Corsi di Azzeramento di Chimica Facoltà di Ingegneria

1. Corsi di Azzeramento di Chimica Facoltà di Ingegneria • Programma: • Nomenclatura delle sostanze chimiche inorganiche • Significato quantitativo e qualitativo delle formule chimiche • Impostazione delle equazioni di reazione • Reazioni e rapporti quantitativi

2. Oggi di chimica siamo circondati, molto più di ieri. Semplici gesti come chiudere la zip di una giacca a vento di nylon (polimero), o accendere il gas (idrocarburo gassoso), o prendere un’aspirina (acetilsalicilato), o usare le lenti a contatto, ci fanno capire quanta Chimica c’è nella nostra vita quotidiana. In soli duecento anni la Chimica ha dato impulso a una serie di industrie: da quella estrattiva a quella metallurgica, da quella del gas a quella del petrolio, dagli alimentari alla farmaceutica, dai coloranti alle materie plastiche. E’ entrata a far parte delle nostre case, del nostro arredo, dei nostri oggetti e del nostro abbigliamento. Ha invaso anche l’ambiente. Fin troppo. Le nuove frontiere della Chimica la vedono oggi impegnata nell’industria del recupero, del trattamento ecologico e dei sistemi antiinquinamento.

3. ATOMO costituito da: • Nucleo: Protoni (+) e neutroni, noti come nucleoni; • Periferia: elettroni (-). Ogni atomo è completamente definito una volta noti: • Z= Numero atomico: Numero dei protoni contenuti nel nucleo atomico • A=Numero di massa: Numero totale dei nucleoni (protoni più neutroni) presenti nel nucleo di un dato atomo: identifica i vari isotopi di uno stesso elemento. ZAA -e- +e- Atomo neutro Catione Anione

4. Inorganici tutti gli altri (es:HCl, H2O) Organici Contengono C e H(es:C6H12O6;CH4 ) SOSTANZE CHIMICHE Composti Sostanze costituite da due o più elementi, con atomi in proporzioni definite (H2O) Elementi costituiti da un’unica specie atomica (H2) COMPOSTI

5. Distinguiamo: • Composti molecolari: Costituiti da MOLECOLE (aggruppamento di atomi congiunti secondo una specifica disposizione). • Composti ionici: Costituiti da IONI( atomo, o gruppo di atomi dotati di una carica elettrica + o -). I composti sono quindi definibili come combinazioni di elementi. Gli atomi dei diversi elementi che lo costituiscono, sono presenti i proporzione costante e caratteristica. Le loro caratteristiche fisiche e chimiche sono diverse da quelle degli elementi costituenti.

10. FORMULE CHIMICHE • FORMULA MINIMA (o SEMPLICE o BRUTA): esprime il rapporto tra i diversi atomi di una molecola, utilizzando i più piccoli numeri interi come pedici (per composti molecolari, covalenti e ionici). • FORMULA MOLECOLARE: esprime non solo il rapporto tra gli atomi dei vari elementi, ma indica anche il numero reale di atomi dei vari elementi in una singola molecola (per composti molecolari). • FORMULA DI STRUTTURA: Indica come gli atomi di una molecola sono uniti tra loro e come sono disposti nello spazio. C5H4 C10H8  naftalene

11. Nomenclatura Alfabeto della chimica Le regole di nomenclatura attualmente in uso sono state formulate dalla COMMISSIONE dell’UNIONE di CHIMICA PURA e APPLICATA (IUPAC). In base a tali regole è possibile stabilire la formula del composto o risalire al nome dalla formula.

12. LA TAVOLA PERIODICA

13. Gli elementi, per proprietà fisica e comportamento chimico, si possono suddividere in METALLI e NON METALLI. Esistono alcuni elementi che, in corrispondenza di un loro numero di ossidazione, presentano caratteristiche intermedie e sono detti ANFOTERI. NUMERO DI OSSIDAZIONE Rappresenta lo stato di combinazione di un elemento in un composto, da un punto di vista formale e pratico. Esso consiste nella carica elettrica formale che l’elemento assume in un composto se si pensa di associare gli elettroni di ciascun legame all’atomo considerato più elettronegativo. Il numero di ossidazione può quindi assumere valori sia positivi che negativi. Quando gli elettroni di legame vengono assegnati all’elemento più elettronegativo, esso si carica di tante cariche negative quanti sono gli elettroni acquistati. Sostanzialmente, si tratta di un concetto di comodo, utile artificio per scrivere la formula di un composto o per definirne il nome, nota la formula

14. ELEMENTI Non-Metalli Anfoteri Metalli Non- Metallo Metallo Sia i metalli che i non metalli formano, nei loro numeri di ossidazione positivi, composti binari con l’ossigeno O2 O2 Anidride Ossido Basico H2O H2O Acido Idrato Sale Metallo+H2 IDRURO Non-Metallo+H2 IDRACIDO

15. REGOLE: • Il n.o. di una specie elementare è zero: N2, O2.. • Nel calcolo del n.o. non si tiene conto dei legami tra atomi dello stesso elemento. • Il n.o. di un catione o di un anione corrisponde alla propria carica. • L’idrogeno H ha sempre n.o. +1, tranne che negli idruri (composti binari con i metalli) in cui presenta n.o. –1: +1: in H2O, NH3.. -1: in NaH, CaH2… • L’ossigeno O ha sempre n.o. –2, tranne in OF2 (n.o. +2) nei perossidi (-O-O-, n.o. –1) e nei superossidi (n.o. –1/2). • Il fluoro F ha sempre n.o. –1. • Il cloro Cl ha sempre n.o. –1, tranne nei legami con F e con O in cui assume n.o. positivi. • Il Br ha sempre n.o. –1 tranne nei legami con F, O e Cl in cui presenta n.o. positivi. • I metalli hanno sempre n.o. positivi; i metalli alcalini: n.o.+1

16. In generale, per ricavare il numero d’ossidazione basta fare un conteggio delle cariche nella molecola in oggetto, tenendo conto del fatto che la loro somma deve essere nulla • I metalli alcalino terrosi, Zn e Cd: n. o. + 2. • Il B e l’Al: n.o. +3 • In una molecola la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi deve essere zero. • In uno ione (positivo o negativo) la somma algebrica dei n.o. deve essere uguale alla carica dello ione stesso. Es: 1)CaCO3 O= 3*(-2)= -6 Ca= +2 Il C dovrà avere n.o.= +4 2)CH4 H= 4*(+1) Il C dovrà avere n.o.= -4

17. Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: M(+1) + O(2-) M2O M(+2) + O(2-) MO M(+3) + O(2-) M2O3 M(+4) + O(2-) MO2 Non metallo + Ossigeno: ExOy x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: E(+1) + O(2-) E2O E(+2) + O(2-) EO E(+3) + O(2-) E2O3 E(+4) + O(2-) EO2 E(+5) + O(2-) E2O5 E(+7) + O(2-) E2O7 Metallo + Ossigeno: MxOy Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero • Qual’è il n.o. del Manganese (Mn)nel composto KMnO4? • Qual’è il n.o. del Cromo (Cr) nei seguenti composti neutri: Cr2O3, K2CrO4? • Qual’ è il n.o. dello zolfo (S), nei seguenti anioni: SO42-, SO32-?

18. Nomenclatura Tradizionale Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione Alla parola OSSIDO si fa seguire il nome dell’elemento; si può anche usare la proposizione di, seguita dal nome dell’elemento Es: Al2O3 Se l’elemento ha due numeri di ossidazione: Alla parola OSSIDO si aggiunge un attributo costituito dalla radice del nome dell’elemento e da un suffisso: • OSO riferito al numero di ossidazione più basso • ICO riferito al numero di ossidazione più alto (anche usato per composti derivati da elementi con n.o. unico) Ossidi Basici (metallo+ ossigeno): • La formula degli ossidi si ottiene: • Scrivendo il simbolo dell’ossigeno di seguito a quello del metallo; • Aggiungendo i pedici, bilanciando i n.o. degli elementi coinvolti affinchè la molecola sia elettricamente neutra.

19. Ossidi acidi o anidridi (non metalli + ossigeno) • Si ottengono analogamente agli ossidi. • Es: • Anidride Carbonica • C(n.o.=4+) + O (n.o.=2-)= C2O4= CO2 • Anidride Solforosa (possibili n.o. per lo S = 4+, 6+) • S(n.o.=4+) + O (n.o.=2-)= SO2 • Anidride Solforica • S(n.o.=6+)+ O (n.o.=2-)= S2O6 = SO3 • Alcuni non metalli (soprattutto gli alogeni) presentano più di due n.o. positivi. Il loro nome si indica con la parola anidride seguita da un attributo al femminile con gli stessi suffissi OSA e ICA. • Si utilizzano, oltre ai suffissi, anche i prefissi IPO- e PER- per distinguere i possibili composti: Rapporto: 2 a 3 prefisso sesqui

20. Elemento Radice Esempio Ferro ferr- Ossido ferroso Elemento Radice Esempio Iodio iod- Iodato, ioduro Azoto Nitr- Nitrito, Nitrato Rame rame- Ossido rameico Zolfo Solfor-, solf- Acido solforico, solfato Fosforo Nichel Fosfor-, fosf nichel- Idrato nicheloso Acido fosforico, fosfato Arsenico Arseni-, arsen- Arseniato, acido arsenico Manganese Mangan- Ossido manganoso Stagno Stann- Idrato stannoso Oro Aur- Cloruro Aurico Riassumendo:Dal nome dell’elemento si ricava la radice da usare nella formula dei relativi composti, o togliendo la “o” finale, o la “io” finale oppure, per terminazioni differenti, lasciando il nome dell’elemento tal quale.  Le più importanti eccezioni a queste regole sono: Se un elemento ha 2 numeri di ossidazione, i composti formati con il minore assumono la desinenza -OSO, quelli con n.o. maggiore, la desinenza -ICO. A più n.o. corrisponderanno, per n.o. crescenti, prefissi e suffissi: IPO-… -OSO -OSO -ICO PER-…-ICO N.o. crescenti

21. PEROSSOCOMPOSTI • Sono composti in cui un ossigeno è sostituito con un gruppo O22- (gruppo PEROSSO). Sono cioè composti che contengono più ossigeno del necessario. Essi vengono indicati con il prefisso PER- o PEROSSO-. • Es: • Perossido di sodio Na2O2 (Na2O+ sostituzione) • Acido perossosolforico H2SO5(H2SO4+ sostituzione) • (persolforico) • Perossido di idrogeno H2O2 (H2O + sostituzione) • (acqua ossigenata)

22. IDROSSIDI (BASI) Derivano formalmente dalla reazione di ossidi basici (ossidi metallici) con acqua: K2O + H2O  2 KOH Sono costituiti dallo ione METALLICO positivo Mn+ e da n IONI OSSIDRILI OH-. La loro formula si ottiene unendo al metallo un numero di gruppi OH pari al numero d’ossidazione del metallo: M(OH)n . Per la nomenclatura valgono le regole già viste : NaOH (Mono)Idrossido(o idrato) di sodio Fe(OH)2 Diidrossido di ferro (o idrato Ferroso) Fe(OH)3Triidrossido di ferro(o idrato Ferrico) Ca(OH)2Diidrossido di calcio Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione si può utilizzare la sola preposizione di: Mg(OH)2: Idrossido di magnesio L’idrossido d’ammonio, NH4OH rappresenta un caso particolare

23. Derivano dalle anidridi per formale addizione di H2O. • La formula si ottiene sommando aritmeticamente gli atomi presenti nella molecola di anidride e quelli di H2O e scrivendoli nell’ordine: HnNon-MetallomOssigenot • Al nome dell’acido si associano gli stessi prefissi e suffissi dell’anidride da cui deriva. SO2 + H2O  H2SO3 (acido solforoso) (anidride solforosa) SO3 + H2O  H2SO4 (acido solforico) (anidride solforica) N2O5 + H2O  H2N2O6  2HNO3 (anidride nitrica) (acido nitrico) CO2 + H2O  H2CO3 (acido carbonico) (anidride carbonica) Acidi Ossigenati

24. Alcuni non metalli, soprattutto del IV e del V gruppo formano acidi con formula corrispondente all’addizione di una quantità variabile di molecole di H2O all’anidride. Così per uno stesso numero di ossidazione possono esistere diversi acidi, distinguibili con appropriati prefissi, fermo restando il suffisso associato a quel n.o. All’aumentare del numero di molecole d’acqua si usano i seguenti suffissi: META-, PIRO- (o DI-), ORTO. P2O5 + H2O  HPO3 (acido metafosforico) P2O5 + 2 H2O  H4P2O7 (acido pirofosforico o difosforico) P2O5 + 3 H2O  H3PO4 (acido ortofosforico) Peracidi: Acidi in cui è presente un legame del tipo -O-O- Es: acido persolforico H2SO5 Acidi Ossigenati

25. ACIDI ACIDI OSSIGENATI IDRURI e IDRACIDI + acqua OSSIDI ACIDI

26. IDRURI • Sono composti binari dei metalli con l’idrogeno, con n.o. negativo: Me(n+)H(-1)n • La loro formula si ottiene unendo al metallo tanti H quanti sono gli elettroni che il metallo possiede in eccedenza rispetto alla struttura del gas nobile. • Idruro di calcio CaH2 • Idruro di alluminio AlH3 • Idruro di sodio NaH • IDRACIDI • Anche gli alogeni e lo zolfo formano nei loro n.o. negativi, acidi binari con l’H. Si indicano col suffisso –IDRICO. La loro formula si ottiene facendo precedere il simbolo del non-metallo da tanti H quanti sono gli elettroni che mancano all’elemento in questione per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile. • HF acidofluoridrico (fluorurodi idrogeno) • HCl acidocloridrico (clorurodi idrogeno) • H2S acidosolfidrico (solfurodi idrogeno) • HBr acidobromidrico (bromurodi idrogeno) • HI acido iodidrico(iodurodi idrogeno) • HCN acido cianidrico(cianurodi idrogeno)

27. COMPOSTI BINARI CON L’IDROGENO Oltre agli IDRACIDI, esistono altri composti binari con l’idrogeno • Gli elementi del Vo gruppo si legano ad H nei loro n.o. negativi (-3): NH3ammoniaca PH3fosfina AsH3arsina • Il carbonio, il silicio e il boro formano i seguenti composti: CH4metano SiH4silano BH3borano

28. IONI METALLICI e IONI POSITIVI (CATIONI) La formula degli ioni metallici si indica ponendo a destra in alto del simbolo dell’elemento metallico tante cariche positive quante ne indica il n.o. La nomenclatura corrisponde a quella degli ossidi ed idrossidi, premettendo la parola IONE: Cu+ ione rameoso Fe2+ione ferroso Cu2+ione rameico Fe3+ione ferrico A volte una parte della carica positiva viene saturata dall’ossigeno (n.o. –2), che annulla 2 cariche positive. Tali ioni vengono chiamati col suffisso –ILE, e possono essere sia con metalli che con non metalli: BiO+ ione bismutile VO2+ ione vanadile NO+ ione nitrosile NO2+ ione nitrile NH4+ ione nitronio ( ammonio) PH4+ ione fosfonio H3O+ ione ossonio Gli ioni positivi ottenuti per addizione di protoni su non metalli con n.o. negativo, vengono designati con suffisso -ONIO

29. H- Ione idruro C4- Ione carburo N3- Ione nitruro O2- Ione ossido F- Ione fluoruro P3- Ione fosfuro S2- Ione solfuro Cl- Ione cloruro Br- Ione bromuro I- Ione ioduro Radicali acidi e Ioni negativi Gli ioni monoatomici (costituiti da un solo atomo) fanno seguire alla radice dell’elemento la desinenza uro. Gli ioni F-, Cl-, Br-, I-, S2- possono essere considerati derivati dall’acido alogenidrico per perdita di uno ione H+ (residuo alogenico). Ciò che resta di un acido dopo averlo deprotonato, è detto radicale acido e presenta al posto degli atomi di H, altrettante cariche negative.

30. Acido H2SO4 radicale solfato SO42- Acido H3PO4 radicale fosfato PO43- La perdita parziale di ioni H+ da parte degli acidi, da luogo ancora a radicali ionici negativi, indicati con il prefisso IDROGENO- Ione idrogenosolfato HSO4-

31. Lucido bianco +1 Cl2O anidride ipoclorosa +3 Cl2O3 anidride clorosa +5 Cl2O5 anidride clorica +7 Cl2O7 anidride perclorica ES: Ossidi del ferro Ossido piombico Anidridi del cloro Anidridi dell’azoto • Ossidi non metalliciCl2O: Monossido di dicloroCl2O3: Triossido di dicloroCl2O5: Pentossido di dicloroCl2O7: Eptossido di dicloroCO: Monossido di carbonioCO2: Diossido di carbonioSO2: Diossido di zolfoSO3: Triossido di zolfo Ossidi metallici • Na2O: Monossido di disodio • Fe2O3: Triossido di diferro • BaO: Monossido di bario • Li2O: Monossido di dil itio • SnO2: Diossido di stagno

32. Acidi del cloro e alogeni (Anidride ipoclorosa) Cl2O + H2O  H2Cl2O2  2HClO (acido ipocloroso) (Anidride clorosa) Cl2O3 + H2O  H2Cl2O4  2HClO2 (acido cloroso) (Anidride clorica) Cl2O5 + H2O  H2Cl2O6  2HClO3 (acido clorico) (Anidride perclorica) Cl2O7 + H2O  H2Cl2O8  2HClO4 (acido perclorico) (Anidride bromica) Br2O5 + H2O  H2Br2O6  2HBrO3 (acido bromico) (Anidride bromosa) Br2O3 + H2O  H2Br2O4  2HBrO2 (acido bromoso)

33. SALI I sali si originano per reazione tra un composto derivato da un metallo (ossido basico, idrossido o il metallo stesso) e un composto derivato da un non metallo (anidride, acido o lo stesso non metallo) E’ pertanto costituito da una parte metallica (ione del metallo o altro catione tra quelli descritti) e da una parte non metallica (un radicale acido o altri anioni). Il NOME del sale è dato dall’attributo del corrispondente Radicale acido completo di suffissi e prefissi, seguito dal nome dello ione positivo con i suffissi –OSO e –ICO a seconda del n.o. La FORMULA di un sale si compone del simbolo del metallo (o dello ione positivo) seguito dal simbolo del radicale acido. Al primo diamo come indice la valenza del secondo e viceversa, poi, se è possibile, si semplificano gli indici dividendoli per uno stesso numero.

34. Desinenza Acido Desinenza Sale -OSO -ITO -ICO -ATO PER-....-ICO PER-....-ATO IPO-....-OSO IPO-....-ITO -IDRICO -URO La desinenza del sale è legata a quella dell’acido nel modo seguente:

35. SOLFATO FERROSO: • S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO) • SO3: anidride solforica • H2SO4: acido solforico • SO42- :radicale solfato (valenza 2) • Fe (ferro), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO) • Fe2+ ione ferroso (valenza 2) Fe2(SO4)2 semplificando FeSO4 CARBONATO SODICO: • C (carbonio), non metallo, n.o. +4 (suffisso –ATO) • CO2: anidride carbonica • H2CO3: acido carbonico • CO32-:radicale carbonato (valenza 2) • Na (sodio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO) • Na+: ione sodico (valenza 1) Na2CO3

36. PERCLORATO RAMEICO: • Cl (cloro), non metallo, n.o. +7 (prefisso –PER e suffisso –ATO) • Cl2O7: anidride perclorica • HClO4: acido perclorico • ClO4-:radicale perclorato (valenza 1) • Cu (rame), metallo, n.o. +2 (suffisso –ICO) • Cu2+ : ione rameico (valenza 2) Cu(ClO4)2 IPOIODITO POTASSICO: • I (iodio), non metallo, n.o. +1 (prefisso –IPO e suffisso –ITO) • I2O: anidride ipoiodosa • HIO: acido ipoiodoso • IO- :radicale ipoiodito (valenza 1) • K (potassio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO) • K+ :ione potassico (valenza 1) KIO

37. K2CO3: carbonato potassico • Cu(NO3)2: nitrato rameico • CuCl: cloruro rameoso • FeCl3: cloruro ferrico • Fe2(SO3)3: solfito ferrico • Na2SO4: solfato sodico • BaSO4: solfato di bario • Na3PO4: fosfato sodico • Al2S3: solfuro di alluminio • AlPO4: fosfato di alluminio • MnCl2: cloruro di manganese • KMnO4: permanganato di potassio • NH4Cl: cloruro di ammonio

38. SOLFATO ACIDO MANGANOSO • S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO) • SO3: anidride solforica • H2SO4: acido solforico • HSO41-: radicale idrogenosolfato (valenza 1) • Mn (manganese), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO) • Mn2+ :ione manganoso Mn(HSO4)2 SALI ACIDI I sali formati dai radicali derivati dagli acidi per parziale perdita di ioni H+ sono detti SALI ACIDI. Ad esempio da H2SO4 si possono formare sia SO42- (valenza 2) sia HSO4- . I sali che derivano da questi nuovi radicali acidi sono genericamente indicati come sali acidi oppure vengono chiamati col prefisso IDROGENO-. Quindi lo ione HSO4- verrà denominato solfato acido oppure idrogenosolfato.

39. Nel caso di acidi con più di due H, i radicali acidi che si possono formare sono più di due. Si useranno allora appropriati prefissi. ESEMPIO: H3PO4 acido ortofosforico da cui derivano i seguenti radicali acidi: • H2PO4-ione fosfato biacido o diidrogenofosfato Ca(H2PO4)2 diidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato monocalcico) • HPO42- ione fosfato monoacido oppure ione monoidrogenofosfato CaHPO4monoidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato bicalcico) • PO43- ione fosfato Ca3(PO4)2fosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato tricalcico)

40. TIOCOMPOSTI Sono composti in cui uno o più atomi di O sono sostituiti da S. Vengono designati col prefisso TIO- preceduto da un altro prefisso che indica il numero di sostituzioni: Tiosolfato sodico Na2SO4Na2S2O3 Acido ditiocarbonico H2CO3 H2CS2O Tetratioortoarseniato di potassio K3AsO4 K3AsS4 Monotiosolfato di alluminio Al2(SO4)3 Al2(S2O3)3

42. FORMULE CHIMICHE SIGNIFICATO quantitativo qualitativo Indicazioni sulla composizione di una molecola o di uno ione molecolare:tipologia di atomi costituenti Valutazioni sul numero di atomi costituenti e rapporto minimo tra gli atomi nel composto Laformula di un composto permette inoltre la determinazione della percentuale in peso di ciascun elemento in esso contenuto

43. Stechiometria: Gli aspetti quantitativi delle trasformazioni chimiche vengono studiati da una parte della chimica, detta STECHIOMETRIA. Il calcolo stechiometrico è di fondamentale importanza per la risoluzione dei problemi chimici riguardanti l’analisi chimica, le preparazioni chimiche di laboratorio e le preparazioni chimiche industriali. Nella risoluzione dei problemi stechiometrici, ai simboli e alle formule si attribuisce un preciso significato quantitativo: -il simbolo di un elemento è associabile al suo peso atomico, riportato nella tavola periodica. Si tratta di una misura relativa, data dal rapporto tra la massa atomicaassoluta e la dodicesima parte dell’isotopo del C, avente numero di massa 12. E’ espresso in u.m.a. - la formula di un composto ci permette di desumerne il peso molecolare, somma dei pesi atomici degli elementi costituenti la molecola. Si tratta anche questa volta di una misura relativa.

44. 3molecole di ossigeno O2 2molecole di ozono O3 Peso e Quantità di Materia Chimicamente, è importante sottolineare come ad un stessa massa, corrisponda solitamente un diverso quantitativo di sostanza 1g di O2 e 1g di O3 non corrispondono allo stesso numero di molecole delle due specie Analogamente, ad una stessa quantità di materia di due diversi composti, non necessariamente corrisponde lo stesso peso 1 molecola di O2 non ha lo stesso peso di una di O3 E’ necessario introdurre un concetto che permetta di definire in termini di peso in grammi la quantità di materia, tenendo conto delle caratteristiche chimiche delle specie in questione

45. Grammoatomo: peso atomico espresso in grammi Grammomolecola: peso molecolare espresso in grammi Quest’ ultima è anche dettaMOLE Si definiscono così per semplicità i concetti di: Una mole di qualunque sostanza, contiene sempre lo stesso numero di molecole, pari a N, numero di Avogadro N=6.02*1023 E’ importante osservare che il numero di moli (mol) è calcolabile in funzione del semplice rapporto: Mol = gr/PM

46. Esempi H significa 1 grammoatomo di idrogeno ossia 1,008 g di idrogeno O2 significa 1 grammomolecola di ossigeno ossia circa 32 g di Ossigeno La massa atomica del carbonio (C) è 12.01 e 1 grammoatomo di C equivale a 12.01 g di C H2SO4 significa 1 grammomolecola di acido solforico ossia circa 98 g di acido solforico KNO3 significa 1 grammoformula di nitrato di potassio ossia circa 101 g di nitrato di potassio. La massa molecolare dell’acqua (H2O) è 18 015 e 1 grammomolecola di H2O equivale a 18.015 g di H2O. In 18.015 g di H2O, ci sono 6.02*1023molecole di H2O. Analogamente in un grammoatomo di un elemento, sono contenuti 6.02*1023 atomi dell’elemento stesso

48. Una formula chimica ci permette di definire anche la composizione percentuale di un dato composto, noti gli atomi che lo costituiscono: % elemento= massa dell’elemento x100 massa del composto

49. Reagenti Prodotti REAZIONI CHIMICHE Le trasformazioni che le sostanze subiscono in un processo chimico, vengono riassunte nelle: Equazioni di reazione Le sostanze che partecipano al processo, in qualità di sostanze di partenza e di sostanze formatesi in seguito alla razione, sono schematizzate come: Quantitativamente, in un’equazione di reazione, vengono espressi i rapporti quantitativi molari secondo cui le diverse sostanze prendono parte allla reazione stessa. Tali quantità si dicono rapporti stechiometrici, e vengono espressi da coefficienti che tengono conto della quantità di materia che prende parte alla reazione.

50. aA+bB cC+dD Per scrivere in modo corretto un’ equazione di reazione, è prima di tutto necessario sapere quali prodotti si formano a partire da determinati reagenti. In alcuni casi, sulla base delle condizioni di reazione è facile prevedere quali sostanze si formeranno; in altri è necessario analizzare accuratamente il materiale ottenuto. Ad ogni modo, scritte le formule di ogni individuo chimico coinvolto nel processo, occorre introdurre opportuni coefficienti di reazione e bilanciare i composti presenti, al fine di soddisfare la: Legge della Conservazione degli Atomi Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella realtà alla legge di Lavoisier (o legge della conservazione della massa). Nel corso delle reazioni Chimiche, la massa si mantiene costante . “Il numero di atomi di ciascuna sostanza deve essere lo stesso nei due membri della reazione”