5.4.1 RAGGIO ATOMICO E RAGGIO IONICO
Determinare le dimensioni di un atomo pone qualche difficoltà, in quanto latomo non ha limiti definiti; sono state formulate varie definizioni di raggio atomico, inteso come metà della distanza tra i nuclei misurata alla distanza minima a cui possono avvicinarsi due atomi uguali. Nella tavola periodica, il raggio atomico cresce nei GRUPPI dallalto in basso,
cioè allaumentare del numero di livelli elettronici: infatti, al crescere di n, i livelli si troveranno mediamente ad una maggiore distanza dal nucleo, e questo effetto sarà maggiore per piccoli valori di n, vista la più ampia differenza di energia tra due livelli successivi. Muovendosi lungo un PERIODO, i raggi atomici diminuiscono da sinistra a destra, in quanto le cariche positive del nucleo risultano progressivamente maggiori; di conseguenza gli elettroni sono più trattenuti, con conseguente contrazione delle dimensioni atomiche. Tuttavia, lentità della diminuzione del raggio diventa meno rilevante a mano a mano che gli atomi sono più pesanti: in proporzione, laggiunta di un protone provoca una variazione della forza minore rispetto a quello che accade in un atomo piccolo. Infine, allinterno di una SERIE DI TRANSIZIONE, si ha una variazione di dimensioni molto limitata, dovuta al fatto che la forza attrattiva del nucleo si mantiene approssimativamente costante. Per quanto riguarda gli ioni, i cationi (a carica +)
LA TAVOLA PERIODICA sono più piccoli degli atomi da cui derivano, in quanto gli elettroni rimasti sono più attratti dal nucleo. Al contrario, gli anioni (a carica -) hanno dimensioni maggiori, in quanto gli elettroni sono meno trattenuti dal nucleo e tendono ad allontanarsi a causa della reciproca repulsione. Per specie isoelettroniche, che hanno cioè lo stesso numero di elettroni e la stessa configurazione, il raggio ionico diminuisce al crescere della carica e del numero atomico. Ad esempio, se confrontiamo Na, Mg, Ne, Na + e Mg 2+, abbiamo che Mg è più piccolo di Na (si trova più a destra nello stesso periodo), Ne ancora più piccolo (ha solo due livelli), i cationi sono più piccoli dei rispettivi atomi, in particolare, essendo Ne, Na + e Mg 2+ isoelettronici (10 elettroni, 1s2 2s2 2p6 ), Na+ è più piccolo di Ne (carica nucleare 11 contro 10 del neon) ed Mg 2+ è ancora più piccolo.
Andamento generale del raggio degli atomi A u m e n t o
Diminuzione
He
Cs
r (He) = 0,31 r (Cs) = 2,67 Å 5.4.2 ENERGIA DI IONIZZAZION IONIZZAZIONE E
Lenergia necessaria per estrarre un elettrone è in relazione con la distribuzione degli elettroni nei vari livelli e con il carattere metallico di un elemento; inoltre, le energie necessarie per strappare elettroni successivi al primo sono in genere progressivamente più elevate. Il valore dellenergia di ionizzazione è influenzata principalmente da tre parametri:
LA TAVOLA PERIODICA •
la distanza dal nucleo degli elettroni esterni: al crescere della distanza, diminuisce lattrazione del nucleo sugli elettroni, che vengono quindi strappati più facilmente (E di ionizzazione minore); • lentità della carica positiva del nucleo: al crescere della carica positiva del nucleo, aumenta lattrazione sugli elettroni (E di ionizzazione maggiore); • leffetto schermante degli elettroni interni: gli elettroni esterni, oltre ad essere attratti dal nucleo, sono respinti dagli strati più interni di elettroni, per cui lattrazione da parte del nucleo risulta meno efficace; leffetto dovuto agli elettroni dello stesso strato esterno è invece minimo. Le energie di prima ionizzazione diminuiscono scendendo dallalto in basso lungo i gruppi (dimensioni degli atomi progressivamente maggiori) e, salvo eccezioni, aumentano muovendosi lungo i periodi da sinistra a destra verso elementi a raggio atomico minore e a carattere progressivamente meno metallico, che cedono elettroni con più difficoltà; lungo un periodo leffetto di schermo si mantiene
approssimativamente costante.
Andamento generale del potenziale di prima ionizzazione, I1 (kJ /mole) D i m i n u z i o n e
Aumento
He
Cs
I1 (Cs) = 377 kJ/mole I1 (He) = 2371 kJ/mole
5.4.3 AFFINITA’ ELETTRONICA
Mentre lenergia di ionizzazione si riferisce alla cessione di elettroni, l AFFINITÀ ELETTRONICA è una misura della variazione di energia che accompagna lacquisto di un elettrone.
LA TAVOLA PERIODICA Secondo le convenzioni comunemente adottate, essa è negativa se la reazione è esotermica, e positiva per processi endotermici; valori positivi si hanno anche per acquisto di un secondo elettrone, che deve vincere la repulsione con uno ione negativo. Passando da valori negativi a valori progressivamente più positivi, lacquisto di un elettrone avviene via via con maggiore difficoltà. In generale, atomi piccoli che occupano la parte destra della Tavola periodica hanno affinità elettroniche molto negative, dovute al fatto che un elettrone acquisito può disporsi più vicino al nucleo in un atomo di ridotte dimensioni. Per motivi opposti, gli atomi nella parte bassa dei gruppi, di dimensioni maggiori, avranno in generale affinità elettroniche meno negative rispetto agli elementi allinizio del gruppo.
Andamento generale dell’affinità elettronica (per un elettrone), Ae (kJ / mole) m D i e v n e o n n t a e g s a e m t i p v a r e
Diventa sempre più negativa F
Cs
Ae (Cs) = -45 kJ/mole Ae (F) = -328 kJ/mole
Quando un atomo fa parte di una molecola, la sua tendenza ad attrarre gli elettroni di legame può essere espressa in termini di elettronegatività . Di questa proprietà periodica si parlerà in relazione alla natura dei legami.
LA TAVOLA PERIODICA 5.V VERIFICA SE HAI CAPITO 5.V.1 Senza consultare la Tavola periodica, costruisci le configurazioni elettroniche dei seguenti elementi, e classificazione one ragionando in base al criterio di classificazi attuale , raggruppa quelli che hanno configurazioni dellultimo livello simili; verifica sulla Tavola la loro appartenenza ad uno stesso gruppo. Li (Z = 3) C (Z = 6) N (Z = 7) Ne (Z = 10) Na (Z = 11) Si (Z = 14) P (Z = 15) Ar (Z = 18) K (Z = 19) Kr (Z = 36) 5.V.2 Valutando gli andamenti dell energia di ionizzazione e dell affinità affinità elettronica elettronica , scrivi le reazioni relative alla cessione o allacquisto di elettroni per gli elementi seguenti: Na (I gruppo) Ca (II gruppo) F (VII gruppo) S (VI gruppo)
5.V.3 Partendo dalla struttura della tavola periodica , individua tra gli elementi seguenti i metalli, i non-metalli ed i metalloidi. Ferro Rame Sodio Calcio Carbonio Zolfo Bromo Alluminio Silicio Ger manio 5.V.4 Sulla base dellandamento del raggio atomico e ionico , indica nelle seguenti coppie quale ha dimensioni maggiori. Li-Rb F-I Ca-As Co-Ni Ca-Ca2+ Cl-Cl-
LA TAVOLA PERIODICA Soluzione Pre-Test
1. Consideriamo le configurazioni elettroniche dei quattro elementi: Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 K (Z = 19) 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 I due elementi hanno la stessa configurazione elettronica dello strato esterno (1 elettrone nellorbitale s, 3s per Na e 4s per K): quindi, si troveranno nello stesso gruppo. La loro appartenenza al I Gruppo può essere messa in relazione con il fatto che hanno un elettrone spaiato nellultimo livello. livello. F (Z = 9) 1s 2 2s2 2p5 Cl (Z = 17) 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p5 Entrambi sono caratterizzati da 7 elettroni nellultimo livello; saranno collocati nello stesso gruppo, e precisamente nel VII Gruppo. 2. Metalli alcalini: Gruppo I (prima colonna a
sinistra) Alogeni: Gruppo VII (seconda colonna a destra) Gas nobili: Gruppo 0 (prima colonna a destra)
ESERCIZI
ESERCIZI 1) Osservando la Tavola Perodica, individua: a. un elemento del III gruppo appartenente al quinto periodo b. lalogeno nel terzo periodo c. un elemento del quarto periodo simile allelemento con Z = 10 d. un elemento del sesto periodo simile al Se Soluzione
2) Il blocco s della Tavola periodica è costituito da: a. metal etalli li di tran transi sizi zion onee b. alogeni c. metalli alc alcalini d. metal metalli li alcali alcalini ni e alc alcali alino no-t -terr erros osii Soluzione
3) Il blocco d della Tavola periodica è costituito da: a. metalli metalli di transizi transizione one avent aventii elettr elettroni oni esterni esterni in orbitali d b. metalli metalli di tran transizi sizione one avent aventii elettr elettroni oni esterni esterni in
orbitali d oppure in orbitali f c. metalli al alcalini d. metal metalli li alcali alcalini ni e alca alcalin linoo-ter terro rosi si Soluzione
4) Gli alogeni sono: a. Be, Be, Mg, Ca, Sr, Ba b. F, Cl, Br, I, At c. O, S, Se, Te, Po d. N, P, P, As As, Sb Sb, Bi Bi Soluzione
5) Indica a quale gruppo di elementi corrisponde una configurazione elettronica del livello esterno tipo ns2: a. metalli al alcalini b. meta metall llii alc alcal alin inoo-te terr rros osii c. alogeni d. gas nobili Soluzione
ESERCIZI 6) Indica a quale gruppo di elementi corrisponde una configurazione elettronica del livello esterno tipo ns2 np6: a. metal etalli li di tran transi sizi zion onee b. meta metall llii alca alcali lino no-t -ter erro rosi si c. gas nobili d. lantanidi Soluzione
verso destra e diminuiscono lungo un gruppo dallalto verso il basso c. aumen aumentan tano o lungo lungo un per perio iodo do da da sinist sinistra ra vers verso o destra ed aumentano lungo un gruppo dallalto verso il basso d. dimin diminui uisco scono no lun lungo go un per perio iodo do da da sinis sinistr traa verso destra ed aumentano lungo un gruppo dallalto verso il basso Soluzione
7) Stabilisci, in base al gruppo di appartenenza, quale dei seguenti elementi ha sei elettroni nel livello esterno: a. Ba b. S c. Si d. F Soluzione
9)Per ciascuna delle seguenti coppie indica quale ha dimensioni maggiori a. Br-As b. Sr-Mg c. Ne-Xe d. C-O e. Hg-Cl Soluzione
8) Le dimensioni atomiche generalmente: a. rima rimango ngono no costan costanti ti lun lungo go un un perio periodo do e lungo lungo un gruppo b. dimi diminu nuisc iscon ono o lungo lungo un un peri period odo o da sini sinistr straa
ESERCIZI 10) Disponi le seguenti specie in ordine di dimensioni crescenti: Ar, K +, Cl -, S2-, Ca2+ Soluzione
11) Individua tra gli ioni seguenti quelli tra loro isoelettronici. Fe2+, Sc3+, K +, Br-, Co2+, Co3+, Sr2+, O2-, Zn2+, Al3+ Soluzione
12) Indica il simbolo dellelemento: a. del gruppo IV che ha atomi di dimensioni minori b. del quinto periodo che ha gli atomi di dimensioni maggiori c. del gruppo VII che ha la più bassa energia di ionizzazione Soluzione
14) Disponi i seguenti atomi in ordine di energia di prima ionizzazione crescente: Sr, Cs, F, S Soluzione
15) Il carattere metallico, in genere: a. dimi diminu nuis isce ce lungo lungo un un peri period odo o da sin sinis istra tra ver verso so destra e diminuisce lungo un gruppo dallalto verso il basso b. aument aumentaa lungo lungo un per perio iodo do da da sinis sinistr traa vers verso o destra ed aumenta lungo un gruppo dallalto verso il basso c. dimin diminui uisce sce lun lungo go un per perio iodo do da da sinis sinistra tra ver verso so destra ed aumenta lungo un gruppo dallalto verso il basso d. aument aumentaa lungo lungo un per perio iodo do da da sinis sinistr traa vers verso o destra e diminuisce lungo un gruppo dallalto verso il basso Soluzione
13) Disponi i seguenti atomi in ordine di energia di prima ionizzazione crescente: As, Sn, Sr, Br Soluzione
ESERCIZI 16) Indica lelemento con carattere metallico più spiccato: a. Na b. Ca c. Al d. Cs Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI
7. b Back
1. a. In b. Cl c. Kr d. Po
8. d Back
Back
2. d Back
3. a
9. a. As b. Sr c. Xe d. C e. Hg Back
Back
4. b Back
10. Tutte specie isoelettroniche: Ca2+
5. b
Back Back
11. Fe2+ - Co 3+; Sc3+ - K +; Br- - Sr2+; O2- - Al3+
6. c Back
Back
ESERCIZI 12. a. C b. Rb c. At Back
13. Relazione inversa con le dimensioni: Sr
14. Cs
15. c Back
16. d Back
LA TAVOLA PERIODICA
Nome: Massa atomica: 12C) (relativa al 12 I 1
H
1 3
2
7
5
Note:
20
6
C
21
23
24
42
7
N
VI 8
O
VII 9
He
10
F Ne
15
16
17
18
30
31
32
33
34
35
36
52
53
54
P
S
Cl Ar
25
26
27
28
29
43
44
45
46
47
48
49
50
51
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
65
66
67
68
69
70
71
97
98
99
100
1 01
V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
37
38
39
40
41
55
56
57
72
73
74
87
88
89
58
59
60
61
62
63
64
91
92
93
94
95
96
Y
V
14
Al Si
22
K Ca Sc Ti Rb Sr
B
IV
13
12
Na Mg
4
6
III
4
19
5
Numeri di ossidazione:
II
Li Be
11
3
0 2
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
Cs Ba *La Hf Ta W Re Os Ir
I
Xe
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra §Ac
* Serie dei Lantanidi
6
§ Serie degli Attanidi
7
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 90
1 02
103
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
IL LEGAME CHIMICO IL LEGAME CHIMICO
6.5 LE FORZE INTERMOLECOLARI
6.A PRE-REQUISITI
6.5.1 INTERAZIONI TRA TRA MOLECOLE POLARI E NON POLARI
6.B PRE-TEST 6.C OBIETTIVI
6.5.2 IL LEGAME A IDROGENO
6.1 PERCHE’ SI FORMANO I LEGAMI?
6.6 LEGAME METALLICO E PROPRIETA’ DEI METALLI
6.2 RAPPRESENTAZIONE DEGLI ATOMI CON I SIMBOLI DI LEWIS
6.7 LA TEORIA DEL “LEGAME DI VALENZA”
6.3 TIPI DI LEGAME
6.8 GEOMETRIA DELLE MOLECOLE E IBRIDAZIONE
6.3.1 LEGAME IONICO 6.3.2 LEGAME COVALENTE
6.9 CENNI ALLA TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI
6.3.3 LEGAME COVALENTE DATIVO
6.V VERIFICA SE HAI CAPITO
6.4 ELETTRONEGATIVITA’, POLARITA’ E CARATTERE DEI LEGAMI
ESERCIZI
IL LEGAME CHIMICO 6.A PRE-REQUISITI
Che tipo di legame si forma? Soluzione
Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: • comprendere il concetto di molecola; • avere una certa famigliarità con i diversi tipi di composti chimici già visti; • rappresentare un composto attraverso la sua formula di struttura; • scrivere il nome e la configurazione elettronica dei primi venti elementi della tavola periodica; • mettere in relazione la posizione occupata nella tavola periodica con la configurazione elettronica del livello più esterno.
6.B PRE-TEST Perché il calcio forma un catione (cioè uno ione a carica positiva) Ca2+ mentre il bromo forma un anione (ione a carica negativa) Br -? Come si può spiegare in termini di configurazione elettronica la formazione del composto CaBr2?
6.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: • applicare la regola dellottetto per descrivere la configurazione degli atomi nei composti e per prevedere quali legami si formano in certe condizioni; • descrivere alcuni casi semplici di legame ionico in termini di cessione e acquisto di elettroni; • descrivere alcuni casi semplici di legame covalente, in termini di condivisione di coppie di elettroni; • comprendere il significato del legame covalente dativo; • acquistare famigliarità con le formula di Lewis ed utilizzarle nella costruzione di semplici formule di struttura dei composti; • partendo dallelettronegatività, comprendere la natura delle interazioni di natura dipolare;
IL LEGAME CHIMICO •
a partire dai valori di elettronegatività, prevedere la natura del legame tra due determinati elementi e spiegare il parziale carattere ionico dei legami covalenti in alcuni composti; • descrivere il legame idrogeno, distinguere le situazioni in cui si forma, prevedere gli effetti sulle proprietà delle sostanze; • descrivere con un modello semplice il legame metallico e spiegare in base a questo alcune proprietà dei metalli; • spiegare lesistenza delle forze inter-molecolari in molecole polari e non polari; • illustrare sinteticamente i principi della teoria detta del legame di valenza (VB); • distinguere legami σ e π, individuando le loro caratteristiche fondamentali; • comprendere il significato dellibridazione, distinguendo i vari tipi; • comprendere il significato degli orbitali molecolari nella formazione dei legami.
6.1 PERCHE’ SI FORMANO I LEGAMI? La tendenza che gli atomi mostrano a formare molecole, legandosi spontaneamente mediante legami chimici, può essere ricondotta alla generale tendenza di un sistema a raggiungere una situazione stabile, a minore contenuto di energia; infatti lenergia della molecola così formata è inferiore rispetto a quella dei due atomi isolati. Allora, se due atomi posti a contatto reagiscono tra loro spontaneamente, si potrà scrivere: A + B → AB + energia Si nota chiaramente che il sistema ottenuto è più stabile di quello di partenza, visto che una parte della sua energia è stata ceduta allambiente esterno. L ENERGIA DI LEGAME è lenergia che deve essere fornita per rompere un certo legame in una mole di sostanza; la stabilità di una molecola, quindi, è tanto maggiore, quanto più alta è la sua energia di legame (vedi termochimica ). ).
IL LEGAME CHIMICO Per descrivere il comportamento dei diversi atomi vanno tenute in considerazione l energia di ionizzazione e l affinità elettronica . Sperimentalmente, è possibile valutare la forza di un legame misurando la LUNGHEZZA DI LEGAME, cioè la distanza tra i centri dei due atomi legati; a distanze di legame inferiori corrispondono legami più forti. Poiché la formazione del legame richiede che gli atomi siano sufficientemente vicini, gli elettroni interessati saranno quelli più esterni; è quindi necessario fare riferimento alla configurazione elettronica degli atomi. Nel 1916 il Prof. Lewis notò che tutti i gas nobili tranne lelio (che ha soltanto due elettroni nel livello esterno 1s) presentavano nellultimo livello OTTO ELETTRONI, ELETTRONI, con 2 6 configurazione ns np . Egli attribuì la stabilità chimica di questi gas scarsamente reattivi all “OTTETTO elettronico che caratterizzava il loro strato esterno ed ipotizzò che anche gli altri elementi tendessero a raggiungere questo stato di stabilità cedendo, acquistando o condividendo elettroni, per assumere la configurazione elettronica
del gas nobile precedente o seguente. Così, ad esempio, i primi tre elementi del terzo periodo (Na, Mg e Al) perdono gli elettroni nello strato esterno, formando ioni di carica positiva che hanno la stessa configurazione elettronica del gas nobile precedente, il neon. Analogamente, gli elementi alla fine del periodo, come S e Cl (Gruppi VI e VII) acquistano elettroni e formano ioni carichi negativamente, raggiungendo la configurazione del gas nobile successivo, largo. Gli elementi centrali, come Si e P, che non formano ioni, raggiungono la struttura tipica dei gas nobili mettendo in comune elettroni con altri atomi che partecipano ai legami. Studi successivi hanno evidenziato composti in cui gli elementi non hanno la struttura di un gas nobile; tuttavia, la stragrande maggioranza dei composti può essere spiegata con questa teoria, che ancora oggi risulta di grande utilità.
IL LEGAME CHIMICO 6.2 RAPPRESENTAZIONE DEGLI ATOMI CON I SIMBOLI DI LEWIS Prima di descrivere i diversi tipi di legame, esaminiamo una modalità di rappresentazione, sempre dovuta a Lewis, che sarà utile per comprendere meglio e per schematizzare la formazione dei legami. Nei SIMBOLI DI LEWIS il simbolo chimico dellelemento rappresenta il nucleo con gli strati interni di elettroni dellatomo; gli elettroni cosiddetti di valenza, disposti nel livello esterno, vengono rappresentati con puntini, rispettando, con alcune eccezioni, la disposizione nei diversi orbitali (un puntino per elettroni spaiati, due per coppie di elettroni). Gli elementi appartenenti ad uno stesso gruppo, avendo gli elettroni esterni disposti nello stesso modo, sono rappresentati da formule di Lewis uguali (a parte il simbolo). Ad esempio, per gli elementi del V gruppo N, P ed As, che hanno configurazione esterna ns 2 npx1npy 1npz1 i simboli di . Lewis contengono cinque . . . punti così disposti: . . As .
.N .
.P . .
Vediamo esempi in altri gruppi: Al (III Gruppo) ha configurazione esterna 3s2 3p1 e simbolo
.Al . .
(Lewis ignorava il significato dello spin e quindi non considerò i due elettroni 3s appaiati) Si (IV Gruppo) ha configurazione esterna 3s2 3px1
.Si . .
3py 1 e simbolo
.
(anche qui Lewis non considerò i due elettroni s appaiati) S (VI Gruppo) ha configurazione esterna 3s2 3px2
. . S . . .
3py 1 3pz1 e simbolo
.
. .
.
I (VII Gruppo) ha configurazione esterna 5s2 5px2
IL LEGAME CHIMICO 5py 2 5pz1 e simbolo
. . I . . .
..
Ar (Gruppo 0) ha configurazione esterna caratterizzata dallottetto completo
. .Ar .. .. . .
3s2 3p6 e simbolo
Quindi, per gli elementi rappresentativi il numero di punti nei simboli di Lewis corrisponde al numero del gruppo nella tavola periodica; questa rappresentazione è meno usata per gli elementi di transizione. La formazione di un legame chimico può essere rappresentata combinando opportunamente più simboli di Lewis; verranno presentati degli esempi in seguito.
6.3 TIPI DI LEGAME Per semplicità, i legami chimici possono essere divisi in due grandi categorie: i legami atomici e quelli elettrostatici (nella realtà i legami sono per lo più di natura mista fra i due). Se uno o più elettroni esterni dellatomo A hanno un contenuto di energia molto maggiore rispetto a quelli di B, essi possono passare da A a B, formando ioni A+ e B- e dando luogo ad una interazione elettrostatica che tiene i due atomi uniti. Se, invece gli elettroni esterni di A e B hanno pressappoco la stessa energia, può formarsi un legame atomico attraverso la messa in comune di elettroni, che portano a nuove strutture con contenuto di energia inferiore. Esaminiamo ora in maggior dettaglio la formazione dei diversi tipi di legame. 6.3.1 LEGAME IONICO
Consideriamo la reazione tra un elemento metallico del I Gruppo ed un non metallo del VII Gruppo, ad
IL LEGAME CHIMICO esempio tra Na e Cl:
• Na ha carattere nettamente metallico, con forte tendenza a cedere lelettrone 3s 1 (quantitativamente, ciò è confermato dalla bassa energia di prima ionizzazione e da una affinità elettronica non favorevole allacquisto di elettroni).
• Cl, che ha 7 elettroni nello strato esterno, è tipicamente un non-metallo, ha bassa tendenza a cedere elettroni, confermata da una affinità elettronica molto negativa (quindi, favorevole allacquisto di un elettrone) e da unenergia di ionizzazione elevata, anche a causa delle ridotte dimensioni. In queste condizioni, Na cede il suo elettrone, trasformandosi in ione con carica +1 ed assumendo la configurazione elettronica del neon; Cl, daltra parte, acquista lelettrone, assume una carica negativa e raggiunge la configurazione dellargo. Il LEGAME IONICO così ottenuto, non direzionale, determina unattrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta.
La formazione del legame può essere schematizzata mediante i simboli di Lewis, in cui gli ioni si scrivono tra parentesi quadra, indicandone la carica, e gli elettroni dei due atomi, di per sé identici, vengono rappresentati con punti e croci per seguire più facilmente il loro trasferimento. Si tratta, comunque, di una rappresentazione convenzionale che non indica la reale posizione degli elettroni, in realtà delocalizzati in una nuvola di densità elettronica.
.Cl → .. . .
Na x +
. .
Na
+
.xCl
-
. .
..
. .
Analogamente, possiamo rappresentare la formazione di un legame ionico tra Mg ed F; poiché F accetta un elettrone ed Mg ne cede due, per ogni atomo di Mg saranno necessari due atomi di F. x
Mg x
+
.
. .
F .. → Mg . .
.
. .
F ..
. .
2+
.
. .
xF ..
.
. .
xF ..
-
. .
. .
-
IL LEGAME CHIMICO 6.3.2 LEGAME COVALENTE
Consideriamo ora la formazione di un legame tra Cl e H per dare HCl. Come già accennato, Cl ha una forte tendenza ad acquistare un elettrone per completare lottetto, ma H in questo caso ha una bassa tendenza a cedere il suo elettrone (dovuta al suo carattere non-metallico e ad una elevata energia di ionizzazione). In questo caso, si ha messa in comune di due elettroni, ciascuno fornito da uno dei due atomi e formazione di un LEGAME COVALENTE . Attraverso i simboli
Hx +
.
. .
Cl .. → . .
.
. .
H xCl ..
. .
si può osservare la coppia di elettroni di legame condivisi che rappresenta il legame covalente, per cui H assume la configurazione dellHe (2 elettroni) e Cl quella dellAr, completando lottetto. Ragionando in termini di densità elettronica e di orbitale, il legame covalente può essere interpretato in termini di sovrapposizione tra gli orbitali dei due atomi vicini: più efficace è la sovrapposizione, più forte è il
teoria del legame di valenza ). legame ( teoria ). Diversamente dal legame ionico, il legame covalente è fortemente direzionale e la zona di massima densità corrisponde al segmento che unisce i nuclei degli atomi legati. Allo stesso modo, possono essere spiegate le molecole biatomiche dei gas, come H2 e Cl2: in entrambi i casi, si ha la condivisione di una coppia di elettroni tra due atomi, con formazione di un legame covalente SINGOLO; nel caso delle coppie di elettroni, possiamo distinguere: • le coppie di legame, che possono essere sostituite da un trattino, per rappresentare il legame; • i cosiddetti doppietti solitari, rappresentati da una coppia di elettroni non condivisa, che, quindi, non partecipa al legame; queste ultime sono presenti, ad esempio, sullatomo di Cl (3 doppietti solitari per atomo).
H x + . H → H x. H oppure
H H
IL LEGAME CHIMICO elettroni di legame doppietti solitari
.
. .
Cl ..
. .
x
xx
x + Cl x xx
→
. xxx
. .
x Cl .. xCl xx
. .
Cl Cl
oppure
Questi schemi rappresentano la base concettuale delle formule di struttura dei composti, introdotte in precedenza. Allo stesso modo possono essere descritti molti composti, in particolare quelli costituiti da nonmetalli, come, ad esempio, NH3 e H2O.
.
H xOx. H oppure xx x x
.
x x
. x
H xN . x H oppure H
.. H O .. H
H2O
. .
HNH H
NH3
Se procediamo in modo analogo con la molecola di azoto (N2 ), affinché i due atomi raggiungano lottetto, è necessario attribuire a ciascuno tre coppie di elettroni di legame: si forma, quindi, un legame covalente triplo. Questo legame è molto forte e spiega la scarsa reattività di N2, che viene spesso usato come atmosfera inerte. La maggiore forza del legame triplo N≡N rispetto ad un legame singolo NN è confermato sperimentalmente dalle lunghezze di legame (0,109 nm per il legame triplo contro 0,147 nm per il legame N-N in altri composti)
.. .. . . . . . . .. .. .N. . + .N . → N N .
oppure
. . N
.
N .
Analogamente può essere spiegato il doppio legame nella molecola dellossigeno, in cui vengono condivise due coppie di elettroni, con formazione di un legame covalente DOPPIO.
. ... . .... . → . ... . . . ... .. O . O O . +O
oppure
. ... .. .. O O
IL LEGAME CHIMICO 6.3.3 LEGAME COVALENTE DATIVO
Nel legame covalente ciascuno dei due atomi contribuisce alla formazione del legame con un elettrone. In altri casi, invece, gli elettroni di legame condivisi possono essere forniti da uno solo dei due atomi: in questo caso si forma un LEGAME COVALENTE DATIVO , o COORDINATIVO, che si forma facilmente nel caso di molecole contenenti doppietti solitari non condivisi. Ad esempio, mescolando ammoniaca e acido cloridrico gassoso si ottiene cloruro di ammonio, secondo la reazione: NH3 + HCl → NH4Cl che può essere interpretata come il risultato della formazione di un legame covalente dativo tra una coppia di elettroni disponibili dellatomo N di NH 3 e lo ione H+ di HCl, con formazione di uno ione ammonio NH4+.
.H. . . x
H xN .x H
+ H *Cl
.H. . . → H xN .x H H x
→
-
+ *
Cl
Il legame dativo non è distinguibile dal legame covalente, anche se in genere lo si rappresenta in modo diverso, con una freccia; i quattro legami NH sono perfettamente identici ed equivalenti.
H H NH H
+
Il legame covalente dativo permette spesso di spiegare la formazione di più composti simili (ad
IL LEGAME CHIMICO esempio, ossidi) da parte di non-metalli con numero di ossidazione variabile.
6.4 ELETTRONEGATIVITA’, POLARITA’ E CARATTERE DEI LEGAMI Quando due atomi diversi sono uniti da un legame covalente, lattrazione esercitata da ogni atomo sugli elettroni di legame può essere messa in relazione con una proprietà detta ELETTRONEGATIVITA . Ad esempio, in una molecola di HCl, latomo di cloro, più elettronegativo rispetto allidrogeno, esercita unattrazione maggiore sugli elettroni di legame, per cui il baricentro delle cariche positive e quello delle cariche negative non coincidono: questultimo è più spostato verso latomo di cloro, e questa distribuzione asimmetrica delle cariche, nota come POLARIZZAZIONE, dà luogo ad una molecola POLARE , in cui i baricentri separati delle cariche positive e negative costituiscono un dipolo. Il dipolo, generato grazie alla presenza di un elemento fortemente elettronegativo, può essere rappresentato formalizzando sul cloro una parziale carica negativa
e sullidrogeno una parziale carica positiva, indicate con i simboli δ+ e δ-(delta)
δ+
δ-
H----Cl e può essere quantificato dal valore del momento dipolare, che in una molecola si calcola facendo la somma vettoriale dei valori di momento dipolare relativi a tutti i legami presenti. Quando il legame unisce due atomi uguali, come ad esempio in H2 o Cl2, i centri delle cariche positive e negative sono coincidenti, in un punto equidistante dai due nuclei, e conseguentemente questi legami non presentano polarità. Quindi, sono APOLARI le molecole in cui gli atomi non presentano una significativa differenza di elettronegatività oppure quelle simmetriche, in cui dipoli uguali si annullano a vicenda: in queste molecole il momento dipolare è nullo.
IL LEGAME CHIMICO
H
H
Cl
Cl
H
Cl
= centro della carica positiva = nucleo atomico = centro della carica negativa
LELETTRONEGATIVITA può essere definita come la tendenza di un atomo in una molecola ad attrarre gli elettroni di legame descrive, quindi la capacità di un atomo di competere per gli elettroni di legame con gli altri atomi cui è legato. La tabella presenta i valori di elettronegatività di alcuni elementi secondo la scala di Pauling.
IL LEGAME CHIMICO
H 2,2 Li 1,0
Be 1,5
B 2,0
C 2,5
N 3,0
O 3,5
F 4,0
Na 0,9
Mg 1,2
Al 1,5
Si 1,8
P 2,1
S 2,5
Cl 3,0
K 0,8
Ca 1,0
Ga 1,8
Ge 1,8
As 2,0
Se 2,4
Br 2,8
In 1,6
Sn 1,8
Sb 1,9
Te 2,1
I 2,5
Tl 1,7
Pb 1,8
Bi 1,9
Po 2,0
Rb 0,8
Cs 0,7
Sr 1,0
Ba 0,9
(elementi del blocco d )
At 2,2
IL LEGAME CHIMICO I non-metalli, che hanno forte tendenza ad acquistare elettroni, hanno valori di elettronegatività elevati, mentre i metalli sono caratterizzati da valori inferiori. Nella tavola periodica, questa proprietà diminuisce in un gruppo dallalto verso il basso ed aumenta in un periodo da sinistra a destra. Come si può notare nella tabella, lelemento in assoluto più elettronegativo è il fluoro (EN = 4). Lelettronegatività è correlata con laffinità elettronica, ma mentre questultima esprime la capacità di attrarre elettroni da parte di singoli atomi, essa è una proprietà molecolare ed è riferita ad atomi allinterno di molecole. I valori relativi di elettronegatività di due atomi impegnati in un legame permettono di valutarne la polarità, calcolando la differenza ( ∆EN) tra le elettronegatività dei due atomi impegnati nel legame. ESEMPIO
Quale legame è più polare tra H-Cl e H-O? Calcoliamo i valori di ∆EN per i due legami, sapendo che ENH = 2,2; ENCl = 3,2; ENO=3,4.
∆EN(H-Cl) = 1,0 ∆EN(H-O) = 1,2 Il legame H-O è leggermente più polare e presenta un maggiore carattere ionico rispetto al legame H-Cl. Schematicamente, si possono individuare varie possibilità: 1. Legame covalente puro o omopolare: ∆EN = 0 E il legame che si stabilisce tra due legami uguali o che hanno uguale elettronegatività; la coppia elettronica è equamente condivisa dai due atomi e la molecola non è polare. 2. Legame covalente polare: ∆EN ≈2 Quando i due atomi hanno diversa elettronegatività, gli elettroni di legame sono maggiormente attratti dallatomo più elettronegativo: la molecola è polare ed il legame covalente presenta un parziale carattere ionico. Leffetto sarà tanto più pronunciato quanto maggiore è il valore di ∆EN.
IL LEGAME CHIMICO 3. Legame ionico con parziale carattere covalente: ∆EN >≈ 2 Quando la differenza di elettronegatività è elevata, ci si avvicina alla situazione in cui gli elettroni non sono più condivisi, ma vengono ceduti dallatomo meno elettronegativo a quello più elettronegativo. Si assume un legame ionico puro per valori di ∆EN>3. In questo senso, vi è una continuità tra legame covalente e legame ionico, ed i due tipi di legami vengono interpretati con lo stesso criterio, anche perché solitamente i legami hanno carattere misto ionico-covalente. La diversa elettronegatività degli atomi introduce un effetto di distorsione nel legame covalente, che assume un parziale carattere ionico; si ritiene che unanaloga distorsione si produca anche sugli ioni impegnati in un legame ionico, conferendo al legame un parziale carattere covalente. Questo conferma che è molto improbabile avere un legame reale totalmente ionico o totalmente covalente, e che i due effetti in genere si integrano secondo diverse proporzioni a seconda del tipo di legame.
6.5 LE FORZE INTERMOLECOLARI 6.5.1 INTERAZIONI TRA MOLECOLE MOLECOLE POLARI E NON POLARI
Oltre ai legami che sono stati descritti, esistono altre FORME DI INTERAZIONE TRA LE MOLECOLE : queste hanno natura elettrostatica (interessano i dipoli delle molecole), e pur essendo, in generale, più deboli rispetto ai legami ionici e covalenti, conferiscono alle sostanze proprietà specifiche, rilevanti soprattutto allo stato liquido e solido (ad esempio, un aumento della temperatura di ebollizione). Schematicamente, Schematicamente, si hanno: - interazioni dipolo-dipolo - interazioni dipolo-dipolo indotto - interazioni dipolo-indotto-dipolo indotto Queste interazioni in molecole sia polari che non polari vengono vengono spesso indicate genericamente come forze di Van der Waals.
IL LEGAME CHIMICO Le molecole polari, che possono essere considerate dipoli permanenti, danno luogo ad interazioni di tipo attrattivo tra poli a carica opposta, producendo un effetto di orientamento dei dipoli presenti. Le forze dipolari sono trascurabili allo stato gassoso, ma sono importanti allo stato liquido, in cui le molecole sono tra loro vicine.
poli opposti. Al crescere delle dimensioni molecolari, lentità di queste forze diventano più rilevanti, in quanto gli elettroni sono meno trattenuti dal nucleo: così, ad esempio, nei polimeri si possono avere interazioni molto significative. 6.5.2 IL LEGAME A IDROGENO
Fenomeni di natura fisica osservati, ad esempio, su molecole di gas nobili, hanno confermato lesistenza di forze di coesione tra le molecole anche in specie non polari; sono le cosiddette forze di dispersione (o forze di London) e si presentano come deboli forze di attrazione tra dipoli temporanei (o indotti). Gli elettroni sono in continuo movimento e la nuvola elettronica non sempre è perfettamente simmetrica: per effetto di spostamenti temporanei di carica, alcune zone anche in molecole non polari saranno caratterizzate da una carica negativa maggiore, che genera un dipolo istantaneo. Questo dipolo può a sua volta produrre dipoli simili nelle molecole adiacenti, producendo unattrazione tra
Il LEGAME A IDROGENO rappresenta un tipo particolare di interazione dipolo-dipolo e presenta alcune caratteristiche proprie, in particolare unintensità elevata e un allineamento degli atomi coinvolti che presuppone un carattere direzionale. Questo legame può formarsi quando un atomo di H è legato ad un atomo X fortemente elettronegativo: si genera un dipolo che ha momento dipolare elevato, in quanto latomo H è molto piccolo e non ha strati elettronici interni che esercitano effetto schermante. Latomo di H si trova quindi bloccato tra due atomi di dimensioni maggiori per effetto del legame a idrogeno, che schematicamente può essere rappresentato con
IL LEGAME CHIMICO puntini allineati:
δ+ δ-
δ+ δ-
H----X.......H----Cl Le sue caratteristiche hanno portato ad interpretarlo come un legame misto elettrostatico-covalente, in cui la parte elettrostatica è dovuta allinterazione dipolare, e quella covalente ad un legame dativo tra latomo H, che si comporta da accettore di elettroni e latomo X, che fornisce un doppietto solitario. Il legame a idrogeno può formarsi sia allinterno di una stessa molecola (intramolecolare), sia tra molecole diverse (intermolecolare); la sua importanza è legata al fatto che le proprietà fisiche e chimiche delle sostanze interessate si modificano in misura rilevante.
ESEMPI
1. Lacqua, le cui molecole polari sono interessate da legame a idrogeno, presenta valori di temperatura di ebollizione e fusione sorprendentemente alti rispetto
a composti di formula simile, come H2S (che bolle a -61,8° C). Inoltre, i legami tra le molecole dacqua determinano unelevata tensione superficiale ed unelevata unelevata viscosità. Nel ghiaccio la presenza di due atomi di H e di due coppie di elettroni liberi in ogni molecola determina una struttura tridimensionale di tipo tetraedrico, che conferisce al ghiaccio una densità inferiore rispetto a quella dellacqua. 2. Gli acidi orto (I) e meta (II) ossibenzoici (studiati nellambito della chimica organica ) differiscono per la posizione di un gruppo -OH nella molecola rispetto al gruppo -COOH; O HO * C H O
O
HO C
O
O OH
I II nella forma orto, in cui, grazie alla distanza ridotta può formarsi il legame a idrogeno, latomo indicato con * porta una parziale carica positiva e tende più facilmente a staccarsi (vedi dissociazione degli
IL LEGAME CHIMICO acidi ): ): di conseguenza, lacido ortoidrossibenzoico è più forte del metaidrossibenzoico.
3. I legami a idrogeno sono presenti anche nelle strutture delle macromolecole interessanti dal punto di vista biologico, come ad esempio le proteine ed i carboidrati, e rivestono unimportanza fondamentale nella definizione delle loro proprietà.
6.6 LEGAME METALLICO E PROPRIETA’ DEI METALLI I metalli, che rappresentano la maggioranza degli elementi della tavola periodica, sono caratterizzati da basse energie di ionizzazione e da bassi valori di elettronegatività; a livello macroscopico, presentano proprietà caratteristiche (alta densità, elevati punti di fusione e di ebollizione, sono buoni conduttori di calore e di corrente elettrica, sono duttili e malleabili), mentre osservando al microscopio una superficie metallica, si nota una struttura a grani, con zone di forma irregolare ben separate tra di loro
che contengono un grande numero di atomi. Le proprietà osservate dovrebbero dipendere dalla struttura cristallina e dalle dimensioni dei grani, nonché dal tipo di legame per cui gli atomi risultano disposti in modo caratteristico. Tuttavia, nessuno dei legami sino ad ora considerati spiega in modo soddisfacente le proprietà e la struttura dei metalli, per cui, fu necessario ipotizzare un nuovo tipo di legame, chiamato, appunto, LEGAME METALLICO . La grande maggioranza dei metalli presenta strutture cristalline compatte , in cui ogni atomo interagisce con gli atomi circostanti; secondo un modello semplice, il metallo viene rappresentato da un reticolo di ioni positivi immersi in un mare di elettroni liberi di muoversi allinterno del reticolo e che non appartengono a nessuno ione in particolare (sono, cioè, delocalizzati ). ). Gli elettroni, carichi negativamente, attraggono gli ioni positivi e tengono insieme i nuclei, garantendo la stabilità della struttura. Questo modello, pur nella sua semplicità, permette di spiegare le principali proprietà dei metalli: • La conducibilità elettrica è legata alla grande libertà
IL LEGAME CHIMICO di movimento degli elettroni nel reticolo. • La lucentezza superficiale dipende da fenomeni di riflessione di cui sono responsabili gli elettroni disposti sulla superficie del metallo. • La malleabilità e la duttilità sono dovute al fatto che gli strati del reticolo metallico possono dare fenomeni di scorrimento, con adattamento da parte degli elettroni alla nuova situazione, e conservazione della struttura cristallina e dei legami; si può conferire al metallo una maggiore durezza riducendo le dimensioni dei grani (mediante battitura) oppure mescolando metalli differenti per ottenere le cosiddette leghe. La struttura dei metalli viene spesso spiegata in modo più approfondito ricorrendo ad un modello più articolato ed immaginando una struttura a bande, in cui ogni banda è costituita da una serie di orbitali molecolari (che verranno illustrati tra breve) ad energia molto vicina. Concentriamo lattenzione, in particolare, sulla banda di valenza (che contiene gli elettroni responsabili del legame metallico) e sulla soprastante banda di conduzione, ad energia più elevata rispetto alla precedente. Il
fenomeno della conducibilità può essere spiegato in termini di passaggio di alcuni elettroni dalla banda di valenza alla banda di conduzione e dipende dalla separazione tra le due bande:
• bande vicine o parzialmente sovrapposte → CONDUTTORI • bande separate da una piccola differenza di energia → SEMICONDUTTORI (la conducibilità aumenta con la temperatura, contrariamente a quanto avviene nei metalli) • bande separate da una grande differenza di energia → ISOLANTI
6.7 LA TEORIA “DEL “DEL LEGAME DI VALENZA” Il legame chimico può essere affrontato secondo vari approcci, ciascuno dei quali permette di sottolineare maggiormente determinati aspetti. La teoria di Lewis, usata in precedenza per descrivere in modo semplice la formazione dei diversi tipi di legame, può essere integrata con altre teorie più
IL LEGAME CHIMICO complesse: verranno ora illustrati gli aspetti principali della teoria detta del legame di valenza (VB), già citata a proposito del legame covalente ; successivamente, si daranno anche alcuni cenni sulla dell orbitale molecolare (MO). teoria dell orbitale Tra le due vi è una differenza fondamentale: • la teoria VB prevede che gli atomi conservino intatta la loro struttura elettronica interna e si leghino mediante gli elettroni esterni; • la teoria MO assume che tutti gli elettroni degli atomi si ridistribuiscano su nuovi orbitali, gli orbitali molecolari, appunto, che tengono legato linsieme della molecola. Secondo la TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA , la formazione di un legame covalente viene interpretato in termini di sovrapposizione tra gli orbitali dei due atomi impegnati nel legame: si ha, quindi, la formazione di una regione ad alta densità elettronica come risultato della compenetrazione delle nuvole elettroniche. Il legame ottenuto è tanto più forte quanto più efficace è la sovrapposizione degli orbitali.
Ad esempio, la formazione del legame H-H nella molecola dei diidrogeno può essere schematizzata attraverso la sovrapposizione degli orbitali 1s dei due atomi di H, contenenti un elettrone ciascuno. Legame covalente nella molecola H2 0,74 Å
Legame σ Nella molecola di H2 la zona di sovrapposizione si trova sulla congiungente tra i due nuclei ed un legame di questo tipo viene indicato come legame SIGMA ( σ ). In altre molecole il legame potrà risultare dalla
IL LEGAME CHIMICO sovrapposizione di altri tipi di orbitale: ad esempio, il legame nella molecola di Cl2 è dovuto alla soprapposizione di due orbitali p, contenenti un elettrone spaiato ciascuno, con formazione anche in questo caso di un legame σ. In alcuni casi si ha la formazione di legami multipli : ad esempio, nella molecola di azoto N2 la formazione di un triplo legame coinvolge i tre orbitali p di ogni atomo, contenenti ciascuno un elettrone spaiato e perpendicolari tra loro; due orbitali p, uno per ogni atomo, si sovrappongono lungo la congiungente tra i nuclei e formano un legame σ; gli altri orbitali p, si sovrappongono lateralmente a due a due, secondo piani perpendicolari alla congiungente. In questo caso, si ha la formazione di due legami PI GRECO ( π ); poiché la sovrapposizione è in questo caso meno efficace rispetto al caso precedente, il legame π è generalmente più debole rispetto al legame σ. Graficamente, i legami σ e π vengono rappresentati indifferentemente mediante trattini (ad esempio, N≡N).
Legami σ e π nella molecola dell’azoto (N 2) z +
z -
-
+
+
+ y
+
+
-
x N
-
y
-
+ -
x 2s
+
2p
N
2s
Legami σ e π nella molecola dell’azoto (N2) z
z
π
π
σ
π
π
N 2 (1 legame σ + 2 legami π)
y
2p
IL LEGAME CHIMICO 6.8 GEOMETRIA DELLE MOLECOLE E IBRIDAZIONE Quando scriviamo una molecola, può essere utile conoscere in quale modo gli atomi che la compongono sono realmente disposti nello spazio. Ad esempio, nel caso della molecola dellacqua, H-O-H, in realtà gli atomi non sono disposti in linea retta, ma formano un angolo di circa 104° e da questa disposizione nello spazio derivano molte delle proprietà della sostanza. In termini generali, la struttura di una molecola può essere determinata sperimentalmente, ma esistono anche modelli relativamente semplici che permettono, in molti casi, di prevederne la forma geometrica. Una possibilità è rappresentata dalla TEORIA DELLA REPULSIONE DELLE COPPIE ELETTRONICHE NEL GUSCIO DI VALENZA (VSEPR), che considera le repulsioni tra le coppie elettroniche (di legame o non condivise) presenti nello strato esterno di una molecola. Le coppie
elettroniche tenderanno ad assumere orientazioni che rendano minime le reciproche repulsioni, determinando le forme geometriche delle molecole. Inoltre, la repulsione tra due doppietti solitari è più forte rispetto a quella tra due coppie di elettroni di legame: i doppietti solitari, richiederanno, quindi più spazio rispetto agli elettroni di legame. Ad esempio, nella molecola del metano, CH4, le quattro coppie di elettroni di legame sono disposte più lontano possibile luna dallaltra se occupano i vertici di un tetraedro. La molecola è tetraedrica, con C al centro e gli atomi di H ai quattro vertici ed è caratterizzata da angoli di legame di circa 109°. Unanaloga situazione può essere immaginata anche per la molecola dacqua, in cui le coppie elettroniche, di cui due sono doppietti solitari, sono disposte secondo una geometria tetraedrica; in pratica, gli atomi della molecola sono disposti a V, con angoli di circa 104°; la diminuzione dellangolo di legame rispetto al metano può essere spiegata con la maggiore repulsione tra i due doppietti elettronici, che tenderanno a disporsi alla maggior distanza
IL LEGAME CHIMICO possibile. In alternativa, la geometria delle molecole può essere individuata considerando il fenomeno dell IBRIDAZIONE , di cui presentiamo gli aspetti più significativi, prendendo come esempio il carbonio. Come si vedrà anche a proposito dei composti organici , latomo di C presenta nello stato fondamentale configurazione elettronica 1s2 2s2 2px1 2py 1, rappresentabile come ↑↓ ] 2s [ ↑↓ ] 2p [ ↑ ][ ↑ ][ ] e simbolo di Lewis 1s [ ↑↓
. .C . .
Promuovendo un elettrone dallorbitale 2s al 2p, si ottiene la configurazione del C nello stato eccitato
↑↓ ] 2s [ ↑ ] 2p [ ↑ ][ ↑ ][ ↑ ] e Lewis 1s [ ↑↓
.C . .
.
Si hanno, in totale, 1 orbitale s e 3 orbitali p, ciascuno contenente un elettrone spaiato, e questa configurazione suggerisce la formazione di quattro legami equivalenti, come, ad esempio, nel metano
CH4. Nel fenomeno dellibridazione un certo numero di orbitali atomici viene combinato con un procedimento matematico per dare luogo allo stesso numero di nuovi orbitali equivalenti; questi sono detti ORBITALI IBRIDI e possono essere messi in relazione con varie geometrie molecolari. La particolare forma degli orbitali ibridi consente una sovrapposizione più efficace e permette quindi la formazione di legami più forti. 1. IBRIDAZIONE sp3 • Orbitali coinvolti: 1 orbitale s e 3 orbitali p • Si formano 4 orbitali ibridi equivalenti che presentano 25% di carattere s e 75 % di carattere p • Geometria tetraedrica, con angoli di circa 109° alcani ) il C è ibridato • Esempio: nel metano CH4 ( alcani 3 sp ; i quattro legami σ si ottengono ciascuno per sovrapposizione di un orbitale ibrido sp3 con un orbitale 1s di H. La molecola è tetraedrica. Si può notare che il metodo VSEPR portava allo stesso risultato.
IL LEGAME CHIMICO H
σ
σ H
σ σ
H
H CH4
legami σ isoenergetici isoenergetici a 109.5° tra loro
2. IBRIDAZIONE sp2 • Orbitali coinvolti: 1 orbitale s e 2 orbitali p • Si formano 3 orbitali ibridi equivalenti che presentano 33% di carattere s e 66 % di carattere p • Geometria trigonale piana (triangolo equilatero), con angoli di 120° • Esempio: nelletilene CH 2=CH2 ( alcheni alcheni ) i due 2 atomi di C sono ibridati sp ; i due atomi di C sono legati mediante un legame σ ottenuto per sovrapposizione di un orbitale ibrido sp2 di ogni atomo, altri due legami σ si ottengono per sovrapposizione di orbitali ibridi sp2 con orbitali 1s
di due atomi di H. Poiché soltanto due orbitali p sono stati coinvolti nellibridazione, ogni atomo di C dispone ancora di un orbitale p non ibridato, disposto perpendicolarmente al piano della molecola; questi due orbitali p formano per sovrapposizione laterale un legame π, per cui la molecola presenta un doppio legame (1 σ + 1 π ). La molecola è piana e per ogni atomo di C i tre legami sono diretti verso i vertici di un triangolo equilatero.
I legami nella molecola dell’etilene, C2H4 C
C 2s2
2px 2py 2pz
2pz 2py 2px 2s pz
H
π C
sp2 H
σ π
pz
H
C
sp2 H
IL LEGAME CHIMICO 3. IBRIDAZIONE sp • Orbitali coinvolti: 1 orbitale s e 1 orbitale p • Si formano 2 orbitali ibridi equivalenti che presentano 50% di carattere s e 50 % di carattere p • Geometria lineare, con angoli di 180° • Esempio: nellacetilene CH ≡CH ( alchini alchini ) i due atomi di C sono ibridati sp; i due atomi di C sono legati mediante un legame σ ottenuto per sovrapposizione di un orbitale ibrido sp di ogni atomo, altri due legami σ si ottengono per sovrapposizione di orbitali ibridi sp con orbitali 1s di due atomi di H. Poiché soltanto un orbitale p è stato coinvolto nellibridazione, ogni atomo di C dispone ancora di due orbitali p non ibridati, perpendicolari tra loro e disposti perpendicolarmente al piano della molecola; queste due coppie di orbitali p formano per sovrapposizione laterale due legami π, per cui la molecola presenta un triplo legame (1 σ+ 2 π ). La molecola è lineare.
I legami nella molecola dell’acetilene dell’acetilene,, C2H2 C
C 2s2 2px 2py 2pz
2pz 2py 2px 2s
pz sp
π σ
C
H
π
pz
π
C
sp H
π
6.9 CENNI ALLA TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI Un ORBITALE MOLECOLARE è il risultato della combinazione lineare degli orbitali atomici appartenenti agli atomi che costituiscono la molecola; combinando n orbitali atomici, si ottengono n orbitali molecolari appartenenti allintera molecola, che possono essere riempiti con un metodo analogo a quello visto per gli orbitali
IL LEGAME CHIMICO atomici, e per i quali restano validi il principio di Pauli e quello della massima molteplicità ( Hund Hund ). ). Quando due orbitali atomici si combinano, si ha la formazione di due OM: - uno di legame (o legante), ad energia inferiore rispetto a quella degli orbitali iniziali - uno di antilegame (o antilegante) ad energia superiore. Una specie è stabile se il numero degli elettroni di legame è superiore rispetto a quello degli elettroni di antilegame.
6.V VERIFICA SE HAI CAPITO 6.V.1 Sulla base delle convenzioni generalmente configurazionii elettroniche , usate e delle loro configurazion rappresenta con i simboli di Lewis i seguenti elementi Na (I gruppo) Mg (II gruppo)
B (III gruppo) Si (IV gruppo) N (V gruppo) Cl (VII gruppo) 6.V.2 Partendo dalla definizione di legame ionico , costruisci il legame tra Na e Cl e rappresentalo con i simboli di Lewis. 6.V.3 6.V.3 Partendo dalla definizione di legame covalente , costruisci il legame della molecola H2 e rappresentalo con i simboli di Lewis. 6.V.4 In base al significato dell elettronegatività , e confrontando i valori relativi ai due atomi coinvolti, valuta se questi legami sono polari o non polari. Cl-Cl H-F N-H F-F
IL LEGAME CHIMICO Soluzione Pre-Test
Formando ioni Ca2+ e Br- , entrambi gli elementi raggiungono una situazione stabile, completando lottetto ed assumendo la configurazione elettronica del gas nobile precedente o di quello seguente. Il calcio, poco elettronegativo, tenderà a cedere i suoi due elettroni per raggiungere la configurazione elettronica dellAr; il bromo, caratterizzato da unelettronegatività più elevata, tenderà ad acquistare un elettrone, assumendo la configurazione elettronica del Kr. Se Ca e Br si combinano, Ca può cedere due elettroni (che occupano lorbitale 2s del livello esterno), il Br acquistarne uno (ha sette elettroni nello strato esterno). La differenza di elettronegatività di 1,8 indica un legame covalente con parziale carattere ionico.
ESERCIZI
ESERCIZI 1) Lelettronegatività di un elemento: a. è lenergia che esso libera acquistando un elettrone e trasformandosi in ione negativo b. è lenergia necessaria per trasformarlo in ione positivo c. indica la tendenza ad attrarre a sé elettroni quando si lega ad altri atomi d. è la carica del nucleo risentita effettivamente effettivamente dallelettrone più esterno Soluzione
il basso d. aumenta lungo un periodo da sinistra verso destra e diminuisce lungo un gruppo dallalto verso il basso Soluzione
3) Indica quale dei seguenti atomi è più elettronegativo: a. F b. Cl c. Br d. I Soluzione
2) Lelettronegatività, in genere: a. diminuisce lungo un periodo da sinistra verso destra e diminuisce lungo un gruppo dallalto verso il basso b. aumenta lungo un periodo da sinistra verso destra ed aumenta lungo un gruppo dallalto verso il basso c. diminuisce lungo un periodo da sinistra verso destra ed aumenta lungo un gruppo dallalto verso
4) Indica quale dei seguenti atomi è più elettronegativo: a. C b. O c. N d. P Soluzione
ESERCIZI 5) Indica quale coppia di elementi dovrebbe verosimilmente formare un composto ionico: a. S-O b. O-N
b. tanto maggiore è la distanza di legame e tanto maggiore è la forza di legame
c. K-Ca d. Ca-Cl Soluzione
6) Il simbolo di Lewis per lazoto è: a. .N
.
. . d. .N . b. .N . c. N . .
7) Il simbolo di Lewis per lo zolfo è: a.
.
b. .S . c. .S . d. .S . .
.
.
c. tanto minore è la distanza di legame e tanto minore è la forza di legame d. tanto minore è la distanza di legame e tanto maggiore è la forza di legame
. .
.
.
Soluzione
.S
8) Quanto maggiore è la sovrapposizione tra due orbitali di due atomo A e B, risulta che: a. tanto maggiore è la distanza di legame e tanto minore è la forza di legame
Soluzione
9) Lelemento X ha due elettroni nel suo strato esterno, mentre lelemento Y ne ha sei. Qual è la formula più probabile del composto formato da X e Y? a. (X + )3 Y 3-
. .
..
Soluzione
b. X 2+ Y 2c. X 2- Y 2+ d. X 2+ Y 2e. X + Y Soluzione
ESERCIZI 10) Nella molecola di azoto tra i due atomi ci sono complessivamente: a. 3 legami σ
σ ed 1 π c. 3 legami π d. 1 legame σ e 2 π
c. 2 orbitali sp 2 e 2 orbitali p d. 2 orbitali sp e 2 orbitali p Soluzione
b. 2 legami
13) La molecola HCN è lineare. Latomo di carbonio è infatti ibridato: Soluzione
a. sp3 b. sp
11) Relativamente agli orbitali ibridi sp3, non è corretto dire che:
c. sp2 d. non è ibridato Soluzione
a. sono quattro b. sono degeneri c. derivano dal mescolamento di 1 orbitale s e 3 orbitali p d. i loro assi di simmetria formano tra loro angoli di 120 gradi Soluzione
14) Una molecola si dice polare se: a. si comporta come un dipolo elettrico b. si comporta come un dipolo magnetico c. è sede di una corrente elettrica d. si elettrizza facilmente Soluzione
12) In seguito al mescolamento di un orbitale 2s e due orbitali 2p nel carbonio sono presenti: a. 4 orbitali sp 3 b. 3 orbitali sp 2 e 1 orbitale p
ESERCIZI 15) Un legame chimico è tanto più polare: a. quanto maggiore è la differenza di dimensioni tra i due atomi b. quanto minore è la differenza di dimensioni tra i due atomi c. quanto maggiore è la differenza di elettronegatività tra i due atomi
17) Stabilisci quale tra le seguenti molecole è polare: a. CO2 b. BF3 c. NH3 d. O 2 Soluzione
d. quanto minore è la differenza di elettronegatività tra i due atomi Soluzione
18) Stabilisci quale tra le seguenti molecole è apolare: a. CHCl3 b. CH4 c. HCl
16) Il legame più polare tra i seguenti è: a. O-O b. H-F
d. H 2O Soluzione
c. H-Cl d. H-O Soluzione
ESERCIZI 19) Indica quale di queste sostanze presenta legame idrogeno a. CH4
appartenenti a molecole diverse d. tra un atomo di idrogeno e uno di ossigeno appartenenti alla stessa molecola
b. NH3
Soluzione
c. H2S d. O 2 Soluzione
22) Nellacqua liquida la presenza di legami a idrogeno porta: a. ad una elevata temperatura di ebollizione
20) Indica quale di queste sostanze non presenta legame a idrogeno a. H 2O b. CH3OH c. NH3
b. ad un basso calore specifico c. ad una bassa temperatura di fusione d. ad uno scarso potere solvente Soluzione
d. SiH4 Soluzione
21) Il legame a idrogeno nellacqua ha luogo: a. tra due atomi di idrogeno appartenenti a due molecole diverse b. tra due atomi di idrogeno appartenenti alla stessa molecola c. tra un atomo di idrogeno e uno di ossigeno
ESERCIZI
SOLUZIONI
8. d Back
1. c Back
9. b Back
2. d Back
10. d Back
3. a Back
11. d Back
4. b Back
12. b Back
5. d Back
13. b Back
6. d Back
14. a Back
7. d Back
ESERCIZI 15. c Back
16. b Back
17. c Back
18. b Back
19. b Back
20. d Back
21. c Back
22. a Back
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA’ DELLE REAZIONI 9.A PRE-REQUISITI
9.4 IL SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA E L’ENTROPIA - VALUTAZIONE DELLA SPONTANEITA’ DI UNA REAZIONE
9.B PRE-TEST
9.V VERIFICA SE HAI CAPITO
9.C OBIETTIVI
ESERCIZI
9.1 INTRODUZIONE 9.2 IL PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA 9.3 ENTALPIA - REAZIONI ESOTERMICHE ED ENDOTERMICHE ENDOTERMICHE 9.3.1 LEGGI DI HESS E LAVOISIER LAPLACE
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI 9.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: definire la materia ed i suoi attributi • fondamentali; spiegare il significato dei passaggi di stato; • spiegare il significato della reazione chimica e • del simbolo di reazione; conoscere in termini generali le principali forme • di energia; calcolare i rapporti in peso di reagenti e prodotti • che partecipano ad una reazione chimica; definire il concetto di mole ed applicarlo a • calcoli.
9.B PRE-TEST In una torcia ossi-acetilenica ha luogo la reazione: C2H2 (g) + 5/2 O2
→
2CO2 (g) + H2O (g)
Sapendo che alla temperatura di 25°C lentalpia standard di combustione dellacetilene è ∆H° comb = - 1300 kJ/mol, calcola alla stessa temperatura la quantità di calore che si libera nella combustione di 0,260 kg di C 2H2. Soluzione
9.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: definire un sistema, specificando le • caratteristiche di sistemi aperti, chiusi e isolati; distinguere fra processi esotermici ed • endotermici; definire le grandezze termodinamiche energia • interna, entalpia, entropia ed energia libera; definire le condizioni standard per i processi • termodinamici; enunciare il primo ed il secondo principio della • termodinamica; enunciare enunciare la legge di Hess e la legge di •
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI Lavoisier-Laplace e comprenderne il significato; comprendere il significato dellentalpia di • formazione delle sostanze; comprendere in termini generali il criterio • termodinamico per valutare la spontaneità di una reazione.
Esistono diversi tipi di sistemi: Un sistema aperto scambia energia e materia con l’ambiente esterno Un sistema chiuso scambia energia ma non materia con l’ambiente esterno
9.1 INTRODUZIONE Un sistema isolato non scambia né energia né materia
La termodinamica applica concetti di portata generale a sistemi allequilibrio, valutando le variazioni di energia che accompagnano trasformazioni di vario genere ed apportando un contributo fondamentale nella comprensione di questi fenomeni; daltra parte, essa non dà indicazioni sui meccanismi o sulla velocità di reazione, studiati nellambito della cinetica chimica . La porzione limitata di materia che viene studiata è un SISTEMA , mentre gli INTORNI sono le parti delluniverso con cui il sistema può interagire, attraverso trasferimenti di materia e di energia.
con l’ambiente esterno
Lo STATO di un sistema viene definito dai valori che assumono un certo numero di variabili, come, ad esempio, temperatura, pressione, volume e concentrazione delle specie presenti; ogni proprietà che assume un valore univoco quando lo stato del sistema è definito rappresenta una FUNZIONE DI STATO di quel sistema. Sono funzioni di stato, ad esempio, lenergia interna (E), lentalpia (H) e lenergia libera (G). Lo stato di un sistema può variare in seguito ad un
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI processo fisico o chimico; la corrispondente variazione di una funzione di stato del sistema non dipende dal cammino percorso, ma soltanto dallo stato iniziale e da quello finale. Possiamo quindi determinare la variazione ( ∆ ) di una certa funzione dovuta ad una determinata trasformazione.
9.2 IL PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA Lenergia, comunemente definita come la capacità di compiere lavoro, può manifestarsi in varie forme (ad esempio, calore, lavoro meccanico, ecc.). Tra i diversi tipi di lavoro, si fa spesso riferimento al lavoro compiuto da un gas che si espande a P costante, passando da un volume V 1 ad un volume V 2: W = P (V 2 - V 1 ) = P∆ V
Scambio di energia sistema ambiente esterno Lo scambio di energia tra un sistema l’ ambiente esterno avviene attraverso calore e lavoro lavoro..
Il PRIMO PRINCIPIO DELLA
TERMODINAMICA esprime la conservazione dellenergia:
∆E = q -w la variazione di energia interna del sistema ( ∆E) è data dal calore ceduto/acquistato e dal lavoro compiuto; riguardo al segno di q e di w, convenzionalmente:
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI q > 0 se assorbito dal sistema
è positivo: w = 4,184 J (1,000 cal)
q < 0 se ceduto dal sistema w > 0 se compiuto dal sistema
∆E = q -w = - 8,243 J - 4,184 J = 12,427 J
w < 0 se compiuto dall’intorno sul sistema ESEMPIO
In una reazione esotermica, un sistema cede al suo intorno 8,243 J (1,970 cal). Durante la reazione si formano dei gas che sollevano un pistone compiendo un lavoro di 4,184 J (1,000 cal). Calcola ∆E. Il calore viene ceduto dal sistema al suo intorno, quindi è negativo: q = - 8,243 J (- 1,970 cal) Il lavoro viene compiuto dal sistema sullintorno ed
= - 1,970 cal - 1,000 cal = - 2,970 cal
9.3 ENTALPIA - REAZIONI ESOTERMICHE ED ENDOTERMI ENDOTERMICHE CHE In base al primo principio della termodinamica, • se si opera a V costante (cioè ∆ V = 0), e non si considerano tipi di lavoro diversi da P ∆ V, non viene compiuto lavoro meccanico, e la variazione di energia interna coincide con il calore assorbito o ceduto dal sistema. Operando, invece, a P costante, come spesso • accade, P∆ V non è nullo e risulta utile introdurre una nuova funzione, chiamata ENTALPIA (H). H, che è una funzione di stato, viene valutata in termini di ∆H tra stato iniziale e finale.
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI ENTALPIA H = E + PV
• REAZIONI ESOTERMICHE La reazione è accompagnata da sviluppo di calore, la temperatura dei prodotti supera la temperatura ambiente ed il calore prodotto viene ceduto allambiente circostante (contenuto termico dei prodotti minore di quello dei reagenti, ∆H < 0).
Variazione di entalpia (processi a P cost ante)
∆H = ∆E + P∆V ∆E = q - P ∆V (I principio t.d) qp = ∆H
(calore di reazione a P = costante )
qv = ∆E
(calore (calore di reazione a V = costante )
La TERMOCHIMICA è il ramo della termodinamica che studia gli scambi di energia associati alle trasformazioni fisiche e chimiche; le equazioni termochimiche specificano la quantità di calore ceduta o acquistata dal sistema. Distinguiamo due tipi di reazioni:
Processo esotermico
Reagenti a i p l a t n E
∆H < 0 Prodotti
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI • REAZIONI ENDOTERMICHE Affinché la reazione possa avvenire è necessario fornire energia dallesterno, in quanto il contenuto energetico dei prodotti e maggiore rispetto a quello dei reagenti ( ∆H > 0).
Processo endotermico
Prodotti a i p l a t n E
∆H > 0 Reagenti
ESEMPIO
Calcola il calore che si sviluppa quando 4,20 l di H 2 reagiscono con eccesso di N2 alla pressione di 200,0 atm e alla temperatura di 523 K, ponendo per la formazione dellammoniaca ∆H = - 46,19 kJ/mol. Calcoliamo le moli di H2 che reagiscono, attraverso lequazione di stato dei gas perfetti: PV 200,0 x 4,20 n= = = 19,6 mol di H2 RT 0,0821 x 523 Dalla stechiometria della reazione (1/2 N2 + 3/2H2 → NH3 ) si osserva che sono necessarie 3/2 moli di H2 per ottenere una mole di NH3. Allora, partendo da 19,6 moli di H 2 si ottengono: 3/2 : 1 = 19,6 19,6 : x x = 19,6 19,6 x 2/3 2/3 = 13,1 13,1 moli moli di NH3 Il calore sviluppato sarà: q = 13,1 mol x 46,19 kJ mol -1 = 605 kJ
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI 9.3.1 LEGGI DI HESS E LAVOISIER LAPLACE
Per confrontare e combinare valori di ∆H relativi a reazioni diverse sono state scelte delle condizioni di riferimento.
STATI STANDARD • GAS: il gas puro a P = 1 atm e T = 298 K • LIQUIDI: liquido puro a P = 1 atm e T = 298 K • SOLIDI: forma allotropica stabile a P = 1 atm e T = 298 K • agli elementi nei loro stati standard si attribuisce H=0 Le variazioni di entalpia che si riferiscono a trasformazioni tra stati standard vengono indicati con ∆H°; esistono tabelle in cui sono riportati, ad esempio, i ∆H° relativi alla formazione di un composto a partire dagli elementi ( ∆H° di formazione, ∆H° form ), alla combustione completa ( ∆H° combus ), a passaggi di stato ( ∆H° fusione, ∆H°
, ecc.). passaggi Dato che anche le trasformazioni fisiche ( di stato ) comportano variazioni di energia, nelle equazioni termochimiche è necessario indicare lo stato fisico di tutti i reagenti e prodotti; per la stessa ragione, se un solido può esistere in più di una forma allotropica, questa va specificata. Ad esempio:
evaporazione
2Cgraf + 3H 2 (g) + 1/2O2 (g) → C2H5OH (l) ∆H = - 277,7 kJ C graf H2 (g) O2 (g) C2H5OH (l)
carbonio nella forma allotropica grafite idrogeno allo stato gassoso ossigeno allo stato gassoso alcool etilico allo stato liquido
Le equazioni termochimiche possono essere maneggiate seguendo alcune leggi fondamentali:
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI 1. LEGGE LEGGE DI LA LAVOISI VOISIER ER-- LAPLA LAPLACE CE:: il calo calore re richiesto per decomporre una sostanza è uguale al calore sviluppato nella sua formazione. Quindi, invertendo il senso della reazione, va invertito anche il segno del ∆H. Ad esempio: H2 (g) + 1/2 O 2 (g) → H2O (l) H2O (l) → H2 (g) + 1/2 O 2 (g)
∆H = - 285,8 kJ ∆H = + 285,8 kJ
2. LEGGE DI HESS : il calore sviluppato in un processo chimico a pressione costante è indipendente dal fatto che il processo avvenga in uno o più stadi. Questa legge deriva dal fatto che lentalpia è una funzione di stato e che le sue variazioni dipendono unicamente dagli stati iniziale e finale e non dal cammino percorso. Applicando queste leggi è possibile ricavare quei calori di reazione che non possono essere misurati direttamente, a partire da reazioni di cui sono noti i ∆H.
ESEMPIO
Calcola il ∆H° di formazione dellossido di carbonio dagli elementi, sapendo che per CO2 (g) ∆H°form = - 393,5 kJ/mol e che per lossidazione di CO (g) a CO 2 (g) ∆H° = - 283,9 kJ/mol. La reazione di cui vogliamo calcolare ∆H° è: Cgraf + 1/2 O2 (g) → CO (g) I valori di ∆H° di cui disponiamo si riferiscono alle reazioni: ∆H° = - 393,5 kJ Cgraf + O 2 (g) → CO2 (g) ∆H° = - 283,9 kJ CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) che possono essere combinate per dare la reazione di formazione di CO 2 in due stadi:
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI ∆H° = x Cgraf + 1/2 O2 (g) → CO (g) ∆H° = - 283,9 kJ CO (g) + 1/2 O 2 (g) → CO2 (g) ___________________________________________________ Cgraf + O2 (g) + CO (g)→ CO2 (g) + CO (g) ∆H° = x - 283,9 kJ = - 393,5 kJ La reazione-somma, semplificando CO, corrisponde alla reazione di formazione di CO2, il cui ∆H è noto. Il ∆H incognito è dato da: x = - 393,5 kJ + 283,9 kJ = - 109,6 kJ/mol
9.4 IL SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA E L’ENTROPIA - VALUTAZIONE DELLA SPONTANEITÀ DI UNA REAZIONE Una trasformazione chimica o fisica è generalmente spontanea se attraverso di essa lenergia del sistema viene resa minima; a temperature non troppo elevate,
molte reazioni esotermiche, che comportano una diminuzione di energia interna, sono spontanee. Tuttavia, soprattutto ad alte temperature, vi sono anche reazioni endotermiche spontanee. Ciò porta ad ipotizzare che nella valutazione della spontaneità di una reazione vada considerato un altro fattore, oltre alla diminuzione del contenuto energetico. Questo può essere identificato con la tendenza dei sistemi a raggiungere uno stato di maggior disordine; tale disordine può essere espresso da una funzione termodinamica chiamata ENTROPIA (S). Essa è una funzione di stato e le variazioni ∆S dipendono unicamente dagli stati iniziale e finale. La condizione di aumento di disordine che caratterizza le trasformazioni spontanee può essere espressa come:
∆S > 0 SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI Nella valutazione della SPONTANEITÀ di una reazione è quindi necessario integrare questi due aspetti, cioè la minimizzazione dellenergia e la massimizzazione dellentropia. Solo in alcuni casi essi sono entrambi favorevoli ( ∆H < 0, ∆S > 0); più frequentemente, essi agiscono in opposizione (termine entalpico favorevole, termine entropico sfavorevole, o viceversa) e la spontaneità del processo dipende dal prevalere delluno o dellaltro termine. Leffetto combinato dei due fattori è espresso da una nuova funzione termodinamica, lENERGIA LIBERA (G).
Energia libera di Gibbs (G) G = H - TS
∆G = ∆H - ∆ (TS) ∆G = ∆H - T∆S (P e T costanti) ∆G < 0 ∆G = 0 ∆G > 0
spontaneo reversibile non spontaneo
Una diminuzione di energia libera può, quindi, derivare sia da una diminuzione di ∆H che da un aumento di ∆S; le reazioni endotermiche spontanee sono più frequenti a temperature elevate in quanto, al crescere di T, aumenta il peso del termine entropico.
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI 9.V VERIFICA SE HAI CAPITO 9.V.1 In base al significato della funzione termodinamica entalpia , distingui tra le seguenti reazioni quelle esotermiche da quelle endotermiche:
• • • • •
2Cgraf + 3H 2 (g) + 1/2O2 (g) → C2H5OH (l) ∆H = - 277,7 kJ H2O (l) → H2 (g) + 1/2 O 2 (g) ∆H = + 285,8 kJ Cgraf + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 393,5 kJ CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 283,9 kJ PCl5 (g) → PCl3 (g) + Cl2 (g) ∆H = + 81,8 kJ
9.V.2 Basandoti sul criterio di spontaneità per una reazione chimica, individua tra le seguenti reazioni quelle spontanee:
2CO (g) → CO2 (g) + C graf C graf + O 2 (g)→ CO2 (g) CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s) N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
∆G > 0 ∆G < 0 ∆G = - 130,2 kJ ∆G = - 25,06 kJ
TERMODINAMICA CHIMICA E SPONTANEITA DELLE REAZIONI Soluzione Pre-Test
moli di acetilene = 260 g / 26,038 g mol -1 = 9,98 mol Nella combustione di 1 mole di C 2H2 si sviluppa una quantità di calore pari a 1300 kJ; il calore sviluppato nella combustione di 9,98 mol di acetilene è:
∆H = moli (C2H2 ) x ∆H° comb = = 9,98 mol x (-1300 kJ mol -1 ) = - 12974 kJ.
ESERCIZI
ESERCIZI 1) La forma matematica del primo principio della termodinamica è: a. ∆E = Q - W b. ∆H = Q - W c. ∆S = ∆H + ∆ T d. ∆G = ∆S - ∆H Soluzione
c. d.
Q = ∆H Q = ∆ T Soluzione
4) Per una trasformazione a volume costante il calore Q scambiato da un sistema è dato da: a. Q = ∆S b. Q = ∆E c. Q = ∆H d. Q = ∆ T Soluzione
2) Lentalpia H è definita come: a. H = E - PV b. H = E + PV c. H = E - TS d. H = E + TS Soluzione
3) Per una trasformazione a pressione costante il calore Q scambiato da un sistema è dato da: a. Q = ∆S b. Q = ∆E
5) Lo stato standard per un gas è: a. gas a T = 25°C b. gas a C = 1 M c. gas gas a T = 25°C 5°C e P = 1 atm atm d. gas a P = 1 atm Soluzione
6) Secondo uninterpretazione probabilistica, tanto maggiore è lordine di un sistema, tanto: a. mag gi giore è S
ESERCIZI b. c. d.
minore è S minore è H minore è G
9) La reazione 2CO (g) → CO2 (g) + C graf Soluzione
7) Dal secondo principio della termodinamica deriva che per un sistema isolato, in seguito ad una trasformazione irreversibile, si ha: a. ∆H > 0 b. ∆S > 0 c. ∆S < 0 d. ∆E > 0
per la quale si ha ∆G > 0 a T = 1000°C: a. proc proced edee spon sponta tane neam amen ente te b. proced procedee spon spontan taneam eament entee la la reaz reazion ionee inve inversa rsa c. è in in con condi dizi zion onii di di equ equil ilib ibri rio o d. proc proced edee con con une uneleva levata ta vel veloc ocit itàà Soluzione
10) La reazione C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
Soluzione
8) Lenergia libera di Gibbs G è definita come: a. G = H + PV b. G = E - TS c. G = H - TS d. G = H + TS Soluzione
per la quale si ha ∆G < 0 a T = 600°C: a. proc proced edee spon sponta tane neam amen ente te b. proced procedee spon spontan taneam eament entee la la reaz reazion ionee inve inversa rsa c. è in cond condiz izio ioni ni di equi equili libr brio io d. proc proced edee con con une uneleva levata ta vel veloc ocit itàà Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI 1.
8.
c Back
a Back
9. 2.
b Back
b Back
10. a 3.
Back
c Back
4.
b Back
5.
c Back
6.
b Back
7.
b Back
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA VELOCITA’ E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA 10.A PRE-REQUISITI 10.B PRE-TEST 10.C OBIETTIVI 10.1 LA VELOCITA’ DI REAZIONE 10.1.1 SIGNIFICATO DELLA VELOCITA’ DI REAZIONE E FATTORI CHE LA INFLUENZANO 10.1.2 ORDINE DI REAZIONE 10.1.3 EFFETTO DELLA TEMPERATURA: GLI URTI TRA PARTICELLE
10.2 MECCANISMI DI REAZIONE E AZIONE DEI CATALIZZATORI 10.3 ESEMPI DI CATALISI 10.3.1 CATALISI OMOGENEA
10.3.2 CATALISI ETEROGENEA 10.3.3 CAT CATALISI ALISI ENZIMATICA
10.V VERIFICA VERIFICA SE HAI CAPITO ESERCIZI
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA 10.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: • valutare la spontaneità di una reazione dal punto di vista termodinamico; • distinguere una reazione esotermica da una reazione endotermica e rappresentarle graficamente; • spiegare il significato di una reazione chimica e del simbolo che la rappresenta; • enunciare gli aspetti di base della teoria cinetica dei gas; • distinguere tra miscele omogenee ed eterogenee.
10.B PRE-TEST 1. Data lespressione della velocità di una reazione: v = k [A]2 [B] indica lordine di reazione rispetto ad A, rispetto a B, e lordine totale. 2. Distingui nei seguenti casi tra catalisi omogenea, eterogenea ed enzimatica.
• N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) in presenza di ferro • uso della papaina per eliminare la torbidità della
birra • 2H2O2 → 2H2O (l) + O2 (g) in presenza di biossido di Mn Soluzione
10.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: • affiancare un criterio cinetico al criterio termodinamico nella valutazione della spontaneità di una reazione; • definire la velocità di reazione ed i fattori che la influenzano; • data una certa reazione chimica, comprendere lequazione che esprime la velocità in funzione delle concentrazioni dei reagenti di reazione ed individuare lordine di reazione; • mettere in relazione la velocità di reazione con gli urti tra le particelle;
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA • giustificare leffetto della temperatura sulla velocità
in base alla teoria cinetica dei gas e agli urti tra le particelle; • comprendere il significato generale del meccanismo di reazione e rappresentarlo graficamente; • definire lenergia di attivazione, individuandola sul grafico che rappresenta il meccanismo di reazione, e comprendere il significato del complesso attivato; • spiegare cosè un catalizzatore e come agisce in una reazione chimica; • descrivere alcuni esempi di catalisi omogenea, eterogenea ed enzimatica.
10.1 LA VELOCITA’ DI REAZIONE Abbiamo visto che la spontaneità delle reazioni chimiche può chimiche può essere valutata dal punto di vista termodinamico : per fare questo, non si considera il meccanismo della reazione, ma soltanto lenergia degli stati iniziale e finale. Le reazioni verranno ora esaminate da un punto di vista cinetico, concentrando lattenzione sul meccanismo di reazione e sulla velocità con cui una
reazione avviene. 10.1.1 SIGNIFICATO DELLA VELOCITA’ DI REAZIONE E FATTORI CHE LA INFLUENZANO
La VELOCITÀ DI UNA REAZIONE CHIMICA èè la velocità con cui varia la CHIMICA concentrazione di un certo reagente o prodotto nel tempo e può essere espressa come: ∆c velocità = ∆t Quanto allunità di misura, la velocità viene spesso espressa in moli l-1 sec-1, ma, a seconda della reazione, si possono usare unità di tempo più ampie (minuti, ore, anni, ecc.). Se consideriamo, ad esempio, la decomposizione del perossido di idrogeno in soluzione acquosa: 2H2O2 (aq) → H2O + O 2 (g) possiamo misurare ad intervalli regolari la
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA concentrazione di H 2O2 e ricavare la velocità v = - ∆[H2O2 ]/ ∆t. Essendo la variazione di H2O2 negativa (il reattivo si consuma progressivamente), il segno negativo è necessario per avere un valore di velocità positivo. Ciò non è necessario se si segue, invece, la variazione di concentrazione di un prodotto, per il quale la variazione ha segno positivo. La velocità di scomparsa dei prodotti (e di formazione dei reagenti) può essere messa in relazione con i loro coefficienti stechiometrici. Ad esempio, per la reazione 2H2O2 (aq) → H2O + O 2 (g) vH2O2 = 2vH2O vH2O = vO2 La velocità ricavata sperimentalmente seguendo la variazione nel tempo di una certa proprietà (ad esempio, la concentrazione di una o più specie) è la VELOCITÀ MEDIA relativa allintervallo di tempo considerato ∆t; per ottenere la VELOCITÀ ISTANTANEA, è necessario considerare intervalli di tempo sempre più piccoli. Per la stessa reazione e per ∆t → 0 possiamo scrivere:
d[H2O2 ] v = dt Riportando in un diagramma i dati di concentrazione in funzione del tempo, si ottiene una curva; la velocità istantanea al tempo t si ottiene tracciando la tangente nel punto della curva corrispondente al tempo t e calcolando il coefficiente angolare della tangente. Riportando su un diagramma la velocità di reazione in funzione della concentrazione della specie considerata (ad esempio, un generico reattivo A), si osserva una relazione di proporzionalità, per cui possiamo scrivere: velocità di reazione ∝ [A] Generalizziamo questo risultato considerando una generica reazione chimica: aA + bB → prodotti (a, b sono i coefficienti stechiometrici dellequazione
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA bilanciata) Per la reazione possiamo determinare sperimentalmente la velocità di reazione ed esprimerla come: v = k [A]m [B]n EQUAZIONE CINETICA DELLA CINETICA DELLA REAZIONE • i termini in parentesi quadra sono le concentrazioni
dei reagenti • n ed m sono in genere numeri interi e piccoli e solitamente non dipendono dai coefficienti stechiometrici; indicano il cosiddetto ordine di reazione , che verrà trattato tra poco. • k è una costante di proporzionalità, il cui valore dipende dal tipo di reazione. La velocità di reazione può essere modificata da vari fattori.
1. SUPERFICIE DI CONTATTO TRA I REAGENTI. La velocità aumenta al crescere dellarea superficiale disponibile per la reazione; generalmente, la reazione è più rapida se i reagenti sono costituiti da particelle più piccole. Nel caso di reazioni eterogenee, che comprendono più fasi, lampiezza della superficie di contatto ha grande influenza sulla velocità di reazione: per questo, si usano spesso solidi finemente suddivisi. Questo fattore non influisce, invece, nei sistemi omogenei, in cui i reagenti sono già più suddivisi possibile, sotto forma di singole particelle. 2. CONCENTRAZIONE DEI REAGENTI Come espresso dallequazione della velocità, la velocità di reazione dipende dalla concentrazione di uno o più reagenti, per cui un aumento di concentrazione provoca sovente (ma non sempre) un aumento di velocità. Leffetto dellaumento di concentrazione dei vari reagenti può avere effetti diversi sulla velocità di reazione.
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA 3. TEMPERATURA E LUCE In generale, un aumento di temperatura provoca un aumento della velocità di reazione; come verrà spiegato tra poco, questo può essere messo in relazione con gli urti tra le particelle e particelle e con la loro energia cinetica. Alcune reazioni avvengono soltanto in presenza di radiazioni luminose: ad esempio, la fotosintesi clorofilliana delle piante e le reazioni fotochimiche che avvengono nellatmosfera in presenza di specie inquinanti. 4. PRESENZA DI CATALIZZATORI I catalizzatori sono sostanze in grado di modificare la velocità di reazione senza subire trasformazioni nel corso di essa. Essi non vengono consumati e si recuperano tali e quali alla fine della reazione. Come verrà illustrato negli esempi , la loro azione è determinante in molti processi industriale ed in molte reazioni di natura biochimica.
10.1.2 ORDINE DI REAZIONE
Per una generica equazione cinetica: v = k [A]n lesponente n esprime il cosiddetto ORDINE DI REAZIONE ee può assumere diversi valori. REAZIONE ORDINE ZERO •n=0 0 essendo [A] = 1, si ottiene: velocità di reazione = k; la velocità di reazione è indipendente dalla concentrazione di A. PR I M O O R D I N E •n=1 La velocità è proporzionale a [A] SECONDO ORDINE •n=2 La velocità è proporzionale a [A] 2 Analogamente, si possono avere reazioni di ordine superiore. Nellequazione cinetica in cui compaiono due reagenti: v = k [A]m [B]n
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA gli esponenti m ed n esprimono rispettivamente lordine della reazione rispetto ad A e lordine della reazione rispetto a B. Lordine totale della reazione è dato, invece, dalla somma (m+n). ORDINE DI REAZIONE RISPETTO AD UN SINGOLO REAGENTE: dato dallesponente cui è elevata la concentrazione di quel reagente nellequazione cinetica determinata sperimentalmente. ORDINE GLOBALE DELLA REAZIONE: dato dalla somma degli esponenti delle concentrazioni dei reagenti nellequazione cinetica. Ad esempio, se lespressione della velocità per la generica reazione vista in precedenza è v = k [A]2 [B] La reazione è del secondo ordine rispetto ad A, del primo ordine rispetto a B e globalmente del terzo ordine.
10.1.3 EFFETTO DELLA TEMPERATURA: GLI URTI TRA PARTICELLE
Secondo la teoria cinetica dei gas , le particelle in movimento si urtano continuamente tra loro ed è possibile calcolare il numero di collisioni che interessa le molecole in determinate condizioni. Confrontando lelevato numero di collisioni calcolato con la velocità realmente osservata in molte reazioni dei gas, si conclude che non tutti gli urti sono efficaci per far avvenire la reazione chimica. Se pensiamo che lurto tra particelle comprende spesso una rottura dei legami, si comprende come le particelle dovranno possedere unenergia sufficientemente elevata per dare luogo ad urti efficaci. Si definisce ENERGIA DI ATTIVAZIONE (E ATTIVAZIONE (E A ) di una certa reazione chimica la minima energia che le particelle devono possedere quando si urtano affinché la reazione avvenga. In base alla distribuzione dellenergia delle particelle prevista dalla teoria cinetica, si individua una frazione di molecole con energia sufficiente, che potranno dare luogo ad urti efficaci; se lenergia di attivazione di una reazione è elevata, la frazione di
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA molecole con energia sufficiente sarà piccola, e la reazione sarà probabilmente molto lenta. Si comprende, quindi, perché la velocità di reazione aumenti generalmente con la temperatura: ad una temperatura più elevata, sarà maggiore lenergia cinetica media delle particelle, e quindi la frazione di particelle con energia sufficientemente elevata; di conseguenza, si avranno un numero maggiore di urti efficaci ed una velocità di reazione più elevata. Un altro fattore che condiziona lefficacia degli urti è lorientamento delle molecole: se in una reazione si ha rottura e formazione di legami, le molecole devono urtarsi secondo unorientazione favorevole perché la reazione avvenga.
stadi. Quando la reazione comprende più stadi ed uno degli stadi è lento, sarà questultimo a determinare la velocità complessiva della reazione. Il decorso di una reazione può essere rappresentato graficamente mediante un PROFILO DI REAZIONE.
Rappresentazione del complesso Rappresentazione com plesso attivato per la reazione generica: A2 + B2 = 2 AB A
B
A
B
A
+
10.2. MECCANISMI DI REAZIONE E AZIONE DEI CA CAT TALIZZATORI Uno dei principali scopi per cui vengono determinate le velocità di reazione è lindividuazione del meccanismo con cui una reazione avviene. I meccanismi di reazione possono essere semplici, cioè ad un solo stadio, o complessi, se comprendono più
A
B +
B
reagenti
A B complesso attivato (≠)
A
B
prodotti
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA Andamento dell’energia potenziale per la reazione A2 + B2 = 2 AB
e l a i z n e t o p a i g r e n E
A
B
A
B
Ea A2 + B2
∆E
2 AB Coordinata di reazione
Il profilo in figura si riferisce ad una generica reazione A2 + B 2 → 2AB; la differenza di energia tra i reagenti ed il complesso attivato è lenergia di attivazione, mentre dalla differenza di energia tra reagenti e prodotti si può comprendere se la reazione è endotermica o esotermica (in questo caso, esotermica, in quanto il contenuto energetico dei prodotti è inferiore a quello dei reagenti).
Perché si possa avere la rottura dei legami nei reagenti e la formazione di nuovi legami nei prodotti, le molecole devono possedere energia sufficiente per superare la barriera energetica dellenergia di attivazione. Alla sommità della curva, i reagenti formano una specie intermedia chiamata COMPLESSO ATTIVATO , ad alto contenuto energetico, che poi si decompone per formare i prodotti. Come ricordato, se una reazione chimica comprende uno stadio lento, questo determinerà la velocità di reazione; nel caso visto, lo stadio critico è rappresentato dalla formazione del complesso attivato, superando la barriera energetica rappresentata dallenergia di attivazione. Se si vuole aumentare la velocità di una reazione, una delle possibilità è quella di ricorrere ad un CATALIZZATORE , che interviene a questo livello. Il catalizzatore è una sostanza che: fa variare la velocità di una reazione • si ritrova chimicamente inalterato alla fine della • reazione non compare nel simbolo della reazione chimica •
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA (se non dove vengono indicate le condizioni di reazione) • non provoca variazioni della costante di equilibrio , né spostamento dell equilibrio . Il catalizzatore aumenta generalmente la velocità di reazione facendo avvenire la reazione secondo un diverso cammino, caratterizzato da una minore energia di attivazione, e permette di giungere più agevolmente al complesso attivato; essendo lenergia di attivazione più bassa, sarà più elevata la frazione di molecole con energia sufficiente, e quindi sarà più elevata la velocità. Daltra parte, il catalizzatore lascia invariata la differenza di energia tra reagenti e prodotti e non produce modifiche sullequilibrio. Il grafico rappresenta leffetto di un catalizzatore sul meccanismo di reazione.
Curva dell’energia potenziale per la reazione non catalizzata e per la r eazion eazionee catalizzata Stato non catalizzato e l a i z n e t o p a i g r e n E
Stato catalizzato
Ea E’a
∆E Coordinata di reazione
10.3 ESEMPI DI CATALISI In una reazione catalizzata, se il catalizzatore è nella stessa fase dei reagenti (ad esempio, catalizzatore solubile in una reazione in soluzione o catalizzatore gassoso in una reazione tra gas) si parla di CATALISI OMOGENEA; se esso è in una fase diversa (ad esempio, un solido in una reazione in soluzione) di CATALISI ETEROGENEA (o di
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA contatto). La CATALISI ENZIMATICA si riferisce, invece, alle reazioni catalizzate da enzimi che avvengono in campo biologico e che possono essere sfruttate anche in altri campi di applicazione. 10.3.1 CATALISI OMOGENEA
• Decomposizione dellacido formico
HCOOH → CO + H2O
da acidi un H+ si lega allossigeno legato al C con legame singolo, si rompe il legame C-O e si forma un intermedio (HCO) + che restituisce alla soluzione un H+. Questo percorso di reazione, che non richiede un trasferimento di H nella molecola, ha energia di attivazione più bassa e procede a velocità superiore rispetto alla reazione non catalizzata.
O H C OH + H+ Catalisi omogenea
La reazione viene effettuata in ambiente acido ed è catalizzata dagli ioni H+; essendo tutti i reagenti ed i prodotti presenti in soluzione, questo è un esempio di catalisi omogenea. Nella reazione non catalizzata un atomo di H deve essere trasferito dalla parte opposta della molecola, con successiva rottura del legame C-O; a questa operazione è associata unelevata energia di attivazione, per cui la reazione è lenta. Come si vede dallo schema, nella reazione catalizzata
H
O
H
C
O H
O +
+
H
C
+ H2O
H+ + CO
• Ossidazione di SO2 nella sintesi dellacido solforico
con il processo delle camere di piombo
Il primo passaggio nella sintesi dellacido solforico, consiste nellarrostimento dei solfuri con produzione di SO2 che deve essere ossidato ad SO 3. La reazione: 2SO2 + O 2 → 2SO3
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA in assenza di catalizzatore è estremamente lenta; dal momento che un catalizzatore solido verrebbe rapidamente avvelenato, si utilizza una catalisi omogenea con NO gassoso, che non subisce modificazioni irreversibili e può essere rigenerato e riutilizzato in modo ciclico. La reazione iniziale viene sostituita da due reazioni diverse (che portano allo stesso prodotto) caratterizzate da energia di attivazione inferiore. La miscela gassosa SO2 + NO + aria viene inviata nelle camere di piombo: NO reagisce con lO 2 dellaria e forma NO 2 NO2 ossida SO2 ad SO3, riducendosi ad NO SO3 reagisce con acqua e forma H2SO4
2NO + O2 → NO2 2NO2 + 2SO2 → 2SO3 + 2NO 2SO3 + 2H2O → 2H2SO4 2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA 10.3.2 CATALISI ETEROGENEA
• Sintesi dellammoniaca
N2 + 3H 2 → 2NH3 La reazione è esotermica, per cui viene fatta avvenire a 450-650 °C e 250 atm. Si utilizza un catalizzatore di ferro metallico a struttura porosa, sulla cui superficie si ha adsorbimento da parte di N 2. A livello industriale, una miscela di azoto e idrogeno in rapporto 1:3 viene fatta passare sul catalizzatore e lNH 3 che si forma viene via via eliminata per condensazione. I reagenti che non hanno reagito vengono rimessi in ciclo. • Eliminazione degli inquinanti nella marmitta
catalitica. Specie inquinanti, come il monossido di carbonio, gli ossidi di azoto e gli idrocarburi parzialmente incombusti, possono essere trasformati facendoli
passare su un catalizzatore solido che favorisce la loro trasformazione in specie non tossiche. Ad esempio, si possono avere nella marmitta uno strato OSSIDANTE, che ossida CO ed idrocarburi a CO 2, ed uno strato RIDUCENTE, che riduce gli ossidi di azoto ad N 2 ( reazioni reazioni redox ). ). Il catalizzatore può essere avvelenato dalla presenza di piombo (di qui la necessità di usare carburanti privi di Pb) 10.3.3 CATALISI ENZIMATICA
Alcune proteine ad alta massa molecolare, dette ENZIMI, sono in grado di svolgere unazione catalitica molto specifica su molte reazioni biochimiche che altrimenti avverrebbero con velocità molto basse; essi svolgono quindi un ruolo essenziale negli organismi viventi. Tra le reazioni catalizzate dagli enzimi, si possono citare le reazioni di idrolisi, in cui molecole complesse vengono scisse in composti più semplici. Ad esempio, nella digestione del latte, il lattosio viene scisso in zuccheri più semplici in presenza dellenzima lattasi:
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA 10. V VERIFICA SE HAI CAPITO
lattasi lattosio
→
glucosio + galattosio
La catalisi enzimatica viene descritta con un modello chiave-serratura, in cui il reagente, o SUBSTRATO (S) si lega allenzima (E) in un punto detto sito attivo, specifico per quel substrato. Si forma un complesso ES, che in seguito si decompone per dare i prodotti; lenzima viene recuperato e può essere riutilizzato. E + S è ES → E + P Molte delle reazioni enzimatiche procedono velocemente ad una temperatura intorno ai 37°C; in generale, gli enzimi sono molto sensibili alle alte temperature ed al crescere della temperatura perdono la loro attività catalitica. Attualmente vengono vengono sintetizzati enzimi artificiali il cui impiego si sta diffondendo in campo industriale.
10.V.1 Date le seguenti reazioni, partendo dall equazione cinetica e cinetica e dal significato dell ordine di reazione , individua lordine di reazione • N2O5 (g) → 2NO2 (g) + 1/2 O2 (g)
v = k [N2O5 ] Qual è lordine di reazione rispetto ad N 2O5? Qual è lordine di reazione globale? • NO2 (g) + 2HCl (g) → NO (g) + H2O (g) + Cl2 (g)
v = k [NO2 ] [HCl] Qual è lordine di reazione rispetto ad NO 2? Qual è lordine di reazione rispetto ad HCl? Qual è lordine di reazione globale? • 2NO (g) + 2H2 (g) → N2 (g) + 2H2O (g)
v = k [NO]2 [H2 ] Qual è lordine di reazione rispetto ad NO? Qual è lordine di reazione rispetto ad H 2?
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA Qual è lordine di reazione globale?
VELOCITA E MECCANISMI DI REAZIONE: LA CINETICA Soluzione Pre-Test
1. Secondo grado rispetto ad A, primo grado rispetto a B, terzo grado globale 2. eterogenea enzimatica eterogenea
ESERCIZI
ESERCIZI 1) La velocità di una reazione chimica dipende: a. solo dalla temperatura b. solo dalla pressione c. dal fatto che la reazione sia eso- o endotermica d. dalla temperatura, dalle concentrazioni dei reagenti (ed eventualmente dei prodotti) e dalla presenza di catalizzatori
3) Data la reazione chimica: H2 + 1/2 O 2 → H2O indicando con v i la velocità di scomparsa (o di formazione) delli-esimo reagente (prodotto), si ha: a. vH2O = vO2 b. vH2O = vH2 c. vH2 = vO2 d. 2vH2 = vO 2 Soluzione
Soluzione
2) Data la reazione chimica: N2O5 → 2NO2 + 1/2 O2 indicando con v i la velocità di scomparsa (o di formazione) delli-esimo reagente (prodotto), si ha: a. vN2O5 = vO 2 b. vN2O5 = 2vNO2 c. 2vN2O5 = vNO2 d. 2vN2O5 = vO 2 Soluzione
4) Data la reazione chimica: 3H2 +N2 → 2NH3 indicando con v i la velocità di scomparsa (o di formazione) delli-esimo reagente (prodotto), si ha: a. vH2 = vN 2 b. 3vH2 = vN 2 c. vH2 = 3vN2 d. 3vH 2 = 2vNH3 Soluzione
ESERCIZI 5) E chiamata equazione cinetica: a. lequazione stechiometrica rappresentativa di una reazione chimica b. lequazione che lega la costante cinetica alla temperatura c. lequazione che lega la velocità di reazione alle concentrazioni di reagenti d. lequazione che lega la costante di equilibrio alla temperatura.
7)Una reazione chimica avviene con meccanismo complesso se: a. si formano composti con struttura molecolare più complessa di quella dei reagenti b. si forma un complesso attivato c. coinvolge solo specie che si comportano in modo non ideale d. avviene in più stadi Soluzione
Soluzione
6) Una reazione chimica avviene con meccanismo semplice se: a. si formano composti con struttura molecolare più semplice di quella dei reagenti b. avviene in un unico stadio c. coinvolge solo specie che si comportano idealmente d. è di primo ordine Soluzione
8) Se una reazione avviene in due stadi, uno lento e laltro molto più veloce, la velocità complessiva: a. è determinata solo dalla velocità dello stadio più lento b. è determinata solo dalla velocità dello stadio più veloce c. è costante d. diminuisce sicuramente allaumentare della temperatura Soluzione
ESERCIZI 9) Il complesso attivato ha unenergia: a. maggiore di quella dei reagenti, ma non di quella dei prodotti b. maggiore di quella dei prodotti, ma non di quella dei reagenti c. minore sia di quella dei reagenti, che di quella dei prodotti d. maggiore sia di quella dei reagenti, che di quella dei prodotti Soluzione
10) Un catalizzatore è: a. una specie chimica la cui aggiunta al sistema di reazione può portare ad uno spostamento dellequilibrio b. una specie chimica la cui aggiunta al sistema di reazione porta sempre allaumento della velocità c. una specie chimica che si ritrova inalterata alla fine della reazione d. una specie chimica che provoca una diminuzione di ∆G° Soluzione
11) Un catalizzatore agisce sulla cinetica di una reazione chimica: a. cambiando il meccanismo di reazione b. aumentando lenergia dei reagenti c. abbassando lenergia dei prodotti d. spostando verso destra la posizione dellequilibrio Soluzione
12) Un catalizzatore agisce: a. solo sulla reazione diretta b. solo sulla reazione inversa c. sulla reazione diretta e su quella inversa d. sulla posizione dellequilibrio Soluzione
ESERCIZI 13) Un catalizzatore si dice eterogeneo se: a. si trova in fase diversa rispetto ai reagenti b. si trova in fase diversa rispetto ai prodotti c. è costituito da molecole eteronucleari d. è costituito da molecole apolari Soluzione
14) Data la reazione tra acetone e iodio in soluzione acquosa, catalizzata dagli ioni H+, CH3COCH3 (aq) + I2 (aq)→ CH2ICOCH3 (aq) + H+ (aq) + I- (aq) misure sperimentali hanno determinato lequazione cinetica: v = k [CH3COCH3 ] [H+ ] Individua: a. lordine di reazione rispetto allacetone b. lordine di reazione rispetto allo iodio c. lordine di reazione rispetto agli ioni H + d. lordine di reazione totale Soluzione
15) Nella reazione A→ prodotti, la concentrazione iniziale di A è 0,187 M e 44 secondi dopo 0,183 M. Qual è la velocità iniziale della reazione, espressa in moli l-1 sec-1? Soluzione
16) Nella reazione A → prodotti, si trova che [A] = 0,550 M a t = 60,2 secondi e 0,540 M a t = 80,3 sec. Calcola la velocità media in questo intervallo di tempo. Soluzione
17) Nella reazione A → prodotti, a t = 0 [A] = 0,150 M. Dopo 1 minuto, [A] = 0,145 M e dopo 2 minuti [A] = 0,141. Calcola la velocità media della reazione durante il primo minuto e durante il secondo minuto. Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI
8. a Back
1. d
9. d Back
2. c
Back
10. c Back
3. b
Back
11. a Back
4. c
Back
12. c Back
5. c
Back
13. a Back
6. b Back
7. d Back
Back
ESERCIZI 14. a. primo ordine b. ordine zero c. primo ordine d. secondo ordine Back
15. 9,09 •10-5 Back
16. 4,97 •10-4 Back
17. 8,33 •10-5; 6,67•10-5 Back
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS 7.A PRE-REQUISITI 7.B PRE-TEST 7.C OBIETTIVI 7.1 INTRODUZIONE 7.2 LO STATO SOLIDO 7.2.1 IL RETICOLO CRISTALLINO 7.2.2 STRUTTURA E PROPRIETA’ DEI DIVERSI TIPI DI SOLIDI
7.5.1 LEGGI DI BOYLE, CHARLES, GAY LUSSAC 7.5.2 EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI 7.5.3 LEGGE DI DALTON DELLE PRESSIONI PARZIALI 7.5.4 ESERCIZI SVOLTI
7.6 EQUAZIONE DI VAN DER WAALS PER I GAS REALI 7.7 PASSAGGI DI STATO E DIAGRAMMI DI STATO 7.7.1 I PASSAGGI DI STA S TATO TO 7.7.2 I DIAGRAMMI DI STATO
7.3 LO STATO LIQUIDO 7.3.1 PROPRIETA’ DEI LIQUIDI
7.4 LO STATO GASSOSO 7.5 LEGGI DEI GAS IDEALI
7.V VERIFICA SE HAI CAPITO ESERCIZI
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS 7.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: • descrivere i tre stati fisici che la materia può assumere in base alle caratteristiche macroscopiche; • comprendere il significato di un passaggio di stato; • esemplificare i diversi stati fisici ed i passaggi di stato usando il modello particellare; • mettere in relazione piano microscopico e piano macroscopico; • conoscere i vari tipi di legame che possono stabilirsi nelle diverse situazioni; • comprendere il concetto di mole e la sua relazione con la massa molare relativa; • maneggiare agevolmente le più comuni unità di misura.
7.B PRE-TEST 1. Spiega le proprietà del diamante e della grafite in base alla loro struttura.
2. A quale temperatura (in °C) occorre portare un cilindro chiuso da 1500 cm3, contenente 10 g di CO 2, affinché la pressione sia di 10 atm? Soluzione
7.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: • enunciare le proprietà fondamentali dei tre stati fisici; • comprendere le caratteristiche del reticolo cristallino, spiegando il significato della cella elementare nella struttura di un solido; • descrivere la cella elementare e le caratteristiche principali dei più diffusi tipi di reticoli; • descrivere in termini generali la struttura di un solido ionico, di un solido covalente e di un solido molecolare, e formulare per ogni categoria alcuni esempi; • elencare le proprietà tipiche dei solidi ionici, covalenti e molecolari, mettendole in relazione con la
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS struttura; • comprendere lequilibrio liquido-vapore e definire la tensione di vapore; • definire le variabili che descrivono un gas, usando unità di misura appropriate; • comprendere il significato di gas ideale, enunciare le leggi dei gas (Boyle, Charles, Gay Lussac, ) ed applicarle a calcoli; • comprendere la legge di Dalton ed applicarla a calcoli su miscele gassose; • formulare lequazione di stato dei gas perfetti ed usarla per calcolare una variabile incognita; • comprendere, in base alle caratteristiche dei gas reali, le differenze tra lequazione di stato valida per i gas ideali e quella di Van der Waals per i gas reali; • spiegare gli aspetti fondamentali della teoria cinetica dei gas; • riguardo ai passaggi di stato, comprendere le variazioni di calore che li accompagnano, e definire il calore molare di fusione, evaporazione e sublimazione; • giustificare landamento della curva di
raffreddamento o di riscaldamento di una sostanza in base ai fenomeni che si verificano alle varie temperature; • comprendere il significato di un diagramma di stato ed estrarre le informazioni che da esso possono essere ricavate.
7.1 INTRODUZIONE Parlando degli attributi della materia , abbiamo definito le caratteristiche principali degli stati fisici della materia: i SOLIDI : hanno forma, massa e volume • definiti e non sono compressibili; i LIQUIDI : hanno massa e volume definiti, • assumono la forma del recipiente e sono poco compressibili; i GAS : hanno massa definita, non hanno un • volume definito, ma occupano tutto lo spazio disponibile (devono, quindi, essere conservati in recipienti chiusi), assumono la forma del recipiente e sono molto compressibili.
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS Le caratteristiche dei solidi, dei liquidi e dei gas possono essere interpretate secondo considerazioni di cinetica, cioè sulla base delle possibilità di movimento delle particelle; in generale, lenergia cinetica media delle particelle aumenta al crescere della temperatura. In un SOLIDO, le particelle sono disposte in modo ordinato le une vicine alle altre e non hanno energia sufficiente per vincere le forze di attrazione che le tengono insieme: i loro movimenti sono quindi molto limitati, sotto forma di vibrazione allinterno della struttura ordinata del solido. In un LIQUIDO, le particelle, un po più lontane tra loro e meno ordinate, hanno energia superiore; sono, quindi, in grado di vincere le forze che le trattengono e di muoversi con maggiore libertà che non in un solido, ma ancora in misura limitata. In un GAS, infine, le particelle sono molto più lontane ed hanno energia decisamente superiore: si muovono, quindi, liberamente nello spazio disponibile. Una trattazione completa della teoria cinetica dei gas
è stata sviluppata da Maxwell nel secolo scorso; essa verrà illustrata brevemente introducendo i gas. A livello di proprietà macroscopiche, solidi e liquidi presentano alcune somiglianze: entrambi hanno un volume definito, sono poco o nulla comprimibili e hanno densità elevata; ciò può essere messo in relazione con il fatto che nei liquidi e nei solidi le particelle sono molto vicine e trattenute da forze attrattive efficaci nel limitare il loro movimento. Non mancano, comunque, le differenze: i liquidi si caratterizzano per la fluidità, che li porta ad assumere la forma del contenitore, e per una disposizione delle particelle meno ordinata e più variabile rispetto alla struttura di un solido cristallino. Nei gas le particelle, più lontane e meno trattenute, possono occupare tutto lo spazio a disposizione: le specie gassose sono quindi caratterizzate da una bassa densità e da unelevata comprimibilità.
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS 7.2 LO STATO SOLIDO Quando si definiscono le proprietà generali dei solidi, in genere si fa riferimento ai solidi CRISTALLINI, caratterizzati da una struttura ordinata che si ripete regolarmente nello spazio. Altre sostanze, pur presentando proprietà macroscopiche simili a quelle dei solidi, non hanno una struttura geometricamente regolare e vengono definiti solidi AMORFI; un tipico esempio è rappresentato dal vetro. Verranno qui descritti soltanto i solidi cristallini. 7.2.1 IL RETICOLO CRISTALLINO
Il RETICOLO CRIST CRISTALLINO ALLINO , che può essere determinato sperimentalmente mediante DIFFRATTOMETRIA DI RAGGI X , è la ripetizione nelle tre dimensioni dello spazio di una CELLA ELEMENTARE che rappresenta la più piccola porzione del reticolo stesso. Pur nella varietà dei reticoli possibili, questi sono tutti riconducibili a 7 forme della cella elementare,
cui corrispondono 7 sistemi cristallini. Bravais dimostrò che a queste sette ne andavano aggiunte altre 7, differenti non per geometria ma per il numero di particelle contenute nella cella. Queste 14 celle, spesso indicate come reticoli di Bravais, permettono di spiegare le strutture dei cristalli, dalle più semplici fino a quelle più complesse. Ogni cella elementare è definita da tre parametri lineari (lunghezza degli spigoli) e da tre parametri angolari (angoli tra gli spigoli). La cella più semplice è quella cubica, caratterizzata da spigoli della stessa lunghezza e perpendicolari tra loro (angoli di 90°). Se la cella cubica elementare contiene particelle solo ai vertici, viene detta cella cubica primitiva. Sono inoltre possibili una cella cubica a corpo centrato (una particella su ogni vertice e una al centro del cubo) e cubica a facce centrate (una particella su ogni vertice e una al centro di ogni faccia).
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS Celle elementari di tipo cubico
P (primitiva)
I (corpo centrato) F (facce centrate)
Le particelle, che possono essere rappresentate come delle sferette, si dispongono nello spazio in vari modi, dando luogo a diversi impaccamenti; in alcune di queste strutture, che vengono chiamate STRUTTURE COMPATTE e sono caratteristiche di molti metalli, le particelle sono sistemate più vicine possibile, in modo da rendere minimi gli spazi vuoti. Le strutture compatte sono due: esagonale compatta e cubica compatta.
Come si può vedere nella figura, in uno strato compatto ogni sfera è a contatto con altre sei (consideriamo, ad esempio, la sfera centrale nella figura, indicata con la lettera A); nello strato successivo, le sfere tenderanno a disporsi in corrispondenza degli spazi vuoti tra le sfere del
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS primo strato: come rappresentato in figura, ci sono sei spazi vuoti, indicati alternativamente con le lettere B e C. Indipendentemente dal fatto che le sfere del secondo strato occupino gli spazi B o quelli C, la sfera A sarà a contatto con altre tre sfere. Discorso analogo vale per lo strato sottostante a quello di partenza, in cui tre sfere saranno a contatto con la sfera A, che abbiamo preso come riferimento. In totale la sferetta A è a contatto con 12 sfere (6 nel suo strato, 3 in quello superiore e 3 in quello inferiore). Uno dei parametri usati per definire una struttura è il NUMERO DI COORDINAZIO COORDINAZIONE NE , che esprime
il numero di particelle (o sferette) con le quali una particella è a contatto. Nella struttura compatta che abbiamo appena descritto il numero di coordinazione è 12. A seconda della posizione relativa dei diversi strati, si ottengono le due strutture citate in precedenza.
• STRUTTURA ESAGONALE COMPATTA: - secondo strato in corrispondenza dei vuoti B; - terzo strato esattamente nella posizione del primo strato (posizione della sfera A e di quelle circostanti); - gli strati successivi presentano una sequenza tipo ABABAB; - numero di coordinazione: 12. • STRUTTURA CUBICA COMPATTA - secondo strato in corrispondenza dei vuoti B; - terzo strato in corrispondenza dei vuoti C; - gli strati successivi presentano una sequenza tipo ABCABC. Osservando questa struttura secondo un angolo opportuno, si può notare che questa sistemazione corrisponde ad una struttura cubica a facce centrate; - numero di coordinazione: 12. Alcune sostanze presentano strutture diverse da quelle compatte: • STRUTTURA CUBICA A CORPO CENTRATO
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS - struttura cubica con laggiunta di una sferetta al centro di ogni cubo; - ogni sfera è circondata da altre otto (numero di coordinazione: 8); - esempi: Na, K e Fe.
• STRUTTURA CUBICA SEMPLICE - la disposizione delle particelle si identifica con quella di una cella cubica primitiva; - numero di coordinazione: 6; - esempi: NaCl, KBr. • STRUTTURA TETRAEDRICA - ogni particella è circondata da altre 4 disposte ai vertici di un tetraedro; - numero di coordinazione: 4; - esempio: il ghiaccio (citato a proposito del legame ). a idrogeno ).
7.2.2 STRUTTURA E PROPRIETA’ DEI DIVERSI TIPI DI SOLIDI
Le particelle (atomi, molecole, ioni) che costituiscono un solido sono tenute insieme da legami chimici, che conferiscono al solido caratteristiche peculiari. I solidi possono essere classificati a seconda del tipo di legame che unisce le particelle. 1. SOLIDI COVALENTI Elementi come C e Si sono in grado di formare quattro legami covalenti, dando luogo a macrostrutture che possono essere considerate come ununica molecola di grandi dimensioni. Essendo tenuti insieme da legami forti, questi solidi possono essere deformati con difficoltà, sono molto duri, hanno punti di ebollizione e di fusione molto alti. Inoltre, sono cattivi conduttori, in quanto gli elettroni sono localizzati in legami covalenti, e quindi poco liberi di muoversi. Nel diamante, ad esempio, ogni atomo di carbonio (ibridato sp3 ) è legato attraverso legami covalenti con
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS altri quattro secondo una geometria tetraedrica; struttura analoga hanno il Si ed il carburo di silicio (SiC). Anche nella silice (SiO2 ) latomo di Si è legato con 4 atomi di O posti ai vertici di un tetraedro in cui Si occupa il centro; inoltre, atomi di Si appartenenti a tetraedri adiacenti sono uniti da un atomo di O a ponte. Tornando al carbonio, si può notare come il C possa cristallizzare in due forme diverse (diamante e grafite), dando luogo al fenomeno dellallotropia. La grafite rappresenta la forma stabile a temperatura e pressione ordinaria, ma in realtà anche il diamante è stabile, in quanto la velocità della trasformazione diamante → grafite è molto bassa a T ambiente (si parla, in questo caso, di stabilità cinetica ). ). La struttura del diamante è già stata descritta. Nella grafite gli atomi sono disposti ad esagono su piani paralleli; ogni atomo di C ibridato sp2 impegna tre elettroni in tre legami covalenti con atomi adiacenti, mentre il quarto elettrone risulta delocalizzato sullintero strato. Da un lato, quindi, i forti legami covalenti allinterno di uno strato spiegano lelevato
punto di fusione, mentre le deboli interazioni tra gli strati, che possono scorrere gli uni sugli altri, giustificano le sue proprietà di conduttore e di lubrificante. Vi è anche una terza forma allotropica del C, ottenuta in laboratorio, e rappresentata da un gruppo di composti, detti fullereni; il composto più studiato ha 60 atomi di C.
a) diamante
b) grafite
2. SOLIDI IONICI Composti costituiti da atomi con forte differenza di elettronegatività formano macrostrutture ioniche in cui gli elettroni vengono trasferiti alla specie più elettronegativa e gli anioni ed i cationi così formati
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS sono tenuti insieme da legami ionici, di natura elettrostatica. Le forti attrazioni tra ioni di carica opposta li rendono duri, ma se vengono colpiti di taglio lungo un determinato piano è possibile sfaldare il cristallo in due porzioni; sempre a causa delle forze di attrazione, i solidi ionici hanno punti di fusione elevati, anche se inferiori a quelli dei solidi covalenti. Inoltre, essi sono solubili nei solventi polari , come lacqua, in cui si stabiliscono interazioni tra gli ioni del reticolo e le molecole del solvente; non si sciolgono, invece, nei solventi apolari. Allo stato solido sono cattivi conduttori, ma conducono allo stato fuso, perché la rottura del reticolo permette il movimento degli ioni. Esempi di cristalli ionici sono rappresentati da NaCl e CsCl. La struttura di un cristallo ionico è condizionata dalle repulsione tra ioni a uguale carica, per cui gli ioni a carica opposta sono generalmente molto vicini. Il tipo di impaccamento dipende anche dalle dimensioni relative degli anioni e dei cationi; Il numero di coordinazione è dato dal numero di ioni di carica opposta che circondano uno ione: è 6 per
NaCl e 8 per CsCl.
+
+ +
+
+ + +
+ + +
+ + +
+
Struttura cristallina del cloruro di potassio (K + =
+ ; Cl = -
)
(numero di coordinazione: 6)
3. SOLIDI MOLECOLARI I solidi dei non metalli e di composti dei non metalli sono formati da molecole in cui gli atomi sono legati
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS tra loro tramite forti legami covalenti, mentre le singole molecole sono tenute insieme da deboli forze di Van der Waals. A questi solidi appartengono, ad esempio, lo iodio, il saccarosio, il ghiaccio, la CO2 (ghiaccio secco), il gas neon a certi valori di temperatura e pressione. Le molecole sono tenute insieme da forze intermolecolari deboli e possono facilmente essere separate, per cui i cristalli sono solitamente teneri e caratterizzati da bassi punti di ebollizione e fusione; se nella formazione del cristallo intervengono legami a idrogeno , più forti, le temperature di fusione sono più elevate. In presenza di forze adirezionali ( Van Van der Waals , London ) le particelle tendono a disporsi più vicine possibile, attraverso impaccamenti compatti; in presenza di legame a idrogeno, parzialmente direzionale, esistono spazi più ampi, come ad esempio nel ghiaccio (geometria tetraedrica, più aperta). Non contenendo elettroni delocalizzati, né ioni, non conducono. I composti apolari, come lo iodio, per lassenza di interazioni di natura polare sono insolubili nei solventi polari, come lacqua; sono
invece solubili in solventi apolari, come il tetraclorometano. Un ultimo tipo di solidi è rappresentato dai SOLIDI METALLICI, già descritti in riferimento al legame metallico . La grande maggioranza dei metalli presenta strutture cristalline compatte.
7.3 LO STATO LIQUIDO Lo stato liquido può essere considerato intermedio tra stato solido e stato gassoso: le molecole, che si muovono in modo caotico, sono tenute insieme da forze sufficienti ad evitarne la separazione, ma non a bloccarle in una struttura fissa. Un liquido è caratterizzato da una struttura dinamica, continuamente soggetta a modifiche, per cui è possibile riconoscere nei liquidi un ordine A CORTO RAGGIO, contrapposto allordine A LUNGO RAGGIO dei cristalli.
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS 7.3.1 PROPRIETA’ DEI LIQUIDI
1. TENSIONE SUPERFICIALE Le molecole che si trovano allinterno della massa di un liquido sono soggette a forze attrattive da parte delle molecole circostanti in ogni direzione e la risultante di tutte queste forze è nulla. Al contrario, le forze che agiscono sulle molecole dello strato superficiale non sono distribuite in tutte le direzioni (al di sopra della superficie le molecole sono in numero decisamente minore), per cui la risultante delle forze sarà non nulla e diretta verso linterno. Le molecole interne si trovano quindi ad avere energia inferiore rispetto a quelle in superficie, per cui il liquido tende a mantenere una superficie esterna minore possibile: la goccia rappresenta la forma geometrica con il più piccolo rapporto tra volume e area superficiale. TENSIONE SUPERFICIALE : è lenergia richiesta per aumentare larea superficiale di un liquido, portando molecole interne alla superficie, cioè ad un livello di energia più elevato. Quindi, il fatto che i liquidi tendano a contrarre la loro
superficie è una manifestazione della tendenza tipica di ogni sistema ad assumere lo stato con minore contenuto possibile di energia. Si dice che un liquido bagna una superficie se si allarga su di essa formando un film. Tale fenomeno è legato allequilibrio tra le forze di COESIONE (interazioni tra molecole simili) e le forze ADESIVE (interazioni tra molecole diverse). • Forze di coesione > forze adesive: la goccia mantiene la sua forma • Forze adesive > forze di coesione: la superficie viene bagnata dalla goccia che si rompe. La tensione superficiale può essere abbassata usando i TENSIOATTIVI . Se si osserva un tubo di vetro contenente acqua e uno contenente mercurio, si può notare che lacqua forma un menisco concavo, curvato verso lalto, e bagna il vetro; il mercurio forma un menisco convesso, curvato verso il basso, e non bagna il vetro, in quanto le forze di coesione tra gli atomi sono forti.
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS 2. VISCOSITA La viscosità rappresenta lattrito interno di un liquido ed esprime la maggiore o minore facilità di scorrimento rispetto ad una superficie adiacente. Più forti sono le forze intermolecolari, maggiore è la viscosità, che in genere diminuisce al crescere della temperatura, in quanto un aumento di energia cinetica rende meno efficaci le attrazioni intermolecolari.
liquido, si avrà inizialmente evaporazione di un certo numero di particelle (quelle ad energia più elevata) che, crescendo di numero, avranno una certa probabilità di dare ricondensazione, tornando allo stato liquido. I due fenomeni coesistono fino al raggiungimento di uno stato di equilibrio , per cui il numero di particelle che abbandonano il liquido per evaporazione è uguale al numero di particelle che ricondensa.
3. TENSIONE DI VAPORE Levaporazione è il passaggio allo stato gassoso delle molecole di un liquido. A parità di temperatura, un liquido evapora più o meno facilmente a seconda delle forze che mantengono unite le molecole. Perché una particella si allontani dal liquido, deve possedere unenergia sufficiente per sottrarsi dallattrazione delle altre molecole; quindi, avranno maggiore possibilità di allontanarsi le particelle che hanno energia più elevata (vedi teoria cinetica dei gas ). ). Se consideriamo un recipiente chiuso e mantenuto a temperatura costante, parzialmente riempito di un
TENSIONE DI VAPORE è la pressione esercitata da un vapore in equilibrio con il liquido, è costante a temperatura costante e generalmente aumenta al crescere della temperatura (seguendo lequazione di CLAUSIUS-CLAPEYRON ). ).
I liquidi con tensioni di vapore elevate vengono definiti VOLATILI, quelli con basse tensioni di vapore NON VOLATILI. Come altre proprietà viste in precedenza, anche la volatilità è legata alle forze intermolecolari.
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS 7.4 LO STATO GASSOSO Teoria cinetica dei gas
Le proprietà dei gas (a livello macroscopico e microscopico) sono già state più volte enunciate. Accenniamo ora brevemente alla TEORIA CINETICA DEI GAS , cui si è in varie occasioni fatto riferimento ( passaggi di stato , equilibrio ). chimico , cinetica Le molecole di un gas sono in continuo movimento e possiedono ad un tempo t una certa energia cinetica, che non può essere determinata a causa dei continui urti tra le molecole, che producono continui scambi di energia. Quindi, ad un certo istante e ad una certa temperatura, non è possibile associare alle molecole un determinato valore di energia cinetica e di velocità, e bisogna ricorrere ad una valutazione di tipo statistico. Grazie ai calcoli di Maxwell, è possibile rappresentare graficamente la distribuzione delle velocità di un gas ad una certa temperatura.
N / N ∆
e l o c e l o m i d e n o i z a r F
Temperatura più bassa Temperatura più alta
E1
E2
E cinetica
Larea sottesa alla curva rappresenta la totalità delle molecole, mentre larea tratteggiata rappresenta la frazione di molecole che hanno energia cinetica compresa nellintervallo tra E 1 e E 2; lascissa corrispondente al massimo della curva corrisponde al valore di energia (e quindi di velocità) più probabile: si può notare un appiattimento della curva al crescere della temperatura, con un massimo in corrispondenza di unenergia più elevata, mentre
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS larea totale sottesa alla curva resta costante. Tra i fenomeni che possono essere interpretati attraverso questo modello, si può citare la diffusione, cioè il mescolamento di gas diversi per effetto del movimento casuale. Essa è regolata dalla Legge di GRAHAM. Prima di esaminare le leggi che descrivono il comportamento dei gas, consideriamo brevemente i parametri che permettono di definire lo stato gassoso, con le relative unità di misura. TEMPERATURA La temperatura è la grandezza fisica che determina il verso del flusso di calore, in quanto il calore passa spontaneamente da un corpo a T più elevata ad un corpo a T più bassa. Tra le scale usate per misurare la temperatura, vengono usate due scale convenzionali ed una scala assoluta. Le scale convenzionali sono la scala Fahrenheit, comunemente usata nei paesi anglosassoni, che non verrà qui utilizzata, e la scala Celsius; questultima
divide lintervallo di temperatura compreso tra le temperature di congelamento e di ebollizione dellacqua (che corrispondono, quindi, a 0°C e 100°C, rispettivamente) in cento parti uguali (ogni parte viene detta grado e si indica con il simbolo °C). La scala assoluta, o Kelvin (indicata con il simbolo K), si basa su fondamenti di natura termodinamica ed ha inizio allo zero assoluto. Le temperature di congelamento e di ebollizione dellacqua corrispondono a 273 K e 373 K, rispettivamente. Per convertire le temperature da una scala allaltra si usano le relazioni: °C = K - 273 K = °C + 273 ESEMPI
0 °C 2 5° C 100° 100°C C 280 K
corrispondono corrispondono corr corriispo spondono corrispondono
a a a a
0 + 273 = 273 K 25 + 273 = 298 K 100 + 273=37 =373 K 280 - 27 273 = 7° 7°C
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS VOLUME Il volume è rappresentato dallo spazio occupato da una sostanza. Lunità di volume nel SI è il metro cubo (m3 ); in chimica si usano il dm3 (10-3 m3 ) ed il cm3 (cc, 10-6 m3 ); le unità litro (l) e millilitro (ml), seppur meno rigorose, sono ancora ampiamente usate. PRESSIONE La pressione è definita come forza per unità di area. Lunità di pressione nel SI è il Pascal (Pa), che corrisponde ad un newton (N) per m2; nella pratica, luso di questa unità è ancora limitata. Si usano più frequentemente: • latmosfera (atm) corrispondente alla pressione esercitata da una colonna di mercurio alta 760 mm • il torricelli (Torr) corrispondente ad 1/760 di atm (cioè alla pressione esercitata da 1 mm di Hg) La relazione con il Pa è 1 atm = 101325 Pa
ESEMPI
0,5 0,5 atm atm corr corris ispo pond ndon ono o a 760 760 x 0,5 0,5 = 380 380 Torr orr (1 atm : 760 Torr = 0,5 atm : x) 2 at atm corri rrispondono a 760 x 2 = 1520 To Torr (1 atm : 760 Torr = 2 atm : x) 190 Torr corrispo corrispondo ndono no a 190/76 190/7600 = 0,25 0,25 atm (1 atm : 760 Torr = x : 190) 70500 70500 Pa Pa corrisp corrispond ondono ono a 70500/ 70500/101 101325 325 = 0,696 0,696 atm (1 atm : 101325 Pa = x : 70500 Pa) 0,3 0,3 atm atm corr corris ispo pond ndo ono a 0,3 x 1013 101325 25 = =30397,5 Pa (1 atm : 101325 Pa = 0,3 atm : x)
7.5 LEGGI DEI GAS IDEALI Le leggi dei gas sono state enunciate in riferimento ad un GAS IDEALE (o gas perfetto), che presenta queste caratteristiche: • le particelle sono soggette a continui movimenti casuali; • le particelle hanno volume trascurabile rispetto al volume del gas;
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS • non vi sono interazioni tra le particelle; • gli urti tra le particelle sono perfettamente elastici. In pratica, i gas reali si avvicinano tanto più a questi comportamenti quanto più sono a bassa pressione e ad alta temperatura. Per i gas lo stato preso come riferimento è rappresentato dalle cosidette CONDIZIONI NORMALI (c.n.): P = 1 atm; T = 0°C (cioè 273 K) 7.5.1 LEGGI DI BOYLE, CHARLES E GAY LUSSAC
Le leggi dei gas, scoperte a partire dal 1600, stabiliscono una relazione tra i valori di una coppia di variabili (P, V, T) relative ad una certa quantità di gas (che non varia) quando la terza viene mantenuta costante. La LEGGE DI BOYLE esprime la relazione tra P e V a T costante: per una certa quantità di gas a temperatura costante, il volume del gas è
inversamente proporzionale alla sua pressione. PV = cost (leg ge isoter ma, T = cost). Date due condizioni (1 e 2), essa può essere espressa anche come: P1 V 1 = P2 V 2 ESEMPIO
Una certa quantità di N2 occupa alla pressione di 21,5 atm un volume di 50,0 l. Calcolare il volume occupato dalla stessa quantità di gas se viene portata ad una pressione di 1,55 atm, a T costante. Applichiamo la relazione che lega pressione e volume: P1 V 1 = P 2 V 2 P1 = 21,5 atm V 1 = 50,0 l P2 = 1,55 atm V 2 = ? V 2 = P 1 V 1/P2 = 21,5 x 50,0/1,55 = 694 l
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS La LEGGE DI CHARLES esprime la relazione tra P e T a V costante: la pressione di una certa quantità di gas a volume costante è direttamente proporzionale alla T assoluta. P/T = cost
(leg ge isocora, V = cost)
o anche: P1/T1 = P 2/T2
La LEGGE DI GAY-LUSSAC esprime la relazione tra V e T a P costante ed è analoga alla legge di Charles V/T = cost (l eg g e isoba ra , P = c ost) oppure: V 1/T1 = V 2/T2
ESEMPIO
Una massa di gas occupa alla temperatura di 48°C un volume di 323 cm3; calcolare il volume occupato se viene portata a 100°C mantenendo P costante. Applichiamo la relazione che lega V e T a P costante nella forma: V 1/T1 = V 2/T2 V 1 = 323 cm 3 T1 = 48°C = 48 + 273 = 321K V 2 = ? T2 = 100°C = 373 K V 2 = V 1 x T 2/T1 = 323 x 373/321 = 375 cm 3 Combinando queste leggi si ottiene la relazione: PV/T = cost, oppure: P1 V 1 P2 V 2 = T1 T2 che può essere usata quando variano due parametri
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS per calcolare il terzo (vedi esercizi svolti ). ). In questa relazione il volume e la pressione possono essere espresse in qualsiasi unità di misura, purché uguali per gli stati iniziale e finale; la temperatura va invece espressa in scala assoluta. 7.5.2 EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI
Questa legge mette in relazione le variabili, che nelle leggi viste prima venivano considerate a due a due, tutte contemporaneamente. Partendo dalla relazione vista prima: PV/T = cost, possiamo ricavare il valore di una costante, che chiameremo R, e che per 1 mole di gas (corrispondente a 22,4 l, volume molare dei gas , cioè volume occupato da una mole di qualsiasi gas) alla pressione di 1 atm ed alla T di 273 K vale: R = PV/T = 1 atm x 22,4 l mol -1/273 K R = 0,0821 atm l K -1 mol -1 Il valore di R cambia se si adottano altre unità di misura.
Per 1 mole di un qualsiasi gas, possiamo scrivere: PV = RT E per n moli di gas: PV = nRT EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI Quando si sostituiscono i valori numerici, la P va espressa in atmosfere, il V in litri, la T in Kelvin. Modificando opportunamente questa relazione è possibile risalire al peso molecolare ed alla densità del gas (vedi esercizi svolti ). ). ESEMPI
Calcola il volume occupato da 0,625 moli di • metano CH4 alla temperatura di 50°C ed alla pressione di 0,50 atm.
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS Applichiamo lequazione di stato dei gas ideali: PV = nRT P = 0,50 atm V = ? n = 0,625 mol R = 0,0821 T = 50 + 273= 323 K V = nRT /P = 0,625 x 0,0821 x 323 /0,50 = 33,1 l Calcola il volume occupato a 10°C e 900 Torr • da 0,30 mol di O 2. Applichiamo lequazione di stato dei gas perfetti: PV = nRT P = 900/760 = 1,18 atm V = ? n = 0,30 R = 0,0821 T = 273 + 10 = 283 K V = nRT/P = 5,91 l
7.5.3 LEGGE DI DALTON DELLE PRESSIONI PARZIALI
La pressione totale di una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali che ciascun gas eserciterebbe se occupasse da solo lo stesso volume: Ptot = p1 + p2 + p3 + ... = Σ pi dove p1, p2, p3, ..., p i rappresentano le pressioni parziali relative ai componenti della miscela. La pressione parziale di ogni componente è data dal prodotto della pressione totale per la frazione molare di quel componente; per il componente iesimo: pi = Ptot x χi (dove χi = molii/molitot ).
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS 7.5.4 ESERCIZI SVOLTI
ESEMPIO
Calcola la pressione totale esercitata da 5,22 moli di H2 e da 0,116 moli di N 2 in un volume di 40,5 l alla temperatura di 18,5 °C.
1) 1,50 l di gas alla pressione di 2,25 atm vengono fatti espandere fino ad un volume finale di 8,10 l a T costante. Calcola la P finale del gas espressa in Torr.
Calcoliamo le pressioni parziali dei due gas applicando lequazione di stato dei gas perfetti ad entrambi i componenti: p (H 2 ) = nRT/V = 5,22 x 0,0821 x 291,5/40,5= =3,08 atm p (N 2 ) = nRT/V = 0,116 x 0,0821 x 291,5/40,5 = = 0,0685 atm
Applichiamo la legge di Boyle: PV = costante P1 V 1 = P2 V 2 P1 = 2,25 atm V1 = 1,50 l P2 = ? V 2 = 8,10 l P2 = 2,25 x 1,50/8,10 = 0,417 atm
P totale = 3,08 atm + 0,0685 atm = 3,15 atm
2) Calcola la pressione (in atm) che deve essere applicata ad un gas che alla temperatura di 85,6°C e alla pressione di 2,10 • 104 Pa occupa un volume di 130 l perché occupi un volume di 178 l alla temperatura di 341°C. Applichiamo la relazione. P1 V 1
P2 V 2 =
T1
T2
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS P1 = 2,10 • 104 Pa V 1 = 130 l
T1 = 358,6 K
P2 = ?
T2 = 614 K
V 2 = 178 l
Sostituendo, si ottiene: P2 = 2,62 • 104 Pa. 2,62 • 104 Pa/101325 Pa atm -1 = 0,259 atm 3) Calcola quanti litri di Cl 2 sono necessari per trasformare a 10°C e 758 Torr 10 g di Hg 2 Cl 2 in HgCl 2 , secondo la reazione: Hg 2Cl2 + Cl2 → HgCl2 Procediamo al bilanciamento della reazione e otteniamo: Hg 2Cl2 + Cl2 → 2HgCl2 10 g di Hg 2Cl2 (massa molare = 473 g mol -1 ) corrispondono a: moli (Hg 2Cl2 ) = 10 g/473 g mol -1 = 0,021 mol Essendo uguali i coefficienti stechiometrici di Hg 2Cl2 e di Cl2, le moli di Cl2 necessarie sono: moli (Cl2 ) = 0,021 mol
che, per il volume molare dei gas , corrispondono a: 0,021 mol x 22,4 l mol -1 = 0,470 l a condizioni normali (1 atm e 273 K) Per calcolare il corrispondente volume nelle nuove condizioni, applichiamo la relazione: P1 V 1 P2 V 2 = T1 T2 dove: P1 = 1 atm = 760 Torr T1 = 273 K V 1 = 0,470 l P2 = 758 Torr T2 = 283 K V 2 = ? Troviamo che V 2 = 0,488 l
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS 4) Calcola la pressione esercitata da 35,10 g di N 2 in un recipiente del volume di 14,9 l alla temperatura di -18,0°C.
m PV =
RT MM
35,10 g corrispondono a: 35,10 g/ 28 g mol -1 = 1,254 mol Applichiamo lequazione di stato dei gas perfetti: PV = nRT P = nRT/V = 1,254 x 0,0821 x 255/14,9 = = 1,76 atm 5) Calcola la massa molare di un gas, 1,739 g del quale occupano un volume di 381 cm 3 alla pressione di 685 Torr e alla temperatura di 65,0°C. Nellequazione di stato dei gas perfetti compare il numero di moli, che si può ottenere dividendo la massa (m) per la massa molare (MM) della sostanza; quindi, conoscendo tutti gli altri parametri, è possibile risalire alla massa molare.
MM = m RT/PV m = 1,739 g V = 0,381 l R = 0,0821 T = 338 K P = 685 Torr/760 Torr atm -1 = 0,901 atm Si ottiene una massa molare di 141 g mol -1 6) Calcolare la massa molare di un gas che ha densità 1,435 alla temperatura di 26,4°C e alla pressione di 0,838 atm Nella relazione precedente: MM = m RT/PV introduciamo d = m/V; si ottiene: MM = dRT/P Sostituendo, si ottiene: MM = 42,1 g mol -1
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS In altri problemi che richiedono luso della densità, si procede analogamente, applicando la definizione di densità ed inserendola, se necessario, nellequazione dei gas perfetti.
p(O2 ) = (moli O2/ moli totali) x P = (14,9/100) x 0,864 = 0,129 atm p(N2 ) = (moli N2/ moli totali) x P = (74,9/100) x 0,864 = 0,647atm
7) Calcolare le pressioni parziali e le quantità in grammi di H 2 , O2 ed N 2 presenti in una miscela che occupa un volume di 10,0 l alla temperatura di 32°C e alla pressione di 657 Torr, sapendo che la composizione in volume della miscela è H 2 10,2 % O2 14,9 % N 2 74,9 %
Sapendo che per ciascuno dei tre componenti: pV = RT x (m/MM) , ricaviamo m.
Per un gas a c.n. il volume è proporzionale alle moli; quindi, se consideriamo 100 moli avremo: 10,2 mol di H 2 14,9 mol di O 2 74,9 mol di N 2 Quindi, le pressioni parziali (tenendo conto che la P totale è uguale a 657/760 = 0,864 atm) sono date da: p(H2 ) = (moli H2/ moli totali) x P = (10,2/100) x 0,864 = 0,088 atm
m (H 2 ) = p (H2 ) x V x MM (H2 )/RT = 0,088 x 10,0 x 2,01/0,0821 x 305 = 0,071 g Analogamente, per le altre componenti si ottiene: m (O 2 ) = 1,65 g m (N 2 ) = 7,24 g
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS 7.6 EQUAZIONE DI VAN DER WAALS PER I GAS REALI Passando dai gas ideali ai gas reali, si hanno delle modifiche nel comportamento del gas: laumento della pressione e la diminuzione della temperatura favoriscono le interazioni tra le molecole, che si avvicinano progressivamente; inoltre, allaumentare della pressione si riduce il volume disponibile, per cui il volume occupato dalle particelle non è più trascurabile. Quindi, per i gas reali lequazione di stato deve essere modificata riguardo a due aspetti: il volume materialmente occupato dalle • molecole non è trascurabile rispetto al volume del recipiente che contiene il gas; • vi sono interazioni tra le molecole del gas.
EQUAZIONE DI VAN DER WAALS PER I GAS REALI n2 (P + a ) (V - nb) = nRT 2 V che riferita ad una mole (n = 1) diventa: a (P + ) (V - b) = RT 2 V n2 * Termine (P + a ): 2 V se tra le molecole di un gas vi sono forze attrattive, aumenta la durata media degli urti e, di conseguenza, diminuisce il numero di urti per unità di tempo; quindi, la pressione esercitata dal gas sulle pareti del recipiente è minore di quella di un gas ideale mantenuto nelle stesse condizioni. P reale = P ideale - a x n2/V 2, oppure
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS n2 P ideale = P reale +a
7.7 PASSAGGI DI STATO E DIAGRAMMI DI STATO
V 2 dove a è una costante che assume valori diversi per ogni gas.
7.7.1 I PASSAGGI DI STATO
Sublimazione
* Termine (V - nb): il volume realmente a disposizione delle particelle si ottiene sottraendo al volume del recipiente V quello occupato dalle molecole; questultimo è rappresentato dal termine nb, in cui compaiono il numero di moli ed una costante b tipica di ogni gas.
Fusione
Stato solido
Evaporazione
Stato liquido
Solidificazione
Stato gassoso
Condensazione
Brinamento
I passaggi di stato
Dopo aver visto i tre stati fisici nei quali la materia può presentarsi, esaminiamo i principali passaggi da uno stato allaltro e le variazioni di energia che li
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS caratterizzano: guardando lo schema riportato sopra, nei passaggi verso destra si deve fornire energia al sistema dallesterno, mentre in quelli verso sinistra è il sistema che cede energia. Consideriamo i fenomeni che si verificano durante il progressivo riscaldamento di un solido alla pressione costante di 1 atm; riportiamo su un diagramma le temperature della specie in esame in funzione del tempo (assumendo che la quantità di calore fornita sia costante nel tempo).
E
Te
a r u t a r e p m so lid o e T Tf
T0
liq u id o
v apor e V
liq u id o F
G
A 0
tf
tg
Calore latente di fusione
te
tv
Tempo Calore latente (quantità di calore) di evaporazi evaporazione one
Curva di riscaldamento di una sostanza con i passaggi di stato solido-liquido-vapore
SEGMENTO AF: nel tempo compreso tra 0 e • tf il calore fornito fa aumentare la temperatura dal valore iniziale T0 a T f e di conseguenza aumenta lenergia cinetica delle particelle (vedi teoria ). cinetica dei gas ).
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS SEGMENTO FG: alla temperatura Tf lenergia • cinetica media delle particelle è sufficiente per produrre la rottura del reticolo ed il solido fonde: T f è la TEMPERATURA DI FUSIONE. A questa temperatura solido e liquido sono in equilibrio e le tensioni di vapori del liquido e del solido sono uguali. Continuando a fornire calore, la temperatura e lenergia cinetica delle particelle non aumentano, perché lenergia fornita viene usata per rompere i legami del reticolo. Questa energia che non provoca un aumento di temperatura viene definita CALORE LATENTE DI FUSIONE, (visto che siamo a P costante, questi calori sono delle entalpie ∆Hfus ). SEGMENTO GE: al punto G tutto il solido è • fuso ed il sistema è tutto allo stato liquido; continuando a fornire calore aumentano la temperatura e lenergia cinetica delle particelle fino alla temperatura Te, a cui il liquido inizia a bollire; T e è la TEMPERATURA DI EBOLLIZIONE, che convenzionalmente si determina alla pressione di 1 atm e alla quale la tensione di vapore di un liquido è uguale alla pressione esterna. SEGMENTO EV: alla temperatura Te la •
tensione di vapore del liquido è uguale alla pressione esterna ed il liquido bolle. Continuando a fornire calore, lebollizione continua, la temperatura (e quindi lenergia cinetica delle particelle) è costante ed il liquido progressivamente evapora. Al punto V tutto il liquido è passato sotto forma di vapore, che nel tratto successivo aumenta di temperatura perché si continua a fornire calore dallesterno. Il calore necessario per far evaporare una mole di liquido è il CALORE LATENTE DI EVAPORAZIONE (a P costante, entalpia molare di evaporazione), i cui valori sono generalmente più alti rispetto a quelli per il passaggio solido → liquido. Gli stessi valori numerici dei calori latenti di fusione ed evaporazione, cambiati di segni, sono validi per i processi di condensazione e solidificazione, in cui il sistema cede energia allesterno. Alcuni solidi hanno una tensione di vapore sufficientemente elevata ed evaporano a temperatura ambiente: levaporazione dei solidi è chiamata sublimazione, mentre il processo inverso (vapore → solido) si chiama brinamento. Anche per questi processi si possono definire e
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS misurare le relative entalpie. 7.7.2 I DIAGRAMMI DI STATO
Il cosiddetto DIAGRAMMA DI STATO di una specie chimica pura consente: di conoscere in funzione della temperatura e • della pressione i campi di stabilità di ogni stato fisico; di definire le condizioni di temperatura e • pressione alle quali coesistono in equilibrio più stati fisici. Descriviamo gli aspetti generali di un diagramma di stato usando come esempio quello relativo ad H2O, riportato in Figura.
) g H m m (
F’ L
p
liquido solido
4.58
O S 0.01
gas (vapore)
t (°C)
LINEA SO: rappresenta la variazione della • tensione di vapore del ghiaccio con la temperatura e definisce i valori di temperatura e pressione ai quali il ghiaccio sublima (solido → vapore) ed il vapore acqueo brina (vapore → solido); le coordinate di ogni punto della curva rappresentano una coppia di valori di temperatura e pressione ai quali si ha equilibrio ghiaccio-vapore. LINEA OL: rappresenta la variazione della • tensione di vapore dellacqua con la temperatura;
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS inizia a 0,01°C (T a cui il ghiaccio fonde) e termina a 371,4°C, temperatura critica dellacqua al di sopra della quale esiste ununica fase, la fase critica, e non ha più senso distinguere tra solido, liquido e gas. Anche per questa curva, le coordinate di ogni punto rappresentano una coppia di valori di temperatura e pressione ai quali si ha equilibrio acqua-vapore. LINEA OF: inizia a 0,01°C e 4,58 Torr, e • rappresenta la variazione della temperatura di fusione del ghiaccio con la pressione; come nei casi precedenti, ogni punto della curva individua una coppia di valori di temperatura e pressione ai quali si ha equilibrio ghiaccio-acqua. La pendenza è negativa in quanto il ghiaccio ha densità minore dellacqua e per la fusione del ghiaccio si ha una variazione di volume negativa; in base allequazione di Clapeyron, un aumento di pressione favorisce la fusione del ghiaccio. Le tre linee descritte si incontrano nel PUNTO • O, che individua un valore di temperatura e un valore di pressione (0,01°C e 4,58 Torr) a cui coesistono in equilibrio ghiaccio, acqua e vapore. Il punto viene chiamato PUNTO TRIPLO.
• Al di sopra del PUNTO CRITICO, le diverse fasi non sono più distinguibili ed esistono in ununica fase (fase critica). Per una specie gassosa, la temperatura critica rappresenta la temperatura oltre la quale non è possibile ottenere un liquido per compressione del gas. Per lacqua è uguale a T = 374,1°C. Le linee individuano delle porzioni di piano che rappresentano i campi di stabilità del ghiaccio, dellacqua e del vapore; anche per ciascuno dei punti in queste aree può essere individuata una coppia di valori di temperatura e pressione che rappresentano le coordinate del punto stesso.
7.V VERIFICA SE HAI CAPITO 7.V.1 • Partendo dalle caratteristiche dei solidi covalenti spiega perché: - hanno elevata durezza - hanno punti di ebollizione e fusione elevati
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS - sono cattivi conduttori • Partendo dalle caratteristiche dei solidi ionici spiega perché: - hanno elevata durezza - hanno punti di ebollizione e fusione elevati - sono cattivi conduttori allo stato solido, ma conducono allo stato fuso
• Partendo dalle caratteristiche dei solidi molecolari spiega perché: - sono teneri - hanno punti di ebollizione e fusione bassi - sono cattivi conduttori 7.V.2 Sulla base delle leggi di Boyle , Charles e Gay Lussac , calcola la variabile incognita: P1 = 2 atm, V 1 = 5 l; P2 = 1 atm, V 2 = ? P1 = 100 Torr, T 1 = 250 K; P 2 = 200 Torr, T 2 = ?
V 1 = 45 cm3, T 1 = 300 K; V 2 = 30 cm3, T 2 = ? 7.V.3 Guardando il diagramma di stato dellacqua , individua:
• • • •
la linea che separa il ghiaccio dallacqua la linea che separa il lacqua dal vapore il punto triplo la zona in cui la sostanza è allo stato gassoso
STATI FISICI DELLA MATERIA: SOLIDI, LIQUIDI E GAS Soluzione Pre-Test
1. Nel diamante ogni atomo di carbonio è legato attraverso legami covalenti con altri quattro, secondo una geometria tetraedrica; la durezza e lelevato punto di fusione derivano dalla forza dei legami, mentre il fatto che gli elettroni siano localizzati in legami covalenti, e quindi poco liberi di muoversi, rende il diamante un cattivo conduttore. Nella grafite, invece, gli atomi di C, disposti ad esagono su piani paralleli, impegnano tre elettroni in tre legami covalenti con atomi adiacenti, mentre il quarto elettrone risulta delocalizzato sullintero strato. I forti legami covalenti allinterno di uno strato spiegano lelevato punto di fusione, e le deboli interazioni tra gli strati, che possono scorrere gli uni sugli altri, giustificano le sue proprietà di conduttore e di lubrificante. 2. Applico lequazione di stato dei gas perfetti: PV = nRT e ricavo T: P = 10 atm V = 1500 cm3 = 1,5 l
n = 10 g /44 g mol -1 = 0,227 mol R = 0,0821 T = ? T = PV/nR = (10 x 1,5)/(0,227 x 0,0821) = 804,9 K 804,9 K - 273 = 531,9 °C
ESERCIZI
ESERCIZI 1) Lequazione di stato valida per i gas perfetti è: a. PV = costante b. PV = nRT c. PV = znRT d. RT = nPV Soluzione
2) In genere, un gas si comporta idealmente: a. ad elevate pressioni e temperature b. ad elevata pressione e a bassa temperatura c. a basse pressioni e temperature d. a bassa pressione e a temperature non troppo basse Soluzione
3) Per condizioni normali, si intende: a. T = 0 K, P = 1 atm b. T = 0°C, P = 1 atm c. T = 25°C, P = 1 atm d. T = 20°C, P = 1 atm Soluzione
4) La pressione parziale pi di un componente di una miscela gassosa che si trova a pressione P è data da: a. pi = χiP b. pi = χi Pi* c. pi = χi /P d. P = pi χi dove χi = frazione molare del componente i-esimo della miscela pi* = tensione di vapore del componente i-esimo puro Soluzione
ESERCIZI 5) La legge di Dalton è relativa: a. alladdittività dei volumi dei componenti di una miscela gassosa b. alladdittività delle pressioni dei componenti di una miscela gassosa c. alla dipendenza dalla temperatura della tensione di vapore di un liquido d. alla dipendenza dalla pressione della solubilità di un gas in un liquido Soluzione
6) Lespressione corretta dellequazione di Van der Waals per una mole di gas reale è: a a. (P +
) (V - b) = RT V
b. (P + aV) (V - b) = RT a c. (P + ) (V - b) = RT 2 V
a d. (P +
) (V + b) = RT 2
V
Soluzione
7) La temperatura critica di una specie pura è: a. la temperatura massima alla quale si può portare un liquido puro senza che vaporizzi b. la temperatura al di sopra della quale non è possibile condensare un gas mediante una compressione a T costante c. la temperatura alla quale coesistono in equilibrio solido, liquido e vapore d. la temperatura alla quale si ha il passaggio diretto dal solido al vapore Soluzione
8) La tensione di vapore di un liquido è la pressione: a. alla quale un liquido è completamente vaporizzato b. alla quale si trovano in equilibrio liquido e solido
ESERCIZI c. esercitata dal vapore in equilibrio con il liquido d. esercitata dal vapore in equilibrio con il solido
d. lenergia necessaria per aumentare di ununità il volume del liquido. Soluzione
Soluzione
9) E chiamata temperatura di ebollizione la temperatura alla quale: a. la tensione di vapore di un liquido eguaglia la pressione esterna b. tutto il liquido si è trasformato in vapore c. la tensione di vapore di un liquido è minore della pressione esterna d. la tensione di vapore di un liquido è maggiore della pressione esterna
11) Dati due liquidi puri A e B, A è più volatile di B se: a. la sua tensione di vapore è maggiore di quella di B b. la sua tensione di vapore è minore di quella di B c. la sua temperatura di ebollizione è maggiore di quella di B d. la sua temperatura critica è più elevata Soluzione
Soluzione
10) La tensione superficiale di un liquido è: a. la forza esercitata dalle molecole alla superficie del liquido b. lenergia necessaria per aumentare di ununità larea della superficie del liquido c. la pressione esercitata verso lesterno dalle molecole alla superficie del liquido
12) I reticoli di Bravais sono: a. 14 b. 7 c. 3 d. 12 Soluzione
ESERCIZI 13) La grafite ed il diamante sono due forme: a. isomorfe b. canoniche c. di risonanza d. allotropiche Soluzione
14) Indica le strutture compatte (è possibile più di una risposta) a. cubica semplice b. cubica a facce centrate c. tetraedrica d. esagonale Soluzione
15) Un solido cristallino duro, fragile, poco volatile, cattivo conduttore anche allo stato fuso è presumibilmente un solido: a. ionico b. molecolare c. covalente d. metallico Soluzione
16) Un solido cristallino duttile, malleabile e ottimo conduttore è presumibilmente un solido: a. ionico b. molecolare c. covalente d. metallico Soluzione
17) Un solido cristallino duro, fragile, poco volatile, cattivo conduttore allo stato solido, ma buon conduttore allo stato fuso, è presumibilmente un solido: a. ionico
ESERCIZI b. molecolare c. covalente d. metallico Soluzione
18) Un solido cristallino tenero, basso fondente, volatile, cattivo conduttore anche allo stato fuso è presumibilmente un solido: a. ionico b. molecolare c. covalente d. metallico
20) Lo iodio allo stato solido è un solido: a. ionico b. molecolare c. covalente d. metallico Soluzione
21) Il silicio allo stato solido è un solido: a. ionico b. molecolare c. covalente d. metallico
Soluzione
19) Il cloruro di calcio allo stato solido è un solido: a. ionico b. molecolare c. covalente d. metallico Soluzione
Soluzione
22) Per lacqua il punto triplo è a circa: a. 0°C e 1 atm b. 0°C e 0,006 atm c. 0 K e 0,006 atm d. 0°C e 0,6 atm Soluzione
ESERCIZI 23) Per lacqua la temperatura critica è di circa: a. 100°C b. 374°C c. 374 K d. 0°C Soluzione
26) Viene chiamata sublimazione: a. il passaggio da solido a vapore b. il passaggio da vapore a solido c. il passaggio da liquido a solido d. una trasformazione che avvenga al di sopra della temperatura critica Soluzione
24) Per lacqua la temperatura normale di ebollizione è di: a. 25°C b. 0°C c. 100 K d. 100 °C Soluzione
27) Il passaggio dallo stato liquido a quello solido viene chiamato: a. liquefazione b. fusione c. solidificazione d. sublimazione Soluzione
25) Viene chiamata fusione il passaggio da: a. solido a vapore b. solido a liquido c. liquido a solido d. vapore a liquido
28) Calcola il volume occupato a 135°C e 4,81 • 104 Pa da un gas che occupa un volume di 7,45 l alla temperatura di 50,5°C e alla pressione di 1,85 atm. Soluzione
Soluzione
ESERCIZI 29) Calcola il volume occupato da 150 cm 3 di N 2 misurati a 20°C e 760 Torr se la temperatura e la pressione vengono portate a 30°C e 740 Torr.
33) Calcola la massa molare di un gas sapendo che la sua densità è 1,286 g l -1 a 22,6°C e 785 Torr. Soluzione
Soluzione
30) Un certo volume di ossigeno viene portato da -10°C a 20°C; calcola la pressione alla nuova temperatura, sapendo che in precedenza esercitava una pressione di 740 Torr. Soluzione
31) Determina il numero di moli di CO che esercitano in un recipiente del volume di 2500 cm 3, alla temperatura di 63,4 °C, una pressione di 455 Torr. Soluzione
32) 2,29 g di CO 2, introdotti in un recipiente alla temperatura di 85,4°C, esercitano una pressione di 735 Torr. Calcola il volume del recipiente. Soluzione
34) Calcola la quantità in grammi di H 2 che in un recipiente di 1460 cm 3 esercita una pressione di 538 Torr alla temperatura di 20,5°C. Soluzione
35) Calcola la pressione totale di una miscela gassosa costituita da 5,83 g di O2, 3,90 • 1021 molecole di NO e 0,380 mol di N 2, in un volume di 35,8 l alla temperatura di 19,5°C. Soluzione
36) Calcola la pressione totale esercitata a 35,2°C da una miscela costituita da 2,59 g di N 2, 0,709 g di H 2 e 0,061 mol di O 2 introdotti in un recipiente del volume di 1,58 l. Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI
8. c Back
1. b Back
9. a Back
2. d Back
10. b Back
3. b Back
11. a Back
4. a Back
12. a Back
5. b Back
13. d Back
6. c Back
14. b, d Back
7. b 15. c Back
Back
ESERCIZI 16. d
23. b Back
17. a
Back
24. d Back
18. b
Back
25. b Back
19. a
Back
26. a Back
20. b
Back
27. c Back
21. c
Back
28. 36,6 l Back
22. b
Back
29. 0,153 l Back
Back
ESERCIZI 30. 824,4 torr Back
31. 5,42 •10-2 mol Back
32. 1,78 l Back
33. 30,1 g mol -1 Back
34. 8,65 •10-2 g Back
35. 0,381 atm Back
36. 8,08 atm Back
CHIMICA ORGANICA CHIMICA ORGANICA
14.3.2 ETERI
14.A PRE-REQUISITI
14.3.3 COMPOSTI CARBONILICI: ALDEIDI E CHETONI
14.B PRE-TEST 14.C OBIETTIVI 14.1 INTRODUZIONE: I COMPOSTI ORGANICI DEL CARBONIO 14.1.1 RAPPRESENTAZIONE DELLE MOLECOLE
14.3.4 ACIDI CARBOSSILICI E LORO DERIVATI 14.3.5 AMMINE
14.4 I POLIMERI 14.4.1 POLIMERI DI CONDENSAZIONE CONDENSAZIONE 14.4.2 POLIMERI DI ADDIZIONE
14.1.2 ISOMERIA
14.V VERIFICA SE HAI CAPITO
14.2 IDROCARBURI
ESERCIZI
14.2.1 ALCANI 14.2.2 IDROCARBURI INSATURI: ALCHENI E ALCHINI 14.2.3 IL BENZENE E GLI IDROCARBURI AROMATICI
14.3 CLASSI FUNZIONALI 14.3.1 ALCOLI
CHIMICA ORGANICA 14.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: comprendere il significato della reazione • chimica, del simbolo che che la rappresenta e del meccanismo di reazione; spiegare il significato generale dellibridazione • ed enunciare le caratteristiche fondamentali delle ibridazioni sp3, sp 2 ed sp del C; sapere cosa si intende per reazioni • endotermiche ed esotermiche, e tra reazioni spontanee e non spontanee; conoscere il significato generale delle reazioni di • ossidoriduzione (redox) ed eseguire il loro bilanciamento; comprendere dal punto di vista elettrochimico i • processi di ossidazione e di riduzione; conoscere i principali tipi di legame e le • condizioni in cui si formano, con particolare riferimento alla teoria del legame di valenza; definire lelettronegatività, mettendola in •
relazione con le caratteristiche delle molecole polari.
14.B PRE-TEST 1. Indivi Individua dua le classi classi funzion funzionali ali cui apparten appartengono gono i composti seguenti ed attribuisci ad ogni composto un nome: CH3 - CH = CH - CH 3 • CH3 - CH 2 - CH - OH • CH3 - CH 2 - COOH • CH3 - CH 2 - COOCH3 • 2. • • • •
Indi Indivi vidua dua i pro prodo dotti tti di reazi reazion one: e: CH3 - CH3 + O2 → CH ≡C - CH3 + Cl2 → CH3 - CH 2 - OH + O2 (ossidazione) → CH3 - CH 2 - CH 2 - COOCH3 + H2O → Soluzione
CHIMICA ORGANICA 14.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: applicare le conoscenze relative allibridazione • del C ad alcune categorie di composti organici; definire in termini generali il concetto di • isomeria; comprendere il significato della delocalizzazione • elettronica nel benzene e descrivere alcune caratteristiche dellanello aromatico; riconoscere alcuni composti semplici • appartenenti agli idrocarburi alifatici ed aromatici, ed attribuire loro un nome; riconoscere in alcuni composti semplici i gruppi • funzionali caratteristici di alcune classi di composti ed attribuire ad ogni composto un nome; enunciare alcune proprietà chimiche e fisiche • delle principali classi di composti organici; per ogni classe funzionale, elencare alcuni • metodi di preparazione ed alcune reazioni caratteristiche; descrivere alcuni metodi di polimerizzazione e •
conoscere le caratteristiche e le proprietà pricipali dei polimeri.
14.1 INTRODUZIONE: I COMPOSTI ORGANICI DEL CARBONIO Il carbonio, oltre ai composti inorganici , forma molecole che contengono principalmente C ed H, e, in certi casi, elementi elettronegativi (come O, N, P, S e alogeni), studiate nel campo della CHIMICA ORGANICA. I COMPOSTI ORGANICI sono caratterizzati da catene stabili di atomi di C di varia lunghezza e, grazie alle proprietà del C, possono essere formati in numero elevatissimo. Nei composti organici il C (configurazione esterna s2p2 ) forma quattro legami covalenti e una volta completato lottetto non tende a formare ulteriori legami, per cui dà origine a catene o anelli molto stabili.
CHIMICA ORGANICA -C-C-C-C-C-C-
I legami C-C, possono essere legami semplici, doppi o tripli, mentre i legami non impegnati nelle catene C-C vengono saturati da atomi di H o da altri gruppi atomici (detti gruppi funzionali). Tutte le molecole che presentano lo stesso gruppo funzionale possono essere considerate come appartenenti ad una stessa famiglia, chiamata classe funzionale. E stato messo a punto un sistema di nomenclatura che consente di attribuire un nome ad ogni molecola sulla base della sua struttura, ed associa ad ogni classe funzionale un suffisso caratteristico. Trattando gli alcani, verrà descritto il metodo nel suo insieme, e per ogni classe funzionale verranno fatti ulteriori esempi. ESEMPIO Molecole contenenti il gruppo -OH classe funzionale: alcoli Appartengono alla classe (cominciando dai composti a basso peso molecolare):
• • •
CH3 - OH metanolo CH3 - CH 2 - OH etanolo CH3 - CH 2 - CH2 - OH prop propano anolo lo 14.1.1 RAPPRESENTAZIONE DELLE MOLECOLE
I composti organici possono essere rappresentati attraverso vari tipi di formule: formula molecolare: compaiono gli atomi che • costituiscono la molecola ed il loro numero relativo, ma non fornisce informazioni sulla struttura della molecola; formula di struttura: mette in evidenza la • disposizione degli atomi nello spazio; spesso rendere la geometria tridimensionale sulla carta crea qualche problema, per cui si usano rappresentazioni alternative, come modello tridimensionale (forse, il più preciso) • formula che mostra la catena, in forma estesa o • abbreviata (questultima, molto usata).
CHIMICA ORGANICA ESEMPIO
Per alcuni composti appartenenti alla serie omologa degli alcani : METANO
F. molecolare
CH4
ETANO
C 2H 6
PROPANO
C3H8
Mod. tridimensionale
Catena
H
H H
H-C-H
H-C-C-H
H
H H
H H H H-C-C-C-H
CH3 - CH3
H H H
CH3- CH 2- CH 3
CHIMICA ORGANICA 14.1.2 ISOMERIA
In molti casi, ad una stessa formula molecolare corrispondono varie formule di struttura; i composti di questo tipo vengono detti ISOMERI . Consideriamo due tipi di isomeria: DI STRUTTURA, in cui gli isomeri presentano • diversa disposizione nei legami che uniscono gli atomi e possono appartenere a due serie omologhe diverse, oppure alla stessa. GEOMETRICA, caratteristica dei composti • contenenti doppi legami, legata alla posizione relativa dei sostituenti da parti opposte del doppio legame.
Si ha ISOMERIA GEOMETRICA e le due molecole vengono indicate con cis - (sostituenti uguali dalla stessa parte) e trans - (da parti opposte).
CH3
CH3
CH3 C = C
C = C H
H
H
CH3 trans - 2 - butene
cis - 2 - butene
ESEMPI
isomeria geometrica (cis-trans) • Nel 2 - butene la rotazione che normalmente può avvenire attorno ad un legame semplice (come nel 1,2 - dicloroetano) è impedita a causa della presenza del doppio legame. Non è quindi possibile convertire una forma nellaltra ruotando una parte della molecola di 180°.
H
Cl
H
H- C - C- H H
Cl
1,2 - dicloroetano
CHIMICA ORGANICA •
isomeria di struttura
CH3 - CH2 - OH
etano etanolo lo (alco (alcoli) li)
CH3 - O - CH 3
dimetiletere (eteri)
CH3 - CH2 - CH2 - CH3
butano
C 2H 6 O
C4H10 CH3 - CH - CH 3 CH3
metilpropano (o isobutano)
CHIMICA ORGANICA
C5H12
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3
pentano
CH3 - CH - CH 2 - CH3
isopentano (2 - metilbutano)
CH3 CH3 CH3 - C - CH 3 CH3
neopentano (2,2 - dimetilpropano)
CHIMICA ORGANICA 14.2 IDROCARBURI Gli IDROCARBURI sono composti che contengono esclusivamente C ed H; come si può vedere dallo schema, esistono: • idrocarburi alifatici (con struttura a catena) - saturi (contenenti solo legami C-C semplici) - insaturi (contenenti anche doppi e tripli legami) • idrocarburi aromatici, derivati dal benzene
idrocarburi alifatici
aromatici (anello benzenico)
alc alcani ani alc alcheni heni alc alchini hini - C-C -
- C=C - - C C -
14.2.1 ALCANI
Gli ALCANI sono idrocarburi SATURI in cui il C presenta ibridazione sp 3 e forma esclusivamente legami semplici. Possono avere catena lineare o ramificata. Le tabelle seguenti riassumono schematicamente le informazioni essenziali e presentano alcuni esempi.
Alcani
Legami - C - C- semplici (σ) ibridazione del carbonio : sp 3 Formula generale : C nH 2n+2 (n = 1, 2, 3...) Nome: suffisso -ano Nome sostituente: suffisso -ile
CHIMICA ORGANICA Alcani
Nome
Formula
Radicale co corrispondente
Nome
metano
CH4
CH3 -
metile
etano
CH3 - CH3
CH3 - CH2 -
etile
propano
CH3 - CH2 - CH3
CH3 - CH2 - CH2 -
propile
butano
CH3 - CH2 - CH2 - CH3
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 -
butile
pentano
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 -
pentile
esano
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 -
esile
A parte i primi quattro termini, che hanno nomi comuni, il nome comprende una radice che indica il numero di atomi di carbonio presenti seguito dal suffisso -ano. Il radicale o sostituente corrispondente si ottiene eliminando un atomo di H e trasformando il suffisso -ano in - ile. I nomi delle molecole degli alcani costituiscono la base per costruire i nomi delle molecole più complesse.
CHIMICA ORGANICA REGOLE GENERALI DI NOMENCLATURA 1. Si sceg sceglie lie la cat caten enaa più più lunga lunga e si usa il nom nomee dellalcano corrispondente a questa catena come base; si considerano le ramificazioni come sostituenti della catena principale. 2. Si nume numera ra la cate catena na in modo modo da dare dare ai ai sostituenti (cioè alle ramificazioni) numeri di posizione più bassi possibile.
ESEMPI
CH3
CH3
CH3 - C - CH2 - CH - CH 3 CH3 2, 2, 4 - trimetilpentano
3. Si attr attribu ibuis isce ce ad ogn ognii sosti sostitue tuente nte un un nome nome ed un numero di posizione (separati da un trattino).
CH2 - CH2 - CH3
4. Per Per più più sostit sostituent uentii uguali uguali,, si usano usano pref prefissi issi di-, di-, tri-, tetra-, ecc. e si indicano tutti i numeri di posizione, separandoli con la virgola.
CH3 - CH - CH2 - CH - CH 2 - CH2 - CH3
5. Si disp dispongo ongono no i sostit sostituen uenti ti in in ordi ordine ne alfab alfabetic etico o (i prefissi non contano), seguiti dal nome della catena base.
2 - metil - 4 - propileptano
CH3
CHIMICA ORGANICA PROPRIETA FISICHE DEGLI ALCANI
lineari.
Le proprietà variano regolarmente allaumentare • del numero di atomi della molecola (forze intermolecolari progressivamente maggiori).
REAZIONI CARATTERISTICHE DEGLI ALCANI
La temperatura di ebollizione e la densità • crescono con il numero di atomi di C. I primi quattro termini (C1- C4 ) sono gassosi, i • dodici successivi (C5 - C16 ) sono liquidi ed i rimanenti sono solidi. Sono insolubili in solventi polari, come lacqua, • e solubili in solventi poco polari.
• Allo stato puro sono incolori, la viscosità dei termini liquidi cresce con la massa molecolare. Gli alcani ramificati sono in generale più volatili • e meno densi; la variazione delle proprietà con la massa molare è meno regolare rispetto ai composti
1. REAZI REAZION ONII DI DI COM COMBU BUSTI STION ONE E (rea (reazio zione ne fortemente esotermica , da cui dipende luso degli alcani come combustibili).
CH4 + 2 O2
CO2 + 2 H2O
calore prodotto = 882 kJ/mol
C4H10 + 13/2 O2
4 CO2 + 5 H2O
calore prodotto = 3000 kJ/mol
2. REAZ REAZIO IONI NI DI SOST SOSTIT ITUZ UZIO IONE NE Gli alcani hanno scarsa reattività nei confronti di molti reagenti; in presenza di luce, possono reagire con gli alogeni e dare reazioni in cui un atomo di H
CHIMICA ORGANICA viene sostituito. La reazione ha un meccanismo a catena che coinvolge i cosiddetti radicali (specie che hanno un elettrone spaiato, molto reattive). Ad esempio, per il metano: 250-350 °C CH4 + Cl2
CH3Cl + HCl
CH3Cl + Cl2
CH2Cl2 + HCl
CH2Cl2 + Cl2
CHCl3 + HCl
CHCl3 + Cl2
CCl4 + HCl
14.2.2 IDROCARBURI INSATURI: ALCHENI E ALCHINI
Gli ALCHENI , in cui il C è ibridato sp 2 , presentano un doppio legame C-C, e contengono due atomi di H in meno dei corrispondenti alcani. Per dare il nome alle molecole, si seguono le regole già viste, con aggiunta del suffisso -ene e del numero di posizione del doppio legame (il numero
di posizione minore tra quelli dei due atomi di C legati dal doppio legame); inoltre, la catena viene numerata in modo da attribuire al doppio legame il più basso numero di posizione possibile. Le tabelle riportano le caratteristiche fondamentali degli alcheni e presentano i primi termini della famiglia; il composto con due atomi di C (nome sistematico: etene) viene comunemente chiamato etilene; la struttura delletilene è stata rappresentata trattando libridazione sp 2.
Alcheni
Legami - C = C - doppi (σ + π) ibridazione del carbonio : sp2 Formula generale generale : CnH 2n ( n ≥ 2) Nome : alcano con desinenza - ene Possono dare isomeria geometrica (cis-trans)
CHIMICA ORGANICA ESEMPI
Alcheni CH3 - C = CH - CH 3 Nome
2 - metil - 2 - butene
Formula
CH3 etene (etilene)
CH2 = CH2
propene
CH2 = CH CH3
1-butene
CH2 = CHCH 2 CH3
2 butene
CH3CH = CH CH3
1-pentene
CH2 = CH (CH 2)2 CH3
CH2 = CH - CH = CH 2 1, 3 - butadiene (prefisso di- perché sono presenti due doppi legami)
REAZIONI CARATTERISTICHE DEGLI ALCHENI Le più importanti reazioni sono reazioni di ADDIZIONE al doppio legame (che si trasforma in un legame semplice); le addizioni tra alcheni sono anche alla base delle reazioni di polimerizzazione .
CHIMICA ORGANICA Addizione di acidi alogenidrici
Addizione di alogeni C H2 = C H C H3 + H F
H Cl - Cl
H
C H2 = C H C H2C H3 + H 2
H
H etene
1 - b u te n e
1,2 - dicloroetano
H
H- C - C- H H
Cl
C H 3 CH 2 CH 2 CH 3 b u ta n o
Addizione di acqua
C H 2 = C H 2 + H OH
Cl
2 - f lu o r o - p r o p a n o
Addizione di idrogeno
C = C
+
pr ope ne
CH 3 C HF C H 3
et ene
C H3 C H2 O H e t a n o lo
Gli ALCHINI sono idrocarburi contenenti tripli legami (C ibridato sp ); la nomenclatura è simile a quella degli alcani, sostituendo il suffisso -ene con -ino. Il primo termine (nome sistematico: etino) viene comunemente chiamato acetilene; la struttura dellacetilene è stata illustrata a proposito dellibridazione sp. Anche gli alchini danno reazioni di addizione al triplo legame, che si trasforma in
CHIMICA ORGANICA legame doppio.
Alchini Alchini
Nome
Legami - C ≡ C - tripli (σ + 2π) ibridazione del carbonio : sp
etino (acetilene)
Formula generale : C nH 2n-2 ( n = 2, 3..)
Formula
HC ≡ CH
propino
HC ≡ C CH3
1-butino
HC ≡ C CH2 CH3
1-pentino
HC ≡ C (CH2) 2 CH3
1-ottino
HC ≡ C (CH2) 5 CH3
1-decino
HC ≡ C (CH2) 7 CH3
Nome : alcano con desinenza - ino Reazioni caratteristiche: addizione al ≡ (analoghe a quelle degli alcheni)
CHIMICA ORGANICA 14.2.3 IL BENZENE E GLI IDROCARBURI AROMATICI
Il BENZENE (C6H ) è formato da un anello 6 esagonale (detto ANELLO AROMATICO ) in cui AROMATICO 2 ibridati sp ) sono legati gli atomi di C ( ibridati alternativamente da legami singoli e legami doppi; la molecola reale del benzene può essere considerata come intermedia tra le due strutture possibili.
BENZENE
C6H6
H H
C C C
H
H C C
C
H
H
Legami alternati - C = C - doppi (σ, π) ibridazione del carbonio : sp2
Lanello aromatico può dare REAZIONI DI SOSTITUZIONE. I sei legami C - C sono tutti equivalenti, in quanto i legami p non sono localizzati tra atomi di carbonio specifici, ma distribuiti attorno allanello a sei atomi. Per rappresentare questo legame delocalizzato, il benzene viene spesso rappresentato da un esagono con un cerchio al suo interno.
CHIMICA ORGANICA Reazioni di sostituzione sull’anello aromatico alcuni esempi
alogenazione
cloro-benzene
+ Cl2
mezzo par para• dellanello.
Cl
Benzene con due sostituenti toluene
HCl +
sost sostit itue uent ntii in pos posiz izio ioni ni opp oppos oste te
orto-xilene
CH3
meta-xilene
CH3
CH3 CH3
nitrazione (HNO3, acido nitrico)
NO2
+ HONO2
CH3
H2O +
nitro-benzene
Gli idrocarburi aromatici hanno strutture derivate da quelle del benzene; se sono presenti due sostituenti, la loro posizione reciproca può essere indicata con i prefissi: orto orto sost sostit itue uent ntii su su ato atomi mi di C adi adiac acen enti ti • meta meta-sost sostit itue uent ntii con con un atom atomo o di di C in •
para-xilene
CH3
CH3
CHIMICA ORGANICA 14.3 CLASSI FUNZIONALI Consideriamo rapidamente le principali categorie di composti organici che vengono definite dalla presenza nella molecola di un determinato GRUPPO FUNZIONALE ; esso conferisce alla molecola proprietà chimiche caratteristiche e permette di raggruppare un vasto numero di composti in un numero relativamente limitato di classi. Le reazioni caratteristiche ed i metodi di preparazione di alcune importanti classi di composti (alcoli, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici) che comportano ossidazione/riduzione ( reazioni reazioni redox ) possono essere rappresentate con lo schema seguente, cui si farà riferimento in seguito: (ox)
(ox)
alcool primario → aldeide → acido carbossilico alcool secondario ← chetone ← (rid) (rid)
mediante ossidazione si passa da alcool 1° ad • aldeide ad acido carbossilico; mediante riduzione si passa da acido • carbossilico ad aldeide ad alcool 1°; ossidando un alcool 2° si ottiene un chetone, • riducendo un chetone si ottiene un alcool 2°. 14.3.1 ALCOLI
Consideriamo la classe funzionale degli ALCOLI .
Alcoli
(R - OH)
gruppo funzionale - OH ( ossidrile) ossidrile) nome : idrocarburo con desinenza - olo (se necessario, indicando il numero di posizione posizio ne dell’OH sulla catena) catena )
CHIMICA ORGANICA Alcoli Nome
Formula
peb (°C)
solubilità in H2O %
metanolo
CH3OH
64,5
∞
etanolo
CH3CH2OH
78,3
∞
1-propanolo
CH3(CH2) 2OH
97
∞
1-butanolo
CH3(CH2) 3OH
118
7,9
1-pentanolo
CH3(CH2) 4OH
138
2,3
1-esanolo
CH3(CH2) 5OH
156
0,6
CHIMICA ORGANICA ESEMPI
CH2 - CH2 - OH
2 - cloroetanolo (alcool PRIMARIO, PRIMARIO, R - CH2 - OH )
Cl CH3 - CH - CH 3 OH CH3 CH3 - C - CH 2 - CH3 OH
2 - propanolo (alcool SECONDARIO, R 2 - CH - OH) R 1 R 1 2 - metil - 2 butanolo (alcool TERZIARIO, R 2 - C - OH) R 3
R rappresenta un qualsiasi radicale (ad esempio, metile, etile, ecc.). Gli alcoli primari, secondari e terziari hanno reattività diversa, in particolare riguardo allossidazione: ossidando un alcool primario si ottiene un aldeide • ossidando un alcool secondario si ottiene un chetone • gli alcoli terziari vengono ossidati con difficoltà •
CHIMICA ORGANICA I composti in cui il gruppo - OH è direttamente legato ad un anello aromatico si chiamano FENOLI; ad esempio:
Proprietà degli alcoli • Teb > di quelle degli alcani corrispondenti corrispondenti (molecole (mole cole polari - legame idrogeno)
OH
H H l l H-C-H H- C-H l l O-H----- O-H----• Solubilità completa in solventi polari polari fino a C4
I composti contenenti più gruppi - OH sulla stessa molecola sono detti GLICOLI; nel loro nome, il suffisso - olo è preceduto da un prefisso moltiplicativo. 1,2 - etand etandio iolo lo (glic (glicole ole etil etileni enico) co) OH OH H-C-C-H H H
1,2,3 1,2 ,3 - pr propa opantr ntriolo iolo (gl (glice icero rolo, lo, glic glicerin erina) a) OH OH OH H-C-C-C-H H
H H
Il gruppo - OH rende la molecola polare e, grazie alla formazione di legame a idrogeno tra molecole adiacenti, le sostanze sono meno volatili e hanno temperature di ebollizione più elevate rispetto agli alcani corrispondenti. Leffetto dellOH si indebolisce a mano a mano che la catena idrocarburica si allunga; ciò influenza anche la solubilità in solventi polari , come H2O.
CHIMICA ORGANICA 14.3.2 ETERI
METODI DI PREPARAZIONE
• Addizione di acqua agli alcheni O-H H
H - C= C - H + H - O - H l l H H
l l H-C-C-H l l H H
Gli ETERI sono composti di formula generale R 1 O R 2. Nel nome si indicano i radicali (R 1ed R 2, che possono essere uguali o diversi) seguiti da etere .
• Riduzione di aldeidi, aldeidi, chetoni e acidi carbossilici ESEMPI
Specificamente per l’Alcol Etilico fermentazione degli zuccheri C6H12O 6
glucosio
2 C2H5OH + 2 CO2
etanolo
Per riduzione di un aldeide si ottiene un alcol primario; partendo da un acido carbossilico , questo viene prima ridotto ad aldeide, poi ad alcool. Riducendo un chetone si ottiene, invece, un alcool secondario.
CH 3 O
CH3
CH3 O
CH2
dimetiletere CH3
etilmetiletere
Sono composti complessivamente poco reattivi, in quanto il legame etereo è stabile. Riguardo agli usi, alcuni eteri vengono usati come anestetici. 14.3.3 COMPOSTI CARBONILICI: ALDEIDI E CHETONI
Entrambe le classi di composti sono caratterizzate
CHIMICA ORGANICA dal GRUPPO GRUPPO CARBONILICO ( C = O), in cui il doppio legame è fortemente polare a causa della differenza di elettronegatività tra i due atomi, ma il cui effetto sulle proprietà fisiche è minore rispetto al gruppo - OH. Il gruppo funzionale occupa nei due casi posizioni diverse:
• gruppo carbonilico in posizione terminale della catena: ALDEIDI , formula generale R - C - H (un radicale e un H legati al ( C = O) O • gruppo carbonilico allinterno della catena: CHETONI , formula generale R - C - R (due radicali legati al C=O) O
R - C =O
Aldeidi
H Gruppo funzionale - CHO (carbonilico aldeidico) Nome : idroca i drocarburo rburo con desinenza - ale (il C del gruppo carbonilico è generalmente in posizione 1)
Esempi
HCHO
metanale (aldeide formica)
CH3 - CH2 - CHO
etanale (aldeide acetica)
CH3 - (CH 2) 10 - CHO
dodecanale
Preparazione : ossidazione di alcoli primari H CH3 - C - OH H etanolo
Cr2O72H+
CH3 - C = O H etanale
CHIMICA ORGANICA METODI DI PREPARAZIONE: le aldeidi possono essere ottenute per ossidazione di un alcool primario. REAZIONI CARATTERISTICHE: per riduzione di unaldeide si ottiene un alcool • primario (reazione inversa rispetto alla preparazione) per ossidazione di unaldeide si ottiene un • acido carbossilico
Chetoni
R - C - R’ ll O
Gruppo funzionale - CO (all’interno della cate catena) na) Nome : idrocarburo con desinenza - one (indicando il numero di posizione del carbonile) Esempi
CH 3 - C - CH2 - CH 2 - CH2 - CH 3 ll 2 - esanone O
CH3 - C - CH2 - CH 3 CH3 - CH2 - C - CH2 - CH2 - CH 3 ll ll O 2 - butanone O 3 - esanone
Preparazione : ossidazione di alcoli secondari
H CH3 - C - CH3 OH
CH3 - C - CH3 O
(2) - propanone (acetone)
CHIMICA ORGANICA METODI DI PREPARAZIONE: i chetoni possono essere ottenuti per ossidazione di un alcool secondario. REAZIONI CARATTERISTICHE: la riduzione di un chetone produce un alcool secondario (reazione inversa rispetto alla preparazione); i chetoni sono difficilmente ossidabili.
14.3.4 ACIDI CARBOSSILICI E LORO DERIVATI (ESTERI E AMMIDI)
Acidi carbossilici
Gruppo funzionale - COOH (carbossilico)
R - C - OH ll O
Nome : acido + idrocarburo idrocarburo con desine desinenza nza - oico (si usano anche nomi comuni; il C del gruppo carbossilico è generalmente in posizione 1) Preparazione : ossida ossidazione zione delle aldeidi
CH3 - C = O
O2
CH3 - C = O
Mn2+ H etanale
OH acido etanoico (acido acetico)
CHIMICA ORGANICA Esempi
H - COOH acido metanoico (acido formico) CH3 - COOH acido etanoico (acido acetico) CH3 - CH2 - CH2 - COOH acido butanoico (acido butirrico) CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - COOH acido esanoico (acido capronico)
I gruppi C=O ed - OH, presenti nel gruppo che caratterizza gli ACIDI CARBOSSILICI , sono molto vicini e influenzano a vicenda le loro proprietà; per questo, le reazioni degli acidi carbossilici si differenziano da quelle degli alcoli e dei composti carbonilici. Lelevato numero di legami a idrogeno che si forma tra le molecole conferisce loro punti di ebollizione relativamente elevati; per la stessa ragione, i primi termini della classe sono miscibili con acqua, e la miscibilità diminuisce a mano a mano che aumenta la dimensione delle molecole (catena idrocarburica apolare di lunghezza crescente). Il gruppo carbossilico è un gruppo acido, per cui gli
acidi carbossilici danno in acqua reazioni di dissociazione acida comportandosi come acidi deboli . METODI DI PREPARAZIONE: gli acidi carbossilici possono essere ottenuti per ossidazione di unaldeide. REAZIONI CARATTERISTICHE: gli acidi carbossilici possono essere ridotti ad • aldeidi (inverso della preparazione) per sostituzione dell - OH si ottengono i • DERIVATI DEGLI ACIDI (dei quali consideriamo esteri ed ammidi).
CHIMICA ORGANICA ESTERI
R - C - O - R’ ll O Derivati degli acidi carbossilici Esteri
Gruppo funzionale - COOR Il nome deriva da quello dell’acido carbossilico corrispondente Esempi
CH 3 - CH 2 - CH2 - COOCH 3 Butanoato di metile
H - COOCH2 - CH 3 Formiato di etile
Preparazione: reazione tra acidi carbossilici e alcoli
reazione di
O metanolo
esterificazione
CH3C-OH + HO-CH3
O CH3C-O-CH 3 + H2O
acido acetico
acetato di metile
reazione di idrolisi (saponificazione)
Gli esteri si ottengono per reazione tra acidi carbossilici ed alcoli; inversamente, lidrolisi di un estere libera lacido carbossilico e lalcool da cui lestere è formato. Il loro nome deriva da quello degli acidi, dove la parola acido viene eliminata ed il suffisso oico sostituito con
CHIMICA ORGANICA il suffisso ato , seguito dal nome del radicale dellalcool. ESEMPIO CH3 - CH2 - C - OH
acido propanoico
O CH3 - CH2 - C - OCH3
AMMIDI La reazione tra un gruppo carbossilico COOH ed ammoniaca (NH3 ) porta alla formazione di unammide. Anche in questo caso, il nome della molecola deriva da quello dellacido carbossilico di partenza (si elimina acido e si sostituisce oico con ammide ).
propanoato di metile
Ammidi
O
O
R - C - NH2 ll O
ammoniaca
CH3C -OH
O
CH3C-O-NH2
+ N H3
acido acetico
+ H2O
acetammide
Derivati degli acidi carbossilici
Gli esteri a basso peso molecolare, volatili hanno odori caratteristici di fiori e frutta.
Gruppo funzionale - CONH2 Esempi
H-C=O
formammide
(derivata dall’acido formico)
acetammide
(derivata dall’acido acetico)
NH2 CH3 - C = O NH2
CHIMICA ORGANICA 14.3.5 AMMINE Ammine
Le AMMINE sono derivati organici dellammoniaca, in cui uno o più atomi di H sono sostituiti da radicali R. Nel nome vengono indicati i nomi dei radicali, seguiti da ammina . In certi casi si usano nomi comuni (ad esempio, esempio, la più semplice ammina aromatica si chiama anilina). I composti a basso peso molecolare sono gassosi e molto solubili in acqua, in cui danno soluzioni basiche . Formano anchesse legami a idrogeno, ma rispetto allacqua questi sono più deboli a causa della minore elettronegatività di N rispetto ad O.
Basi deboli
Derivati de ll’amm ll’ammoniaca oniaca
trimetilammina CH3 - N - H
CH3 - N - H
CH3 - N - CH 3
metilammina CH3 dimetilammina
H
CH3
C6H5 - N - H anilina
H
14.4 I POLIMERI I POLIMERI sono molecole formate da lunghe catene di unità che si ripetono, derivate da molecole più piccole, dette monomeri. Le loro proprietà sono legate alla struttura della molecola e dipendono in particolare da alcuni fattori, tra cui: lunghezza della catena • forze di interazione tra le catene •
CHIMICA ORGANICA • •
14.4.1 POLIMERI DI CONDENSAZIO CONDENSAZIONE NE
presenza di ramificazioni presenza di legami incrociati tra diverse catene
Polimeri
monomeri
polimerizzazione
Si ha polimerizzazione per condensazione quando le molecole di partenza hanno gruppi funzionali che reagiscono tra loro eliminando molecole dacqua e concatenando le unità monomeriche. Si ottengono importanti polimeri mediante reazione tra acidi carbossilici e alcoli (formazione di poliesteri) e tra acidi carbossilici ed ammine (formazione di poliammidi).
polimeri
Polimeri di condensazione
adesivi
gomme
poliammidi - C - NHll O
plastiche fibre
plastificanti stabilizzanti
vernici
additivi cariche
Reazione tra acido carbossilico ed ammina
O
O CH3C-OH +
Le REAZIONI DI POLIMERIZZAZIONE sono principalmente due: condensazione e addizione.
O
NH2 - R poliesteri
CH3C-O-NHR + H2O -C-Oll O
Reazione tra acido carbossilico ed alcool
CH3C-OH + HO - R
O CH3C-O - R + H2O
CHIMICA ORGANICA ESEMPI
Poliesteri
Poliammidi
H H O O l l ll ll H-N-(CH 2)6 -N -H + HO-C-(CH 2)8-C-OH esametilendiammina (1,6 - diammino esano)
acido sebacico (acido 1,10 - decandioico)
H H O O l l ll ll -N-(CH 2)6 -N - C - (CH 2)8 -C-
+
2H2O
H-O-(CH2)2 -O-H glicole etilenico
+
O O ll ll HO-C-C 6H4-C-OH acido tereftalico
O O ll ll -O-(CH 2)2 -O - C -C6H4-C- +
2H2O
PET - polietilentereftalato
NYLON 6-10
14.4.2 POLIMERI DI ADDIZIONE
Le molecole che presentano doppi legami polimerizzano con particolare facilità perché possono dare reazioni di addizione al doppio legame, sommandosi le une alle altre.
CHIMICA ORGANICA Polistirene (PS)
Polimerizzazione per addizione
monomeri contenenti contenenti doppi legami C = C H - C = C - H + H - C = C - H catalizzatore l l l l H H H H PE - polietilene
H H H H l l l l -C-C-C-Cl l l l H H H H
La reazione vista per letilene può essere schematizzata per molecole più complesse.
PVC - polivinicloruro cloruro di vinil vi nilee H-C=C-H l l H Cl
H H H H l l l l -C-C-C-Cl l l l H Cl H Cl
H-C=C-H l l H C6H5
- C H2- CH - C H2 - CH l l C6H5 C6H5
stirene (vinilbenze ( vinilbenzene) ne)
Polimetilmetacrilato (PMMA)
H CH3 l l H-C=C acido metacrilico l O=C-OH H CH3 l l H-C=C l O=C-O-CH3 metilmetacrilato (estere metilico)
CH3 l - CH2- C - CH 2 l C-O-CH3 ll O
CH3 l Cl C-O-CH3 ll O
CHIMICA ORGANICA La gomma è un polimero ottenuto per addizione, partendo da un monomero contenente due doppi legami; di questi, uno dei due dà una reazione di addizione, laltro viene mantenuto nel polimero. La gomma naturale e quella sintetica derivano da due monomeri leggermente diversi.
Gomme
CH3 l CH2= C - CH= CH2
CH3 l - CH2- C = CH- CH2 -
2- metil 1,3- butadiene (isoprene)
poli isopren i soprenee gomma naturale
H l CH2= C - CH= CH2
H l - CH2- C = CH- CH2 -
1,3- butadiene
gomma sintetica
14.V VERIFICA VERIFICA SE HAI CAPITO 14.V.1 Partendo dal significato dell isomeria , individua tra i composti seguenti quelli tra loro isomeri: a. CH3 - CH 2 - CH 2 - OH (C3H8O) b.
CH3 - CH2 - CH 3
(C3H8 )
c.
CH3 - CH - CH 3
(C4H10 )
CH3 d.
CH3 - CH 2 - CH 2 - CH2 - CH3
(C5H12 )
e.
CH3 - CH2 - O - CH3
(C3H8O)
f.
CH3 - CH 2 - CH 2 - CH 3
(C4H10 )
CHIMICA ORGANICA g.
CH3 - CH - CH 2 - CH3
(C5H12 )
•
CH3 - CH 2 - CH2 - CH - CH 3
CH3 h.
Cl
CH3 - CH2 - CH 2 - CH2 - CH2 - CH3 (C6H14 )
14.V.2 Sulla base delle regole di nomenclatura , attribuisci un nome alle molecole seguenti:
• •
14.V.3 Individua gli alcani prodotti per addizione di H 2 sui seguenti idrocarburi insaturi: CH2 = CH - CH 2 - CH 3 •
•
CH2 = CH - CH = CH 2
•
CH3 - CH = CH - CH 2 - CH 3
•
CH3 - C
•
HC
CH3 - CH2 - CH 2 - CH 2 - CH 3 CH3 - CH - CH 2 - CH 2 - CH3
≡ CH
CH3
•
≡ CH
CH3 - CH2 - CH - CH 2 - CH3 CH3
14.V.4 Tenendo conto delle reazioni di ossidazion ossidazione e e di riduzione che interessano alcune classi di composti organici, individua quale tipo di composto si ottiene mediante: ossidazione di un alcool primario •
CHIMICA ORGANICA • • •
riduzione di un chetone ossidazione di unaldeide riduzione di un acido carbossilico
14.V.5 Sulla base dei meccanismi di polimerizzazione , scrivi i prodotti ottenuti da:
•
(polimerizzazione per condensazione, vedi esterificazione ) HOOC - CH2 - COOH + HO - CH2 - CH2 - OH → (polimerizzazione per addizione, vedi addizione • al doppio legame ) CH2 = CH2 + CH2 = CH2 →
CHIMICA ORGANICA Soluzione Pre-Test
1. • • • •
alcheni, 2 - butene alcoli, (1) - propanolo acidi carbossilici, acido propanoico esteri, propanoato di metile
2. CH3 - CH3 + O 2 → CO2 + H2O • CH ≡ C - CH3 + Cl 2 → CHCl = CCl - CH 3 • CH3 - CH2 - OH + O2 (ossidazione) → • CH3 - CHO → CH3 - COOH CH3 - CH 2 - CH2 - COOCH3 + H2O→ • CH3 - CH 2 - CH 2 - COOH + CH3 - OH
ESERCIZI
ESERCIZI
3) Gli alchini presentano: a.
alme almeno no un lega legame me dopp doppio io C-C C-C
1) Gli alcani presentano:
b.
alme almeno no un lega legame me trip triplo lo C-C C-C
a.
alme almeno no un lega legame me dopp doppio io C-C C-C
c.
ness nessun un lega legame me mult multip iplo lo C-C C-C
b. c.
alme almeno no un lega legame me trip triplo lo C-C C-C ness nessun un lega legame me mult multip iplo lo C-C C-C
d.
un sist sistem emaa elett elettro roni nico co p delo deloca caliz lizza zato to
d.
un sist sistem emaa elett elettro roni nico co p delo deloca caliz lizza zato to
Soluzione
Soluzione
2) Gli alcheni presentano: a. b.
alme almeno no un lega legame me dopp doppio io C-C C-C alme almeno no un lega legame me trip triplo lo C-C C-C
c.
ness nessun un lega legame me mult multip iplo lo C-C C-C
d.
un sist sistem emaa elett elettro roni nico co p delo deloca caliz lizza zato to
4) Il composto organico di formula CH4 si chiama: a. b.
metile esano
c.
etano
d.
m e t an o Soluzione
Soluzione
5) Il composto organico di formula CH3 - CH 2 - CH 3 si chiama: a.
fenolo
b.
esano
c.
etano
d.
propano Soluzione
ESERCIZI 6) Tra le seguenti miscele, quale si ottiene facendo bruciare un idrocarburo puro in eccesso di ossigeno? a. carbonio e idrogen geno b.
carbonio e acqua qua
c.
mono monoss ssid ido o di di car carbo boni nio o e acq acqua ua
d.
dios diossi sido do di carb carbon onio io e acq acqua ua
e.
dios diossi sido do di car carbo boni nio o e idr idrog ogen eno o
C 2 H6
c.
C4H10
d.
C5H10
e.
C 6 H6 Soluzione
9) Gli alcoli sono caratterizzati dal gruppo funzionale: Soluzione
7) Quale delle seguenti affermazioni è valida per gli alcani? a. b.
b.
a.
COOH
b.
CHO
c. d.
-O- OH
form forman ano o fac facil ilme ment ntee pol polim imer erii vengon engono o ossi ossida dati ti fac facilm ilmen ente te a fred freddo do
Soluzione
c. poso posono no esis esister teree sotto sotto forma forma di di solid solidi, i, liq liquid uidii e gas
10) Gli eteri sono caratterizzati dal gruppo funzionale
d.
non non bruc brucia iano no mai mai in pres presenz enzaa di di ari ariaa
e.
reag reagisc iscon ono o facil facilme mente nte con con sost sostan anze ze pola polari ri
a. b.
- COO - CHO
c.
-O-
d.
- CO -
Soluzione
8) Quale dei seguenti composti è un alchene? a.
C H4
Soluzione
ESERCIZI 11) Le aldeidi sono caraterizzate dal gruppo funzionale: a. - COO -
13) Gli acidi carbossilici sono caratterizzati dal gruppo funzionale: a. - COOH
b.
- CHO
b.
- CHO
c.
- OH
c.
- OH
d.
- CO -
d.
- CO -
Soluzione
Soluzione
12) I chetoni sono caratterizzati dal gruppo funzionale: a. - COO -
14) Le ammine sono caratterizzate dal gruppo funzionale: a. - COOH
b. c.
- CHO - OH
b. c.
- NH2 - OH
d.
- CO -
d.
- CO -
Soluzione
Soluzione
15) Il composto organico di formula CH3 - CH 2 - C - OH O è classificabile come un:
ESERCIZI a.
etere
17) Il composto organico di formula
b.
estere
CH3 - C - H
c.
alcool
d.
acido cido carb carbos ossi sili lico co
O Soluzione
16) Il composto organico di formula
è classificabile come un: a . e t er e
CH3 - CH2 - C - CH3
b.
chetone
c. d.
aldeide acid acido o carb carbos ossi sili lico co
O
Soluzione
è classificabile come un: a.
etere
18) Il composto organico di formula
b. c.
anidride chetone
CH3 - CH2 - C - O - CH3
d.
acido cido carb carbos ossi sili lico co
O Soluzione
è classificabile come un: a. b.
e t er e estere
c.
a n id r i d e
ESERCIZI d.
acido cido carb carbos ossi sili lico co Soluzione
19) Il composto organico di formula
a.
ammide
b.
estere
c.
a n id r i d e
d.
ammina
CH3 - N - H
Soluzione
21) Il PVC ha struttura:
CH3 è classificabile come: a. ammide
a.
[- CF2 - CF2 -]n
b.
[- CH2 - CH -]n Cl
b.
anidride
c.
ammina
d.
acido cido carb carbos ossi sili lico co Soluzione
20) Il composto organico di formula CH3 - CH 2 - C - NH2 O è classificabile come:
c.
[- CH2 - CH 2 -]n
d.
[- CH2 - CH -]n C6 H5 Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI
8. d Back
1. c Back
9. d Back
2. a Back
10. c Back
3. b Back
11. b Back
4. d Back
12. d Back
5. d Back
13. a Back
6. d Back
14. b Back
7. c Back
15. d Back
ESERCIZI 16. c Back
17. c Back
18. b Back
19. c Back
20. a Back
21. b Back
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE 12.A PRE-REQUISITI 12.B PRE-TEST
12.4.1 EQUILIBRI DI IDROLISI NELLE SOLUZIONI DI SALI 12.4.2 GLI INDICATORI ACIDO-BASE E LE TITOLAZIONI
12.C OBIETTIVI
12.4.3 LE SOLUZIONI TAMPONE
12.1 INTRODUZIONE: SOLUZIONI DI ELETTROLITI
12.5 EQUILIBRI DI SOLUBILITA’
12.2 ACIDI E BASI
12.5.2 ESERCIZI SVOLTI
12.2.1 DEFINIZIONI DI ACIDO E BASE
12.V VERIFICA SE HAI CAPITO
12.2.2 FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI
ESERCIZI
12.3 IL PH 12.3.1 DEFINIZIONE 12.3.2 ESERCIZI SVOLTI
12.4 ALTRI ALTRI ASPETTI LEGATI AL PH
12.5.1 PRODOTTO DI SOLUBILITA’
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE 12.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: • comprendere i concetti di mole e di equivalente; • distinguere tra miscele omogenee ed eterogenee e spiegare cosè una soluzione; • definire i diversi modi per esprimere la concentrazione di una soluzione; • definire la costante di equilibrio di una reazione e spiegarne il significato; • spiegare il significato dellequilibrio chimico in quanto equilibrio dinamico; • data una reazione di equilibrio, calcolare la concentrazione di tutte le specie allequilibrio, nota la costante di equilibrio; • descrivere in generale cosè una titolazione ed effettuare calcoli usando il prodotto del volume per la normalità; • effettuare operazioni con valori numerici espressi in notazione esponenziale; • applicare il logaritmo decimale nei calcoli di pH.
12.B PRE-TEST Calcola il volume di NaOH 0,001 M che neutralizza 800 cm3 di una soluzione di CH3COOH a pH 4,0. (K a = 1,7•10-5 ) Soluzione
12.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: • descrivere il comportamento degli elettroliti in soluzione, comprendere il meccanismo della dissociazione e definire il grado di dissociazione ( α ); • comprendere la distinzione tra elettroliti forti e deboli; • enunciare le definizioni di acido e base che si sono storicamente succedute ed associarle ad esempi di reazioni acido-base; • applicare la distinzione tra elettroliti forti e deboli agli acidi e alle basi; conosce re i valori • comprendere il significato del pH e conoscere che esso può assumere; e, • calcolare il pH a partire dalla [H + ] o dalla [OH ]
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE viceversa, risalire alla concentrazione di [H+ ] e di [OH ]- partendo da un valore di pH; • comprendere il significato del prodotto ionico dellacqua (K w ) ed usarlo nella risoluzione di problemi; • calcolare il pH di soluzioni di acidi e basi forti; • calcolare il pH di soluzioni di acidi e basi deboli, valutando la dissociazione mediante la costante di equilibrio; • spiegare gli aspetti essenziali delle reazioni di idrolisi, delle titolazioni, degli indicatori acido-base e delle soluzioni tampone; • descrivere gli equilibri di solubilità di sostanze poco solubili e definire il prodotto di solubilità (K ). s
12.1 INTRODUZIONE: SOLUZIONI DI ELETTROLITI Si definiscono ELETTROLITI tutte le sostanze che in soluzione si scindono totalmente o parzialmente in ioni, cioè in particelle cariche (CATIONI con carica + e ANIONI con carica -).
Quindi, lelettrolita in soluzione dà luogo al fenomeno della DISSOCIAZIONE ed in base alle modalità con cui questa avviene si distinguono: elettroliti FORTI, completamente dissociati in • ioni, rappresentati dai sali, da alcuni acidi e alcune basi; elettroliti DEBOLI, parzialmente dissociati in • ioni e parzialmente presenti sotto forma di molecole non dissociate, rappresentati soltanto da acidi e basi. Ad esempio, consideriamo una soluzione acquosa di NaCl (elettrolita forte): il cloruro di sodio è completamente dissociato e la sua dissociazione si può scrivere (sottintendendo il solvente): NaCl → Na+ + Cl Nel caso di una soluzione acquosa di HCN, lacido cianidrico (elettrolita debole) si dissocia solo in parte e si stabilisce un equilibrio tra le molecole indissociate e gli ioni: HCN + H2O è H3O+ + CN-
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE La forza di un elettrolita può essere misurata mediante il GRADO DI DISSOCIAZIONE ( α ): α esprime la frazione di molecole che si è dissociata, ed è data dal rapporto tra il numero di particelle dissociate ed il numero totale di particelle inizialmente presenti (vedi anche proprietà ). Il grado di colligative colligativ e per soluzioni di elettroliti ). dissociazione può assumere valori compresi tra 0 e 1 e per un elettrolita forte è sempre uguale a 1. Gli equilibri che si stabiliscono tra ioni in soluzione acquosa vengono interpretati secondo le leggi generali che regolano gli equilibri chimici . Verranno considerati due tipi di equilibri ionici: • lequilibrio che si stabilisce tra una specie indissociata ed i suoi ioni dissociati (equilibri di dissociazione), che spesso riguarda acidi e basi; • lequilibrio esistente tra un solido indisciolto e le sue specie disciolte (equilibri di solubilità).
12.2 ACIDI E BASI 12.2.1 DEFINIZIONI DI ACIDO E BASE
Nel corso dei secoli gli ACIDI e le BASI sono state definite in vari modi, e ogni nuova definizione ha cercato di comprendere un numero progressivamente maggiore di casi rispetto alla teoria precedente. 1. ARRHENIUS • Gli ACIDI sono sostanze che in acqua si dissociano per dare ioni H +, ad esempio: HCl → H+ + Cl• Le BASI sono sostanze che reagiscono con gli ioni H+ per formare acqua, ed alcune di esse si dissociano in acqua generando ioni OH -, come: NaOH → Na+ + OH NaOH + H+ → Na+ + H2O
Oggi sappiamo che gli ioni H + in soluzione acquosa
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE si associano con molecole polari di acqua e formano H3O+ (ione ossonio, o idronio). Per semplicità, spesso nelle reazioni si scrive H + invece di H3O+. 2. BRÖNSTED-LOWRY • Un ACIDO è un donatore di protoni, ad esempio: HCl + H2O → H3O+ + Cl• Una BASE è un accettore di protoni, ad esempio: NH3 + H 2O→ NH4+ + OH -
Quando un acido cede H + si trasforma nella sua base coniugata, e analogamente quando una base acquista H+ genera il suo acido coniugato; ad esempio, Cl- è la base coniugata di HCl ( e viceversa) e NH 4+ lacido coniugato di NH 3 (e viceversa). Lacqua può comportarsi sia da acido che da base a seconda delle reazioni: HCl + H2O → H3O+ + ClA1 B2 A2 B1
(gli indici 1 e 2 mettono in relazione le coppie coniugate) NH3 + H2O è NH4+ + OHB1 A2 A1 B2 Si dice che essa ha comportamento anfiprotico, in quanto può cedere o acquistare un protone; per la dissociazione dellacqua (su cui torneremo per definire il prodotto ionico dellacqua ) ) si ha: H2O + H 2O è OH- + H3O+ A1 B2 B1 A2 In questo caso, una molecola dacqua si comporta da acido, laltra da base. 3. LEWIS • Un ACIDO è un accettore di una coppia di elettroni • Una BASE è un donatore di una coppia di elettroni La reazione tra un acido di Lewis (che ha un orbitale vuoto disponibile) ed una base di Lewis (che fornisce
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE una coppia di elettroni) porta alla formazione di un legame covalente dativo . Un esempio di reazione tra acido di Lewis e base di Lewis è quella tra trifluoruro di boro e ammoniaca F F B F
. .
H
+
N H H
F
F
H
B
N H
F
H
12.2.2 FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI
Un generico acido HA si dissocia in acqua secondo la reazione: HA + H2O è H3O+ + Ache, omettendo il solvente, può essere scritta: HA è H+ + AHA può dissociarsi completamente (in questo caso è un ACIDO FORTE), oppure può stabilirsi un
equilibrio tra molecole di acido non dissociate e ioni (è un ACIDO DEBOLE). La costante di equilibrio di questa reazione [A ]- [H+ ] K= [HA] viene generalmente indicata con K a ed è nota come COSTANTE COST ANTE DI DISSOCIAZIONE dellacido. Questa costante, come ogni costante di equilibrio, non risente di variazioni di concentrazione e varia soltanto al variare della temperatura (il valore della K di equilibrio è definito ad una certa temperatura); il valore di K a ci dà una misura quantitativa di quanto lacido è dissociato, e quindi della sua forza. alti valori di K a → acido molto dissociato → • acido FORTE bassi valori di K a→ acido poco dissociato → • acido DEBOLE
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE Vengono riportati alcuni esempi di acidi, con le loro K a (a 25°C), in ordine di acidità decrescente. Acido nitrico
+
-
HNO 3 è H + NO 3 K a = 40 Acido nitroso HNO 2 è H+ + NO 2K a = 4,7•10-4 Acido acetico CH 3COOH è H+ + CH 3COOK a = 1,7•10-5 (vedi acidi carbossilici ) Acid cido ca carbonico ico H 2CO3 è H+ + HCO3K a = 4,5•10-7 Acido borico H 3BO3 è H+ + H2BO3K a = 5,8•10-10 Analogamente alle K a degli acidi, le costanti di dissociazione delle basi (K b ) possono essere usate per confrontare la forza delle diverse basi; se la generica base BOH si dissocia secondo lequilibrio: BOH è B+ + OH -
[B+ ] [OH ]la costante di equilibrio è K b = [BOH] cioè la costante di dissociazione della base. Esempi di basi (indicando la reazione come (B + H2O è BH+ + OH )- sono: Ammoniaca NH3 + H2O è NH4+ + OH K b = 1,8•10-5 Anilina C6H5NH2 + H 2O è C6H5NH3+ + OH K b = 7,4•10-10 (vedi ammine ) Alcuni acidi, detti ACIDI POLIPROTICI, possono dare la dissociazione di più atomi di H; generalmente le costanti di equilibrio sono progressivamente più piccole negli stadi successivi al primo. Ad esempio, per lacido fosforico H 3PO4: 1. 2. 3.
H3PO4 è H+ + H2PO4H2PO4- è H+ + HPO42HPO42- è H+ + PO43-
K a1 = 7,1•10-3 K a2 = 6,3•10-8 K a3 = 4,2•10-13
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE 12.3 IL PH
ESEMPI
[H ] = 1•10 M = -log (1•10-2 ) = 2 [H+ ] = 1•10-7 M = -log (1•10-7 ) = 7 [H+ ] = 1•10-13 M = -log (1•10-13 ) = 13 +
12.3.1 DEFINIZIONE
Un altro modo per valutare la forza di un acido consiste nel determinare la concentrazione di ioni H+ presenti in soluzione, calcolando il cosiddetto PH . Il valore del pH è strettamente collegato alla [H + ] e si calcola attraverso il logaritmo decimale della concentrazione degli ioni idrogeno cambiato di segno: pH = -log [H + ] Mentre le concentrazioni possono assumere valori compresi in un range molto ampio (in molti casi [H + ] è compresa tra 10 -15 e 10 mol l-1 ), la scala logaritmica limita i valori del pH ad una serie limitata, con valori approssimativamente compresi tra 0 e 14.
-2
pH = -log [H+ ] = pH = -log [H+ ] = pH = -log [H+ ] =
Inversamente, è possibile calcolare la [H+ ] di una soluzione di cui si conosce il pH, attraverso la relazione: [H+ ] = 10-pH ESEMPI
pH = 4 pH = 9
[H+ ] = 1•10-4 [H+ ] = 1•10-9
Come verrà illustrato negli esercizi svolti, i calcoli sullequilibrio portano talvolta talvolta ad ottenere la [OH ]invece della [H+ ]. Queste due concentrazioni possono facilmente essere ricavate una dallaltra in
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE base allequilibrio di dissociazione dellacqua:
ESEMPI
[H ] = 1•10 → [OH ]- = K w /[H+ ] = = 1 •10-14/1•10-2 = 1 •10-12 [H+ ] = 1•10-10 → [OH ]- = K w /[H+ ] = = 1 •10-14/1•10-10 = 1 •10-4 [OH ]- = 1•10-5 → [H+ ] = K w /[OH ]- = = 1 •10-14/1•10-5 = 1 •10-9 [OH ]- = 1•10-7 → [H+ ] = K w /[OH ]- = = 1 •10-14/1•10-7 = 1 •10-7 [OH ]- = 1•10-11 → [H+ ] = K w /[OH ]- = = 1 •10-14/1•10-11 = 1 •10-3 +
H2O è H+ + OH-
La K di equilibrio per questa reazione è: [H+ ] [OH ]K= [H2O] Essendo H2O ionizzata in misura molto limitata, [H2O] può essere considerata costante ed inglobata nella costante. Si ottiene, quindi, una nuova costante: [H+ ] [OH ]- = K [H2O] = K w PRODOTTO IONICO DELLACQUA
a 25°C [H + ] = [OH ]- = 1•10-7 da cui si ricava K w = [H+ ] [OH ]- =1•10-14 mol2 l-2 Questa relazione può essere usata per calcolare [H + ] quando si conosce [OH ], e viceversa;
-2
Esiste anche unaltra relazione che deriva dalla definizione di K w e che può essere usata in alternativa al metodo precedente: pH + pOH = 14 (dove pH = -log [H+ ] e pOH = -log [OH ])
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ESEMPI
[OH ] = 1•10 pH = 14-5 = 9 [OH ]- = 1•10-10 pH = 14-10 = 4 -
-5
pOH = -log (1•10-5 ) = 5 pOH = -log (1•10-10 ) = 10
Nellacqua pura e nelle soluzioni di parte dei sali (ad esempio, NaCl) gli H + e gli OH- provengono esclusivamente dalla dissociazione dellacqua, per cui: [H+ ] = [OH ]- = (K w )1/2 = 1•10-7 (a 25°C) pH = 7 In presenza di acidi o di basi, si hanno degli H + o degli OH- che non provengono dallacqua, per cui le concentrazioni, e quindi il pH, assumono valori diversi: Soluzioni NEUTRE: [H + ] = [OH - ] pH = 7 + Soluzioni ACIDE: [H ] > [OH] pH < 7 Soluzioni BASICHE: [H + ] < [OH]- pH > 7
Scala del pH
In una soluzione acida
[H3O+] > 10 -7 M
pH < 7
In una soluzione neutra
[H3O+] = 10 -7 M
pH = 7
In una soluzione basica
[H3O+] < 10 -7 M
pH > 7
12.3.2 ESERCIZI SVOLTI
1) Calcola il pH di una soluzione di HNO 3 (completamente dissociato) contenente 0,63 g di acido in 1 litro di soluzione.
La soluzione contiene 0,63 g l -1, cioè 0,63 g/63,016 g mol -1 = 1 •10-2 mol l-1 HNO3 → H+ + NO3Essendo HNO3 completamente dissociato, [H+ ] è uguale alla M iniziale dellacido:
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE [H+ ] = 1•10-2 M pH = -log (1•10-2 ) = 2
[H+ ] [CH3COO ]K a =
2) Calcola il pH di una soluzione di NaOH 1,0 •10-3 M.
NaOH è completamente dissociato, per cui [OH ]- = 1,0•10-3 [H+ ] = 1,0•10-14/1,0 •10-3 = 1,0•10-11 pH = 11
3) Calco Calcola la ilil pH di di una una soluzi soluzion onee di acid acidoo acet acetico ico -5 CH 3COOH 0,01 M (K a = 1,8 •10 )
Consideriamo la dissociazione di CH 3COOH, che è un acido debole: CH3COOH è H+ + CH3COOI V
0,01 -x
E
/ x
0,01 - x
/ x
x
x
x2 = 1,8 •10-5
= [CH3COOH]
0,01 - x
In generale si ricava la x risolvendo lequazione di secondo grado; tuttavia, la x a denominatore risulta trascurabile se: K a è minore o dellordine di 10 -5 • la concentrazione dellacido non e inferiore a • -2 10 M Trascurando la x a denominatore si ottiene x = [H+ ] = 4,2•10-4 pH = 3,38
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE 4) Lammoniaca è una base debole (K b = 1,8 •10-5 ). Calcola che M deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia 10,04.
NH3 + H2O è NH4+ + OH Se pH = 10,04 [H + ] = 10-10,04 = 9,1•10-11 [OH ]- = K w /[H+ ] = 1•10-14/9,1•10-11 = = 1,1•10-4 (oppure: pOH = 14 - pH = 3,96; [OH ]- = 10-3,96 = = 1,1•10-4 )
Inizio Variazione Variazione Equilibrio
NH3 + x - •1,1 10-4 x - 1,1•10-4
H2O
è
NH4+ / +1,1•10-4 1,1•10-4
[NH4+ ] [OH](1,1 •10-4 )2 K b = ______________ = ______________ = 1,8•10-5 [NH3 ] x - 1,1•10-4 Si ottiene x = 7,8•10-4 M
+
OH/ +1,1•10-4 1,1•10-4
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE 12.4 ALTRI ASPETTI LEGATI AL PH 12.4 1 EQUILIBRI DI IDROLISI NELLE SOLUZIONI SOLUZIONI DI SALI
Le soluzioni di sali possono avere pH acido, neutro o basico: ciò è dovuto allinstaurarsi di equilibri acidobase nella soluzione per reazione di IDROLISI con il solvente (cioè lacqua). Per prevedere il pH della soluzione di un certo sale si procede alla dissociazione del sale (che è un elettrolita forte) e si valuta se gli ioni formati derivano da un acido/base forte o da un acido/base debole. Solo gli ioni derivanti da acidi o basi deboli danno reazioni di idrolisi.
1.
NaCl
NaCl → Na+ + Cl• Na+ deriva da NaOH, base FORTE • Cl- deriva da HCl, acido FORTE
Non si stabiliscono equilibri acido-base e rimane valida la condizione [H+ ] = [OH ]pH neutro soluzioni dei sali di acidi forti e basi forti danno SOLUZIONE NEUTRA 2.
CH3COONa
CH3COONa → CH3COO- + Na + • Na+ deriva da NaOH, base FORTE • CH3COO- deriva da CH 3COOH, acido DEBOLE, e sottrae H+ dalla soluzione, secondo la reazione: CH3COO- + H2O è CH3COOH + OHpH basico soluzioni dei sali di acidi deboli e basi forti danno SOLUZIONE BASICA
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE 3.
NH4Cl
NH4Cl → NH4+ + Cl• Cl- deriva da HCl, acido FORTE • NH4+ deriva da NH3, base DEBOLE, ed in soluzione acquosa dà la reazione: NH4+ + H2O è NH3 + H3O+ pH acido soluzioni dei sali di acidi forti e basi deboli danno SOLUZIONE ACIDA 4.
CH3COONH4
CH3COONH4 → CH3COO- + NH 4+ • CH3COO- deriva da CH 3COOH, acido DEBOLE, e sottrae H + dalla soluzione, secondo la reazione: CH3COO- + H2O è CH3COOH + OH• NH4+ deriva da NH3, base DEBOLE, e dà la reazione:
NH4+ + H2O è NH3 + H 3O+ Nel caso specifico di questo sale, lanione ed il catione sono idrolizzati in misura confrontabile, i due effetti si compensano e la soluzione è neutra. In generale, bisogna valutare caso per caso la forza relativa dellacido e della base confrontando i valori di K a e K b (prevale leffetto dovuto alla specie più debole tra le due). soluzioni dei sali di acidi deboli e basi deboli: si valuta caso per caso. 12.4.2 GLI INDICATORI ACIDO-BASE E LE TITOLAZIONI
Gli indicatori acido-base sono sostanze che cambiano colore in funzione della [H + ] della soluzione a cui vengono aggiunti e possono essere usati per valutare se una soluzione è acida o basica. Sono generalmente degli acidi deboli con equilibrio di dissociazione: In è H+ + In-
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE in cui le molecole indissociate e gli anioni dissociati sono caratterizzate da colore diverso. Variazioni nel pH della soluzione determinano uno spostamento dellequilibrio secondo le regole stabilite dal principio di Le Chatelier , e la soluzione assume il colore della forma predominante. Come tutti gli acidi, ogni indicatore è caratterizzato da una K a di equilibrio; ad esempio: Metilarancio Ka = 2 •10-4 Tornasole Ka = 3 •10-7 Fenolftaleina Ka = 7 •10-10
neutralizzati dagli OH- della base aggiunta goccia a goccia. Vale quindi la relazione già vista N 1 V 1 = N 2 V 2. La variazione di colore dellindicatore permette di stabilire esattamente il punto finale della titolazione; si definisce zona di viraggio lintervallo di pH in cui lindicatore cambia colore ed esso dipende dal valore della K a che, come mostrato, può assumere valori molto differenti. E quindi necessario di volta in volta scegliere lindicatore più adatto in base alle caratteristiche della soluzione da titolare. 12.4.3 LE SOLUZIONI TAMPONE
Concretamente, la quantità di acido o di base presente in una soluzione si valuta attraverso un procedimento chiamato titolazione, per cui una soluzione di acido viene titolata con una base e, viceversa, una soluzione di base viene titolata con un acido. Come accennato (reazioni di neutralizzazione ) ) un volume noto di soluzione da titolare, ad esempio un acido, viene fatta reagire aggiungendo un certo volume di soluzione di base a concentrazione nota e
Le SOLUZIONI TAMPONE sono soluzioni che si mantengono ad un pH costante anche in seguito ad aggiunta di piccole quantità di acido o di base. Sono generalmente costituite da una soluzione di un acido debole e di un suo sale (ad esempio, CH3COOH/CH3COONa) oppure di una base debole e di un suo sale (NH 3/NH4Cl). Se consideriamo un generico acido debole HA ed una suo sale MA, in soluzione saranno presenti
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE la titolazione deve essere interrotta quando tutti gli H+ presenti nella soluzione iniziale sono stati quantità relativamente elevate sia di acido indissociato HA che di A -. HA è H+ + A MA → M+ + APer aggiunta di acido, gli H + aggiunti vengono • catturati dagli ioni A- e riformano HA, per cui la [H + ] (e quindi il pH) varia in misura molto limitata. Per aggiunta di base, nuove molecole di HA si • dissociano per ripristinare gli H+ che hanno reagito con gli OH- della base.
12.5 EQUILIBRI DI SOLUBILITA’ 12.5.1 PRODOTTO DI SOLUBILITA’
Sciogliendo in acqua un solido poco solubile si ottiene ad un certo punto una SOLUZIONE SATURA, in cui gli ioni di sale disciolto sono in equilibrio con il soluto non sciolto; ad esempio, per AgCl possiamo quindi scrivere lequilibrio:
Sperimentalmente si osserva che in una soluzione satura il prodotto delle concentrazioni di Ag + e di Clè costante, indipendentemente dalla quantità di soluto presente nella soluzione, ed è pari a 10-10 mol2 l-2. Il significato di questo prodotto risulta chiaro se si scrive la costante di equilibrio per la dissociazione in soluzione di AgCl: [Ag + ] [Cl ]K= [AgCl (s) ] Essendo un equilibrio eterogeneo, la concentrazione del solido può essere considerata costante ed inglobata nella costante: [Ag + ] [Cl ]- = K [AgCl (s) ] = nuova costante K Questa costante, rappresentata con il simbolo K s, viene chiamata PRODOTTO DI SOLUBILITA e, come ogni costante di equilibrio, è costante ad una certa temperatura; per un generico sale A mBn il prodotto di solubilità è dato da:
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE K s = [A]m [B]n che si ricava dallequilibrio di dissociazione del sale e dalla corrispondente costante di equilibrio, assumendo la concentrazione del solido costante: AmBn (s)è mA + nB [A]m [B]n K = ____ ________ [AmBn (s) ]
[AmBn (s) ] = costante
Il concetto di prodotto di solubilità non può essere usato per composti molto solubili, come NaCl o AgNO3, in quanto per soluzioni sature con elevata concentrazione di ioni il suo valore non è più costante. I valori di K s sono, quindi, generalmente molto piccoli: per sali con bassissima solubilità si possono avere valori anche inferiori a 10 -40. Conoscendo la solubilità del sale, è possibile calcolare il prodotto di solubilità, e viceversa; inoltre, dal valore di K s è possibile stabilire se in una certa soluzione si ha o meno precipitazione in determinate condizioni.
12.5.2 ESERCIZI SVOLTI
1) Una soluzione satura di AgCl contiene 1,46 •10-3 g l -1 di sale a 18°C. Calcola K s .
Solubilità di AgCl a 18°C = 1,46 •10-3 g l -1 corrispondenti a: 1,46 •10-3 g/143,5 g mol -1 = 1,00•10-5 mol l-1 Alleq Allequili uilibri brio: o: AgCl AgCl (s) è Ag + (aq) + Cl- (aq) [Ag + (aq) ] = [Cl- (aq) ] = 1,00•10-5 M K s (AgCl) = [Ag + (aq) ] [Cl- (aq) ] = 1,00 •10-5 x 1,00•10-5 = 1,00•10-10 mol2 l-2 2) Il K s di Ag 2 CO3 a 20°C è 8,00 •10-12 mol 3 l -3. Calcola la solubilità del sale a questa temperatura.
Ag 2CO3 (s) è 2Ag + (aq) + CO32- (aq) Se indichiamo con s la solubilità di Ag 2CO3, in base
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE alla stechiometria della reazione si ha: [Ag + (aq) ] = 2s e [CO 32- (aq) ] = s K s = [Ag + (aq) ]2 [CO32- (aq) ] = (2s)2 x s = 8,00 •10-12 4s3 = 8,00•10-12 s = 1,25•10-4 mol l-1 3) Ad una soluzione contenente ioni Ca 2+ e ioni Mg 2+ entrambi in concentrazione 1,70 •10-4 M si aggiunge una soluzione contenente ioni CO 32- in concentrazione 1,00•10-3 M. Dire se precipita CaCO3 , MgCO3 o entrambi. K s (CaCO3 ) = 1,7 •10-8 K s (MgCO3 ) = 2,6 •10-5
Perché si abbia precipitazione, il prodotto delle concentrazioni dei due ioni che danno il sale deve essere maggiore del prodotto di solubilità. [Ca2+ ] [CO32- ] = 1,70•10-4 x 1,00 •10-3 = 1,70•10-7 1,70 •10-7 > K s → precipita CaCO3 [Mg 2+ ] [CO32- ] = 1,70•10-4 x 1,00•10-3 = =1,70•10-7
1,70•10-7 < K s → non precipita MgCO3
12.V VERIFICA SE HAI CAPITO CAPITO 12.V.1 In base alla distinzione tra elettroliti forti e deboli ed al valore della costante di equilibrio , stabilisci se gli acidi seguenti in soluzione sono completamente o parzialmente dissociati, e scrivi le relative reazioni di dissociazione: • acido cloridrico, HCl • acido ipocloroso, HClO • acido nitrico, HNO3 • acido cianidrico, HCN
Ka molto alta Ka = 3,7•10-8 K a = 40 K a = 4,9•10-10
12. V 2 Basandoti sulle caratteristiche delle reazioni acido-base , riconosci nelle seguenti reazioni gli acidi e le basi ed associa ogni acido con la sua base coniugata: • CuO + 2H+ → Cu2+ + H 2O • S2- + 2HCl → H2S + 2Cl-
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE • H2O + H 2O → H3O+ + OH-
12.V.3 Partendo dalla definizione di pH ed usando, quando necessario, il prodotto ionico dellacqua , calcola i valori di pH corrispondenti alle seguenti concentrazioni e valuta se la soluzione è acida, neutra o basica: • [H+ ] = 1•10-2 • [H+ ] = 1•10-7 • [H+ ] = 1•10-12 • [OH ]- = 1•10-4 • [OH ]- = 1•10-11
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE Soluzione Pre-Test
Un pH = 4 corrisponde ad una concentrazione di H + di 10-pH, cioè [H+ ] = 1•10-4 Calcoliamo la concentrazione iniziale dellacido debole CH 3COOH, partendo da questo valore e tenendo conto della costante di equilibrio dellacido.
Inizio Variazione Equilibrio
CH3COOH x - •110-4 x - 1•10-4
è
+
H+ / + 1•10-4 + 1•10-4
(1 •10-4 )2
[CH3COO ]- [H]+ K a =
CH3COO/ + 1•10-4 + 1•10-4
= 1,7•10-5
= [CH3COOH]
x - 1•10-4
Risolvendo lequazione di primo grado si ottiene x = 6,9 •10-4 M (che essendo CH3COOH monoprotico è uguale a 6,9•10-4 N). Applichiamo ora la relazione vista per le titolazioni V 1N1 = V 2N2 dove: V 1 = 0,8 l
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE N1 = 6,9•10-4 N V 2 = x N2 = 0,001 N Si ottiene x = 0,55 l; quindi per avere completa neutralizzazione dellacido sono necessari 550 cm 3 di base.
ESERCIZI
ESERCIZI 1) Il prodotto ionico dellacqua (K w ) vale 10-14: a. a qualunque temperatura b. solo per una soluzione acida c. solo per una soluzione basica d. solo a T = 25°C Soluzione
2) Per lacqua pura risulta circa: a. [H3O+ ] = 1 M b. [H3O+ ] = 10-7 M c. [H3O+ ] = 55,5 M d. [H3O+ ] = 10-14 M
3) Una soluzione acquosa è sicuramente acida se: a. [H3O+ ] > 10-7 M b. [H3O+ ] > [OH ]c. [H3O+ ] < [OH ]d. [OH - ] < 10-7 M Soluzione
4) Una soluzione acquosa è sicuramente basica se: a. [H3O+ ] > 10-7 M b. [H3O+ ] > [OH ]c. [H3O+ ] < [OH ]d. [OH ] < 10-7 M Soluzione
Soluzione
5) In soluzione acquosa a T = 25°C è: a. pH + pOH = 10-14 b. pH + pOH = 14 c. pH x pOH = 10 -14 d. pH + pOH = pH 2O Soluzione
ESERCIZI 6) Una soluzione acquosa con pH = 2 è: a. basica b. acida c. neutra d. una soluzione tampone Soluzione
9) Per una soluzione acquosa 0,001 M di HCl il pH vale: a. 0,001 b. 3 c. 11 d. 14 Soluzione
7) Una soluzione acquosa con pH = 10 è: a. basica b. acida c. neutra d. una soluzione tampone Soluzione
8) Per una soluzione acquosa 0,01 M di NaOH il pH vale: a. 0,01 b. 2 c. 12 d. 14 Soluzione
10)Per una soluzione acquosa 0,01 M di NaCl il pH vale: a. 7 b. 2 c. 12 d. 14 Soluzione
11)Se una soluzione è a pH = 4 risulta: a. [H3O+ ] = 4 M b. [H3O+ ] = 10-10 M c. [OH ]- = 10-4 M d. [H3O+ ] = 10-4 M Soluzione
ESERCIZI 12) Se una soluzione è a pH = 11 risulta: a. [H3O+ ] = 11 M b. [H3O+ ] = 10-11 M c. [H3O+ ] = 10-3 M d. [OH ]- = 10-11 M Soluzione
13) Un acido secondo Brönsted-Lowry è: a. un accettore di protoni b. un donatore di protoni c. un accettore di doppietti elettronici d. un donatore di doppietti elettronici Soluzione
14) Nella seguente reazione acido-base secondo Brönsted-Lowry NH4+ + H2O è NH3 + H3O+ gli acidi sono: a. NH4+ e H3O+ b. NH4+ e H2O c. H2O e NH3 d. H2O e H 3O+ Soluzione
15) Nella seguente reazione acido-base secondo Brönsted-Lowry: S2- + H2O è HS- + OHle basi sono: a. HS- e S2b. H2O e HSc. S2- e OHd. HS- e OHSoluzione
ESERCIZI 16) Un acido secondo Lewis è: a. un accettore di protoni b. un donatore di protoni c. un accettore di doppietti elettronici d. un donatore di doppietti elettronici Soluzione
19) Stabilisci quale dei seguenti raggruppamenti contiene solo acidi forti in acqua: a. HF, HCl, HBr, KOH b. HNO2, HNO3, H2SO4, HClO4 c. H3PO4, HCl, NH3, HClO4 d. HCl, HNO3, H2SO4, HClO4 Soluzione
17) Un acido è sicuramente forte se: a. in acqua risulta completamente dissociato b. in acqua risulta solo parzialmente dissociato c. può cedere più di un protone d. in acqua dà luogo ad una soluzione acida Soluzione
20) Un acido si dice poliprotico se: a. può cedere più di un elettrone b. può cedere più di un protone c. può acquistare più di un protone d. ha una struttura polimerica Soluzione
18) Una base è sicuramente debole se: a. in acqua risulta completamente dissociata b. in acqua risulta solo parzialmente dissociata c. non può acquistare più di un protone d. in acqua dà luogo ad una soluzione basica Soluzione
ESERCIZI 21) Tanto più forte è un acido: a. tanto più forte è la sua base coniugata b. tanto più debole è la sua base coniugata c. tanto maggiore è il numero di protoni per molecola che può cedere d. tanto maggiore è il numero di protoni per molecola che può acquistare
23) Indica quale delle seguenti specie può dar luogo ad una reazione di idrolisi: a. Clb. Na+ c. NH4+ d. K + Soluzione
Soluzione
22) E chiamata reazione di neutralizzazione: a. la reazione stechiometrica tra un acido ed una base b. il bilanciamento delle cariche elettriche nel calcolo del pH c. una reazione che blocca lazione di un catalizzatore d. una reazione chimica che dà come prodotti specie elettricamente neutre Soluzione
24) Indica quale di queste specie non dà reazione di idrolisi: a. Brb. CH3COOc. NO3d. NH3 Soluzione
ESERCIZI 25) Una soluzione ottenuta sciogliendo in acqua una certa quantità di KCl: a. è acida b. è basica c. è neutra d. non si può dire, occorre conoscere la concentrazione iniziale Soluzione
26) Una soluzione ottenuta sciogliendo in acqua una certa quantità di NH4NO3: a. è acida b. è basica c. è neutra d. non si può dire, occorre conoscere la concentrazione iniziale Soluzione
27) Una soluzione tampone si ottiene sciogliendo in acqua: a. un sale derivato da un acido debole e da una base forte b. un sale derivato da una base debole e da un acido forte c. un acido forte e la sua base coniugata (oppure, una base forte e il suo acido coniugato) d. un acido debole e la sua base coniugata (oppure, una base debole e il suo acido coniugato) Soluzione
28) Stabilisci quale delle seguenti soluzioni costituisce una soluzione tampone: Una soluzione acquosa formata da: a. CH3COONa (0,1 M) b. quantità equimolari di CH3COOH e HCl c. quantità equimolari di CH3COOH e NaOH d. quantità equimolari di CH3COOH e CH3COONa Soluzione
ESERCIZI 29)Per lequilibrio di solubilità: Ca3(PO4 )2 (s) è 3Ca2+ (aq) + 2PO43- (aq) risulta: [Ca2+ ]3 [PO43- ]2 a. K s = __________________ [Ca3(PO4 )2 ]
31)Calcola il pH di una soluzione di NaOH 4,44•10-2 M. Soluzione
32)Calcola la molarità di una soluzione di HCl a pH 3,25. Soluzione
b. K s = [Ca2+ ]3 [PO43- ]2 c. K s = [Ca2+ ] [PO43- ]
33) Calcola la M di una soluzione di KOH a pH 13,024. Soluzione
p3 (Ca2+ ) p 2 (PO43- ) d. K s = __________________ p (Ca3(PO4 )2 )
34) Calcola il pH di una soluzione 1,0 M di acido acetico (CH3COOH, K a = 1,8•10-5 ). Soluzione
30) Calcola il pH di una soluzione dellacido forte HClO4 8,62•10-1 M. Soluzione
Soluzione
35) Calcola la concentrazione di una soluzione di ammoniaca (NH3, K b = 1,8•10-5 ) necessaria per avere un pH di 11,040. Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI
8. c Back
1. d Back
9. b Back
2. b Back
10. a Back
3. b Back
11. d Back
4. c Back
12. b Back
5. b Back
13. b Back
6. b Back
14. a Back
7. a Back
15. c Back
ESERCIZI 16. c
24. c Back
17. a
Back
25. c Back
18. b
Back
26. a Back
19. d
Back
27. d Back
20. b
Back
28. d Back
21. b
Back
29. b Back
22. a
Back
30. 0,0645 Back
23. c
Back
31. 12,648 Back
Back
ESERCIZI 32. 5,6•10-4 M Back
33. 0,106 M Back
34. 2,38 Back
35. 6,87•10-2 M Back
LE SOLUZIONI LE SOLUZIONI 8.A PRE-REQUISITI 8.B PRE-TEST 8.C OBIETTIVI 8.1 LE SOLUZIONI 8.2 CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI 8.2.1 DEFINIZIONI 8.2.2 QUANTITA’ DI SOSTANZA E CONCENTRAZIONE 8.2.3 REAZIONI DI NEUTRALIZZAZIONE NEUTRALIZZAZIONE 8.2.4 ESERCIZI SVOLTI
8.3 LE PROPRIETA’ COLLIGATIVE 8.3.1 LA LEGGE DI RAOULT E L’ABBASSAMENTO RELATIVO DELLA TENSIONE DI D I VAPORE
8.3.2 INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO E ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO 8.3.3 PRESSIONE OSMOTICA 8.3.4 SOLUZIONI NON IDEALI 8.3.5 ESERCIZI SVOLTI
8.V VERIFICA SE HAI CAPITO ESERCIZI
LE SOLUZIONI 8.A PRE-REQUISITI Prima di inziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: • distinguere tra sostanze e miscele e tra miscele omogenee ed eterogenee; • descrivere le caratteristiche fondamentali di un liquido; • definire la tensione di vapore di un liquido; • descrivere le interazioni di natura dipolare, con particolare riferimento allacqua; • conoscere le caratteristiche dei principali tipi di solidi, in particolare riguardo alla loro solubilità in solventi polari e non polari; • comprendere il concetto di mole e la sua relazione con la massa molare.
8.B PRE-TEST Calcolare quanti cm3 di soluzione di KOH al 15,9 % 3 in peso (d = 1,145 g/cm ) devono essere diluiti con acqua per ottenere 0,240 l di KOH 0,5 M.
Soluzione
8.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: • definire il solvente ed il soluto di una soluzione, ed esemplificare diversi tipi di soluzioni; • comprendere gli aspetti fondamentali del fenomeno della solvatazione; • definire i diversi modi con cui può essere espressa la concentrazione di una soluzione (molarità, molalità, normalità, frazione molare, composizioni percentuali) e convertirle una nellaltra; • applicare queste definizioni a calcoli; • calcolare la concentrazione di una soluzione a partire dalla quantità di sostanza introdotta, e viceversa; • comprendere la differenza concettuale tra concentrazione e quantità di sostanza; • comprendere il significato della diluizione ed applicarla a calcoli sulle soluzioni;
LE SOLUZIONI • definire il concetto di equivalente ed usarlo nei calcoli; • comprendere il significato generale della titolazione ed applicare la relazione che lega i volumi e le concentrazioni a casi concreti; • definire le proprietà colligative di soluzioni di nonelettroliti e di soluzioni reali; • calcolare la variazione della tensione di vapore, linnalzamento ebullioscopico, ebullioscopico, labbassamento crioscopico e la pressione osmotica di una soluzione ideale e di una reale; • enunciare la legge di Raoult e comprenderne il significato.
8.1 LE SOLUZIONI Le SOLUZIONI SOLUZIONI sono sono miscele omogenee di omogenee di due (o più) specie chimiche. Il SOLVENTE è in genere il componente che si presenta nello stesso stato fisico della soluzione, il SOLUTO laltro componente. Ad esempio, in una soluzione di zucchero (solido) in acqua, questultima rappresenta il solvente, e lo zucchero il soluto. Se
entrambe le specie sono nello stesso stato fisico, il solvente è quella presente in maggior quantità. Ci sono vari tipi di soluzioni: 1. Soluzioni gassose, indicate in genere come miscele gassose (ad esempio, laria); 2. Soluzioni liquide, che possono essere costituite da un gas, un liquido o un solido sciolto in un liquido (ad esempio, lacqua di mare, lacqua minerale, ecc.). 3. Soluzioni solide, costituite da un gas, un liquido o un solido sciolti in un solido (ad esempio, H 2 in palladio, leghe di vario tipo, ecc.). Le soluzioni più frequentemente studiate sono quelle costituite da un gas, un liquido o un solido in acqua. Quando un solido ionico entra in contatto con le molecole polari dellacqua, si hanno interazioni di natura dipolare che producono lorientazione delle molecole dacqua sulla superficie del cristallo in base allattrazione tra cariche o dipoli opposti. Le molecole dacqua penetrano nel reticolo ed indeboliscono le interazioni tra gli ioni, che vengono progressivamente scalzati dalle loro posizioni reticolari; attorno allo ione passato in soluzione si formano vari strati di molecole dacqua, orientate in
LE SOLUZIONI base alle interazioni dipolari (in questo caso, si dice che lo ione è SOLVATATO). I solidi ionici o polari si sciolgono facilmente nei solventi polari, mentre le sostanze apolari presentano solubilità maggiore in solventi non polari. Lacqua è unottimo solvente sia nei confronti di specie ioniche, a causa della polarità della sua molecola, sia nei confronti di specie molecolari contenenti gruppi polari, con le quali stabilisce interazioni dipolari o legame a idrogeno.
8.2 CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI La CONCENTRAZIONE CONCENTRAZIONE indica indica la quantità di soluto presente in una certa quantità di soluzione e può essere espressa in vari modi; una soluzione CONCENTRATA contiene una quantità relativamente alta di soluto, presente in quantità inferiore se la soluzione è DILUITA.
8.2.1 DEFINIZIONI
1. MOLARITA (M): esprime le moli di soluto presenti in 1 litro di soluzione ed è data dal rapporto tra il numero di moli di soluto ed il volume in litri di soluzione in cui sono disciolte: moli M = _______ l Così, una soluzione 1 M contiene 1 mole/l, una soluzione 5 M contiene 5 mol/l e così via. Modificando questa relazione che fornisce la CONCENTRAZIONE è possibile calcolare le moli contenute in un certo volume di una soluzione a concentrazione nota (mol = M x l), risalendo quindi alla QUANTITÀ DI SOSTANZA (vedi 8.2.2 ).
LE SOLUZIONI eq
ESEMPI
N =
•
Calcolare la M di una soluzione di NaOH contenente 0,1 moli in 500 cm3 di soluzione. M = mol/l = 0,1 mol/0,5 l = 0,2 M
•
Calcolare la M di una soluzione contenente 4,0 g di NaOH in 100 cm 3. mol (NaOH) = 4,0 g/40 g mol-1 = 0,1 mol M = mol/l = 0,1 mol/0,1 l = 1 M
•
Calcolare il peso di NaOH contenuto in 500 3 cm di una soluzione 0,2 M. mol = M x l = 0,2 mol l -1 x 0,5 l = 0,1 mol g (NaOH) = 0,1 mol x 40 g mol-1 = 4 g 2. NORMALITA (N): esprime gli equivalenti di soluto presenti in un litro di soluzione ed è data dal rapporto tra il numero di equivalenti di soluto ed il volume in litri di soluzione:
l Gli equivalenti si ottengono dividendo il peso di soluto per il peso equivalente (espresso in g/eq), secondo la relazione: eq = g/PE. Il peso equivalente, a volte chiamato anche grammoequivalente, può essere riferito a varie reazioni ed è definito come: la quantità in grammi di sostanza che può cedere o acquistare una mole di elettroni (reazioni di ossido- riduzione ), ), oppure fornire in soluzione acquosa una mole di H+ o di OH- (reazioni acido-base ). ). La sua importanza è legata al fatto che in una reazione di ossido-riduzione o acido-base specie ossidante /riducente e acido/base reagiscono fra loro secondo lo stesso numero di equivalenti.
•
Il peso equivalente di un ossidante o di un riducente si ottiene dividendo la massa molare per il
LE SOLUZIONI numero di elettroni acquistati o ceduti. ESEMPIO
Se in una reazione HNO3 si riduce a NO (variazione N.O. di 3 unità, interpretabile come acquisto di 3 elettroni), il peso equivalente di HNO3 (Massa molare = 63,01 g mol-1 ) è dato da: 63,01 g mol-1/3 eq mol-1 = 21,00 g/eq.
•
Il peso equivalente degli acidi e delle basi si ottiene dividendo la massa molare per il numero di H/OH. Per gli acidi poliprotici, si hanno diversi valori a seconda del numero di H ceduti. Analogamente, il peso equivalente di un sale si ottiene dividendo la massa molare per il numero di cariche negative generate nella dissociazione del sale. ESEMPIO
Il peso equivalente di HCl (Massa molare = 36,5 g mol-1 ) è uguale a: 36,5 g mol-1/1 eq mol-1 = 36,5 g/eq Per H2SO4 (Massa molare = 98,08) abbiamo due
possibilità: 98,08 g mol-1/1 eq mol-1 = 98,08 g/eq (H2SO4 →HSO4 )98,08 g mol-1/2 eq mol-1 = 49,04 g/eq (H2SO4 → SO42- ) Per Fe2(SO4 )3 (che forma 2Fe 3+ + 3SO42-, massa molare = 399,9 g mol-1 ) il peso equivalente è: 399,9 g mol-1/6 eq mol-1 = 66,65 g/eq Come verrà mostrato negli esercizi, una soluzione è caratterizzata da un unico valore di M, ma può avere diversi valori di N in relazione a diversi processi a cui il soluto può partecipare. ESEMPI
•
Calcolare la N come base di una soluzione di KOH (massa molare = 56,09 g mol-1 ) contenente 49,9 g di soluto in 1,0 litro di soluzione. PE = PM/1 = 56,09 g eq -1 eq = 49,9 g/56,09 g eq -1 = 0,89 eq
LE SOLUZIONI N = 0,89 eq/1 l = 0,89 N
•
Calcolare i grammi di soluto contenuti in 400 cm di HCl 0,01 N come acido. PE = PM/1 = 36,5 g eq -1 0,01 N = eq/0,4 l → eq = 0,01 eq l-1 x 0,4 l = 0,004 eq eq = g/ PE → g = eq x PE = 0,004 eq x 36,5 g eq -1 = 0,146 g 3
ESEMPIO
Calcolare la molalità di una soluzione che contiene 13 g di KOH in 997 g di H2O. Calcoliamo le moli corrispondenti a 13 g di soluto, contenute in 997 g di solvente: mol = 13 g/56 g mol-1 = 0,23 mol m = 0,23 mol/0,997 kg = 0,24 mol/kg
3. MOLALITA (m): esprime le moli di soluto presenti in 1 kg di SOLVENTE PURO ed è data dal rapporto tra il numero di moli di soluto ed il peso in kg di solvente in cui sono disciolte; spesso, il peso di solvente si ottiene sottraendo dal peso della soluzione (soluto + solvente) il contributo del soluto: moli m= kg solvente
4. COMPOSIZIONI PERCENTUALI (% p/p e % p/v)
•
percentuale in peso (% p/p): esprime i grammi di soluto contenuti in 100 g di soluzione. • percentuale in volume (% p/v): esprime i grammi di soluto contenuti in 100 cm 3 di soluzione.
LE SOLUZIONI molii
ESEMPI
•
Calcolare il percento in peso di una soluzione contenente 20 g di soluto in 100 g di H 2O. Peso totale di soluzione = 100 + 20 = 120 g, che contengono 20 g di soluto. Impostiamo una proporzione: 120 g soluzione : 20 g soluto= 100 g soluzione : x g soluto x = 16,7 % in peso
•
Una soluzione al 30 % in volume ha densità 1,2. Calcolare il % in peso. La soluzione contiene 30 g di soluto in 100 cm 3 di soluzione, cioè in: g soluzione = 100 cm 3 x 1,2 g cm-3 = 120 g 120 g soluzione : 30 g soluto = 100 g soluzione : x g soluto x = 25 % in peso 5. FRAZIONE MOLARE ( χ ): esprime il rapporto tra le moli di un componente e la somma delle moli di tutti i componenti della soluzione; per il componente i-esimo:
χi =
moli totali In una soluzione la somma delle frazioni molari delle varie specie presenti è uguale a 1. ESEMPIO
Calcolare le frazioni molari di una soluzione contenente 98 g di H 2SO4 in 180 g di H2O. moli H2SO4 = 98 g /98,08 g mol -1 = 1,0 mol moli H2O = 180 g/18,01 g mol-1 = 10,0 mol
χ H2O = χ H2SO4 =
10 mol = 0,909
11 mol 1 mol = 0,09
11 mol
LE SOLUZIONI 8.2.2 QUANTITA’ DI SOSTANZA E CONCENTRAZIONE
Come mostrato nei calcoli relativi alla molarità, è necessario tenere ben distinti il concetto di QUANTITÀ DI SOSTANZA e quello di CONCENTRAZIONE. Chiariamo meglio questa distinzione con un esempio: abbiamo una serie di porzioni di idrossido di sodio ciascuna del peso di 4,0 grammi ed una serie di recipienti con capacità diverse (50, 100, 250, 500 e 1000 cm3 ), come rappresentato in Figura.
............ …. ..
............ …. ..
............ …. ..
............ …. ..
............ …. ..
4,0 g
4,0 g
4,0 g
4,0 g
4,0 g
50 cm3 1
100 cm 3 2
250 cm3 3
500 cm 3 4
1000 cm 3 5
Trasferiamo ora il soluto nei diversi recipienti ed aggiungiamo acqua fino al volume indicato. Tutte le soluzioni contengono la stessa quantità di NaOH, cioè 4,0 grammi. Ma la concentrazione nei vari casi non è la stessa. In tutti i casi, le moli corrispondenti a 4,0 grammi di NaOH si ottengono dividendo dividendo questo peso per la massa molare del composto: moli NaOH = 4,0 g/40 g mol-1 = 0,1 mol
LE SOLUZIONI Calcoliamo le concentrazioni corrispondenti ai recipienti di diverso volume, in moli per litro di soluzione: Soluzione 5: M = 0,1 mol/1 l = 0,1 mol/l Soluzione 4: M = 0,1 mol/0,5 l = 0,2 mol/l Soluzione 3: M = 0,1 mol/0,25 l = 0,4 mol/l Soluzione 2: M = 0,1 mol/0,1 l = 1,0 mol/l Soluzione 1: M = 0,1 mol/0,05 l = 2,0 mol/l Discorso analogo vale quando una soluzione viene diluita, cioè viene aggiunto del solvente; ad esempio, prendiamo la soluzione 3, che contiene 4,0 g di NaOH in 250 cm3 con una concentrazione 0,4 M, e traferiamola in un recipiente più grande, aggiungendo acqua fino a 500 cm 3 di soluzione. La stessa quantità di soluto si trova ora in un volume doppio di soluzione, per cui la concentrazione si è dimezzata (0,1 mol/0,5 l = 0,2 M), assumendo un valore uguale a quello della soluzione 2.
ESEMPIO
Quale volume di una soluzione acquosa 2,0 M di NaCl è necessario per preparare 0,5 l di una soluzione 1,0 M? Determiniamo la quantità di soluto contenuto in 0,5 l della seconda soluzione e poi il volume della prima soluzione che contiene questa stessa quantità di sostanza. Moli contenute in 0,5 l di soluzione 1,0 M: moli = 1,0 mol l -1 x 0,5 l = 0,5 mol oppure, con le proporzioni: 1,0 mol : 1 l = x mol : 0,5 l x = 0,5 mol Volume di soluzione 2,0 M che contiene 0,5 mol: 2,0 mol : 1 l = 0,5 mol : x l x = 0 , 25 l , 3 corrispondenti a 250 cm .
LE SOLUZIONI 8.2.3 REAZIONI DI NEUTRALIZZA NEUTRALIZZAZIONE ZIONE
Facendo avvenire una reazione di NEUTRALIZZAZIONE èè possibile determinare NEUTRALIZZAZIONE la concentrazione della soluzione di un acido valutando il volume di una soluzione di base a concentrazione nota che lo neutralizza completamente; discorso analogo vale per determinare la concentrazione di una base facendola reagire con un acido. Per questo procedimento, che prende il nome di titolazione titolazione ee che verrà trattato più dettagliatamente in seguito, vale la relazione:
ESEMPIO
Calcola la N di una soluzione di KOH, 52,3 cm 3 della quale sono neutralizzati completamente da 40,3 cm3 di HCl 0,2 N. N1 = 0,2 N V 1 = 40,3 cm3 N2 = ? V 2 = 52,3 cm3 N2 = 0,2 eq l-1 x 40,3 cm3/52,3 cm3 = = 0,154 N (eq l -1 )
N1 V 1 = N 2 V 2 8.2.4 ESERCIZI SVOLTI
dove gli indici 1 e 2 sono associati alla soluzione da titolare ed a quella a concentrazione nota. Conoscendo tre delle quattro grandezze è possibile determinare il dato incognito.
1) Calcola i grammi di Ba(OH)2 necessari necessari per preparare
150 cm 3 di una soluzione 0,50 N.
Partendo dalla definizione di N, si ricava che 150 cm3 di soluzione 0,50 N contengono: eq = 0,50 eq l-1 x 0,150 l = 0,075 eq
LE SOLUZIONI Poiché il composto ha 2 gruppi OH, PE = massa molare/2 = 171,34/2 = 85,67 g eq -1 Visto che eq = g/PE, i grammi contenuti in 0,150 l di soluzione 0,50 N sono: g = 0,075 eq x 85,67 g eq -1 = 6,4 g 2) Calcola la N come base di una soluzione al 36,73 % in peso di KOH, d = 1,36 g/cm 3. Qual è la M?
Una soluzione al 36,73 % in peso contiene 36,73 g di KOH in 100 g di soluzione; in base alla densità, 1,0 l di soluzione pesa 1360 g. Quindi, usando una proporzione: 100 g soluzione : 36,73 g soluto = =1360 g soluzione : x g soluto x = 499,5 g di soluto in 1,0 l di soluzione PE = massa molare / 1 = 56,09 g eq -1 eq = g/PE = 499,5 g/56,09 g eq -1 = 8,9 eq Abbiamo già considerato un volume pari ad 1,0 l, per
cui: N = eq/l = 8,9 N Visto che il peso equivalente coincide con la massa molare (KOH ha 1 gruppo OH), M e N coincidono: la soluzione è 8,9 M. 3) Data una soluzione di H 2 SO4 al 53,6 % in peso, d =
1,44 g/cm 3 , calcola la M e le N relative a reazioni acido- base in cui si formano sali neutri e sali monoacidi.
Considero 1,0 l di soluzione al 53,6 % in peso, che, in base alla densità, pesa 1440 g e contiene: 100 g soluzione : 53,6 g soluto = 1440 g soluzione : x g soluto x = 772 g/l di soluto la M è data dalle moli corrispondenti: M = 772 g l-1/ 98,08 g mol-1 = 7,87 M Per calcolare N, consideriamo i PE relativi a due diversi processi: PE (H2SO4 → HSO4 )- = massa molare/1 =
LE SOLUZIONI = 98,08 g eq -1 PE (H2SO4 → SO42- ) = massa molare/2 = = 49,04 g eq -1 Avendo considerato un volume pari a 1,0 l, gli equivalenti corrispondono a N: eq (H2SO4 → HSO4 )- = g/PE = 772 g/98,08 g eq -1 = 7,87 N (= M) eq (H2SO4 → SO42- ) = g/PE = 772 g/49,04 g eq -1 = 15,7 N 4) Calcola le frazioni molari e la molalità di una soluzione acquosa di H 2 SO4 7,87 M, densità 1,44 g/cm 3.
7,87 moli di soluto corrispondono a: g = 7,87 mol x 98,09 g mol -1 = 772 g di soluto in 1,0 l di soluzione, che pesa 1440 g. Di questi, sono rappresentati dal solvente: 1440 g -772 g = 668 g di H2O che corrispondono a: mol = 668 g/18,01 g mol -1 = 37,1 mol di H 2O
Le frazioni molari sono date da: 37,1 mol χ H2O = = 0,825 (7,87 + 37,1) mol
χH2SO4 =
7,87 mol = 0,175 (7,87 + 37,1) mol
7,87 moli di soluto sono contenute in 668 g di solvente, per cui m = 7,87 mol/0,668 kg = 11,8 mol/kg 5) Quanti cm 3 di NH 3 al 25 % in peso, d = 0,91 g/cm 3 , sono necessari per preparare 2,0 l di una soluzione 0,1 M?
Calcoliamo la quantità di soluto contenuta nella soluzione da preparare: mol = 0,1 mol l -1 x 2,0 l = 0,2 mol, corrispondenti a g = 0,2 mol x 17 g mol -1 = 3,4 g
LE SOLUZIONI La soluzione di cui disponiamo contiene 25 g di soluto in 100 g di soluzione; quindi, 3,4 g di soluto sono contenuti in: 100 g soluzione : 25 g soluto = x g soluzione : 3,4 g soluto x = 13,6 g di soluzione usando la densità, questi corrispondono a cm3 = 13,6 g/ 0,91 g cm -3 = 14,94 cm3.
7) Calcola la M di una soluzione ottenuta miscelando 75,0 cm 3 di HCl 0,200 M con 25,8 cm 3di HCl 0,450 M. Considera i volumi additivi.
In 75,0 cm3 di HCl 0,200 M sono contenute: mol = 0,200 mol l-1 x 0,075 l = 0,0150 mol In 25,8 ml di HCl 0,450 M sono contenute: mol = 0,450 mol l-1 x 0,0258 l = 0,0116 mol
6) Quanti cm 3 di KOH 0,2 M occorrono per neutralizzare completamente 15,0 cm 3 di H 2 SO4 0,4 M?
Trasformiano le M in N: per KOH M = N = 0,2 Per H2SO4 N = 2M (da una mole di H2SO4 vengono generate 2 moli di H+ ) = 0,8 N Applichiamo la relazione N1 V 1 = N 2 V 2 N1 = 0,8 N V 1 = 15 cm3 N2 = 0,2 V 2 = ? V 2 = 0,8 eq l-1 x 15 cm3/0,2 eq l-1 = 60 cm3 di KOH
moli totali = 0,0150 + 0,0116 = 0,0266 moli in un volume finale di (75,0 + 25,8) cm3 = 101 cm3. M = 0,0266 mol/0,101 l = 0,263 M 8.3 LE PROPRIETA’ COLLIGATIVE
Le cosiddette PROPRIETÀ COLLIGATIVE dipendono dal numero di particelle presenti e non dalla loro natura. Per le soluzioni, appartengono a questa categoria labbassamento relativo della tensione di vapore, linnalzamento ebullioscopico,
LE SOLUZIONI labbassamento crioscopico e la pressione osmotica. Le leggi che verranno ora descritte sono valide per soluzioni IDEALI, in cui non vi siano interazioni tra i componenti. In pratica, valgono per soluzioni diluite di soluti non volatili che non si dissociano (non(non -elettroliti ). ). 8.3.1 LA LEGGE DI RAOULT E L’ABBASSAMENTO RELATIVO DELLA TENSIONE DI VAPORE
La legge di Raoult riguarda la tensione di vapore delle soluzioni ideali e descrive labbassamento della tensione di vapore del solvente quando in esso viene disciolto un soluto. Se consideriamo, dunque, una soluzione ideale di due componenti A e B in un recipiente sotto vuoto e ad una certa temperatura, la tensione di vapore vapore della soluzione (p) comprende i contributi delle pressioni parziali di A e di B: p = p A + pB Raoult dimostrò che per una soluzione ideale la tensione di vapore di ogni componente è data dal prodotto della tensione di vapore di quella sostanza
allo stato puro per il valore della sua frazione molare: p A = χ Ap0 A pB = χBp0B dove p0 A e p0B rappresentano le tensioni di vapore di A e B puri, mentre χ A e χB sono le rispettive frazioni molari. Quindi, la tensione di vapore della soluzione è data da: p = χ Ap0 A + χBp0B Per una soluzione contenente un unico soluto non volatile, la tensione di vapore della soluzione coincide con quella del solvente, e la legge di Raoult si può scrivere: p = p 0χ solv dove p è la tensione di vapore della soluzione, p 0 è la tensione di vapore del solvente puro e χ solv la frazione molare del solvente. In alternativa, la legge di Raoult può essere espressa
LE SOLUZIONI in termini di abbassamento relativo della tensione di vapore: p0 - p = χ soluto 0 p La legge di Raoult può essere applicata alla separazione di due liquidi A e B per distillazione frazionata, considerando la relazione esistente allequilibrio tra composizione della soluzione e composizione del suo vapore saturo. Nel caso particolare in cui i due liquidi abbiano valori uguali di tensione di vapore, la composizione della fase vapore è uguale a quella della fase liquida; in tutti gli altri casi, la fase vapore è più ricca del componente più volatile. Attraverso una serie successiva di evaporazioni-condensazioni, il vapore diventa progressivamente più ricco del componente più volatile ed i due liquidi vengono così separati.
8.3.2 INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO ED ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO
Considerato che: • laggiunta di un soluto provoca un abbassamento della tensione di vapore del solvente; • la temperatura di ebollizione di ebollizione di un liquido è la temperatura alla quale la tensione di vapore del liquido è uguale alla pressione esterna; • la temperatura di solidificazione solidificazione èè la temperatura a cui la tensione di vapore della fase liquida e della fase solida sono uguali. La TEMPERATURA DI EBOLLIZIONE di una soluzione è SUPERIORE a quella del solvente puro; la TEMPERATURA DI SOLIDIFICAZIONE di una soluzione è INFERIORE a quella del solvente puro.
LE SOLUZIONI La variazione nella temperatura di ebollizione, chiamata INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO, è proporzionale alla molalità della soluzione: ∆te = k em (k e = costante ebullioscopica che dipende dal solvente) Unespressione analoga si ha per la variazione della temperatura di congelamento o ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO: ∆tc = k cm (k c = costante crioscopica che dipende dal solvente). 8.3.3 PRESSIONE OSMOTICA
Quando una soluzione ed il suo solvente sono separati da una membrana che permette unicamente il passaggio delle molecole del solvente (non di quelle del soluto), queste tendono a passare nella soluzione per equilibrare la differenza di concentrazione ai due lati della membrana. Questo fenomeno si chiama OSMOSI.
La PRESSIONE OSMOTICA è la pressione che deve essere esercitata sulla soluzione per impedire che il solvente passi nella soluzione. Per le soluzioni ideali la pressione osmotica è descritta da una relazione del tutto analoga all equazione di stato dei gas perfetti :
Π V = nRT Poiché la molarità di una soluzione è data dal rapporto tra moli di soluto e volume di soluzione (c = n/V), la relazione può essere scritta: Π = cRT 8.3.4 SOLUZIONI NON IDEALI
Le relazioni viste finora sono valide per soluti non dissociati e devono essere opportunamente modificate quando si considerano soluti che danno dissociazione. Il numero totale di moli di particelle, molecole indissociate e ioni formatisi per dissociazione a partire da n0 particelle è dato da:
LE SOLUZIONI n tot = n0 - αn0 + ν α n0 = n0 (1-α+ ν α ) = = n 0[1+α ( ν -1)] in cui: α è il grado il grado di dissociazione , dato dal rapporto tra moli dissociate e moli inizialmente presenti; n0 - α n0 è il numero di moli di soluto indissociate; ν α n0 è il numero di moli di ioni derivati da a n 0 ν = numero di ioni generati). moli dissociate ( ν Il termine in parentesi quadra (spesso indicato con i) è il COEFFICIENTE DI VANT HOFF e rappresenta il numero per il quale va moltiplicato il numero di moli, tenendo conto della dissociazione. Nel caso di soluti che si dissociano, le relazioni che descrivono le proprietà colligative vengono così modificate:
∆te = k eim = k em[1+α ( ν ν -1)] ∆tc = k cim = k cm[1+α ( ν ν -1)] Π = icRT = [1+α ( ν ν -1)]cRT
8.3.5 ESERCIZI SVOLTI
1) Calcola la tensione di vapore di una soluzione contenente 9,00 g di glucosio, C 6 H 12 O6 , in 100,0 g di acqua alla temperatura di 20 °C (tensione di vapore di H 2 O a 20°C = 17,5 Torr).
Questa soluzione contiene un unico soluto non volatile e che non si dissocia. Quindi la tensione di vapore della soluzione è data da:
p = p 0 χH2O = p0
moli H2O moli H2O + moli glucosio
moli (H2O) = 100,0 g/18,01 g mol-1 = 5,55 mol moli (glucosio) = 9,00 g/180,16 g mol-1 = 0,050 mol moli totali = 5,55 mol + 0,050 mol = 5,60 mol
LE SOLUZIONI 5,55 mol p = 17,5 Torr x
Svolgendo i calcoli, si ottiene x = 224 g = 17,3 Torr
5,60 mol
3) Calcola la temperatura di ebollizione e di congelamento di una soluzione che contiene 20 g di fruttosio (massa molare = 180 g mol -1 ) in 400 g di H 2 O (kc = 1,86; ke = 0,512).
2) Calcola i grammi di glicerolo che devono essere aggiunti a 1000 g di H 2 O per abbassare la tensione di vapore di 1,00 Torr a 25°C (tensione di vapore di H 2 O a 25°C = 23,756 Torr).
Calcoliamo la molalità della soluzione; in 400 g di solvente sono contenute: mol (fruttosio) = 20 g/ 180 g mol -1 = 0,11 mol m = 0,11 mol/0,40 kg = 0,278 m
moli (H2O) = 1000 g/18,01 g mol-1 = 55,51 mol moli (glicerolo) = x g/92,09 g mol-1 moli totali = 55,51 mol + x g/92,09 g mol-1
tc = 0°C - 0,516 = -0,516°C
p = p0 χ solvente
∆te = k em = 0,512 x 0,278 = 0,142°C
(23,756-1,00) Torr = 55,51 mol =23,756 Torr 55,51 +x g/92,09 g mol-1
∆tc = k cm = 1,86 x 0,278 = 0,516
te = 100°C + 0,142 = 100,142°C
LE SOLUZIONI 4) 3,9 g di un composto organico vengono sciolti sciolti in 40 g di
6) Il plasma del sangue umano ha una pressione osmotica di
CS 2 e si ha un innalzamento ebullioscopico di 1,0174°C. Calcola la massa molare del composto (k e di CS 2 = 2,4).
7,65 atm a 37°C. Calcola quanto glucosio C 6 H 12 O6 (massa molare 180 g mol -1 ) si deve sciogliere in acqua per ottenere 0,250 l di soluzione isotonica (cioè con la stessa pressione osmotica) del plasma.
∆te = k em → m = ∆te/k e = 1,1074/2,4 = 0,424 m in 1000 g saranno presenti 3,9 g/0,040 kg = 97,5 g/ kg visto che m = g kg -1/massa molare (g mol-1 ) → massa molare = g /m = 97,5/0,424 = 230 g mol-1 5) Calcola la quantità di glicerolo C 3H 8 O3 (massa molare =
92 g mol -1 ) che sciolta in 125 g di H 2 O provoca un innalzamento ebullioscopico ∆t e = 0,150°C (ke = 0,512).
m = ∆te/k e = 0,150/0,512 = 0,293 m Le moli contenute in 125 g di H 2O sono: mol (glicerolo) = m x kg = 0,293 x 0,125 = 0,0366 mol g (glicerolo) = 0,0366 mol x 92 g mol -1 = 3,37 g
Π = 7,65 atm V = 0,250 l R = 0,0821 T = 37°C = 310 K Sostituendo nella relazione, calcoliamo n, cioè il numero di moli: n (moli di glucosio) = Π V/RT = 7,65 x 0,250/0,0821 x 310 = 0,075 mol g (glucosio) = 0,075 mol x 180 g mol-1 = 13,5 g
LE SOLUZIONI 7) Calcola la temperatura di congelamento di una soluzione
NaCl α = 1, ν =2 e i = 2, si ha:
acquosa contenente 4,52 g di NaOH (massa molare = 40 g mol -1 ) in 199,7 g di H 2 O (kc = 1,86).
Π = MRT = 2 x 0,100 x RT M = 0,200 M.
moli (NaOH) = 4,52 g/40 g mol = 0,113 mol m = 0,113 mol/0,1997 kg = 0,566 m -1
Essendo NaOH completamente dissociato, si ha ν = 2 e α = 1; quindi, il coefficiente di Vant Hoff è: ν -1)]= 1 + 1(2-1) = 2 i = [1+α ( ν ∆tc = k cim = 1,86 x 2 x 0,566 = 2,11°C. Essendo la temperatura di congelamento di H 2O uguale a 0,00°C, la soluzione congela a -2,11°C. 8) Calcola la concentrazione di una soluzione di glucosio isotonica con una soluzione 0,100 M di NaCl, completamente dissociato.
Due soluzioni isotoniche hanno la stessa pressione osmotica. Indicando con M la concentrazione della soluzione di glucosio (non dissociato), e considerato che per
8. V VERIFICA SE HAI CAPITO 8.V.1 Partendo dalla definizione di soluzione , riconosci il soluto e il solvente:
• sale da cucina in acqua • acqua minerale gasata, contenente CO2 • 5 ml di metanolo in un litro dacqua • ghisa (5 % di C in Fe) • soluzione acquosa di acido solforico 8.V.2 Sulla base dei diversi modi per esprimere la concentrazione di una soluzione , determina la concentrazione delle seguenti soluzioni:
LE SOLUZIONI - M di una soluzione contenente 2 moli di soluto in 1 litro di soluzione - M di una soluzione contenente 0,5 moli di soluto in 1 litro di soluzione - M di una soluzione contenente 0,1 moli di soluto in 1 litro di soluzione - M di una soluzione contenente 4 moli di soluto in 2 litri di soluzione - M di una soluzione contenente 1 mole di soluto in 2 litri di soluzione - M di una soluzione contenente 0,2 moli di soluto in 2 litri di soluzione - M di una soluzione contenente 1 mole di soluto in 0,5 litri di soluzione - M di una soluzione contenente 0,25 moli di soluto in 0,5 litri di soluzione - N di una soluzione 1 M di HCl - N di una soluzione 0,5 M di HCl - N di una soluzione 1 M di H 3PO4 (formazione di sali neutri) - N di una soluzione 1 M di H 2SO4 (formazione di
sali neutri) 8.V.3 Tenendo presente la distinzione tra concentrazione e quantità di sostanza determina il numero di moli di soluto presente nelle seguenti soluzioni: - 1 litro di soluzione 1 M - 0,5 litri di soluzione 1 M - 2 litri di soluzione 1 M - 2 litri di soluzione 0,5 M
LE SOLUZIONI Soluzione Pre-Test
La soluzione da preparare contiene: moli = M x l = 0,5 mol l -1 x 0,240 l = 0,120 mol La soluzione di partenza contiene 15,9 g di soluto in 100 g di soluzione; 100 g di soluzione corrispondono a 100 g/1,145 g cm-3 = 87,34 cm3, in cui sono contenuti 15,9 g di soluto Quindi, 87,34 cm3 di soluzione contengono: mol = 15,9 g/56,10 g mol-1 = 0,283 mol Imposto una proporzione per individuare il volume di soluzione che contiene 0,120 moli: 87,34 cm3 : 0,283 mol = x cm3 : 0,120 mol x = 37,0 ml
ESERCIZI
ESERCIZI 1) La frazione molare χi del componente i-esimo di un miscela è definita come: a. χ i = ni/nt b. χ i = ni/mt c. χ i = ni/V d. χ i = mi/mt con n i = numero di moli del componente i-esimo n t = numero di moli totali m i = massa del componente i-esimo m t = massa totale V = volume totale Soluzione
3) La molalità di una soluzione è definita come; a. moli di soluto/grammo di soluzione b. moli di soluto/litro di solvente c. moli di soluto/1000 grammi di solvente d. moli di soluto/litro di soluzione Soluzione
4) La frazione molare di acido acetico in una soluzione ottenuta sciogliendo 10,0 g di CH3COOH in 125 g di H2O è: a. 0,10 b. 0,125 c. 0,0234 d. 0,234 Soluzione
2) La molarità di una soluzione è definita come: a. moli di soluto/grammo di soluzione b. moli di soluto/litro di solvente c. moli di soluto/1000 grammi di solvente d. moli di soluto/litro di soluzione Soluzione
ESERCIZI 5) La molarità di una soluzione acquosa al 40,0 % in peso di NaOH (densità 1,1240 g/cm3 ) è: a. 1,43 b. 14,3 c. 0,143 d. 0,40 Soluzione
6) La quantità in grammi di alcool metilico presente in 200 ml di una soluzione acquosa 2,50 M di CH3OH è: a. 16 b. 1,6 c. 0,16 d. 160 Soluzione
7) Lespressione corretta della Legge di Raoult è: a. Pi = χiP b. Pi = χi Pi* c. Pi = Y iP d. Pi = Y iPi*
dove: χi = frazione molare del componente i-esimo della fase liquida Y i = frazione molare del componente i-esimo della fase vapore Pi* = tensione di vapore del componente i-esimo puro Pi = pressione parziale del componente i-esimo P = tensione di vapore della soluzione Soluzione
8) Calcola la M di una soluzione contenente 7,88 g di HNO3 in 80,5 cm 3 di soluzione. Soluzione
9) Calcola i grammi di KOH contenuti in 110,3 cm3 di soluzione 0,350 M. Soluzione
10) Calcola la M e la N relativa alla formazione di sali monoacidi di una soluzione contenente 35,53 g di H 3PO4 in 503 cm3 di soluzione. Soluzione
ESERCIZI 11) Determina i grammi di HNO 3 contenuti in 500,0 cm3 di soluzione 0,200 N come acido. Soluzione
16) Calcola i grammi di soluto necessari per preparare 580 cm3 di HBr 6 N. Quanti litri di NaOH 1,3 N li neutralizzano? Soluzione
12) Data una soluzione acquosa 0,510 N di NaOH, calcola m, % in peso e frazioni molari di soluto e solvente (d = 1,0207 g/cm 3 ). Soluzione
13) Si miscelano 1,452 l di NaOH 0,220 N con 0,500 l di NaOH 0,450 M e 28,3 cm 3 di NaOH 0,500 M. Calcola la M della soluzione finale, considerando additivi i volumi. Soluzione
14) Calcola il volume di HCl al 9,50 % in peso, d = 1,045 g/cm 3, necessario per preparare, per diluizione con acqua, 1,350 l di HCl 2,40 N. Soluzione
15) 20 cm3 di NaOH 0,015 M sono neutralizzati da 15 cm3 di HCl. Calcola la M dellacido. Soluzione
17) Calcola la tensione di vapore a 20°C di una soluzione (che ha comportamento ideale) contenente 1,0 g di glucosio C 6H12O6 in 100,0 g di acqua. La tensione di vapore dellacqua a 20°C è 17,535 Torr. Soluzione
18) Calcola la tensione di vapore di una soluzione contenente 3,85 g di I2 in 70,8 cm 3 di CCl4 (d = 1,594 g cm-3 ) a 22 °C. A questa temperatura la tensione di vapore di CCl4 è 90,5 Torr. Soluzione
19) In 500 g di acqua vengono sciolti 180 g di glucosio C6H12O6 (massa molare = 180 g mol -1 ). A quale temperatura bolle la soluzione? Soluzione
ESERCIZI 20) 2,5 g di un composto organico sono sciolti in 12 g di acqua e la soluzione ha una temperatura di congelamento di -4,212°C. Calcola la massa molare del composto, sapendo che k c è uguale a 1,86.
23) Calcola la pressione osmotica di una soluzione preparata sciogliendo a 35°C 10,0 g di albumina (massa molare = 58700 g mol -1 ) in acqua fino ad un volume di 0,500 l. Soluzione
Soluzione
21) Calcola la temperatura di congelamento dellacqua in un radiatore di automobile che contiene 1,0 kg di glicerina C 3H8O3 (massa molare = 92 g mol -1 ) in 4000 g di acqua (k c=1,86). Soluzione
22) Una soluzione acquosa contenente 5 g di un composto organico in 75 g di acqua ha una ∆tc di 1,65°C. Calcola la massa molare del composto (k c = 1,86). Soluzione
24) Una soluzione acquosa di un solido AB che si dissocia parzialmente in A+ e B -, presenta un innalzamento ebullioscopico di 0,225°C. Calcola il grado di dissociazione del soluto AB, sapendo che sono state sciolte 0,135 mol di AB in 431 g di acqua e che k e è uguale a 0,512. Soluzione
25) Il cloruro di calcio CaCl 2 • 2H2O si dissocia completamente in acqua in Ca2+ e Cl -. Calcola la pressione osmotica a 32°C di una soluzione 0,800 m di CaCl2 • 2H2O (d = 1,066 g/cm 3 ). Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI
8. 1,55 M Back
1. a Back
9. 2,17 g Back
2. d Back
10. 0,721 M; 1,442 N Back
3. c Back
11. 6,30 g Back
4. c Back
5. b
12. 0,510 m; 2 % in peso; χ solvente = 0,9909
χsoluto = 9,10•10-3 Back
Back
13. 0,282 M 6. a
Back Back
14. 1,190 l 7. b
Back Back
ESERCIZI 23. 8,6 •10-3 atm
15. 0,02 M Back
16. 281,5 g; 2,676 l Back
Back
24. α = 0,403 Back
17. 17,517 Torr Back
25. 57,3 atm Back
18. 88,7 Torr Back
19. 101,2°C Back
20. 92,18 g mol -1 Back
21. -5,05°C Back
22. 75,16 g mol -1 Back
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO L’EQUILIBRIO CHIMICO
11.3.3 VARIAZIONI DI TEMPERATURA TEMP ERATURA
11.A PRE-REQUISITI
11.V VERIFICA VERIFICA SE HAI CAPITO
11.B PRE-TEST
ESERCIZI
11.C OBIETTIVI 11.1 INTRODUZIONE: L’EQUILIBRIO DINAMICO 11.2 REAZIONI CHIMICHE DI EQUILIBRIO E COSTANTE DI EQUILIBRIO 11.2.1 ESERCIZI SVOLTI
11.3 FATTORI CHE INFLUENZANO L’EQUILIBRIO: IL PRINCIPIO DI LE CHATELIER 11.3.1 VARIAZIONI DI CONCENTRAZIONE 11.3.2 VARIAZIONI DI PRESSIONE
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO 11.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: • spiegare il significato di una reazione chimica e del simbolo che la rappresenta; • distinguere nel simbolo di reazione i reagenti dai prodotti ed individuare i relativi coefficienti stechiometrici; • spiegare che cosa si intende per tensione di vapore di un liquido; • definire la pressione parziale dei componenti di una miscela gassosa; • risolvere semplici equazioni di primo e secondo grado; • definire la velocità di reazione e la sua relazione con la concentrazione delle specie presenti.
11.B PRE-TEST Data la reazione esotermica: N2 (g) + 3H2 (g) è 2NH3 (g)
Scrivi la costante di equilibrio e indica come si sposta lequilibrio se: • si aggiunge H2 • si sottrae N2 • si sottrae il prodotto NH3 • si aumenta la pressione • si diminuisce la temperatura Soluzione
11.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: • comprendere il significato di equilibrio dinamico in riferimento a trasformazioni di natura fisica e chimica; • partendo da una generica reazione chimica, descrivere in che modo si stabilisce lequilibrio, spiegando come variano le concentrazioni di reagenti e prodotti e le velocità di reazione nel tempo; • scrivere la costante di equilibrio di una qualsiasi reazione e spiegarne il significato;
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO • comprendere la portata generale della legge dellequilibrio chimico, distinguendo tra K c e K p; • date una reazione di equilibrio e la relativa costante di equilibrio, calcolare le concentrazioni di tutte le specie presenti allequilibrio; • enunciare il principio di Le Chatelier e comprenderne il significato; • valutare lo spostamento dellequilibrio su una reazione chimica al variare di concentrazione dei reagenti e/o dei prodotti, temperatura e pressione.
11.1 INTRODUZIONE: L’EQUILIBRIO DINAMICO Per definire la tensione di vapore di un liquido (cioè la pressione esercitata da un vapore in equilibrio con il liquido), abbiamo fatto riferimento ad una situazione di equilibrio, che può stabilirsi in un recipiente chiuso mantenuto a temperatura costante, parzialmente riempito di un liquido. Si verifica in questo caso la progressiva evaporazione del liquido fino al raggiungimento di uno stato di equilibrio in cui apparentemente la situazione non si
modifica più. In realtà, questo stato di equilibrio è un EQUILIBRIO DINAMICO e le proprietà macroscopiche del sistema non variano perché il numero di particelle che abbandonano il liquido per evaporazione è bilanciato da un uguale numero di particelle di gas che condensano allo stato liquido. Questo tipo di equilibrio sembra verisimile in una situazione, come quella descritta, in cui le particelle sono in continuo movimento e sarebbe difficile associarle ad un equilibrio di tipo statico. Il movimento delle molecole continua anche dopo il raggiungimento dellequilibrio ed i due fenomeni opposti (evaporazione-condensazione) si controbilanciano, per cui dallesterno le proprietà appaiono costanti. Unanaloga situazione si osserva se si aggiunge zucchero in acqua fino a quando, anche mescolando, non è più possibile scioglierlo tutto; in questo caso (di cui ci occuperemo a proposito degli equilibri di solubilità ), ), si stabilisce un equilibrio dinamico tra soluto e soluzione e, se il sistema non viene modificato, le proprietà macroscopiche non variano. Tuttavia, trattandosi di un equilibrio dinamico,
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO possiamo prevedere che la dissoluzione continui e che le particelle di soluto che passano nella soluzione in un certo tempo siano bilanciate da un uguale numero di particelle che si ricongiungono al solido. CARATTERISTICHE FONDAMENTALI DELLEQUILIBRIO DINAMICO: le proprietà macroscopiche del sistema si • mantengono costanti in determinate condizioni; i processi microscopici continuano, ma le • proprietà macroscopiche non variano, in quanto processi opposti si bilanciano; lequilibrio può essere raggiunto in entrambi i • sensi, sia partendo dai reagenti, che dai prodotti (in questo caso la reazione viene definita reversibile); lequilibrio può essere raggiunto solo in un • sistema chiuso , che non scambia materia con lesterno.
11.2 REAZIONI CHIMICHE DI EQUILIBRIO E COSTANTE DI EQUILIBRIO Consideriamo la reazione di sintesi dellacido iodidrico: H2 (g) + I2 (g) → 2HI (g) inco incolo lore re viol violet etto to inco incolo lore re Operando ad una temperatura di circa 150°C, si osserva che la colorazione violetta, tipica dei vapori di I 2, si attenua rapidamente allinizio, poi sempre più lentamente, e non scompare mai del tutto; ciò fa pensare che da un certo momento in poi coesistano in equilibrio i reagenti e il prodotto della reazione. Daltra parte, scaldando HI a circa 400°C si nota la comparsa del colore violetto, tipico di I 2, segno che probabilmente è avvenuta la reazione opposta: 2HI (g) → I2 (g) + H2 (g) incolor incoloree violett violetto o incolor incoloree
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO Si tratta quindi, di una reazione reversibile. Tuttavia, anche la decomposizione di HI non è mai completa ed i prodotti di reazione coesistono in equilibrio con i reagenti. Possiamo quindi scrivere: H2 (g) + I2 (g)è 2HI (g) Vediamo in maggior dettaglio come si arriva allequilibrio, valutando le due reazioni (diretta e inversa) da un punto di vista cinetico. Come detto ( urti ), urti tra particelle e teoria cinetica dei gas ), affinché vi sia reazione, le particelle devono urtarsi tra loro in modo efficace (per energia e orientamento); a temperatura costante, la probabilità di urto è proporzionale alla concentrazione delle specie presenti, che è in relazione con la velocità di reazione. quando la reazione ha inizio, la velocità della • reazione verso destra (V 1 ) assume un valore iniziale che poi progressivamente DIMINUISCE perché diminuiscono le concentrazioni delle specie reagenti H2 e I 2 che si consumano;
daltra parte, a mano a mano che si forma il • prodotto HI, AUMENTA la velocità della reazione verso sinistra (V 2 ), che inizialmente è nulla. dopo un certo tempo si giunge ad una • situazione di equilibrio dinamico, in cui le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti sono costanti e tali per cui le due velocità assumono lo stesso valore: V 1 = V 2
allequilibrio
L EQUILIBRIO SI STABILISCE QUANDO LE VELOCITA DELLA REAZIONE DIRETTA E DI QUELLA INVERSA SONO UGUALI. In queste condizioni, il numero di particelle di HI che si formano in un certo intervallo di tempo è uguale al numero di particelle di HI che si decompongono nello stesso periodo; le concentrazioni delle specie presenti non variano più e dal punto di vista macroscopico il sistema mantiene invariate le sue proprietà.
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO Attraverso misure sperimentali è stato osservato che AD UNA CERTA TEMPERATURA il rapporto: [HI]2eq assume un valore costante [H2 ]eq [I2 ]eq Questa espressione dipende dalla stechiometria della reazione: gli esponenti di ogni concentrazione corrispondono ai coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata. Inoltre, va notato che le concentrazioni indicate sono quelle ALLEQUILIBRIO, che vanno determinate a partire dalle concentrazioni iniziali ( esercizi ). esercizi svolti ). Il valore di questo rapporto di concentrazioni è la cosiddetta COSTANTE DI EQUILIBRIO: per la reazione H2 (g) + I2 (g) è 2HI (g) possiamo scrivere: [HI]2eq K= [H2 ]eq [I2 ]eq
Normalmente lindice eq non si indica ed è sottinteso che si tratta delle concentrazioni allequilibrio. Generalizzando i risultati ottenuti, è possibile ricavare una LEGGE DELLEQUILIBRIO CHIMICO (chiamata anche legge di azione di massa) valida per qualsiasi reazione. Per la generica reazione: aA + bB è cC + dD in cui a, b, c, d sono i coefficienti stechiometrici, si trova sperimentalmente che il rapporto [C]c [D]d = K a b [A] [B] dove K è la costante di equilibrio, il cui valore è costante ad una certa temperatura. Nellespressione della costante di equilibrio si scrivono al numeratore le concentrazioni allequilibrio dei prodotti e al denominatore quelle dei reagenti, ciascuna con un esponente pari al coefficiente stechiometrico che la caratterizza nel
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO simbolo di reazione bilanciato. Dal momento che in essa compaiono le concentrazioni di reagenti e prodotti, questa costante di equilibrio viene spesso indicata con il simbolo K c. La relazione tra costante di equilibrio e simbolo di reazione è molto stretta; infatti, se la costante di equilibrio per la reazione H2 (g) + I2 (g) è 2HI (g) è:
Se i coefficienti di una certa reazione vengono moltiplicati tutti per uno stesso fattore (ad esempio, 2, 3, ecc.), K viene elevata ad una potenza corrispondente al fattore moltiplicativo; se, invece, i coefficienti vengono divisi per un certo fattore, bisogna estrarre la corrispondente radice di K (ad esempio, la radice quadrata se si divide per 2). Riguardo allunità di misura, per la reazione H2 + I2 è 2HI, la costante
[HI]2
[HI]2 (mol l-1 )2
K c =
K c =
[H2 ] [I2 ]
[H2 ] [I2 ] (mol l-1 )2
la costante per la reazione inversa 2HI è H2 + I2 è, alla stessa temperatura: [H2 ] [I2 ] Kc= [HI]2 dove K = 1/K
è adimensionale, in quanto il numero di particelle dei reagenti è uguale a quello dei prodotti, per cui le unità di misura si annullano. Se le particelle di reagenti e prodotti sono in numero diverso, come nel caso della reazione N2 + 3H2 è 2NH3, la costante di equilibrio è espressa in una unità di misura data da:
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO [NH3 ]2 (mol l-1 )2 K = cioè [N2 ] (mol l-1 ) [H2 ]3 (mol l-1 )3
1 (mol l-1 )2
Lordine di grandezza della costante di equilibrio fornisce indicazioni sulla proporzione di reagenti che viene trasformata nei prodotti: un valore elevato indica che la quantità dei prodotti è maggiore rispetto a quella dei reagenti che non hanno reagito, mentre un valore basso indica che solo una piccola parte dei reagenti si è trasformata nei prodotti. La costante di equilibrio dice quanto completa è una reazione, ma non dà informazioni sulla velocità di trasformazione dei reagenti nei prodotti, legata alla cinetica della reazione ed indipendente dal valore della costante. Nelle MISCELE GASSOSE le quantità di reagenti e prodotti vengono spesso indicate in termini di pressione parziale, piuttosto che di molarità; in questo caso, è possibile scrivere una costante, indicata con K p, del tutto simile a K c, in cui le concentrazioni
di reagenti e prodotti vengono sostituite dalle pressioni parziali DEI COMPONENTI GASSOSI (non di quelli solidi o liquidi che eventualmente compaiono nel simbolo di reazione). Ad esempio, per la reazione H2 (g) + I2 (g) → 2HI (g) 2
p
HI
K p = p H2 p I2 La relazione tra K p e K c può essere ricavata ricorrendo all equazione di stato dei gas perfetti ed è data da: K p = K c (RT)∆ν dove ∆ν rappresenta la differenza tra la somma dei coefficienti dei prodotti e la somma dei coefficienti dei reagenti (per una reazione aA + bB è cC + dD, ∆ν = c+d-a-b). Per ∆ν = 0 (somma coefficienti reagenti = somma
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO p2SO3
coefficienti prodotti) K c = K p 11.2.1 ESERCIZI SVOLTI
1) Scrivi lespressione della costante di equilibrio K c per la reazione:
Fe3+ (aq) + NCS- (aq) è Fe(NCS)2+ (aq) [Fe(NCS)2+ ] K c = [Fe3+ ] [NCS ]-
2) Scrivi le espressioni di K c e K p per la reazione:
K p = p2SO2 pO2 3) Scrivi lespressione della costante di equilibrio K c per le reazioni:
CaCO3 (s) è CaO (s) + CO2 (g) NH4HS (s) è NH3 (g) + H2S (g) In entrambi i casi, si tratta di un equilibrio eterogeneo; la concentrazione di un solido puro varia in misura limitatissima e può essere inglobata nella costante:
2SO2 (g) + O2 (g) è 2SO3 (g) [SO3 ]
2
K c = [O2 ] [SO2 ]2
[CaO (s) ] [CO2 (g) ] K c =
oppure K c = [CO2 (g) ] [CaCO3 (s) ]
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO [NH3 (g) ] [H2S (g) ] K c = oppure K c = [NH3 (g) ] [H2S (g) ] [NH4HS (s) ] 4) Si sciolgono 1,0 moli di A in 1,0 l di soluzione; si stabilisce lequilibrio A è B, che ha una K c = 0,80. Calcola le concentrazioni di A e di B allequilibrio.
• Inizialmente è presente 1,0 mole di A, mentre B è assente • si può supporre che si consumi una quantità x di A (visto che A diminuisce sarà -x); confrontando i coefficienti stechiometrici di A e di B, x è la variazione positiva di B, corrispondente alla quantità di B che si forma. • allequilibrio rimarranno (1,0-x) moli di A e si saranno formate x moli di B. Schematicamente possiamo scrivere:
In i z i o Variazione Equilibrio
A 1,0 -x 1,0 - x
è
B / +x x
Sostituiamo i valori di concentrazione allequilibrio nella K c: [B] x K c = = = 0,80 [A] 1,0 - x Risolvendo lequazione di primo grado rispetto ad x, si ottiene x = 0,44; quindi [A] = 1,0 - x = 0,56 M [B] = 0,44 M
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO 5) In un recipiente da 1,0 l si introducono 2,0 moli di H 2 e 1,0 mol di I 2 a 440°C e si ha la reazione H 2 + I 2 è2HI; calcolare le concentrazioni di tutte le specie allequilibrio (K c a 440°C = 50)
-b + √b2-4ac Applicando la risolvente x = __________________ 2a si ottiene x = 0,935
Procediamo come nellesercizio precedente, tenendo conto dei coefficienti stechiometrici:
Le concentrazioni allequilibrio sono:
I2 I V E
+
H2
1,0 -x 1,0 - x (2x)2
K c =
2HI
è
2,0
/
-x 2,0 - x 4x2 =
(1,0 - x) (2,0 - x) da cui 46x2 -150x +100 = 0
2x 2x =
x 2-3x+2
50
[HI] = 2x = 1,870 M [H2 ] = 2-x = 1,065 M [I2 ] = 1-x = 0,065 M 6) In un reattore in cui è stato introdotto HI alla pressione di 8,2 atm, si stabilisce lequilibrio 2HI è H 2 + I 2 . Calcolare le pressioni parziali di tutte le specie allequilibrio, sapendo che alla temperatura a cui si opera K p = 2,04•10-2 .
Procediamo come nei casi precedenti, introducendo nello schema le pressioni parziali invece del numero di moli (la pressione parziale e le moli di ogni componente di una miscela gassosa sono tra loro proporzionali).
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO 2HI I V
8,2
+
/
x 8,2 - 2x pH2 pI2
pKc =
x x
x x
2
= 2,04•10-2
= p2HI
I2
/
-2x E
H2
è
11.3 FATTORI CHE INFLUENZANO L’EQUILIBRIO: IL PRINCIPIO DI LE CHATELIER
(8,2 - 2x)2
Estraendo la radice quadrata di entrambi i membri e risolvendo lequazione, si ottiene x = 0,91 Le pressioni parziali allequilibrio sono: pHI = 8,2 - 2x = 6,4 atm pH2 = pI2 = 0,91 atm
Dal punto di vista qualitativo, è possibile prevedere in un sistema come viene influenzato lequilibrio da una variazione di concentrazione, di temperatura e di pressione. Si applica il PRINCIPIO DI LE CHATELIER :
OGNI SISTEMA IN EQUILIBRIO REAGISCE AD UNA PERTURBAZIONE ESTERNA CON UNO SPOSTAMENTO DELLEQUILIBRIO CHE SI OPPONE ALLA PERTURBAZIONE. Si stabiliscono, quindi, nuovi valori di concentrazione che soddisfano il valore del rapporto definito dalla costante di equilibrio. Lequilibrio non viene invece influenzato dalleventuale presenza di un catalizzatore .
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO 11.3.1 VARIAZIONI DI CONCENTRAZIONE
Se in un sistema allequilibrio si varia la concentrazione di una delle specie presenti, lequilibrio si sposta in modo da compensare la variazione di concentrazione. Così, se si diminuisce la concentrazione di un reattivo o di un prodotto, avverrà in misura maggiore la reazione che lo produce, mentre se viene aggiunta una specie, lequilibrio si sposta in modo da favorire la reazione che permette di consumarla. Consideriamo la generica reazione: aA + bB è cC + dD e supponiamo che il sistema abbia raggiunto lequilibrio; le concentrazioni di reagenti e prodotti saranno tali per cui: [C]c [D]d = K c a b [A] [B]
•
Se si aggiunge un reagente (A o B), lequilibrio
si sposta a destra ( → ) in modo da consumare una maggiore quantità di reagenti; effetto analogo si ha allontanando un prodotto • (C o D): lequilibrio si sposta a destra ( → ) per ripristinare il prodotto allontanato; inversamente, se si aggiunge un prodotto o si • allontana un reagente, lequilibrio si sposta a sinistra ( ← ).
VARIAZIONI DI CONCENTRAZIONE PERTURBAZIONE EFFETTO
Aumento di un reagente o diminuzione di un prodotto → spostamento a destra
PERTURBAZIONE Diminuzione di un reagente o aumento di un prodotto ← spostamento a sinistra EFFETTO
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO ESEMPI
H2 + I2 è 2HI
• • • •
→
aggiunta di H2 spostamento a destra → aggi aggiun unta ta di HI spos sposta tam mento ento a sin sinis istr traa ← allontanamento di I2 spostamento a sinistra ← allon allontan tanam ament ento o di HI spost spostam amen ento to a destr destraa
CaCO3 (s) è CaO (s) + CO2 (g) Essendo uno dei prodotti allo stato gassoso, è possibile spostare completamente lequilibrio verso destra operando in recipiente aperto: CO2 si allontana a mano a mano che si forma e si ha la decomposizione completa di CaCO3.
11.3.2 VARIAZIONI DI PRESSIONE
Sono influenzati da variazioni di pressione gli equilibri in cui la trasformazione dei reagenti nei prodotti comporta una variazione di pressione; tali variazioni possono prodursi in presenza di uno o più componenti gassosi se tra reagenti e prodotti varia il numero di moli allo stato gassoso. Infatti, in base allequazione di stato dei gas perfetti, a parità di altre condizioni, la pressione esercitata è proporzionale al numero di moli di gas. Consideriamo lequilibrio: 2A (g) + B (g) è C (g) + 4D (g) Si valuta se la reazione comporta un aumento o • una diminuzione di moli (e quindi di pressione): in questo caso la reazione verso destra implica un aumento di pressione (si passa da 3 a 5 moli), quella verso sinistra una diminuzione di pressione. Se la P aumenta, lequilibrio si sposta in modo • da produrre una diminuzione di pressione, quindi
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO verso sinistra. Se la P diminuisce, lequilibrio si sposta in modo da produrre un aumento di pressione, quindi verso destra. • VARIAZIONI DI PRESSIONE
PERTURBAZIONE: EFFETTO:
CONDIZIONE: moli reagenti > moli prodotti Aumento di P diminuzione di P → spostamento a destra ← spostamento a sinistra
PERTURBAZIONE: EFFETTO:
CONDIZIONE: moli reagenti < moli prodotti Aumento di P diminuzione di P ← spostamento a sinistra → spostamento a destra
PERTURBAZIONE: EFFETTO:
CONDIZIONE: moli reagenti = moli prodotti Aumento o diminuzione di P nessuno
CONDIZIONE: reattivi e prodotti tutti solidi, liquidi o sciolti in soluzione PERTURBAZIONE: Aumento o diminuzione di P EFFETTO: nessuno
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO ESEMPI
2CO (g) + O2 (g) è 2CO2 (g) Dalla stechiometria della reazione, risulta che la reazione verso destra comporta una diminuzione di P (da 3 moli a 2 moli) aumento di P spostamento spostamento a destra → • diminu diminuzio zione ne di P spostam spostamento ento a sinis sinistra tra ← • Cl2 (g) è 2Cl La reazione verso destra produce un aumento di P (da 1 mole a 2 moli) aumento di di P spostamento a sinistra ← diminu diminuzion zionee di di P spostam spostamento ento a destr destraa → H2O (g) + CO (g) è H2 (g) + CO2 (g) La reazione non comporta variazioni nel numero di moli di specie gassose. Quindi, variazioni di pressione non hanno effetti sullequilibrio.
11.3.3 VARIAZIONI DI TEMPERATURA
Le reazioni si dicono esotermiche se sviluppano calore, endotermiche se assorbono calore. Il calore ceduto o assorbito può essere indicato nel simbolo di reazione insieme a reagenti e prodotti. Reazione esotermica ( ∆H < 0): aA + bB è cC + dD + q q>0 Reazione endotermica ( ∆H > 0): q +aA + bB è cC + dD q>0 Per una reazione esotermica, un aumento di • temperatura provoca uno spostamento a sinistra, una diminuzione di temperatura uno spostamento a destra. Inversamente, per una reazione endotermica, • un aumento di temperatura provoca uno spostamento a destra, una diminuzione di temperatura uno spostamento a sinistra. I processi esotermici sono favoriti da una • diminuzione di T, quelli endotermici sono favoriti da
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO un aumento di T. VARIAZIONI DI TEMPERATURA Reazione ESOTERMICA PERTURBAZIONE: Aumento di T ← spos EFFETTO: sposta tame ment nto o a sini sinist stra ra
PERTURBAZIONE: EFFE EFFETT TTO: O:
diminuzione di T → spostamento a destra
Reazione ENDOTERMICA PERTURBAZIONE: Aumento di T → spos EFFETTO: sposta tame ment nto o a dest destra ra
PERTURBAZIONE: EFFE EFFETT TTO: O:
diminuzione di T ← spostamento a sinistra
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO 11.V VERIFICA SE HAI CAPITO
ESEMPI
N2 + 3H 2 è 2NH3+ q reazione esotermica ( ∆H0 = -92 kJ mol -1 ) aumento di T ← spostamento a sinistra • diminuzione di temperatura → spostamento • a destra q + N 2O4 è 2NO2 reazione endotermica ( ∆H0 = +57 kJ mol -1 )
→ spostamento a destra aumento di T • diminuzione di temperatura ← spostamento a • sinistra
11.V.1 Basandoti sul significato di equilibrio dinamico , considera il generico equilibrio 2A è B ed individua: quante molecole di B si trasformano in A • nellunità di tempo, se 10 molecole di A si trasformano in B nello stesso intervallo di tempo quante molecole di A si trasformano in B • nellunità di tempo se 50 molecole di B si trasformano in A nello stesso intervallo di tempo. 11.V.2 Per ciascuna delle seguenti reazioni di equilibrio, scrivi lespressione della costante di equilibrio , valutando la relazione tra la K 1 e le altre due costanti: 1. 2. 3.
A+BèC+D K1 2A + 2B è 2C + 2D K2 1/2 A + 1/2 B è 1/2 C + 1/2 D
K 3
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO 11.V.3 Traendo spunto dai calcoli che consentono di concentrazione ne delle specie determinare la concentrazio presenti allequilibr allequilibrio io , completa i dati mancanti (*): I2 I V
+
5 moli
2HI
è
3 mol i
* E
H2
* *
/ *
2 mo li
2 moli
11.V.4 Sulla base del principio di Le Chatelier e dell effetto delle variazioni di pressione sugli equilibri allo stato gassoso, individua come si modificano gli equilibri seguenti in seguito ad un aumento di pressione:
•
I2 (g) + H2 (g) (2 moli)
è
2HI (g) (2 moli)
•
A (g)+ B (g) (2 moli)
•
3H2 (g) + N2 (g) (4 moli)
3C (g) + 4D (g) (7 moli)
è
è
2NH3 (2 moli)
LEQUILIBRIO LEQU ILIBRIO CHIMICO Soluzione Pre-Test
[NH3 ]2 K c = ________________ [N2 ] [H2 ]3 a destra • a sinistra • a destra • a destra (la reazione verso destra comporta una • diminuzione di pressione, visto che si passa da 4 a 2 moli di specie gassose) a destra •
ESERCIZI
ESERCIZI 1) Il valore della costante di equilibrio K p dipende: a. dalle pressioni parziali allequilibrio di reagenti e prodotti b. dalla composizione allequilibrio del sistema di reazione c. dalla pressione d. dalla temperatura Soluzione
2) Il valore della costante di equilibrio K c dipende: a. dalle concentrazioni allequilibrio di reagenti e prodotti b. dal volume allequilibrio del sistema di reazione c. dalla pressione d. dalla temperatura Soluzione
3) Per una reazione chimica in condizioni di equilibrio: a. la quantità di ciascun reagente e prodotto rimane
costante nel tempo b. le quantità dei reagenti sono trascurabili c. le quantità dei prodotti sono sempre maggiori di quelle dei reagenti d. le quantità (in moli) di reagenti e prodotti sono sempre uguali Soluzione
4) Per la reazione di equilibrio: CO (g) + 1/2 O2 (g) è CO2 (g) p CO2 a. K p = ____________ p CO p O2 p CO2 b. K p = ____________ p CO p1/2 O2
ESERCIZI p CO p1/2 O2 c. K p = ____________ p CO2
6) Per la reazione di equilibrio: 2NOCl è 2NO + Cl2 [NO]2 [Cl2 ] a. K c = _______________ [NOCl]2
[CO2 ] d. K p = ____________ [CO] [O2 ]1/2 Soluzione
5) Per la reazione di equilibrio: N2O4 (g) è 2NO2 (g) a. K c = [N 2O4 ]/[NO2 ]2 b. K c = [NO2 ]2/[N2O4 ] c. K c = [N 2O4 ] [NO2 ]2 d. K c = [NO2 ]/[N2O4 ]
[NO] [Cl2 ] b. K c = _______________ [NOCl] [NOCl]2 c. K c = _______________ [NO]2 [Cl2 ]
Soluzione
p2NO pCl2 d. K c = _______________ p2 NOCl Soluzione
ESERCIZI 7) Per la reazione di equilibrio C2H4 (g) + H2O (g) è C2H5OH (g) risulta: a. K p = K c b. K p = K c (RT)1 c. K p = K c (RT)-1 d. K p = K c (1/V)-1 Soluzione
8) Per la reazione di equilibrio 3MnSO4 (s) è Mn3O4 (s) + 2SO3 (g) + SO2 (g) risulta: a. K p = K c b. K p = K c (RT)3 c. K p = K c (RT)-1 d. K p = K c (RT)-3 Soluzione
9) Per la reazione di equilibrio: H2 (g) + I2 (g) è 2HI (g) a T = 698 K risulta K c = 55,2; per la reazione: 1/2 H2 (g) + 1/2 I2 (g) è HI (g) la costante di equilibrio K c alla stessa temperatura vale: a. K c = 55,2 b. K c = 2 x 55,2 c. K c = (55,2)2 d. K c = (55,2)1/2 Soluzione
10) Per la reazione di equilibrio: N2 (g) + O2 (g) è 2NO (g) a T = 2000 K si ha K c = 4,1•10-4; allora per la reazione: 2NO (g) è N2 (g) + O2 (g) risulta: a. K c = 4,1•10-4 b. K c = 1/(4,1•10-4 )
ESERCIZI c. K c = (4,1•10-4 )2 d. 1/K c = 1/(4,1•10-4 )
c. lequilibrio non è influenzato d. aumenta la velocità di reazione Soluzione
11) Data la reazione esotermica: N2 + 3H2 è 2NH3 in seguito ad un aumento di temperatura: a. si ha uno spostamento dellequilibrio verso destra b. si ha uno spostamento dellequilibrio verso sinistra c. lequilibrio non è influenzato d. aumenta la velocità di reazione Soluzione
12) Data la reazione endotermica: 2CO è C + O 2 in seguito ad un aumento di temperatura: a. si ha uno spostamento dellequilibrio verso destra b. si ha uno spostamento dellequilibrio verso sinistra
Soluzione
13) Data la reazione di equilibrio: C2H4 (g) + H2O (g) è C2H5OH (g) lequilibrio si sposta verso destra se: a. si aumenta la pressione b. si diminuisce la pressione c. si introduce un opportuno catalizzatore d. si allontana H2O Soluzione
ESERCIZI 14) Data la reazione di equilibrio: 2CO (g) è C (s)+ O2 (g) in seguito ad un aumento di pressione a. si ha uno spostamento dellequilibrio verso destra b. si ha uno spostamento dellequilibrio verso sinistra c. lequilibrio non è influenzato d. aumenta la velocità di reazione Soluzione
15) Data la reazione di equilibrio: 2NOCl (g) è 2NO (g) + Cl2 (g) lequilibrio si sposta verso destra se: a. si toglie una certa quantità di NOCl b. si aggiunge una certa quantità di NO c. si aggiunge una certa quantità di Cl2 d. si toglie una certa quantità di Cl2
16) La posizione di un equilibrio chimico in fase gassosa in genere può essere spostata: a. solo agendo sulla temperatura b. solo agendo sulla pressione c. solo agendo sulla quantità dei reagenti e/o dei prodotti d. agendo su tutti e tre i fattori Soluzione
17) Data la reazione: N2O4 (g) è 2NO2 (g) scrivi lespressione della costante di equilibrio K c e calcolane il valore, sapendo che a 25°C in un recipiente di 3 l sono presenti allequilibrio 7,64 g di N2O4 e 1,56 g di NO 2. Soluzione
Soluzione
ESERCIZI 18) Calcola le pressioni parziali dei due gas e la pressione totale di un campione di NH4HS introdotto in un pallone in cui è stato fatto il vuoto e in cui si stabilisce lequilibrio : NH4HS (s) è NH3 (g) + H2S (g) (K p = 0,108 a 25°C)
21) Vengono fatte reagire in un volume di 0,800 l di soluzione 1,43•10-2 mol di A e 2,20 •10-2 mol di B. Sapendo che per lequilibrio A + B è 2C K c = 1,89•10-1, calcola la concentrazione delle specie allequilibrio. Soluzione
Soluzione
19) In un recipiente da 1 l mantenuto a 540 K vengono introdotte 0,500 moli di PCl5. Si stabilisce lequilibrio secondo la reazione PCl5 (g) è PCl3 (g) + Cl2 allequilibrio sono presenti 0,342 moli di PCl 5, 0,158 mol di PCl3 e 0,158 mol di Cl 2. Calcola K c e K p. Soluzione
22) Data la reazione esotermica: N2 + 3H 2 è 2NH3 come si sposta lequilibrio in seguito a: a. aggiunta di N2 b. allontanamento di NH3 c. aumento di P d. diminuzione di T Soluzione
20) Data la reazione: H2S (g) + I2 (s) è 2HI (g) + S (s) allequilibrio a 60°C le pressioni parziali dei gas sono pH2S = 9,96•10-1 atm e pHI = 3,65 x 10 -3 atm. Calcola K p. Soluzione
23) Data la reazione: 2SO2 (g) + O2 (g) è 2SO3 (g) ∆H0 = -180 kJ mol -1 La quantità di SO3 formata sarà maggiore ad alte o a basse temperature? Soluzione
ESERCIZI 24) Data la reazione esotermica: CH4 (g) + H2O (g) è CO (g) + 3H2 (g) 1scrivi lespressione della costante di equilibrio K c. Come si sposta lequilibrio se: a. si aumenta la pressione b. si aumenta la temperatura c. si introduce un catalizzatore d. si allontana H2 Soluzione
25) Data la reazione: Sn2+ + 2Fe3+ → Sn4+ + 2Fe2+ a 25°C la costante di equilibrio K c è uguale a 1010. Scrivi lespressione della K c Calcola i valori di K c per le reazioni: a. Sn4+ + 2Fe2+ → Sn2+ + 2Fe3+ b. 2Sn2+ + 4Fe3+ → 2Sn4+ + 4Fe2+ Soluzione
26) Data la reazione endotermica: PCl5 (g) è PCl3 (g) + Cl2 Valuta come si sposta lequilibrio se: a. si aggiunge PCl5 b. si aumenta la pressione c. si aumenta la temperatura Soluzione
ESERCIZI
SOLUZIONI
8. b Back
1. d Back
9. d Back
2. d Back
10. b Back
3. a Back
11. b Back
4. b Back
12. a Back
5. b Back
13. a Back
6. a Back
14. a Back
7. c Back
15. d Back
ESERCIZI 16. d Back
17. [NO2 ]2 K c = ___________ [N2O4 ]
22. a. destra b. destra c. destra d. destra Back
a 25° Kc = 4,61•10
-3
23. reazion reazionee esote esotermica rmica,, basse basse T Back
18. 0,329 0,329 atm; atm; 0,32 0,3299 atm, atm, 0,658 0,658 atm Back
19. Kc = 7,30•10-2; K p = 3,23 Back
20. Kp = 1,34•10-5 Back
Back
[CO] [H2 ]3 24. Kc = ________________ [CH4 ] [H2O] a. sinistra b. sinistra c. non si ha spostamento d. destra Back
21. 21. [A] = 1, 1,40 •10-2; [B] = 2,36 •10-2; [C] = 7,88 •10-3 Back
ESERCIZI [Sn4+ ] [Fe2+ ]2 25. Kc = ________________ [Sn2+ ] [Fe3+ ]2 a. K = 1/K c = 1 •10-11 b. K = K c2 = 1 •1020 Back
26. a. destra b. sinistra c. destra Back
ELETTROCHIMICA ELETTROCHIMICA 13.A PRE-REQUISITI 13.B PRE-TEST 13.C OBIETTIVI 13.1 INTRODUZIONE 13.2 PILE 13.2.1 SERIE DEI POTENZIALI STANDARD DI RIDUZIONE 13.2.2 ESERCIZI SVOLTI
13.3 L’ELETTROLISI 13.3.1 LEGGI DI FARADAY 13.3.2 ESERCIZI SVOLTI
13.V VERIFICA SE HAI CAPITO
Tabella dei potenziali
ESERCIZI
ELETTROCHIMICA 13.A PRE-REQUISITI Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti essere in grado di: illustrare il significato di una formula chimica e • del simbolo che la descrive dal punto di vista microscopico e macroscopico; spiegare il significato del concetto di mole; • bilanciare reazioni chimiche redox e non redox; • interpretare i processi di ossidazione e riduzione • in termini di cessione/acquisto di elettroni; spiegare il significato di una reazione di • ossidoriduzione, riconoscendo la specie che si ossida e quella che si riduce; comprendere il significato di una reazione • chimica sul piano macroscopico, calcolando i pesi di reagenti e prodotti che partecipano alla reazione.
13.B PRE-TEST Data la reazione redox: 2Cr3+ + 3HSO4- + 4H 2O
→ Cr2O72-+3H2SO3+5H+
Tabella dei potenziali
calcola la f.e.m. (E°) e valuta se la reazione è spontanea nel verso scritto in condizioni standard. I potenziali standard di riduzione interessati sono: 1. Cr2O72- + 14H+ + 6e -→ 2Cr3+ + 7H 2O E° = 1,33 V 2. HSO4- + 3H+ + 2e- → H2SO3 + H2O E° = 0,11 V Soluzione
13.C OBIETTIVI Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di: descrivere le caratteristiche generali di una cella • elettrochimica; comprendere il significato di una pila, • individuando quale elettrodo funge da anodo e quale da catodo; calcolare la forza elettromotrice di una pila in • condizioni standard e non standard; enunciare lequazione di Nernst, comprenderne •
ELETTROCHIMICA il significato ed applicarla a calcoli; comprendere il significato della serie dei • potenziali standard di riduzione; applicare i potenziali standard di riduzione a • calcoli elettrochimici; • valutare in quale verso procede spontaneamente una reazione redox; comprendere il significato di una cella • elettrolitica, in riferimento ad alcuni esempi concreti di elettrolisi; comprendere il significato delle leggi di Faraday • ed applicarle a calcoli quantitativi.
13.1 INTRODUZIONE Ogni reazione di ossidoriduzione spontanea può consentire, in linea di principio, di produrre energia elettrica, grazie al flusso di elettroni che vengono trasferiti dal riducente (che si ossida) allossidante (che si riduce). Ad esempio, nella reazione: Zn (s) + Cu2+ → Cu (s)+ Zn2+ atomi di Zn cedono elettroni a ioni Cu2+ presenti in soluzione, che vengono ridotti a Cu, ossidandosi a
Tabella dei potenziali
Zn2+. Di fatto, in soluzione questi fenomeni avvengono in modo caotico sviluppando energia principalmente sotto forma di calore, e non sono utilizzabili per ottenere energia elettrica. Tuttavia, è possibile realizzare un circuito in cui la soluzione dellossidante e quella del riducente sono separate tra loro e gli elettroni passano dalluna allaltra attraverso un conduttore metallico esterno, generando così una corrente elettrica. Questo circuito, costituisce una PILA elettrica e • consente di trasformare energia chimica in energia elettrica per mezzo di una reazione che avviene spontaneamente (forza elettromotrice positiva). Se si opera la trasformazione opposta, da • energia elettrica ad energia chimica, si realizza invece un processo chiamato ELETTROLISI, caratterizzato da una reazione che procede nel verso opposto rispetto a quella spontanea, e che richiede un apporto di energia dallesterno per avvenire (forza elettromotrice negativa).
ELETTROCHIMICA 13.2 PILE Se una sbarretta di Zn viene immersa in acqua, alcuni ioni del metallo passano in soluzione e si ha la reazione: Zn (s) → Zn2+ + 2eGli elettroni non trovano condizioni favorevoli per passare nella fase acquosa, per cui restano nello zinco; questo si carica negativamente, la fase acquosa positivamente e si stabilisce una differenza di potenziale tra metallo (negativo) e soluzione (positiva). La differenza di potenziale tra soluzione ed elettrodo non può essere misurata direttamente, ma solo valutata rispetto ad un elettrodo di riferimento cui viene attribuito potenziale zero. La PILA è il sistema costituito da due elettrodi immersi in due opportune soluzioni, separate tra loro da un setto poroso; consideriamo, a titolo di esempio, la pila formata da una lamina di zinco immersa in una soluzione di un sale di zinco (ad esempio, ZnSO4 ) e da una lamina di rame immersa in una soluzione di un sale di rame (come CuSO 4 ).
Tabella dei potenziali
Le due soluzioni sono separate da un setto poroso che ne impedisce il mescolamento, pur consentendo il passaggio degli ioni per garantire la continuità del circuito elettrico. Ciascuno dei due sistemi elettrodo/soluzione rappresenta una semicella (o semielemento). Spesso, il semielemento viene erroneamente indicato con il nome di elettrodo (la parte per il tutto). Lo zinco è un metallo che a parità di condizioni manda in soluzione ioni Zn2+ in quantità maggiore di quanto il rame non mandi in soluzione ioni Cu 2+, per cui nella pila lelettrodo di zinco sarà negativo e quello di rame positivo. In una pila: • ANODO : elettrodo negativo, nel semielemento in cui si ha ossidazione CATODO : elettrodo positivo, nel • semielemento in cui si ha riduzione Se i due elettrodi vengono collegati mediante un conduttore esterno, chiudendo il circuito, in esso passano elettroni dallelettrodo di zinco a quello di rame, dove neutralizzano ioni Cu 2+ della soluzione che si depositano come atomi neutri sullelettrodo di
ELETTROCHIMICA rame, determinando lassottigliamento della lamina di zinco e lispessimento di quella di rame. Con il procedere del processo, la soluzione anodica si carica positivamente (formazione di ioni Zn2+ ), quella catodica negativamente (scomparsa di ioni Cu2+ ) e ciò bloccherebbe il funzionamento della pila. La neutralità elettrica tra le due soluzioni viene ristabilita grazie al setto poroso, che lascia passare ioni SO42dalla soluzione catodica a quella anodica. La stessa funzione del setto poroso può essere svolta da un ponte salino, costituito da un tubo di vetro contenente una soluzione elettrolitica (ad esempio, KCl) le cui estremità sono immerse nelle soluzioni delle due semicelle. La differenza di potenziale che si stabilisce tra le due semicelle, chiamata FORZA ELETTROMOTRICE (f.e.m., E), rappresenta forse linformazione più significativa che riguarda una pila e fornisce una misura quantitativa della probabilità che nella cella avvenga la reazione redox. Le modalità di calcolo verranno descritte tra breve. Nella pila descritta avvengono quindi le reazioni: Zn (s) →Zn2+ + 2e-
Tabella dei potenziali
Cu2+ + 2e- → Cu (s) che sommate danno la reazione redox complessiva Zn (s) + Cu2+ → Cu (s)+ Zn2+ Quindi, ogni reazione di ossidoriduzione può essere scomposta in due semireazioni, in cui il coefficiente posto davanti agli elettroni deve essere uguale (elettroni ceduti = elettroni acquistati); in questo caso entrambe le reazioni mettono in gioco 2 elettroni, se così non è, si ricorre ad un bilanciamento. Ad esempio, se i semielementi: Ag + + e-→ Ag (s) Zn (s)→ Zn2+ + 2e vengono collegati per formare una pila, si ha: Zn (s)→Zn2+ + 2e- e 2Ag + + 2e-→ 2Ag (s) (2 elettroni in entrambi) e la reazione complessiva sarà: Zn (s) + 2Ag + → Zn2+ + 2Ag (s) Una pila può essere rappresentata con uno schema in cui: le linee singole rappresentano il contatto • elettrolitico elettrodo/soluzione la linea doppia il contatto elettrolitico tra le • soluzioni in cui sono immersi gli elettrodi (mediante
ELETTROCHIMICA setto poroso o ponte salino) la semicella in cui si ha ossidazione (anodo) si • pone a sinistra e quella in cui si ha riduzione(catodo) a destra. Nel nostro caso: Zn Zn2+ Cu2+ Cu Resta da spiegare la ragione per cui lo zinco si ossida, comportandosi da anodo, ed il rame si riduce, fungendo da catodo, e non avviene linverso (riduzione di zinco e ossidazione di rame); questo è possibile valutando i cosiddetti potenziali standard di riduzione. 13.2.1 SERIE DEI POTENZIALI STANDARD DI RIDUZIONE
Come accennato, il potenziale relativo ad una singola semicella non può essere misurato in termini assoluti, ma soltanto attraverso un circuito completo, in cui la cella sia collegata ad un elettrodo di riferimento. Daltra parte, sarebbe utile poter caratterizzare ogni semicella con uno specifico
Tabella dei potenziali
valore di potenziale e questo può essere ottenuto assegnando potenziale zero ad un sistema di riferimento e confrontando tutti gli altri sistemi con quello standard. In questo caso, il riferimento è rappresentato dal SEMIELEMENTO STANDARD A IDROGENO costituito da una laminetta di platino platinato (cioè ricoperto di un deposito poroso di platino) lambita da una corrente di idrogeno alla pressione di 1 atmosfera e immersa in una soluzione 1 M in ioni H+ a 25°C. Si stabilisce quindi lequilibrio: 2H+ + 2e- è H2 (g) A questa semicella di riferimento viene assegnato un potenziale standard relativo alla reazione di riduzione uguale a zero: 2H+ + 2e- → H2 (g) E° = 0,00 V Poiché questo potenziale dipende dalla temperatura, dalla concentrazione degli ioni H+ e dalla pressione di H2, per confrontarlo con i potenziali di altri elettrodi si deve operare nelle stesse condizioni sperimentali. Sono state quindi individuate delle
ELETTROCHIMICA condizioni STANDARD cui fare riferimento: specie in soluzione con concentrazione 1 M • specie gassose ad una pressione di 1 atmosfera • temperatura pari a 25° C (298 K) • se tra i componenti della semicella non compare • un metallo, lelettrodo deve essere di platino (ad esempio, come nel caso della coppia H +/H2 ). POTENZIALE STANDARD DI RIDUZIONE (E°) di una data semicella standard è il potenziale della semicella considerata rispetto alla semicella standard ad idrogeno, misurato in condizioni standard.
Esso si ottiene per confronto con la semicella a idrogeno e corrisponde alla differenza di potenziale tra gli elettrodi di una cella formata da una semicella standard a idrogeno e dalla semicella in esame. Nella valutazione del potenziale standard di una semicella si fa riferimento alla reazione di riduzione; per questo si parla generalmente di potenziali standard di riduzione. Quando vi sono elettrodi inerti che non partecipano alla reazione (ad esempio, il platino nella
Tabella dei potenziali
semicella a idrogeno) la forma ridotta viene scritta vicino allelettrodo. I potenziali standard danno unindicazione sulla tendenza delle varie specie a dare ossidazione e riduzione. Quanto più positivo è il valore di E°, tanto più facilmente la coppia redox (specie ossidata/specie ridotta) tenderà a ridursi; in una cella ottenuta collegando due semicelle, si avrà riduzione in quella caratterizzata da un valore di E° più positivo (catodo) ed ossidazione allaltra (anodo). Consideriamo, ad esempio, le seguenti reazioni di: Cu2+ + 2e- → Cu 2H+ + 2e-→ H2 (g) Zn2+ + 2e- → Zn
E° = 0,34 V E° = 0,00 V E° = - 0,76 V
Dal confronto dei valori di potenziale, si può prevedere che in condizioni standard: in una pila ottenuta collegando rame/idrogeno • il rame funge da catodo e dà riduzione (E° = 0,34 V), lidrogeno funge da anodo e dà ossidazione (E° = 0,00 V)
ELETTROCHIMICA in una pila ottenuta collegando idrogeno/zinco • lidrogeno funge da catodo e dà riduzione (E° = 0,00 V), lo zinco funge da anodo e dà ossidazione (E° = - 0,76 V) in una pila ottenuta collegando rame/zinco il • rame funge da catodo e dà riduzione (E° = 0,34 V), lo zinco funge da anodo e dà ossidazione (E° = - 0,76 0,76 V) FORZA ELETTROMOTRICE di una pila (in condizioni standard): E° = E°c- E°a ESEMPI 1. Semi Semiel elem emen ento to stan standa dard rd di di idro idroge geno no + semielemento standard di rame La pila può essere rappresentata schematicamente:
Pt (H2 ) (PH2 = 1 atm) H+ ([H+ ] = 1 M) Cu2+ ([Cu2+ ] = 1 M) Cu
Tabella dei potenziali
Le reazioni di riduzione relative ai due elettrodi sono: Cu2+ + 2e- → Cu E° = 0,34 V 2H+ + 2e-→ H2 (g) E° = 0,00 V Il rame ha rispetto allidrogeno maggiore tendenza a ridursi (il suo E° è più positivo), quindi Cu dà reazione di riduzione e si comporta da catodo; il platino funge da anodo e lidrogeno si ossida secondo una semireazione inversa a quella scritta. Cu2+ + 2e- → Cu riduzione (catodo) H2 (g)→ 2H+ + 2eossidazione (anodo) ___________________________ H2 + Cu2+ + 2e- → 2H+ + 2e- + Cu H2 + Cu2+ → 2H+ + Cu La forza elettromotrice è data da: E° = E°c - E° a = 0,34 V - 0,00 V = 0,34 V La f.e.m corrisponde al potenziale standard di riduzione per la coppia Cu2+/Cu, ottenuto appunto collegando la semicella di rame ad una semicella standard a idrogeno.
ELETTROCHIMICA 2. Semiel Semieleme emento nto standa standard rd di idrog idrogeno eno + semielemento standard di zinco Schematicamente:
Zn Zn2+ ([Zn2+ ] = 1 M) H+ ([H+ ] = 1 M) Pt (H2 ) (PH2 = 1 atm) Le reazioni di riduzione relative ai due elettrodi sono: Zn → Zn2+ + 2eE° = - 0,76 V 2H+ + 2e-→ H2 (g) E° = 0,00 V Lidrogeno ha rispetto allo zinco maggiore tendenza a ridursi (il suo E° è più positivo), quindi Pt si comporta da catodo e lidrogeno dà reazione di riduzione; lo zinco funge da anodo e si ossida secondo una semireazione inversa a quella scritta. 2H+ + 2e- → H2(g) riduzione (catodo) 2+ Zn → Zn + 2e ossidazione (anodo) ___________________________ 2H++ Zn + 2e - → H2 + 2e- + Zn2+
Tabella dei potenziali
2H+ + Zn→ H2 + Zn2+ La forza elettromotrice è data da: E° = E°c - E° a = 0,00 V - (- 0,76 V) = 0,76 V La f.e.m corrisponde al potenziale standard di riduzione per la coppia Zn2+/Zn cambiato di segno, ottenuto appunto collegando la semicella di rame ad una semicella standard a idrogeno. 3. Semi Semiel elem emen ento to sta stand ndar ard d di zin zinco co + semielemento standard di rame Vediamo infine la pila zinco - rame, ottenuta collegando le due semicelle:
Zn Zn2+ ([Zn2+ ] = 1 M) Cu2+ ([Cu2+ ] = 1 M) Cu
Cu2+ + 2e- → Cu E° = 0,34 V 2+ Zn + 2e → Zn E° = - 0,76 V Il rame ha rispetto allo zinco maggiore tendenza a ridursi (il suo E° è più positivo), quindi si comporta da catodo e dà reazione di riduzione; lo zinco funge
ELETTROCHIMICA da anodo e si ossida secondo una semireazione inversa a quella scritta. Cu2+ + 2e- → Cu riduzione (catodo) 2+ Zn → Zn + 2e ossidazione (anodo) ___________________________ Cu2+ + Zn + 2e- → Cu + 2e- + Zn2+ Cu2+ + Zn→ Cu + Zn 2+ La forza elettromotrice è data da: E° = E°c - E°a = 0,34 V - (- 0,76 V) = 1,10 V
Tabella dei potenziali
Fe2+ + 2e- → Fe Cu2+ + 2e- → Cu
E° = - 0,44 V E° = + 0,34 V
Il rame ha rispetto al ferro maggiore tendenza a ridursi (il suo E° è più positivo), quindi Cu dà reazione di riduzione e si comporta da catodo; Fe funge da anodo e si ossida secondo una semireazione inversa a quella scritta in riferimento al potenziale standard di riduzione.
In modo analogo, confrontando i valori relativi dei potenziali standard di due semicelle è possibile valutare se la forza elettromotrice associata ad una certa reazione redox è positiva, cioè se la reazione è spontanea nel verso scritto in condizioni standard.
Cu2+ + 2e- → Cu riduzione (catodo) 2+ Fe → Fe + 2e ossidazione (anodo) ___________________________ Fe + Cu2+ + 2e- → Fe2+ + 2e- + Cu
ESEMPIO Stabilisci in base ai valori dei potenziali standard di riduzione se la seguente reazione è spontanea nel verso scritto: Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
Si ottiene esattamente la reazione scritta, che è quindi spontanea in condizioni standard.
ELETTROCHIMICA
Tabella dei potenziali
Pila Daniell (con ponte salino)
eZn
-
Cl-
Zn2+ SO42Zn → Zn2+ + 2 eanodo
V KCl
eK+
+
Cu
forte (F2, E° = + 2,87 V, che ha forte tendenza a ridursi) si trova allinizio della tabella, lossidante più debole (Li+, E° = - 3,04 V, che ha scarsa tendenza a ridursi) si trova al fondo dellelenco. Inversamente, F (che difficilmente dà ossidazione) è lagente riducente più debole, Li (che ha forte tendenza ad ossidarsi) il più forte. Come si verifica nei sistemi acido-base (riguardo alla forza relativa tra acido e base coniugata), un forte agente ossidante è coniugato ad un debole agente riducente, e viceversa.
Cu2+ SO42Cu2+ + 2 e- → Cu catodo
I valori dei potenziali standard di riduzione danno una misura del potere ossidante e riducente relativo delle varie specie. Procedendo verso semireazioni con potenziale progressivamente meno positivo, diminuisce il potere ossidante della specie considerata, legata ad una tendenza decrescente a dare riduzione. Quindi, lossidante in assoluto più
I potenziali standard di riduzione permettono di studiare una certa reazione redox in condizioni standard; tuttavia, essi non danno informazioni sufficienti nel caso di sistemi in condizioni non standard, che si incontrano frequentemente. LEQUAZIONE DI NERNST è una relazione che permette, noto il potenziale standard di una reazione di ossidoriduzione ad una certa temperatura, di ricavare il potenziale della stessa reazione quando le concentrazioni delle specie coinvolte sono diverse da 1. Per una generica reazione di riduzione
ELETTROCHIMICA Oss + ne- → Rid che avvenga a 25° C possiamo scrivere: 0,0591 [Rid] E = E° - __________ log __________ n [Oss] E = potenziale in condizioni diverse da quelle standard E° = potenziale standard di riduzione n = elettroni acquistati [Rid] e [Oss] = concentrazioni della forma ridotta e della forma ossidata; la concentrazione dei solidi viene considerata unitaria, mentre per le specie gassose si indica la loro pressione parziale. Applicando lequazione di Nernst ad una generica reazione di ossidoriduzione: aA + bB → cC + dD (g) (A, B, C in soluzione, D gas) se la relativa forza elettromotrice in condizioni standard è E°, si ottiene:
Tabella dei potenziali
0,0591 [C] c pdD E = E° - __________ log __________ n [A]a [B]b Se le concentrazioni e le pressioni di tutte le specie che partecipano alla reazione sono unitarie, cioè siamo in condizioni standard, il termine logaritmico si annulla ed E coincide con E°.
ELETTROCHIMICA 13.2.2 ESERCIZI SVOLTI
1) Dati i potenziali standard di riduzione: Fe 3+ + e - → Fe 2+ E° = 0,77 V Br 2 + 2e - → 2Br - E° = 1,07 V Cl 2 + 2e - → 2Cl - E° = 1,36 V valuta se le reazioni r eazioni seguenti possono avvenire in condizioni standard e calcola la forza elettromotrice di ciascuna. a. Ossidazione di Fe 2+ a Fe3+ usando come ossidante Br2. In base ai valori di E°, il bromo ha maggiore tendenza a ridursi, mentre il ferro si ossida. Br2 + 2e- → 2Brcatodo (riduzione) 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2eanodo (ossidazione) ______________________ Br2 + 2e- + 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2e- + 2Br-
Tabella dei potenziali
Lossidazione di Fe 2+ a Fe3+ con Br2 è possibile e la reazione complessiva è: Br2 + 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2BrIl coefficiente 2 davanti al ferro è stato introdotto per bilanciare gli elettroni ceduti/acquistati (questo non modifica il valore del potenziale). La forza elettromotrice è data da: E° = E°c - E°a = 1,07 V - 0,77 V = 0,30 V b. Ossidazione di Br - a Br2 usando come ossidante Cl2. In base ai valori di E°, il cloro ha maggiore tendenza a ridursi, mentre il bromo si ossida. Cl2 + 2e- → 2Clcatodo (riduzione) 2Br- → Br2 + 2eanodo (ossidazione) ______________________ Cl2 + 2e- + 2Br- → 2Cl- + 2e- + Br2
Lossidazione di Br - a Br2 con Cl2 è possibile e la reazione complessiva è Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2
ELETTROCHIMICA La forza elettromotrice è data da: E° = E°c - E°a = 1,36 V - 1,07 V = 0,29 V c. Ossidazione di Cl - a Cl2 usando come ossidante un sale di Fe 3+. In base ai valori di E°, il cloro ha maggiore tendenza a ridursi, mentre il ferro si ossida. Non è quindi spontanea una reazione in cui il cloro funge da anodo ed il ferro da catodo, la cui forza elettromotrice è: E° = E°c - E°a = 0,77 V - 1,36 V = - 0,59 V Il valore negativo dice che la reazione non avviene spontaneamente, mentre è spontanea la reazione nel verso opposto (ossidazione di Fe2+ a Fe3+ con Cl2 ) Cl2 + 2e- → 2Clcatodo (riduzione) 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2e- anodo (ossidazione) ______________________ Cl2 + 2e- + 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2e- + 2Cl-
La forza elettromotrice è data da: E° = E°c - E°a = 1,36 V - 0,77 V = 0,59 V
Tabella dei potenziali
2) E possibile ossidare un sale di Fe(II) a Fe(III) usando un sale di Sn(IV) che si riduce a Sn(II)? Sn 4+ + 2e - → Sn 2+ E° = 0,15 V Fe 3+ + e - → Fe 2+ E° = 0,77 V In base ai valori di E°, si osserva che il ferro ha maggiore tendenza a ridursi rispetto allo stagno, che quindi si ossida; lossidazione del ferro con Sn(IV) non è spontanea in condizioni standard ed avviene la reazione opposta. 2Fe3+ + 2e-→ 2Fe2+ catodo (riduzione) 2+ 4+ Sn → Sn + 2e anodo (ossidazione) ______________________ Sn2+ + 2e- + 2Fe3+ → Sn4+ + 2e- + 2Fe2+ La reazione complessiva è: Sn2+ + 2Fe3+ → Sn4+ + 2Fe2+ La forza elettromotrice è data da: E° = E°c - E°a = 0,77 V - 0,15 V = 0,62 V
ELETTROCHIMICA
Tabella dei potenziali
3) Valuta se si ha sviluppo di H 2 in una soluzione acquosa di acido forte 1 M • per aggiunta di Fe • per aggiunta di Cu
che soltanto i metalli il cui potenziale standard è negativo sono in grado di sviluppare idrogeno da soluzioni acide; i metalli con E° > 0 non danno questa reazione.
Fe 2+ + 2e - → Fe (s) 2H + + 2e - → H 2 Cu 2+ + 2e - → Cu (s)
4) Individua anodo e catodo e calcola la forza elettromotrice di una cella in cui una semicella sia costituita da una sbarretta di Zn immersa in una soluzione di ZnSO4 1,00 M e la seconda semicella da un elettrodo di Ag immerso in una soluzione 1,00 M di AgNO3.
E° = - 0,44 V E° = 0,00 V E° = 0,34 V
Lo ione H+ tende a dare riduzione più del ferro, ma meno del rame. Il ferro in soluzione acida viene ossidato con sviluppo di H2 secondo la reazione: 2H+ + Fe → Fe2+ + H2 E° = E°c - E°a = 0,00 V + 0,44 V = 0,44 V Se introduciamo un frammento di ferro in soluzione acquosa di acido forte, ad esempio di HCl 1 M, si ha sviluppo di idrogeno ed il metallo lentamente scompare, passando in soluzione come Fe 2+; introducendo invece un pezzetto di rame, questo rimane inalterato e non si ha sviluppo di idrogeno. Generalizzando questo risultato, si può affermare
Zn 2+ + 2e - → Zn (s) Ag + + e - → Ag (s)
E° = - 0,76 V E° = 0,80 V
In base ai valori di potenziale, lAg si riduce comportandosi da catodo, lo Zn si ossida e funge da anodo. La reazione complessiva si ottiene sommando la prima reazione scritta nel verso opposto alla seconda moltiplicata per due (in modo da tenere conto degli elettroni scambiati).
ELETTROCHIMICA
Tabella dei potenziali
2Ag + + 2e- → 2Ag catodo (riduzione) 2+ Zn → Zn + 2e anodo (ossidazione) ______________________ Zn + 2e- + 2Ag + → Zn2+ + 2e- + 2Ag Zn + 2Ag + → Zn2+ + 2Ag La forza elettromotrice è data da: E° = E°c - E° a = 0,80 V + 0,76 V = 1,56 V
0,0591 [Zn (s) ] E = E° - __________ log __________ n [Zn2+ ] Considerando la concentrazione dei solidi unitaria e sostituendo i valori noti si ottiene: 0,0591
1
E = - 0,76 5) Calcola il potenziale di una semicella costituita costituita da una sbarretta di Zn immersa in una soluzione contenente ioni Zn 2+ in concentrazione 1,80 M e il potenziale di una semicella costituita da una sbarretta di Cu immersa in una soluzione 0,20 M in ioni Cu 2+. Calcola la forza elettromotrice della cella che si ottiene abbinando queste due semicelle. semicelle. I potenziali standard di riduzione riduz ione per le reazioni considerate sono: Zn 2+ + 2e - → Zn (s) E° = - 0,76 V 2+ - Cu + 2e → Cu (s) E° = 0,34 V 2+
Applichiamo alla semireazione Zn + 2e lequazione di Nernst:
-
→
Zn (s)
log
= - 0,75 V
2 1,80 Analogamente, per laltra semireazione si ottiene: 0,0591 [Cu (s) ] E = E° - __________ log __________ n [Cu2+ ] 0,0591 E = + 0,34 -
1 log
= + 0,32 V
2 0,20 E° = E°c - E°a = 0,32 V + 0,75 V = 1,07 V Se la concentrazione degli ioni Zn2+ e Cu2+ fosse stata 1,00 M (condizioni standard), E° sarebbe stata
ELETTROCHIMICA uguale a 1,10 V. Con lequazione di Nernst è quindi possibile calcolare la diminuzione della forza elettromotrice durante il processo di scarica. Per calcolare la f.e.m di una cella in condizioni diverse da quelle standard, lequazione di Nernst può essere applicata direttamente allossidoriduzione complessiva e porta allo stesso risultato; nel nostro caso: Zn (s) + Cu2+ → Cu (s)+ Zn2+ 0,0591 [Zn 2+ ] E = E° - __________ log __________ n [Cu2+ ] La concentrazione dei solidi è stata considerata unitaria ed omessa. Sostituendo i valori relativi alla forza elettromotrice della cella in condizioni standard, agli elettroni scambiati e alle concentrazioni delle specie in soluzione si ottiene:
Tabella dei potenziali
0,0591 E = 1,10 -
1,80 log
2
= 1,07 V 0,20
6) La cella A è costituita dalle semicelle: Co (s) Co2+ (1,00• 10 10-2 M) Ni (s) Ni 2+ (1,00 M) La cella B è costituita dalle semicelle: Co (s) Co2+ (1,00 M) Ni (s) Ni 2+ (1,00• 10 10-2 M) Calcola la forza elettromotrice per le due celle. Co2+ + 2e - → Co (s) E° = - 0,28 V Ni 2+ + 2e - → Ni (s) E° = - 0,25 V
In condizioni standard il Co funge da anodo ed il Ni da catodo: Ni2+ + Co (s) →Ni (s) + Co2+ La f.e.m è: E° = - 0,25 + 0,28 = 0,03. Le due semicelle non sono in condizioni standard:
ELETTROCHIMICA applichiamo lequazione di Nernst assumendo che Co sia lanodo e Ni il catodo.
Tabella dei potenziali
0,0591 E = 0,03 -
1,00 log
= - 0,03 V
2 1,00•10 Il valore negativo di E° indica che nella cella B la reazione procede nel verso opposto (Ni anodo, Co catodo): Ni (s) + Co2+→ Ni2+ + Co (s) In queste condizioni si ottiene: 0,0591 1,00 •10-2 E = 0,03 log = + 0,03 V 2 1,00 -2
Cella A
0,0591 [Co 2+ ] E = E° - __________ log __________ 2 [Ni2+ ] 1,00 •10-2
0,0591 E = 0,03 -
log
= + 0,09 V
2 1,00 Anche in questa cella, come in condizioni standard, il Co funge da anodo ed il Ni da catodo, secondo la stessa reazione Ni2+ + Co (s) → Ni (s) + Co2+. La reazione è spontanea, come indicato dal valore positivo di E°. Procediamo analogamente per la Cella B: 0,0591 [Co 2+ ] E = E° - __________ log __________ 2 [Ni2+ ]
7) Valuta in base ai potenziali standard di riduzione se le reazioni seguenti procedono spontaneamente nel verso indicato: a. Zn + Cu2+ → Cu + Zn 2+ b. 2F- + Cl 2 → F 2 + 2Cl - c. Zn + Pb2+ → Pb+ Zn 2+ d. Fe + Cu2+ → Cu + Fe 2+
ELETTROCHIMICA a. E° (Cu2+/Cu) = 0,34 V E° (Zn2+/Zn) = - 0,76 V Cu2+ si riduce, Zn si ossida: reazione spontanea b. E° (F2/2F - ) = 2,87 V E° (Cl2/2Cl - ) = 1,36 V F2 si riduce, Cl- si ossida: reazione spontanea NEL VERSO OPPOSTO c. E° (Pb2+/Pb) = - 0,13 V E° (Zn2+/Zn) = - 0,76 V Pb2+ si riduce, Zn si ossida: reazione spontanea d. E° (Cu 2+/Cu) = 0,34 V E° (Fe2+/Fe) = - 0,44 V Cu2+ si riduce, Fe si ossida: reazione spontanea
Tabella dei potenziali
13.3 L’ELETTROLISI Si chiama ELETTROLISI linsieme dei fenomeni che avvengono in una soluzione elettrolitica o in un elettrolita fuso in seguito a passaggio di corrente elettrica e che trasformano lenergia elettrica in energia chimica. Contrariamente al caso delle pile, in cui si ha spontaneamente conversione conversione di energia chimica in energia elettrica, si deve fornire energia per far avvenire una reazione redox che altrimenti si produrrebbe spontaneamente nel verso opposto. Applicando una differenza di potenziale ad un conduttore di seconda specie (a conduzione ionica, come nel caso di una soluzione elettrolitica), si osserva lesistenza di una soglia di potenziale, al di sotto della quale non si ha passaggio di corrente. Tale soglia è in relazione con la forza elettromotrice della pila, che procede nel verso opposto rispetto alla reazione che si vuole realizzare ed è detta per questo forza controelettromotrice. Tale forza, che si oppone alla ddp applicata, rappresenta il valore minimo da applicare perché si abbia elettrolisi. Nella pratica, si osserva che deve essere applicata
ELETTROCHIMICA una ddp superiore al valore-soglia: ciò è dovuto ad una serie di fattori di varia natura che determinano nel loro insieme la cosiddetta sovratensione. Le sovratensioni permettono di superare le interazioni sulla superficie dellelettrodo e sono comuni quando alla reazione partecipano specie gassose. Se immergiamo due elettrodi inerti collegati ad un generatore in un recipiente contenente NaCl fuso, gli ioni Na+ del sale migrano verso lelettrodo negativo (catodo) dove acquistano un elettrone e vengono ridotti a sodio metallico. Inversamente, gli ioni Cl- migrano allelettrodo positivo, cedono un elettrone e si ossidano a cloro. • CATODO : elettrodo a cui si ha riduzione (segno -) • ANODO : elettrodo a cui si ha ossidazione (segno +) Si può notare che la polarità degli elettrodi è invertita rispetto al caso di una pila. Na+ + e - → Na
riduzione (catodo)
Tabella dei potenziali
2Cl- → Cl2 + 2e- ossidazione (anodo) La reazione complessiva è: 2Na+ + 2Cl- → 2Na + Cl2 ed in assenza di corrente elettrica fornita al sistema dallesterno sarebbe spontanea nel verso opposto, come confermato dal valore negativo della forza elettromotrice (E° = E°c - E°a = - 2,71 V - 1,36 V = - 4,07 V). Elettrolisi di NaCl fuso
e-
e+ anodo
+
catodo
-
NaCl(l) → Na+(l) + Cl-(l)
+
Cl- (l) = 1/2 Cl2 (g) + e-
- Na+ (l) + e- =Na (l)
ELETTROCHIMICA La preparazione elettrolitica di sodio da NaCl va effettuata sul sale fuso e non può essere realizzata partendo da soluzioni acquose; infatti, in presenza di acqua si ha riduzione di H + ad H2 (E° = 0,00 V) e non deposizione di Na (E° = - 2,71 V), che ha minore tendenza a ridursi rispetto allidrogeno. Ciò è conseguenza del fatto che se nel sistema sono presenti più coppie redox, al catodo viene ridotta per prima quella con potenziale di riduzione maggiore (la più ossidante) e allanodo viene ossidata per prima quella con potenziale minore (la più riducente). Quando questa è stata completamente ridotta/ossidata, la reazione può eventualmente interessare altre specie presenti. Le applicazioni dellelettrolisi sono numerose: oltre alla preparazione di una metallo per elettrolisi di un suo sale fuso, si possono citare lelettrolisi dellacqua e la raffinazione elettrolitica dei metalli. Facendo passare corrente tra due elettrodi immersi in una soluzione acquosa, si può scomporre lacqua nei suoi componenti, secondo la reazione seguente che produce O2 allanodo e H 2 al catodo:
Tabella dei potenziali
2H2O → 2H2 + O 2 + anodo (ossidazione) 2H2O → O2 + 4e- + 4H + - catodo (riduzione) 2H2O + 2e- → H2 + 2OH_______________________________________________________________________________ reaz reazio ione ne glo globale bale:: 2H2O → 2H2 + O2 (ottenuta sommando alla reazione anodica la reazione catodica moltiplicata per 2 e considerando 4H+ + 4OH- = 4H 2O) Vari metalli, come ad esempio il rame, possono essere raffinati per via elettrolitica. Nella cella lanodo è costituito dal metallo da purificare, il catodo da grafite o rame purissimo; Cu viene ossidato allanodo e gli ioni Cu 2+ vengono ridotti e depositati al catodo. Per ragioni diverse, questo processo permette di eliminare le impurezze costituite da metalli più nobili (che hanno potenziali di riduzione maggiori e non passano in soluzione), e meno nobili (che avendo potenziali minori del rame passano in soluzione, ma non vengono ridepositati).
ELETTROCHIMICA
Tabella dei potenziali
13.3.1 LEGGI DI FARAD FARADA AY
Gli aspetti quantitativi dellelettrolisi sono descritti da alcune leggi, che mettono in relazione la quantità di elettricità che attraversa una cella elettrolitica con le quantità di specie chimiche che si formano o scompaiono per effetto delle reazioni che avvengono agli elettrodi.
Raffinazione del rame per elettrolisi
e-
e+ anodo
catodo
+
-
CuSO 4
2. Le masse masse di di div divers ersii eleme elementi nti ridott ridottii (o ossidat ossidati) i) dalla stessa quantità di elettricità sono proporzionali ai loro pesi equivalenti.
fanghi anodici (Ag, Au)
+
Cu
Cu2+ + 2e-
-
LEGGI DI FARADAY 1. La massa massa di di un un certo certo eleme element nto o rid ridott ottaa (o ossidata) agli elettrodi durante unelettrolisi è proporzionale alla quantità di elettricità che è passata attraverso la soluzione.
Cu2+ + 2e- = Cu
Partendo dalla carica dellelettrone e dal numero di elettroni contenuti in una mole, si può calcolare che per decomporre agli elettrodi un equivalente di sostanza (definito come la quantità in peso di sostanza che in una certa reazione redox cede o
ELETTROCHIMICA acquista 1 mole di elettroni) occorrono 96500 Coulomb; questa quantità viene chiamata Faraday. 1 Faraday = 96500 Coulomb Se la reazione implica, ad esempio, lacquisto di 3 elettroni (ad esempio, Al3+ + 3e- → Al), la riduzione di una mole di Al richiede 3 moli di elettroni, cioè 3 Faraday e 1 Faraday riduce una quantità in peso pari ad un equivalente di Al. ESEMPIO
Calcola quanti grammi di Al vengono depositati al catodo di una cella elettrolitica contenente AlCl3 fuso se si fa passare una corrente di 2,60•10-1 A per 35 minuti. 1 Coulomb = 1 Ampere x 1 secondo I coulomb che hanno attraversato la cella sono: 2,60 •10-1 A x 35 min x 60 s/min = 546 C
Tabella dei potenziali
Se 1 F = 96500 C, questi corrispondono a: 546 C ___________ = 5,66•10-3 F 96500 C/F (con una proporzione, 1 F : 96500 C = x : 546) Visto che la riduzione di 1 mole di Al richiede 3 Faraday, le moli depositate sono: 1 mole : 3 F = x moli : 5,66 •10-3 F x = 5,66•10-3 F /3 F mol -1 = 1,89•10-3 moli I grammi depositati sono: 1,89•10-3 moli x 26,98 g mol -1 = 5,09•10-2 g 13.3.2 ESERCIZI SVOLTI
1) Lidrogeno puro viene preparato pr eparato per elettrolisi dellacqua. Calcola quanti Coulomb occorrono per preparare 20,0 l di H 2 (misurati a 298 K e 1 atm) e quanti litri di O2 (nelle stesse condizioni condizioni di pressione e temperatura) temperatura) vengono vengono contemporaneamente prodotti allanodo.
ELETTROCHIMICA anodo (sviluppo di O2 catodo (sviluppo di H 2 )
)
O 2H → O2 + 4e - + 4H +
2
2H2 O + 2e - → H 2 + 2OH -
La reazione globale si ottiene sommando alla reazione anodica la reazione catodica moltiplicata per due (per bilanciare gli elettroni) e sostituendo 4H++ 4OH- con 4H2O: 2H2O → 2H2 + O 2 Le moli di idrogeno contenute in 20,0 l di gas a 298 K e 1 atm si ricavano con lequazione di stato dei gas perfetti: n = PV/RT = (1,00 x 20,0) / (0,0821 x 298) = = 0,818 mol Dalla reazione si vede che la liberazione di una mole di H2 richiede 2 moli di elettroni e quindi 2F di elettricità. Per ottenere 0,818 moli sono necessari:
Tabella dei potenziali
1 mol : 2 F = 0,818 mol : x x = 0,818 mol x 2 F mol -1 = 1,64 F Essendo 1 F = 96500 C, questi corrispondono a: 1,64 F x 96500 C/F = 1,58 •105 C. Calcoliamo ora lO 2 sviluppato allanodo dalla stessa quantità di elettricità; osservando la semireazione anodica si nota che una mole di ossigeno comporta la liberazione di quattro moli di elettroni, quindi lo sviluppo di ossigeno richiede rispetto allidrogeno una quantità doppia di elettricità. Di conseguenza, gli stessi 1,58·10 5 C produrranno una quantità di ossigeno pari alla metà dellidrogeno: moli (O2 ) = 0,818 mol / 2 = 0,409 mol Queste, nelle stesse condizioni di T e P, occuperanno un volume pari a metà del volume di idrogeno, cioè 10,0 l. Questo valore può essere ricavato applicando lequazione di stato dei gas perfetti e ricavando V.
ELETTROCHIMICA 2) In una cella per lelettrolisi di AgNO 3 al catodo si separa Ag metallico, allanodo si libera ossigeno. Calcola i Coulomb che hanno determinato la deposizione di 53,1 g di Ag. moli (Ag) = 53,1 g / 107,870 g mol -1 = 0,492 mol La riduzione dellargento (semireazione catodica, Ag + + e - → Ag) implica che per la deposizione di 1 mole è necessario1 F; 0,492 mol sono prodotte dal passaggio di 0,492 F, corrispondenti a: 0,492 F x 96500 C/F = 4,75 •104 C
Questi stessi calcoli quantitativi basati sulle leggi di Faraday possono essere applicati in modo del tutto analogo alle pile, con la differenza che lelettricità non viene fornita per far avvenire la reazione, ma viene prodotta dalla reazione stessa che procede spontaneamente.
Tabella dei potenziali
3) Considera la pila Daniell, basata sulla reazione: Zn (s) + Cu 2+ → Cu (s)+ Zn 2+ e calcola la quantità di elettricità (in C) erogata dalla cella corrispondente ad un aumento di peso dellelettrodo di Cu di 15,0 g. Consideriamo la semireazione catodica: Cu2+ + 2e- → Cu (s) La deposizione di 1 mole di rame richiede 2 moli di elettroni, quindi 2 F. moli depositate: 15,0 g / 63,54 g mol -1 = 0,236 mol Elettricità erogata dalla cella: 1 mol : 2 F = 0,236 mol : x x = 0,236 mol x 2 F mol -1 = 0,472 F 0,472 F x 96500 C/F = 4,55 •104 C
ELETTROCHIMICA
Tabella dei potenziali
4) Nelle batterie al piombo delle automobili allanodo avviene la reazione: Pb (s) + HSO4- → PbSO4 (s) + H + + 2e - Calcola il peso di Pb necessario perché la batteria sia in grado di erogare 50,0 A/ora (misura convenzionale corrispondente, ad esempio a 50 A per 1 ora, oppure 25 A per 2 ore, e così via).
5) Una cella a combustibile basata sulla reazione 2H 2 + O2 → 2H 2 O è costituita da due elettrodi di carbone poroso immersi in una soluzione di KOH e separati da un setto poroso. Su uno degli elettrodi viene fatto gorgogliare H 2 , sullaltro O 2 . Calcola il volume di idrogeno e di ossigeno (a 298 K e 1,00 atm) necessari per ottenere lerogazione di 100,0 A per 3 minuti.
50 A/ora corrispondono a: 50,0 A x 1 ora x 60 min/ora x 60 s/min = = 1,80•105 C 1 F : 96500 C = x : 1,80 •105 x = 1,80 •105 C / 96500 C F -1 = 1,86 F
Le due semireazioni sono: a no d o H2 + 2OH- → 2H2O + 2ec a t od o O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
In base alla semireazione di ossidazione del Pb (Pb → Pb2+ + 2e ), si vede che 1 mole di Pb produce 2F. Per ottenere 1,86 F saranno necessarie: 1 mol : 2 F = x : 1,86 F x = 1,86 F / 2 F mol -1 = 0,930 mol Pb g (Pb) = 0,930 mol x 207,19 g mol -1 = 193 g di Pb necessari per lerogazione di 50 A/ora.
100,0 A erogati per 3 minuti corrispondono a: 100,0 A x 3 min x 60 s/min = 1,80 •104 C 1 F : 96500 C = x : 1,80 •104 C x = 1,80 •104 C / 96500 C F -1 = 1,86•10-1 F Dalla semireazione anodica, si vede che lossidazione di 1 mole di H 2 libera 2 moli di elettroni, producendo 2 F. Per liberare 1,86 •10-1 F sono necessarie:
ELETTROCHIMICA
Tabella dei potenziali
1 mole : 2 F = x : 1,86·10 -1 F x = 1,86 •10-1 F / 2 F mol -1 = 9,30•10-2 moli di H2 che occupano un volume pari a: V = nRT/P = (9,30•10-2 x 0,0821 x 298)/1,00 = = 2,27 l
Cu2+ + 2e- → Cu 2H+ + 2e-→ H2
E° = 0, 0 ,34 V E° = 0,00 V
Zn →Zn2+ + 2eCu2+ + 2e- →Cu
E° = - 0,76 V E° = 0, 0,34 V
Quanto allossigeno, dalla semireazione catodica si nota che la riduzione di 1 mole di O2 corrisponde a 4 F; il volume di ossigeno necessario per erogare la stessa quantità di elettricità sarà uguale alla metà del volume di H2: V (O2 ) = 2,27 l/2 = 1,14 l di O 2
13.V.2 Nelle celle ottenute accoppiando le seguenti semicelle in condizioni standard, valuta i potenziali standard di riduzione ed individua lanodo (ossidazione) e il catodo (riduzione): Zn2+ + 2e- → Zn E° = - 0,76 V 2+ Cu + 2e → Cu E° = 0,34 V
13.V VERIFICA SE HAI CAPITO 13.V.1 In base al significato dei potenziali standard di riduzione , individua nelle coppie seguenti quale specie ha maggiore tendenza a ridursi:
2H+ + 2e -→H2 Zn2+ + 2e- → Zn
E° = 0,00 V E° = - 0,76 V
Fe3+ + e- →Fe2+ Br2 + 2e- → 2Br-
E° = 0,77 V E° = 1,07 V
2H+ + 2e -→ H2 Zn2+ + 2e- → Zn
Cl2 + 2e- → 2ClBr2 + 2e- → 2Br-
E° = 1,36 V E° = 1,07 V
E° = 0,00 V E° = - 0,76 V
ELETTROCHIMICA 13.V.3 In base al significato dell equazione di Nernst , individua tra le celle seguenti quelle in cui per calcolare la forza elettromotrice è necessario applicarla: Pt (H2 ) (PH2 = 0,5 atm) H+ ([H+ ] = 1 M) • Cu2+ ([Cu2+ ] = 0,1 M) Cu Zn Zn2+ ([Zn2+ ] = 1 M) Cu2+ ([Cu2+ ] = 1 • M) Cu Zn Zn2+ ([Zn2+ ] = 1 M) Pt(H2 ) (PH2 = 1 • atm) H+ ([H+ ] = 1 M) Zn Zn2+ ([Zn2+ ] = 0,01 M) Cu2+ ([Cu2+ ] = • 1 M) Cu 13.V.4 In base al significato della forza elettromotrice ed alla distinzione tra pila e cella elettrolitica , riconosci le celle in cui la reazione è spontanea (pile) da quelle in cui nel processo elettrolitico avviene la reazione inversa rispetto a quella spontanea:
•
H2 + Cu2+ → 2H+ + Cu
E° = 0, 0,34 V
Tabella dei potenziali
• • •
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ E° = 1,10 V 2F- + Cl2 → F2 + 2ClE° = - 1,51 V 3+ 2+ 2Fe + 2Cl → Cl2 + 2Fe E° = - 0,59 V
ELETTROCHIMICA
Tabella dei potenziali
Potenziali normali di riduzione a 25° C Semireazione Semirea zione di riduzione -
F2 (g) + 2e = 2F
-
Pot. std (E°)
+ 2,87 V
+
-
H2O2 + 2H + 2e = 2H2O
+ 1,77 V
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O
+ 1,51 V
+
-
2+
PbO2 + 4H + 2e = Pb + 2H2O
+ 1,44 V
Au3+ + 3e- = Au (s)
+ 1,50 V
-
-
+ 1,36 V
Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O MnO2 (s) + 4H+ + 2e- = Mn2+ + 2H2O O2 (g) + 4H+ + 4e- = 2H2O
+ 1,33 V + 1,23 V + 1,23 V
Br2 (l) + 2e- = 2Br-
+ 1,07 V
Cl2 (g) + 2e = 2Cl
3
+
-
NO + 4H + 3e = NO (g) + 2H2O 2NO3- + 4H+ + 2e- = N2O4 (g) + 2H2O
+ 0,96 V + 0,80 V
Ag + + e- = Ag (s)
+ 0,80 V
Hg 22+ + 2e- = 2Hg (l)
+ 0,79 V
3+
-
2+
Fe + e = Fe
+ 0,77 V
O2 (g) + 2H+ + 2e- = H2O2
+ 0,68 V
-
I2 + 2e = 2I +
-
-
Cu + e = Cu (s)
+ 0,54 V + 0,52 V
Cu2+ + 2e- = Cu (s) Cu2+ + e- = Cu+
+ 0,34 V + 0,15 V
Sn4+ + 2e- = Sn2+
+ 0,15 V
+
-
S (s) + 2H + 2e = H2S (g) NO3- + H2O + 2e- = NO2- + 2OH-
+ 0,14 V + 0,01 V
2H+ + 2e- = H2 (g) Pb2+ + 2e- = Pb (s) Sn2+ + 2e- = Sn (s) Ni2+ + 2e- = Ni (s) Co2+ + 2e- = Co (s) Cd2+ + 2e- = Cd (s) Fe2+ + 2e- = Fe (s) Cr3+ + 3e- = Cr (s) Zn2+ + 2e- = Zn (s) 2H2O + 2e- = H2 (g) + 2OHMn2+ + 2e- = Mn (s) Al3+ + 3e- = Al (s) Mg 2+ + 2e- = Mg (s) Na+ + e- = Na (s) Ca2+ + 2e- = Ca (s) K + + e- = K (s) Li+ + e- = Li (s)
0,00 V - 0,13 V - 0,14 V - 0,25V - 0,28 V - 0,40 V - 0,44 V - 0,74 V - 0,76 V - 0,83 V - 1,18 V - 1,66 V - 2,37 V - 2,71 V - 2,87 V - 2,93 V - 3,04 V
ELETTROCHIMICA Soluzione Pre-Test
Nella reazione redox globale, la semireazione 1 avviene in senso inverso (ossidazione anodica), la reazione 2 nel senso scritto (riduzione catodica). La forza elettromotrice in condizioni standard è: E° = E°c - E°a = 0,11 - 1,33 = -1,22 V Essendo il potenziale negativo, la reazione non è spontanea nel verso scritto, ma nel verso opposto.
Tabella dei potenziali
ESERCIZI
Tabella dei potenziali
ESERCIZI 1) Una pila chimica è un dispositivo in cui si ha trasformazione di: a. ener energi giaa elet elettr trica ica in energ energia ia chim chimica ica b. ener energi giaa chim chimica ica in ene energ rgia ia ele elettr ttrica ica c. enta entalp lpia ia in ener energi giaa ele elett ttri rica ca d. entr entrop opia ia in in ener energi giaa elet elettr tric icaa Soluzione
3) In una pila, il catodo è lelettrodo: a. negat negativ ivo o, dov dovee ha luogo luogo il pro proces cesso so di riduzione b. posi positi tivo vo,, dove dove ha luo luogo go il pro proces cesso so di di riduzione c. negat negativ ivo o, dov dovee ha luogo luogo il pro proces cesso so di ossidazione d. posi positi tivo vo,, dove dove ha luo luogo go il pro proces cesso so di di ossidazione Soluzione
2) In una pila, lanodo è lelettrodo: a. negat negativ ivo o, dov dovee ha ha luogo luogo il pro proces cesso so di di riduzione b. posit positiv ivo o, dove dove ha luo luogo go il pro proces cesso so di di riduzione c. negat negativ ivo o, dov dovee ha ha luogo luogo il pro proces cesso so di di ossidazione d. posit positiv ivo o, dove dove ha luo luogo go il pro proces cesso so di di ossidazione Soluzione
4) Nella pila Daniell, lanodo e il catodo sono costituiti rispettivamente dai seguenti elementi: a. Fe, Cu b. Fe, Zn c. Zn, Cu d. Cu, Zn Soluzione
5) Quando è in funzione, nella pila Daniell allanodo avviene il seguente processo: a. Zn2+ + 2e-→ Zn
ESERCIZI b. c. d.
Tabella dei potenziali
Cu2+ + 2e- → Cu Zn → Zn2+ + 2eCu → Cu2+ + 2eSoluzione
6) Stabilisci quale delle seguenti rappresentazioni dellelettrodo normale a idrogeno è corretta: a. Zn H2 (g) (P = 1 atm)H+ (1 M) b. Pt H2 (g) (P = 1 atm) c. Pt H2 (g) (P = 1 atm)H2O (1 M) d. Pt H2 (g) (P = 1 atm)H+ (1 M) Soluzione
7) La f.e.m di una pila è data dalla relazione (E A = potenziale anodico, EC = potenziale catodico): a. E = EC + E A b. E = E A - EC c. E = EC - E A d. E = EC - E A 2 Soluzione
8) 1 Faraday rappresenta la quantità di carica elettrica trasportata da: a. 1 elettrone b. 96500 ele elettr ttroni c. 1 mole di di ele eletttro troni d. una una corre corrent ntee elett elettri rica ca di di 1 Amp Ampér éree per per 1 secondo Soluzione
9) A 25° C la f.e.m della pila Zn Zn2+ Ag + Ag è data dalla seguente espressione dellequazione di Nernst: 0,0591 [Ag + ] a. E = E° - ____ ______ ____ ____ __ log log ____ ______ ____ ____ __ 2+ 2 [Zn ]
b.
0,0591 [Ag + ] E = E° - _____ _______ ____ ___ _ log log _____ _______ ____ ___ _ 2+ 2 [Zn ]
ESERCIZI c.
E = E° -
0,05 0,0591 91
Tabella dei potenziali
[Zn2+ ] log log ____ ______ ____ ____ __ + [Ag ]
c. 0,42 V d. non non si può può calco calcolar laree perch perchéé occorr occorree conos conoscer ceree 2+ 2+ le concentrazioni di Cu e Zn . Soluzione
d.
0,0591 [Zn2+ ] E = E° - ____ ______ _____ ____ _ log ____ ______ _____ ____ _ + 2 2 [Ag ] Soluzione
10) Il processo elettrochimico che caratterizza lelettrodo a idrogeno è: a. 2H2O + 2e- ⇔ H2 (g) + 2 OHb. 2H+ + 2e- ⇔ H2 (g) c. 2H2 (g) + O2 (g) ⇔ 2H2O d. H2 (g) + 2e- ⇔ 2HSoluzione
11) Sapendo che E° (Cu 2+/Cu) = 0,34 V e E° (Zn2+/Zn) = - 0,76 V, il valore della f.e.m standard della pila Daniell è: a. 1,10 V b. - 0,42 V
12) Sapendo che E° (Cu 2+/Cu) = 0,34 V e E° (Ag +/Ag) = 0,80 V, il valore della f.e.m standard della pila ottenuta accoppiando un semielemento a rame con uno ad argento è: a. 1,26 V b. 0,46 V c. 1,14 V d. non è possi possibile bile avere avere una pila in cui entrambi entrambi gli elettrodi hanno E° positivo. Soluzione 13) Sapendo che E° (Cl 2/Cl ) = 1,36 V e E° (Br2/Br ) = 1,07 V, la reazione che in condizioni standard avviene tra queste due coppie redox è: a. Br2 + 2Cl-→ 2Br- + Cl2 b. Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2 c. Br2 + Cl2 → 2Br- + 2Cl-
ESERCIZI d.
Tabella dei potenziali
2Br- + 2Cl- → Br2 + Cl2 Soluzione
14) Sapendo che E° (Mg 2+/Mg) = - 2,37 V e E° (Fe2+/Fe) = - 0,44 V, stabilisci quale delle seguenti reazioni ha luogo spontaneamente in condizioni standard: a. Mg + Fe2+ → Mg 2+ + Fe b. Mg2+ + Fe →Mg + Fe 2+ c. Mg2+ + Fe2+ → Mg + Fe d. non non ha luo luogo go alcun alcunaa reazio reazione ne,, dal dal mome moment nto o che le due coppie si comportano entrambe da riducenti (E° < 0) Soluzione
15) Date le seguenti semireazioni di riduzione ed i relativi potenziali standard di riduzione: Zn2+ + 2e- → Zn (s) E° = - 0,76 V O2 (g) + 4e + 2H2O → 4OH E° = 0,40 V Mg 2+ + 2e- → Mg (s) E° = - 2,37 V lagente ossidante più forte è:
a. b. c.
Zn2+ Mg2+ O2 Soluzione
16) Date le seguenti semireazioni di riduzione ed i relativi potenziali standard di riduzione: Al3+ + 3e- → Al (s) E° = - 1,66 V 4+ 2+ Sn + 2e → Sn E° = 0,15 V Fe3+ + e- → Fe2+ E° = 0,77 V lagente riducente più forte è: a. Al (s) b. Sn2+ c. Fe2+ Soluzione
17) In una pila a combustibile H 2/O2 la reazione totale della pila è: a. 2H2O → 2H2 (g) + O2 (g) b. 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O c. H2O → H+ + OH-
ESERCIZI d.
Tabella dei potenziali
H+ + OH- → H2O Soluzione
18) In una pila a combustibile H 2/O2, allelettrodo positivo si ha: a. riduzione di H2 b. ossi ssidazio azion ne di H2 c. riduzione di O2 d. ossi ssidaz dazion ione di O2
20) In base ai valori dei potenziali standard di riduzione, stabilisci quale dei seguenti ioni si scarica preferenzialmente allanodo di una cella elettrolitica: a. BrE° (Br2/Br )- = 1,07 V b. OHE° (O2/OH )- = 0,40 V c. Zn2+ E° (Zn2+/Zn) = - 0,76 V d . Cl E° (Cl2/Cl )- = 1,36 V Soluzione
Soluzione
19) In una cella elettrolitica lanodo è lelettrodo: a. negat negativ ivo o dov dovee ha ha luogo luogo il proc process esso o di di riduzione b. posit positiv ivo o dov dove ha luogo luogo ilil proc process esso o di riduzione c. negat negativ ivo o dov dovee ha ha luogo luogo il proc process esso o di di ossidazione d. posit positiv ivo o dov dove ha luogo luogo ilil proc process esso o di ossidazione Soluzione
21) In base ai valori dei potenziali standard di riduzione, stabilisci quale dei seguenti ioni si scarica preferenzialmente al catodo di una cella elettrolitica: a. H+ E° (H+/H2 ) = 0,00 V b. Zn2+ E° (Zn2+/Zn) = - 0,76 V c. Cu2+ E° (Cu2+/Cu) = 0,34 V d . Cl E° (Cl2/Cl )- = 1,36 V Soluzione
22) In seguito ad elettrolisi di una soluzione acquosa contenente ioni Al3+, si depositano al
ESERCIZI
Tabella dei potenziali
catodo 5,4 g di alluminio. La quantità di carica elettrica consumata nella riduzione è stata: a. 19300 C b. 57900 C c. 521100 C d. 96500 C Soluzione
23) In seguito al passaggio di una corrente di 1 A per 10 ore in una soluzione acquosa contenente ioni Cu2+, la quantità in grammi di rame che si deposita al catodo di una cella elettrolitica in cui ha luogo il processo di raffinazione del metallo è circa: a . 1 1 , 85 b. 23,7 c. 3,3 • 10-3 d. 6,6 • 10-3 Soluzione
24) Nel processo di elettrolisi dellacqua si ha: a. for ma mazione di di H2 allanodo e di O 2 al catodo b. forma rmazione di di H2 al catodo e di O2 allanodo
c. ossidazione di H2 allanodo e riduzione di O 2 al catodo d. ossida idazio zione di O2 allanodo e riduzione di H 2 al catodo Soluzione
25) a. b. c. d.
Nellelettrolisi dellacqua allanodo si ha: riduzio zione di io ioni H+ ridu riduzi zion onee di ioni ioni OHossidazione di H2O ossi ossida dazi zion onee di di ion ionii H+ Soluzione
26) Nellelettrolisi di NaCl fuso al catodo si ottiene: a. Na b. H2 c. O2 d . Cl 2 Soluzione
ESERCIZI
Tabella dei potenziali
27) Una pila è formata dallaccoppiamento di un semielemento Ag/Ag + con un semielemento Cu/Cu2+. Sapendo che alla temperatura di 25°C E° (Ag +/Ag) = 0,80 V e E° (Cu 2+/Cu) = 0,34 V. Calcola alla stessa temperatura la f.e.m standard della pila e la f.e.m f.e.m della pila quando [Ag + ] = 0,1 M e [Cu2+ ] = 0,01 M.
10 minuti. Soluzione
30) Calcola le quantità in grammi di sostanza che si formano agli elettrodi se si fa passare una corrente di 2,0 A per 24 ore in una cella elettrolitica contenente CaCl2 fuso. Soluzione
Soluzione
28) Una pila è formata dallaccoppiamento di un semielemento Fe/Fe Fe/Fe2+ con un semielemento Ni/Ni2+. Sapendo che a 25°C E° (Ni2+/Ni) = - 0,25 V e E° (Fe 2+/Fe) = - 0,44 V, calcola alla stessa T la f.e.m standard della pila e la f.e.m quando [Fe 2+ ] = 0,1 M e [Ni2+ ] = 0,01 M. Soluzione
29) Data una pila formata da un semielemento Cr3+/Cr (E° = - 0,74 V) e da un semielemento Ni2+/Ni (E° = - 0,25 V), calcola la quantità in grammi di metallo che si ossida allanodo e la quantità in grammi di metallo che si deposita al catodo quando la pila eroga una corrente di 3 A per
31) Per elettrolisi di NaCl fuso si ottengono 31,44 g di Na. Calcola il volume di cloro, misurato a 0°C e 1 atm, che si sviluppa allanodo. Soluzione
ESERCIZI
Tabella dei potenziali
SOLUZIONI
8.
c Back
1.
b Back
9.
d Back
2.
c Back
10. b Back
3.
b Back
11. a Back
4.
c Back
12. b Back
5.
c Back
13. b Back
6.
d Back
14. a Back
7.
c Back
ESERCIZI
Tabella dei potenziali
15. c
23. a Back
16. a
Back
24. b Back
17. b
Back
25. c Back
18. c
Back
26. a Back
Back
27. E° = 0,462 0,462 V; V; E = 0,462 0,462 V
19. d
Back
Back
20. b
28. E° = 0,19 0,19 V; V; E = 0,187 0,187 V Back
21. c
Back
29. 0,323 0,323 g di Cr; Cr; 0,54 0,5477 g di di Ni Back
22. b
Back
30. 35,9 35,9 g di Ca; Ca; 63, 63,55 g di di Cl 2 Back
Back
ESERCIZI
Tabella dei potenziali
31. 31. 15,32 ,32 l di Cl2 Back