Prima di cominciare
Peter Atkins, Loretta Jones Principi di Chimica
Zanichelli
Peter Atkins, Loretta Jones Principi di Chimica
Zanichelli
Libro di testo consigliato:
Indipendentemente dal libro utilizzato, il programma del corso comprende tutto e solo quanto detto durante le lezioni e le esercitazioni.
Durante il corso saranno tenute due prove in itinere. Gli studenti che supereranno entrambe le prove, saranno esentati dalla parte scritta della prova di esame.
Il materiale didattico sarà disponibile sul sito internet:
http://www.docenti.unina.it
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
I concetti fondamentali della chimica
Nella prima parte del corso sono riassunti i concetti di base della chimica, che dovrebbero essere già noti alla maggior parte di voi, e che verranno approfonditi a completati nel resto del corso.
Assicuratevi che tutti questi concetti vi siano perfettamente chiari prima di andare avanti con lo studio (e prima di affrontare l’esame!!).
Questa parte del corso fa riferimento alla sezione “I fondamenti” del
libro di testo consigliato.
Perché bisogna studiare BENE la chimica?
La chimica è la scienza che si occupa delle proprietà della materia e della trasformazione di una forma di materia in un’altra.
La sua estrema importanza deriva dal fatto che molte discipline che studierete negli anni successivi si basano su concetti che studieremo durante questo corso.
D’altra parte, studiando la chimica, scoprirete che essa riguarda la vita di ogni giorno, i processi metabolici che avvengono nel nostro corpo etc. Quindi, studiare la chimica è un modo per acquisire una migliore comprensione del mondo e delle trasformazioni che in esso avvengono continuamente.
Prima di cominciare
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
La chimica: una scienza a tre livelli
La chimica opera su tre livelli. Sul primo livello essa si interessa alla materia e alle sue trasformazioni e, a questo livello, possiamo concretamente vedere i cambiamenti, per esempio, un combustibile che brucia. Questo è il livello macroscopico, quello che tratta le proprietà degli oggetti grandi e visibili.
Esiste, però, un mondo di cambiamenti che non possiamo vedere
direttamente. A tale livello (livello microscopico), la chimica interpreta i fenomeni rifacendosi alla riorganizzazione degli atomi. Infatti, quando ha luogo una reazione chimica, gli atomi si riorganizzano, ma non si distruggono né si creano (vedi immagine).
La Chimica: una scienza a tre livelli
Il terzo livello è il livello simbolico, espressione dei fenomeni chimici per mezzo di simbolo chimici e di equazioni. Questo livello è il tramite tra gli altri due.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Metodo scientifico
La chimica è una scienza sperimentale, cioè le teorie e le leggi che
studieremo traggono origine da osservazioni ed esperimenti condotti in laboratorio.
Si parla di metodo scientifico per indicare una serie di passaggi che comprende: a) la raccolta dei dati b) enunciazione di una legge c)
elaborazione di una ipotesi, possibile spiegazione della legge d) una serie di esperimenti volti a verificare l’ipotesi fatta e) formulare una teoria e quindi creare un modello.
I settori della chimica
Tradizionalmente la CHIMICA è suddivisa in tre settori fondamentali:
• chimica organica: lo studio dei composti del carbonio
• chimica inorganica: lo studio di tutti gli altri elementi e dei loro composti
• chimica fisica : lo studio dei principi della chimica
Esistono poi speciali aree, come :
•la biochimica, lo studio dei composti, delle reazioni e di processi chimici che avvengono nei sistemi viventi
•la chimica analitica, lo studio delle tecniche atte ad identificare le sostanze e a misurarne la quantità
• la chimica farmaceutica, l’applicazione dei principi della chimica alla realizzazione dei farmaci.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Materia ed energia
Abbiamo detto che la chimica è la scienza che si occupa delle proprietà della materia e della trasformazione di una forma di materia in un’altra.
Ma cosa è la materia?
Una definizione operativa è che la materia è tutto ciò che possiede massa ed occupa spazio (l’oro, l’acqua, la carne….).
Nel linguaggio comune il termine “sostanza” è inteso come sinonimo di materia; in CHIMICA la sostanza è una forma unica e pura di materia. Oro ed acqua sono sostanze pure, mentre la carne è una miscela di molte sostanze diverse.
Misure di laboratorio
Prima di iniziare a studiare la chimica, è necessario avere gli strumenti necessario per farlo. Le misure più comuni che si eseguono in laboratorio sono: massa, volume, temperatura e lunghezza.
Nel Sistema Internazionale delle Unità (SI) si utilizzano una serie di prefissi (vedi tabella) che servono ad esprimere numeri molto piccoli (per esempio le dimensioni di un batterio) o molto grandi (la distanza tra pianeti e stelle).
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Grandezze fondamentali
Il Sistema Metrico Internazionale (SI) si basa su sette grandezze fondamentali che sono riportate in Tabella 1
Per ripassare le grandezze fondamentali puoi consultare il sito web : www.cosediscienza.it/fisica/05_grandezze.htm
Prima di iniziare a studiare la chimica, è necessario avere gli strumenti
necessario per farlo. Le misure più comuni che si eseguono in laboratorio sono:
massa, volume, temperatura e lunghezza.
Grandezze derivate
Tutte le altre grandezze possono essere derivate da quelle fondamentali attraverso le cosiddette equazioni definitrici (vedi Tabella 2).
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007 10-18
a atto
10-15 f
femto
10-12 p
pico
10-9 n
nano
10-6 μ
micro
10-3 m
milli
10-2 c
centi
10-1 d
deci
101 da
deca
102 h
etto
103 k
chilo
106 M
mega
109 G
giga
1012 T
tera
1015 P
peta
1018 E
esa
Fattore moltiplicatore Simbolo
Prefisso
Ricordiamo l’uso della numerazione scientifica (anche detta esponenziale) in cui un numero può essere scritto
come il prodotto di due fattori. Il primo è un numero decimale ed il secondo è 10 elevato ad un’appropriata potenza.
Per esempio: 0,0000005 si può scrivere come 5 × 10–6
www.cosediscienza.it/fisica/05_grandezze.htm
Prefissi moltiplicativi o riduttivi
Cifre significative
Quando si effettua una misura, come ad esempio la determinazione della massa di un corpo, il valore ottenuto è affetto da una certo errore, che dipende dalla accuratezza dello strumento usato. Quanto più è accurato lo strumento tanto più il valore ottenuto si avvicina al vero. Il numero di cifre significative indica la precisione di una misura.
Consideriamo, ad esempio, di pesare 32,45 grammi di NaCl. Questa misura ha 4 cifre significative, le prime tre sono certe, mentre l’ultima cifra è incerta.
Gli zeri che precedono la prima cifra diversa da zero non sono cifre significative.
Ad esempio, la misura 0,083 L ha due cifre significative, la misura 0,008 m ha un’unica cifra significativa.
Ricorda che nelle operazioni di moltiplicazione e divisione NON si deve alterare la precisione delle misure, quindi il risultato deve contenere tante cifre significative quante sono quelle contenute nella misura con MINOR numero di cifre significative.
Invece gli zeri che seguono l’ultima cifra diversa da zero sono cifre significative.
Ad esempio, 3,8 L ha due cifre significative, ma 3,800 L ha quattro cifre significative.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
La materia
Abbiamo detto che la chimica è la scienza che studia la composizione delle materia e del suo comportamento in base alla propria composizione.
Tutte le sostanze che conosciamo sono materia.
La materia è definita come qualunque cosa che abbia una massa e che occupi uno spazio.
La materia può essere suddivisa in sostanze pure e miscele.
Le sostanze pure si possono suddividere in elementi e composti. Gli elementi (ad esempio l’ossigeno dell’atmosfera o l’alluminio dei fogli di alluminio) sono i
mattoni fondamentali con cui si possono costruire tutte le altre sostanze. Essi sono costituiti di un unico tipo di atomo, ossia la particella più piccola di un elemento che possiede le caratteristiche di quell’elemento.
I composti (come l’acqua o il sale da cucina) contengono più elementi chimicamente combinati tra loro in proporzione fissa.
miscela benzina
composto zucchero
composto Acqua distillata
composto Anidride carbonica
elemento Ossigeno gassoso
La teoria atomica
La materia è costituita da un numero limitato di sostanze elementari (che non possono essere scisse in sostanze più semplici) dette appunto elementi.
Ogni elemento è costituito da particelle dette atomi.
Gli atomi di un certo elemento sono tutti uguali,* elementi diversi sono formati da atomi diversi.
Al contrario degli elementi, i composti sono formati da diversi tipi di atomi.
Nelle reazioni chimiche gli atomi si combinano in maniera diversa, ma non si creano né si distruggono.
Gli atomi sono piccolissimi, e le loro dimensioni si misurano in pm (picometri, 1pm = 10-12 m) o Å (angstrom, 1 Å = 10-10 m = 100 pm).
Gli atomi sono anche molto leggeri: l'idrogeno pesa 1.67 × 10-27 kg, e anche gli atomi più pesanti non superano i 5 × 10-25 kg,
* In realtà per ogni elemento possono esistere varie “versioni” di atomo, gli isotopi, che differiscono solo nella massa. Lo vedremo in seguito.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Alcuni elementi
carbonio, silicio, germanio, stagno, piombo C Si Ge Sn Pb
Alcuni elementi
ossigeno, zolfo, selenio e tellurio O S Se Te
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Alcuni elementi
scandio, titanio, vanadio, cromo e manganese (sopra) Sc Ti V Cr Mn
ferro, cobalto, nichel, rame e zinco (sotto) Fe Co Ni Cu Zn
L'atomo
La parola atomo deriva dal greco atomos, che vuol dire indivisibile.
In realtà l’atomo non è indivisibile, e composto da particelle subatomiche.
Ogni atomo è costituito da:
• un nucleo, che è piccolissimo (10-14 m) anche rispetto all'atomo (10-10 m) e tuttavia contiene quasi tutta la massa dell'atomo, ed è carico positivamente.
• un certo numero di elettroni, che sono leggerissimi ma occupano quasi tutto il volume dell'atomo, e sono carichi negativamente.
L'esperimento di Rutherford
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
L'atomo
L'atomo è neutro, per cui la carica negativa degli elettroni compensa esattamente la carica positiva del nucleo.
Il nucleo è a sua volta composto da particelle cariche, dette protoni, e particelle neutre, dette neutroni. La carica del protone è identica, ma di segno opposto, a quella dell'elettrone. Le masse del protone e del neutrone sono quasi identiche.
In ogni atomo, quindi, il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni.
L'atomo
Il numero dei protoni contenuti nel nucleo (che determina le proprietà dell'atomo) è detto numero atomico ed è indicato con il simbolo Z.
Il numero totale di nucleoni (neutroni e protoni) contenuti in un atomo è detto numero di massa (talvolta più impropriamente pesa atomico) ed è indicato con il simbolo A.
A E
Z 10 21 Ne 21 Ne
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Gli isotopi
Come vedremo, le proprietà di un atomo dipendono essenzialmente dal numero di elettroni, e quindi dal numero di protoni contenuti nel nucleo (il numero atomico Z).
Perciò due atomi i cui nuclei hanno lo stesso numero di protoni, ma numero differente di neutroni, hanno le stesse proprietà chimiche (a parte la massa), e quindi sono nuclei dello stesso elemento.
Due atomi del genere sono detti isotopi.
Quindi:
Gli isotopi sono atomi che hanno lo stesso numero atomico e diverso numero di massa.
Gli isotopi
Per alcuni elementi, esiste in natura solo un isotopo: iodio (127I), fosforo (31P), alluminio (27Al), sodio (23Na), fluoro (19F).
La maggior parte degli elementi, però, è presente in natura sotto forma di miscele di vari isotopi. Per lo stagno, esistono addirittura 10 isotopi: 112Sn, 114Sn, 115Sn, 116Sn,
117Sn, 118Sn, 119Sn, 120Sn, 121Sn, 124Sn.
Nella crosta terrestre, la percentuale degli isotopi di ogni elemento è pressoché costante.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
La tavola periodica
In natura esistono 92 elementi, un numero abbastanza elevato.
Tuttavia, disponendo gli elementi in ordine di numero atomico crescente, è possibile osservare un andamento regolare e periodico delle proprietà chimiche degli elementi.
La disposizione degli elementi che mette in evidenza queste regolarità è detta tavola periodica.
La tavola periodica
Vedi anche:
http://www.webelements.com/
http://www.itchiavari.org/chimica/elementi/
Vedi anche:
http://www.webelements.com/
http://www.itchiavari.org/chimica/elementi/
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
La tavola periodica
Metalli: conducono l'elettricità, lucenti, duttili, malleabili (in blu, rosso, giallo, celeste)
Non metalli: non conducono l'elettricità, non sono né duttili né malleabili (in verde, fucsia)
Metalloidi: hanno aspetto di metalli, ma comportamento chimica da non metalli (in viola)
Quanto pesano gli atomi?
Perché circa? Perché i protoni ed i neutroni non hanno esattamente la stessa massa, e perché la massa di un atomo non è esattamente uguale alla massa dei nucleoni che lo compongono.
In realtà, inoltre, l’uma è stato definito come 1/12 della massa del 12C, per cui il 12C pesa esattamente 12 uma. Tutti gli altri elementi hanno pesi atomici vicini ad un numero intero, ma non esattamente pari ad un numero intero.
Abbiamo già visto che:
• Quasi tutta la massa di un atomo è dovuta al nucleo, e la massa degli elettroni è trascurabile
• Il nucleo è formato da un numero intero di nucleoni (protoni e neutroni)
• Protoni e neutroni hanno più o meno la stessa massa (1.67 × 10–27 kg)
Quindi: il peso di ogni atomo deve essere un multiplo della massa dei nucleoni.
È utile scegliere come unità di misura per la massa atomica (uma, cioè proprio unità di massa atomica) la massa dei protoni e dei neutroni.
In questo modo, la massa di un atomo è circa pari al suo numero di massa (numero totale dei nucleoni). Per esempio, la massa dell’atomo di 16O, che ha 8 protoni e 8 neutroni, è circa pari a 16 uma.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Quanto pesano gli atomi?
Che succede se un elemento ha più di un isotopo?
In questo caso va considerata la massa isotopica media, cioè la media delle masse di tutti gli isotopi pesata per la loro abbondanza isotopica. Per fortuna sulla terra la percentuale degli isotopi di ogni elemento è costante, e quindi il risultato del calcolo è sempre lo stesso per ogni elemento.
Tutto questo è già stato fatto, e nella tavola periodica è riportata la massa atomica di tutti gli elementi.
I composti
Un composto è una sostanza elettricamente neutra costituita da due o più elementi, in proporzioni definite e costanti.
L'aria contiene ossigeno e azoto, ma non è un composto perché i due elementi possono essere in qualsiasi rapporto.
L'acqua è un composto perché, qualunque sia la sua origine, conterrà sempre l' 11.1% in massa di idrogeno e l' 88.9% in massa di ossigeno.
Esiste un composto che contiene il 5.9% in massa di idrogeno e il 94.1% in massa di ossigeno, ma non è acqua: si tratta di un composto differente, il perossido di idrogeno (o acqua ossigenata, H2O2).
La composizione costante è essenziale affinché si possa parlare di composto.
I composti sono generalmente divisi in:
• Composti organici: composti che contengono carbonio (normalmente per essere chiamato organico il composto deve possedere almeno un legame C-H)
• Composti inorganici: tutti gli altri.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
I composti
In un composto gli atomi non sono semplicemente miscelati, ma legati l'uno all'altro in una maniera specifica.
Quindi le proprietà del composto sono completamente diverse da quelle degli elementi che lo compongono.
Ci sono due possibilità:
• Gli atomi si legato tra loro a formare molecole (composti molecolari)
• Gli atomi sono presenti nel composto sotto forma di ioni (composti ionici)
Una molecola è un raggruppamento distinto di atomi, legati in una maniera specifica:
per esempio H2O (acqua) o CH4 (metano).
Uno ione è un atomo che possiede carica positiva (catione) o negativa (anione). Per esempio Na+ (ione sodio) o Cl− (ione cloruro).
Un atomo può diventare uno ione perdendo o acquistando elettroni, mentre la carica del nucleo non varia mai.
Possono esistere anche ioni poliatomici, che possono essere considerati molecole dotate di carica (per esempio NH4+, ione ammonio) e formano comunque composti ionici.
Composti molecolari
I composti molecolari possono essere descritti mediante la formula molecolare, che indica quanti e quali atomi sono presenti in ogni molecola.
Per esempio: acqua H2O
perossido d'idrogeno H2O2
glucosio C6H12O6
Esistono rappresentazioni ancora più sofisticate, che permettono di visualizzare la forma delle molecole.
H O
H H O
O H C
C C C O C C
H H
O O H H O O O H
H H
H H
H
H acqua perossido H
d'idrogeno glucosio
La formula molecolare però non indica come sono legati gli atomi: a questo scopo esistono le formule di struttura:
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Composti ionici
Nei composti ionici, non sono identificabili raggruppamenti di ioni paragonabili alle molecole.
Invece, un composto ionico è formato da un gran numero di cationi ed anioni tenuti insieme dall'attrazione elettrostatica.
Non si può quindi parlare di formula molecolare, e la formula chimica indica semplicemente la proporzione tra i vari ioni, in modo da avere tutti indici interi (unità formula).
È importante ricordare che la formula di un composto ionico deve essere scritta in modo che il composto sia elettricamente neutro: cioè, il numero di cariche negative deve essere uguale al numero di cariche positive.
Gli ioni
Uno ione si forma dal corrispondente atomo per perdita di elettroni (nel caso degli ioni positivi = cationi) o acquisto di elettroni (nel caso degli ioni negativi = anioni).
Tipicamente, gli elementi metallici formano ioni positivi e quelli non metallici formano ioni negativi.
Tra gli ioni poliatomici ricordiamo l'ammonio (NH4+) ed il cianuro (CN–). Esistono poi un gran numero di ioni negativi contenenti ossigeno (ossianioni) come il carbonato (CO32–), il nitrato (NO3–), il solfato (SO42–) ed il fosfato (PO43–).
Quando in un composto ionico lo ione poliatomico necessita dell'indice, è racchiuso tra parentesi, come nel nitrato di calcio Ca(NO3)2 o nel solfato di ammonio (NH4)2SO4.
Tutti gli ioni in questa pagina vanno imparati a memoria!!
Tutti gli ioni in questa pagina vanno imparati a memoria!!
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Gli ioni
La tavola periodica ci aiuta a prevedere quali ioni può formare ogni elemento.
In generale, ogni elemento perde tanti elettroni quanti sono i posti che lo separano dal gas nobile che lo precede, oppure acquista tanti elettroni quanti sono i posti che lo separano dal gas nobile che lo segue.
Tuttavia è molto raro che uno ione monoatomico abbia più di tre cariche.
La nomenclatura dei composti
La nomenclatura è importante perché, assegnando un nome univoco ad ogni sostanza, permette ai chimici di comunicare tra loro.
Studieremo innanzitutto la nomenclatura dei composti ionici, e poi quella dei composti molecolari.
Esistono nomi sistematici, ottenuti seguendo delle regole che permettono di assegnare un nome a qualsiasi composto, e nomi d'uso, che spesso risalgono a prima che fosse nota la natura delle sostanze a cui si riferiscono, ma che per composti molto comuni sono normalmente usati al posto dei nomi sistematici.
Esempi di nomi comuni sono acqua (H2O), ammoniaca (NH3), idrazina (N2H4), fosfina (PH3), acetilene (C2H2), ecc.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Nomenclatura dei composti ionici: i cationi
La nomenclatura degli ioni positivi è piuttosto semplice, poiché il nome si ottiene facendo precedere al nome dell'elemento la parola ione.
Quindi abbiamo:
Ione sodio: Na+ Ione potassio: K+
Ione magnesio: Mg2+ Ione calcio: Ca2+
Ione alluminio: Al3+
Va anche ricordato un catione poliatomico molto comune, lo ione ammonio NH4+. Tuttavia alcuni elementi formano più di uno ione positivo, e nasce il problema di distinguerli. Si usano allora numeri romani tra parentesi.
Ione rame (I): Cu+ Ione rame (II): Cu2+
Ione ferro (II): Fe2+ Ione ferro (III): Fe3+
Ione cromo (II): Cr2+ Ione cromo (III): Cr3+
Un metodo più antico, ma ancora oggi usato, consiste nell'assegnare il suffisso -oso allo ione a carica minore, e il suffisso -ico allo ione a carica maggiore.
Ione rameoso: Cu+ Ione rameico: Cu2+
Ione ferroso: Fe2+ Ione ferrico: Fe3+
In questo caso però il numero di cariche non può essere ricavato direttamente dal nome.
Nomenclatura dei composti ionici: gli anioni
Nel caso degli ioni negativi, bisogna distinguere tra anioni monoatomici, e anioni poliatomici (che molto spesso sono ossianioni).
Il nome degli anioni monoatomici si ottiene aggiungendo al nome dell'elemento il suffisso -uro:
Ione fluoruro: F– Ione cloruro: Cl–
Ione bromuro: Br– Ione ioduro: I–
Ione solfuro: S2– Ione azoturo: N3–
però: Ione ossido: O2–
Bisogna anche ricordare l'anione biatomico (non ossigenato) cianuro CN–, e l'anione idrossido OH–.
Poiché F, Cl, Br e I fanno parte del gruppo degli alogeni, i rispettivi anioni F–, Cl–, Br– e I– sono detti alogenuri.
Gli acidi alogenidrici:
Acido fluoridrico: HF Acido cloridrico: HCl Acido bromidrico: HBr Acido iodidrico: HI
sono composti molecolari che sono i progenitori degli alogenuri, e danno gli alogenuri perdendo uno ione H+.
Anche l'acido solfidrico H2S dà lo ione solfuro perdendo 2 ioni H+.
Se perde un solo ione H+, dà H2S lo ione HS–, detto idrogenosolfuro o bisolfuro.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Nomenclatura dei composti ionici: gli anioni
Il nome degli ossianioni si ottiene aggiungendo al nome dell'elemento il suffisso -ato:
Ione carbonato: CO32– Ione fosfato: PO43 –
Gli alogeni possono formare addirittura 4 diversi ossianioni (tutti con una sola carica negativa), e sono necessari anche i prefissi ipo- e per-. Per esempio per il cloro:
Ione ipoclorito: ClO– Ione clorito: ClO2– Ione clorato: ClO3– Ione perclorato: ClO4–
Molti elementi possono formare più di un ossianione. In questo caso il suffisso -ato è riservato allo ione con più ossigeno, e quello con meno ossigeno assume il suffisso -ito.
Ione solfato: SO42– Ione solfito: SO32 – Ione nitrato: NO3– Ione nitrito: NO2–
Nomenclatura dei composti ionici: gli anioni
Se gli ossiacidi non perdono tutti gli idrogeni, otteniamo ioni che contengono idrogeno, come:
Ione idrogenosolfato (o ione bisolfato) HSO4– Ione idrogenosolfito (o ione bisolfito) HSO3– Ione idrogenocarbonato (o ione bicarbonato): HCO3– Ione idrogenofosfato (qui non c'è altro nome): HPO42–
Ione diidrogenofosfato (qui non c'è altro nome): H2PO4–
Gli ossianioni derivano dagli ossiacidi, composti molecolari (ancora una volta per perdita di 1 o più H+):
Ione solfato: SO42– da acido solforico: H2SO4 Ione solfito: SO32 – da acido solforoso: H2SO3 Ione nitrato: NO3– da acido nitrico: HNO3 Ione nitrito: NO2– da acido nitroso: HNO2
Ione fosfato: PO43– da acido fosforico: H3PO4 (l'unico con 3 H!)
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Nomenclatura dei composti ionici
Alcuni composti ionici danno cristalli che contengono acqua in proporzione definita, detta acqua di cristallizazione. Questi sali si dicono sali idrati, la loro formula può essere scritta:
CuSO4• 5 H2O
e il loro nome è del tipo: solfato di rame (II)pentaidrato.
Una volta che si è determinato il nome del catione e dell'anione, il nome del composto ionico si ottiene semplicemente scrivendo:
(anione) di (catione) Per esempio:
Solfato di sodio Na2SO4 Cloruro di potassio: KCl
Idrogenosolfito di ammonio NH4HSO3 Perclorato di ferro (II): Fe(ClO4)2 Bicarbonato di sodio: NaHCO3 Idrogenofosfato di ferro (III) Fe2(HPO4)3 In alternativa, si può dire: Sodio solfato, potassio cloruro, ecc.
In ogni caso nella formula il numero delle cariche positive dei cationi deve essere pari al numero di cariche negative degli anioni, ma il numero di cationi e di anioni non compare nel nome.
Nomenclatura dei composti molecolari
I composti molecolari inorganici binari formati da idrogeno e non metalli vengono detti cloruro di idrogeno (HCl), solfuro di idrogeno (H2S), cianuro di idrogeno (HCN); le soluzioni acquose di questi composti sono gli acidi in -idrico visti precedentemente.
Ci limiteremo alla nomenclatura dei composti molecolari inorganici.
Molti composti molecolari inorganici binari contengono elementi dei gruppi 16 o 17 (O, S, e gli alogeni).
Per questi composti la nomenclatura è simile a quella dei composti ionici, ma utilizzando i prefissi greci (di, tri, tetra, penta, esa, epta, ecc.) per indicare il numero degli atomi di ciascun tipo presenti.
Per esempio:
Tricloruro di fosforo PCl3 Ossido di diazoto N2O Esafluoruro di zolfo SF6 Pentossido di diazoto: N2O5
In alcuni casi, invece di usare i prefissi greci gli ossidi vengono chiamati mettendo tra parentesi il numero di ossidazione (che definiremo in seguito) del non metallo.
Quindi Mn2O7 è eptossido di dimanganese oppure ossido di manganese (VII).
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
La quantità di sostanza: la mole
La formula dell'acqua è H2O, e quindi in un qualsiasi campione d'acqua ci sono due atomi di idrogeno per ogni atomo di ossigeno.
Eppure, se facciamo decomporre 100 g di acqua, otteniamo 11.1 g di idrogeno e 88.9 g di ossigeno: le masse dei due elementi non ci indicano direttamente il rapporto tra gli atomi dei due elementi.
Questo succede perché gli atomi di elementi diversi hanno pesi diversi; nel nostro caso l'idrogeno è molto più leggero dell'ossigeno.
In chimica è quindi opportuno usare un'altra unità di misura per misurare la quantità di sostanza, che misuri il numero di atomi presenti nel nostro campione.
Questa unità di misura è la mole:
una mole è pari a 6.0221·1023 atomi
Il numero 6.0221·1023 è detto numero di Avogadro ed è indicato con il simbolo NA, per cui possiamo anche dire che "una mole è pari a NA atomi".
Il concetto di mole non è limitato agli atomi. Per esempio possiamo dire "una mole di acqua" intendendo "NA molecole di acqua".
Quindi dalla decomposizione di una mole di acqua otteniamo due moli di atomi idrogeno e una mole di atomi di ossigeno.
La quantità di sostanza: la mole
Il concetto di mole quindi in sé non è difficile: diciamo "una mole di atomi" per dire
"602210000000000000000000 atomi", così come diciamo "una dozzina di uova"
per dire "12 uova".
Ma perché è stato scelto proprio il numero NA per la definizione di mole? Perché in questo modo la massa in grammi di una mole di un elemento è pari alla massa atomica dell’elemento.
Per esempio, in questo NA una mole di atomi di idrogeno pesa 1.008 g, cioè proprio la massa atomica che troviamo nella tavola periodica. Invece una mole di atomi di sodio pesa 23.99 g.
Visto che parliamo di un grandissimo numero di atomi, per gli elementi che hanno più isotopi quello che conta non è la massa di ogni singolo isotopo, ma la massa isotopica media.
Insomma il numero che troviamo nella tavola periodica rappresenta due grandezze diverse, che hanno lo stesso valore numerico ma diverse unità di misura:
• la massa atomica (più spesso chiamata peso atomico), massa di un singolo atomo dell’elemento, espressa in uma
• la massa molare dell'elemento, cioè la massa di una mole dell'elemento, che molare ha come unità g·mol-1 (che si può scrivere anche g/mol).
Quindi: la massa molare di tutti gli elementi è riportata nella tavola periodica.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Mole e massa molare
La mole è una unità di misura del sistema SI, ha il simbolo mol, e i normali multipli e sottomultipli: possiamo dire per esempio 1.235 mmol (millimoli) o 5.432 μmol (micromoli).
Quindi: per misurare una mole di una sostanza basta misurarne un numero di grammi pari alla sua massa molare.
Come è possibile passare da quantità di sostanza (numero di moli) a massa (numero di grammi) e viceversa?
È sufficiente conoscere la massa molare dell'elemento, cioè la massa di una mole dell'elemento. La massa molare ha come unità g·mol-1.
Per i composti molecolari, la massa molare è data dalle somma delle masse molari degli atomi che compongono la molecola.
Per i composti ionici è pari alla somma degli atomi che costituiscono l'unità formula.
Ognuno dei campioni illustrati contiene 1 mol di atomi dell'elemento. Muovendo in senso orario dall'angolo superiore destro abbiamo 32 g di zolfo, 201 g di
mercurio, 207 g di piombo, 64 g di rame e 12 g di carbonio.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Per passare da quantità di sostanza a massa
massa = quantità di sostanza · massa molare o, in simboli m = n · M
Per passare da massa a quantità di sostanza
quantità di sostanza = massa / massa molare o, in simboli
M n = m
Miscele
Una miscela è differente da un composto per varie ragioni:
ha composizione variabile
i componenti della miscela conservano molte delle loro proprietà
i componenti della miscela possono essere separati con tecniche fisiche Le miscele possono essere distinte in eterogenee ed omogenee:
i componenti di una miscela eterogenea possono essere distinti al microscopio o anche ad occhi nudo
una miscela omogenea ha invece composizione identica in ogni suo punto.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Tecniche fisiche di separazione
Alcune tecniche fisiche per separare i componenti di una miscela eterogenea sono:
decantazione: si basa sulla differenza di densità dei componenti, si aspetta semplicemente che il componente più leggero galleggi, o che quello più pesante si depositi sul fondo.
filtrazione: questa tecnica permette di separare un solido sospeso in un liquido.
Alcune tecniche fisiche per separare i componenti di una miscela omogenea sono:
distillazione: si basa sulla differente volatilità dei componenti, quello che bolle a temperatura più basse si allontana e viene poi fatto condensare in un altro pallone.
cromatografia: questa tecnica è molto importante, ma sarà studiata in corsi successivi.
Soluzioni
Una soluzione è una miscela omogenea in cui uno dei componenti (detto solvente) è molto più abbondante degli altri (detti soluti).
Il solvente determina lo stato fisico (solido, liquido o gassoso) della soluzione.
Nella chimica inorganica sono molto comuni le soluzioni acquose, quelle in cui il solvente è l'acqua.
Esistono anche soluzioni solide, tra cui le leghe metalliche come l'ottone, soluzione di rame nello zinco.
A volte un soluto si separa dalla soluzione e formando lentamente dei cristalli: questo processo si chiama cristallizzazione.
Altre volte il soluto si separa molto velocemente, e non avendo tempo per formare cristalli forma una polvere sottile: questo processo si chiama precipitazione.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Composizione di una miscela
Esistono diversi modi per esprimere la composizione di una miscela, a secondo dell'uso che bisogna fare di questa informazione.
% in peso:
% in volume (usata per miscele di due liquidi):
Frazione molare, simbolo x
in un sistema di due componenti:
in un sistema di n componenti:
⋅100
= massadellasoluzione soluto del
massa
p
%p
⋅100
= +
soluto solvente
soluto v
v V V
% V
2 1
1
1 n n
x n
= +
2 1
2
2 n n
x n
= +
n
Totali n n n
n n
x n
+ +
= +
= 1 2 ...
1 1
1
Concentrazione molare
Uno delle unità di misura per la concentrazione più usate in chimica è la concentrazione molare o molarità (simbolo M).
soluzione della
volume
soluto di
molarità = moli
V
= n M
L'unità di misura della molarità è mol·L-1, spesso indicata con M.
La molarità è definita come:
o, in simboli
Per quanto riguarda le soluzioni la composizione della miscela è di solito espressa in termini di concentrazione, intesa come misura quantitativa del soluto presente nella soluzione. Una soluzione con molto soluto di dice concentrata, una con poco soluto si dice diluita.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Uso della molarità
Per trovare il volume di soluzione che contiene un certo numero di moli, basta scrivere:
molarità soluto di
soluzione moli della
volume =
V
= n M
Lavorare con una soluzione a molarità nota permette di misurare un numero di moli desiderate semplicemente misurando un volume di soluzione.
M V = n
Per trovare il numero di moli contenute in un certo volume, invece:
soluzione della
volume molarità
soluto di
moli = ⋅
n = M ⋅ V
Diluizione
Un processo molto comune in chimica è la diluizione. Si prende un volume noto di soluzione, e si aggiunge altro solvente (sempre in quantità nota), in modo da ottenere una soluzione più diluita.
Qual è la relazione tra la concentrazione M1 prima della diluizione e la concentrazione M2 dopo la diluizione?
Bisogna considerare il che il numero di moli di soluto rimane invariato, per cui:
n1 = n2 e quindi:
M1·V1 = M2·V2
1 1
1
V
= n M
2 2
2
V
= n M
Normalmente questa espressione ci serve a calcolare:
• la molarità finale di una soluzione dopo una diluizione (incognita M2)
• la quantità di solvente da aggiungere per ottenere una certa molarità finale (incognita V2, che però è il volume totale, non quello da aggiungere!)
Anche quando si mescolano due soluzioni, il volume del solvente varia, e bisogna calcolare le nuove concentrazioni molari.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Concentrazione molale
La molalità è molto meno comoda da usare della molarità, ma viene usata in quanto alcune delle proprietà fisiche delle soluzioni sono funzione della molalità e non della molarità. L'unità di misura è mol·kg-1, normalmente indicata con m (corsivo).
Fortunatamente, per soluzioni acquose e molto diluite, i valori numerici di molarità e molalità sono molto simili.
Un’altra maniera di esprimere la concentrazione è la molalità. La molalità è definita come:
solvente di
massa
soluto di
molalità = moli
Convertire la molalità in molarità non è banale, e può esser fatto solo se è nota la densità della soluzione (in kg·L-1), e la massa molare del soluto.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Per passare da molalità a molarità
• si considera una quantità di soluzione che contiene 1 kg di solvente, e quindi un numero di moli di soluto pari alla molalità
• si calcola la massa del soluto (moli di soluto · massa molare)
• si calcola la massa della soluzione sommando le masse del soluto (appena calcolata) e del solvente (1 kg)
• si calcola il volume della soluzione (dalla massa, usando volume = massa / densità)
• infine, si calcola la molarità (moli di soluto / volume della soluzione)
Per passare da molarità a molalità
• si considera 1 L di soluzione, che contiene un numero di moli di soluto pari alla molarità
• si calcola la massa della soluzione (che per 1 L è pari al valore della densità)
• si calcola la massa del soluto (moli di soluto · massa molare)
• si calcola la massa del solvente sottraendo la massa del soluto dalla massa della soluzione
• infine, si calcola la molalità (moli di soluto / massa di solvente)
Le equazioni chimiche
La chimica studia le reazioni chimiche, cioè la trasformazione di composti in altri composti.
Una reazione chimica può essere rappresentata da una equazione chimica, in cui reagenti e prodotti della reazione sono separati da una freccia:
Na + H2O → NaOH + H2
Così come scritta, l'equazione ci dà un idea solo qualitativa della reazione, cioè ci dice quali sostanze si trasformano in quali sostanze.
Per scrivere una equazione che sia valida anche dal punto di vista quantitativo, bisogna ricordare che nelle reazioni chimica gli atomi si combinano in modo diverso, ma non si creano né si distruggono.
Per questo, in una equazione chimica ai due lati della freccia devono apparire lo stesso numero di atomi di ciascun elemento.
Per ottenere questo, si moltiplicano reagenti e prodotti per dei numeri, detti coefficienti stechiometrici, scelti opportunamente. Nel nostro caso:
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 (il coefficiente 1 si omette)
Una equazione chimica del genere è detta equazione chimica bilanciata.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Le equazioni chimiche
L'equazione chimica bilanciata:
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
significa: 2 atomi di Na reagiscono con due molecole di acqua, per dare 2 unità formula di NaOH ed una molecola di H2.
Ma se moltiplichiamo l'equazione per il numero di Avogadro NA, abbiamo:
(2 NA) Na + (2 NA) H2O → (2 NA) NaOH + (NA) H2 cioè:
2 mol di Na + 2 mol di H2O → 2 mol di NaOH + 1 mol di H2
che significa: 2 moli di Na reagiscono con due moli di acqua, per dare 2 moli di NaOH ed una mole di H2.
I coefficienti stechiometrici di una equazione chimica bilanciata indicano anche i rapporti in moli tra reagenti e prodotti.
Quando si vogliono considerare gli aspetti quantitativi di una reazione chimica la prima cosa da fare è scrivere l'equazione chimica e bilanciarla.
Le equazioni chimiche
Le informazioni fornite da una equazione chimica possono essere ulteriormente arricchite dallo stato fisico dei reagenti e prodotti (simbolo di stato):
2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)
dove (s) significa solido, (l) liquido, (g) gassoso e (aq) sciolto in acqua.
Alcune reazioni avvengono in seguito al riscaldamento, e questo si indica usando il simbolo Δ sulla freccia.
Altre reazioni avvengono solo in presenza di sostanze che non sono reagenti, ma fanno aumentare la velocità di reazione, e sono detti catalizzatori. Anche i catalizzatori vanno sulla freccia.
CaCO3 (s) Δ CaO (s) + CO2 (g)
2 SO2 (g) + O2 (g) V2O5 2 SO3 (g)
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Le soluzioni acquose
Non tutte le sostanze si sciolgono in acqua: quelle che si sciolgono sono dette solubili, e quelle che non si sciolgono insolubili.
In realtà non è detto che una sostanza insolubile non si scioglie per niente in acqua:
definiamo sostanze insolubili che si sciolgono al massimo per 0.1 M (0.1 mol L-1).
I soluti si dividono in elettroliti e non elettroliti.
I non elettroliti sono in genere composti molecolari. In soluzione abbiamo singole molecole circondate dalle molecole del solvente. Tra i soluti non elettroliti citiamo l'acetone, il metanolo, il glucosio.
Una soluzione di un non elettrolita (come del resto l'acqua pura) non è in grado di condurre l'elettricità.
Gli elettroliti
Gli elettroliti sono quelle sostanze che in acqua sono presenti sotto forma di ioni, Gli ioni sono liberi di muoversi per la soluzione, che diventa capace di condurre l'elettricità (l'elettricità è un flusso di cariche elettriche).
Tutti i composti ionici che si sciolgono in acqua sono elettroliti. In questo caso gli ioni esistono già nel solido.
Anche alcuni composti molecolari però sono elettroliti, poiché formano ioni al momento della dissoluzione reagendo con l'acqua. Tra questi gli acidi alogenidrici, per esempio HCl, che in acqua forma ioni Cl– e H3O+, e più in generale molti acidi.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Gli elettroliti
In soluzione, gli ioni sono circondati da molecole di acqua, che li stabilizzano: si dice che gli ioni sono idrati.
L'idratazione degli ioni impedisce che si riformi nuovamente il solido ionico, ed è quindi essenziale per la sua dissoluzione.
Elettroliti forti e deboli
Gli elettroliti visti finora, che in acqua formano esclusivamente ioni, sono detti elettroliti forti.
Esistono anche delle sostanze molecolari che in acqua formano in piccola parte ioni, ma per la maggior parte rimangono sotto forma di molecole. Queste sostanze sono dette elettroliti deboli.
Tra queste ricordiamo l'acido acetico, CH3COOH, che in soluzione rimane per la maggior parte come tale, ma forma anche un po' di ioni CH3COO– e H3O+.
acqua pura elettrolita debole elettrolita forte
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Le reazioni di precipitazione
Abbiamo detto che non tutti i composti sono solubili. In particolare esistono molti sali (composti ionici) che non sono solubili in acqua.
Ogni volta che in una soluzione acquosa sono presenti ioni che, insieme, possono formare un solido insolubile, il composto insolubile si forma velocemente sotto forma di polvere finissima (precipitazione).
Tipicamente, una reazione di precipitazione di forma quando si mescolano due soluzioni di elettroliti forti solubili, una delle quali contiene l'anione, e l'altra il catione del sale insolubile che si viene a formare (naturalmente questo non è l'unico modo possibile per avere precipitazione).
Per esempio:
NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq)
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Equazioni chimiche ioniche e ioniche nette
La reazione scritta prima può anche essere espressa in forma ionica, per mettere in evidenza che le specie effettivamente esistenti in soluzione sono gli ioni:
Na+ (aq) + Cl– (aq) + Ag + (aq) + NO3–(aq) → AgCl (s) + Na+ (aq) + NO3–(aq) Come si vede, gli ioni sodio e nitrato non partecipano effettivamente alla reazione, poiché si ritrovano invariati ai due lati della freccia (sono detto ioni spettatori).
Possono allora essere eliminati per dare l'equazione ionica netta: Cl– (aq) + Ag + (aq) → AgCl (s)
L'equazione ionica netta mette in evidenza il processo chimico che effettivamente avviene; tuttavia non è più presente informazioni sui sali effettivamente usati per effettuare la reazione, e, per esempio, l'equazione ionica netta scritta va ugualmente bene per descrivere la reazione tra cloruro di potassio e perclorato d'argento.
Sali solubili e sali insolubili
È importante avere una idea di quali sali siano solubili, e quali insolubili.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Le reazioni acido-base
La prima definizione utile di acido è quella di Arrhenius:
Acido è un composto che contiene idrogeno e in acqua forma ioni idrogeno.
Base è un composto che in acqua produce ioni idrossido.
Sicuramente basi sono tutti gli idrossidi solubili, perché sono elettroliti forti, ma anche l'ammoniaca è una base, perché:
NH3 (aq) + H2O (l) → NH4+ (aq) + OH– (aq) (la reazione non è completa)
Questa definizione comprende quasi tutti gli acidi e basi che comunemente usiamo, ma è poco generale, perché fa riferimento a un particolare solvente, l'acqua.
I concetti di acido e di base sono concetti antichi, ma il loro significato è andato via via cambiando con il tempo.
Per gli antichi chimici, gli acidi erano riconosciuti dal loro sapore aspro, mentre le basi (dette anche alcali) dalla loro sensazione saponosa al tatto. In seguito, si notò che tutti gli acidi, da una parte, e tutte le basi, dall'altra, erano capaci di far cambiare colore ad alcune sostanze, dette indicatori.
Acidi e basi di Brønsted e Lowry
Una migliore definizione di acidi e di basi è stata data da Brønsted e Lowry, ed è quella ancora in uso:
Un acido è una sostanza che può cedere protoni Una base è una sostanza che può accettare protoni.
HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl– (aq)
lo ione H3O+ è detto ione idronio, ed è presente in tutte le soluzioni di acidi in acqua.
Invece il metano non è un acido, perché non avviene la reazione:
CH4 (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + CH3– (aq)
Anche CH3COOH è un acido, ed è detto acido acetico, e può cedere il protone evidenziato. L'acido acetico è un acido organico.
In generale tutti i composti organici che hanno il gruppo carbossile (-COOH) sono acidi, e sono detti acidi carbossilici.
I protoni sono gli ioni H+, che in soluzione non possono esistere come tali, ma possono facilmente passare da una molecola all'altra.
Per esempio l'acido cloridrico è una acido perché in soluzione acquosa cede il protone all'acqua:
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Acidi e basi di Brønsted e Lowry
Gli acidi visti finora possono cedere un solo protone, e sono detti monoprotici.
Acidi come H2SO4 (acido solforico) possono cedere due protoni, e sono detti diprotici o, più in generale, poliprotici.
Scrivendo la formula di un acido, gli idrogeni che possono essere ceduti come protoni vengono scritti al primo posto (eccezione: gli acidi carbossilici).
Per quanto riguarda le basi, tutti gli idrossidi sono basi perché lo ione ossidrile può accettare un protone dando acqua:
Na+ (aq) + OH – (aq) + HCl (aq) → H2O (l) + Na+ (aq) + Cl– (aq) Si noti che la base reale è lo ione idrossido, mentre lo ione sodio è uno ione spettatore.
Anche l'ammoniaca è una base di Brønsted :
NH3 (aq) + H2O (l) → NH4+ (aq) + OH– (aq)
perché è in grado di accettare un protone (in questo caso dall'acqua) e trasformarsi nello ione ammonio.
Acidi e basi forti e deboli
La definizione di Brønsted e Lowry (e già quella di Arrhenius) implica che gli acidi e le basi sono elettroliti. Come gli elettroliti, acidi a basi possono essere classificati in forti e deboli.
Un acido è forte se in soluzione tutte le molecole dell'acido cedono il loro protone al solvente (ossia se l'acido è completamente deprotonato).
Un acido è debole se in soluzione solo alcune delle molecole dell'acido cedono il loro protone al solvente (ossia se l'acido non è completamente deprotonato).
Analogamente per le basi:
Una base è forte se in soluzione tutte le molecole della base acquistano un protone dal solvente (ossia se la base è completamente protonata).
Una base è debole se in soluzione solo alcune delle molecole della base acquistano un protone dal solvente (ossia se la base non è completamente protonata).
Ovviamente questa definizione dipende dal solvente: un acido forte in acqua può essere debole in un altro solvente, e viceversa.
Per questo si dovrebbe dire "acido forte in acqua" e "base forte in acqua" (o in altro solvente). Normalmente però, si dice semplicemente "acido forte", intendendo in acqua.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Acidi e basi forti
Gli acidi e basi forti più comuni sono in questa tabella
Acidi e basi forti
Per quanto riguarda gli acidi:
Qualunque acido forte messo in soluzione acquosa non esiste più come tale, poiché tutte le molecole cedono i loro protoni all'acqua, che diventa H3O+.
D'altra parte, lo ione H3O+ può sicuramente cedere un protone a qualche altra specie e tornare acqua, per cui è un acido a tutti gli effetti.
Quindi: in una soluzione di acido forte, l'acido effettivamente presente in soluzione è lo ione idronio H3O+.
Tra le basi forti, gli ossidi dei metalli alcalini e alcalino-terrosi sono ionici, e lo ione O2– è sicuramente una base forte:
O2– (aq) + H2O (l) → 2 OH– (aq)
Anche gli idrossidi di questi elementi sono basi forti; ma in questo caso la reazione con l'acqua dello ione idrossido porta allo stesso ione idrossido:
OH– (aq) + H2O (l) → H2O (l) + OH– (aq)
Quindi: In una soluzione di una base forte, la base effettivamente presente in soluzione è lo ione idrossido OH–.
1 – I fondamenti.pdf – V 1.2 – Chimica Generale – Prof. A. Mangoni– A.A. 2006/2007
Acidi e basi deboli
Tra gli acidi deboli, ricordiamo gli acidi carbossilici come l'acido acetico CH3COOH, ma anche molti acidi inorganici come l'acido cianidrico HCN.
Tra le basi deboli, la più comune è l'ammoniaca NH3.
Il fatto che l'ammoniaca non si protoni completamente è dovuto al fatto che lo ione che si forma, ione ammonio NH4+, è a sua volta capace di cedere il protone appena acquistato: è cioè un acido secondo la definizione di Brønsted.
Quindi la base debole ammoniaca, acquistando il protone si trasforma in un acido (sempre debole), lo ione ammonio, che è detto acido coniugato della base ammoniaca.
Analogamente l'acido debole acido acetico, cedendo il protone si trasforma nella base ione acetato, che è la base coniugata dell'acido acetico.
Quindi le coppie ione ammonio/ammoniaca e acido acetico/ione acetato sono dette coppie coniugate acido-base.
