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APPUNTI DI CHIMICA



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APPUNTI DI CHIMICA


Ø      CHIMICA= scienza che studia la materia e le sue trasformazioni

Ø      MATERIA= tutto ciò che ci circonda

Ø      CORPO= porzione limitata di materia

Ø      SOSTANZA= diversi tipi di materia ( possiede in ogni suo punto le stesse proprietà )



Ø      FENOMENO FISICO= trasformazione che non modifica la natura delle sostanze

Ø      FENOMENO CHIMICO= trasformazione che cambia la natura delle sostanze

Ø      MASSA= quantità di materia contenuta in un corpo

Ø      REAZIONE= fenomeno nel quale due reagenti interagiscono per formare un prodotto che può essere diverso per proprietà fisiche e chimiche

Ø      MOLE= peso atomico di un elemento espresso in grammi o peso molecolare di una molecola espresso in grammi ( una mole di un elemento o di una molecola contiene un numero di atomi o di particelle pari a 6,02 *1023, detto numero di Avogadro)            

Ø      ELETTRONI= particelle subatomiche cariche negativamente

Ø      PROTONI= particelle subatomiche cariche positivamente con massa quasi pari a quella dell’atomo

Ø      NEUTRONI= particelle subatomiche senza carica con massa pari a quella dei protoni

Ø      IONE POSITIVO= atomo di un elemento che ha perso uno o più elettroni

Ø      IONE NEGATIVO= atomo di un elemento che ha acquistato uno o più elettroni

Ø      PERIODO= riga nella tavola perodica; ogni riga corrisponde a un livello energetico

Ø      GRUPPI= colonne nella tavola periodica



1. Legge di Lavoisier o legge fondamentale delle trasformazioni chimiche: la massa del prodotto di una reazione sarà sempre uguale alla somma delle masse dei singoli reagenti ( da ciò si deduce il principio della conservazione della massa secondo cui la materia non si crea ne si distrugge ma si trasforma).


2. Legge di Proust o delle proporzioni definite: in un composto gli elementi sono sempre presenti in un rapporto misurabile, fisso e costante.


3. Legge di Dalton o delle proporzioni multiple: se due elementi si combinano per dare origine a diversi composti, le quantità di un elemento che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno fra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi e, generalmente, piccoli.


MODELLO ATOMICO DI  THOMSON : Atomo concepito come una sfera contenente cariche positive e cariche negative, spiegando così la neutralità dell’atomo, distribuite uniformemente (questo modello attribuiva alla materia una struttura compatta, priva di spazi vuoti).


MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD: Atomo costituito da un nucleo fatto di protoni attorno al quale ruotano gli elettroni su diverse orbite circolari. Principio di Rutherford: gli elettroni, ruotando attorno al nucleo, sono soggetti a una forza centrifuga che equilibria la forza di attrazione elettrostatica. (Questa teoria ha 2 difetti: 1)gli elettroni, dotati di carica, durante il loro moto dovrebbero perdere energia e cadere sul nucleo; 2)non si comprende come possa avvenire l’emissione di energia in forma discontinua).


MODELLO ATOMICO DI BOHR: Secondo Bohr il movimento degli elettroni avviene su orbite particolari definite orbite stazionarie di forma circolare.1) Il moto degli elettroni sulle orbite stazionarie avviene senza assorbimento ne emissione di energia e quindi esse devono essere considerate dei livelli di energia; 2) Tutte le volte che un elettrone si sposta da un livello di energia E1 a un livello di energia E2, esso cede o acquista energia in modo quantizzato.


Il modello di Bohr contrastava con il principio di indeterminazione di Heisenberg: è impossibile assegnare all’elettrone in un dato istante una precisa posizione nell’orbita di appartenenza.

Da questo principio si è dedotto che gli elettroni si muovono all’interno di spazi definiti orbitali atomici, i quali sono zone dello spazio atomico in cui vi è la massima probabilità di trovare, in un dato istante, l’elettrone. Ogni orbitale è caratterizzato da 4 parametri detti numeri quantici.


NUMERI QUANTICI

n Numero quantico principale, indica il livello energetico di un elettrone e può assumere i valori positivi da 1 a 7


l Numero quantico secondario o angolare, indica la forma dell’orbitale e può assumere i valori che vanno da 0 a n-l


m Numero quantico magnetico, rappresenta l’orientamento nello spazio di un orbitale sotto l’azione di un campo magnetico e può assumere valori che vanno da meno elle a più elle (-l a +l)


s Numero quantico di spin, si riferisce solo all’elettrone e ne definisce il senso di rotazione, può assumere solo due valori  -½ e +½.


Principio di esclusione di Pauli: gli elettroni che fanno parte di uno stesso atomo non possono avere gli stessi numeri quantici. Secondo questo principio quindi su un orbitale ci possono essere massimo 2 elettroni che devono avere spin opposto o antiparallelo.


TIPO DI ORBITALE

s



p



d



f



NUM. ORBITALI DELLO STESSO TIPO





NUM. MAX ELETTRONI






Legge di Pauli: il numero massimo di elettroni nello strato x è uguale al doppio del quadrato di x stesso. (2*x, con x elevato al quadrato)


DISTRIBUZIONE DEGLI ELETTRONI NELL’ATOMO (Orbitali):


In uno stesso atomo non esistono 2 elettroni che hanno tutti e 4 i numeri quantici uguali

Lo stato normale di un atomo è quello che prevede il minore contenuto energetico



Nello stesso livello energetico (n uguale) l’elettrone occupa prima gli orbitali a più basso numero quantico secondario l (s p d f)

In strati diversi (n diverso) l’elettrone occupa per primi gli orbitali aventi la somma n+l minore inquanto sono quelli a minore contenuto energetico

A parità della somma n+l, viene occupato l’orbitale che ha il numero quantico n minore


TIPO DI ORBITALE

s

p

d

f

NUMERO QUANTICO L RISPETTIVO

l=0

l=1

l=2

l=3



Ø      VALENZA= capacità che ha un atomo di un elemento di combinarsi con uno o più atomi di un elemento campione (H)

Ø      ELETTRONI DI VALENZA= elettroni che si trovano nei livelli energetici più esterni e che determinano in larga misura le caratteristiche chimiche degli elementi

Ø      ELEMENTI RAPPRESENTATIVI= elementi aventi elettroni discriminanti in orbitali di tipo “s” e di tipo “p”

Ø      ELEMENTI DI TRANSIZIONE= elementi aventi elettroni discriminanti in orbitali di tipo “d”

Ø      ELEMENTI DI TRANSIZIONE INTERNA= elementi aventi elettroni discriminanti in orbitali di tipo “f”

Ø      ENERGIA DI IONIZZAZIONE= energia necessaria per strappare l’elettrone più debolmente legato ad un atomo isolato e portarlo all’infinito (essa dipende dalla carica nucleare effettiva e dal raggio atomico; aumenta lungo i periodi e diminuisce lungo i gruppi)

Ø      CATIONE= atomo di un elemento al quale è stato strappato un elettrone ( esso ha caratteristiche chimiche diverse dall’elemento neutro da cui deriva)

Ø      AFFINITA’ ELETTRONICA= energia che si libera quando un elettrone viene acquisito da una elemento neutro allo stato gassoso (dipende dalla carica nucleare effettiva e dal raggio atomico; aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo i gruppi; in un atomo maggiore è la stabilità, minore è l’energia da esso contenuta)

Ø      ELETTRONEGATIVITA’= misura della capacità di un atomo di attrarre a se gli elettroni di legame (aumenta lungo i periodi e diminuisce lungo i gruppi; gli elementi con bassi valori di elettronegatività tendono a perdere elettroni e si parla di elettropositività; gli elementi con alti valori di elettronegatività tendono ad acquistare elettroni e si parla di elettronegatività)


Legge periodica degli elementi: le proprieta fisiche e chimiche degli elementi variano con regolarità, presentandosi simili a intervalli regolari del numero atomico


I LEGAMI CHIMICI:

Il legame chimico è l’insieme delle forze che tengono uniti tra loro gli atomi che formano una molecola.

Nel legame molecolare si forma un orbitale molecolare formato dall’unione degli orbitali atomici che hanno forma diversa dal primo. Nella molecola la massima probabilità di trovare un elettrone si trova nello spazio compreso fra i nuclei degli atomi interessati

Regola dell’ottetto: tutti gli elementi dell’ottavo gruppo hanno una elettronica esterna “s2p6” e sono caratterizzati da una straordinaria inerzia a reagire, perciò si desume che la struttura elettronica più stabile è quella che ha 8 elettroni nello strato più esterno. Per un atomo lo stato energetico più stabile coincide con il raggiungimento di una conurazione elettronicaesterna del tipo “s2p6” uguale a quella dei gas nobili.


Legami principali

Legame covalente puro: si forma quando gli orbitali di due atomi che si avvicinano riescono a compenetrarsi formando un orbitale molecolare in cui sono presenti gli elettroni di valenza di entrambi gli atomi, oppure quando due atomi di uno stesso elemento acquistano la stessa elettronegatività.

Legame covalente polare: si forma quando 2 atomi che si uniscono fra di loro per formare un legame covalente hanno diversa elettronegatività, in questo caso gli elettroni condivisi passano più tempo nell’orbitale più elettronegativo. Si ha così la formazione di un dipolo e la molecola si definisce polare


Legame ionico: si forma tra atomi aventi forte differenza di elettronegatività , l’atomo con minore elettronegatività tende a cedere gli elettroni mentre quello con maggiore elettronegatività tende ad acquistarli in modo che entrambi possano raggiungere l’ottetto. La dissociazione ionica consiste nella rottura del legame ionico mediante l’energia termica o con la dissoluzione in un solvente polare (acqua, alcool, ecc)


Legame dativo: si stabilisce tra un atomo avente almeno un doppietto elettronico libero (detto atomo donatore) che viene donato ad un’altro atomo deficiente di elettroni.


Legame metallico: tiene uniti gli atomi dei metalli mediante un reticolo di ioni positivi immerso in una nube di elettroni (sovrapposizione di orbitali atomici con la formazione della nube di elettroni in grado di spostarsi da un atomo ad un altro). Quindi il legame metallico è il risultato della forza di attrazione tra gli ioni e la nube elettronica.


Legami secondari (molecolari):

Legame dipolo-dipolo: si stabilisce tra le moleole polari che si attraggono vicendevolmente unendo il polo negativo di una con quello positivo dell’altra.


Legame dipolo-dipolo indotto: si forma tra una particella polare e una apolare.L’avvicinamento della 1° induce un dipolo elettrico nella 2°.


Forze di Van der Waals: si formano tra molecole apolari . Ogni nucleo atomico attira verso di se anche gli elettroni di altri atomi creando un debole legame.


Legame a idrogeno: è il legame dipolo-dipolo che si crea tra una molecola di idrogeno di carica positiva (dovuta al precedente legame covalente polare con un atomo più elettronegativo) con un altro atomo di carica negativa.


Legami secondari (tra molecole polari e ioni):

Legami ioni-dipolo: Si stabiloisce tra una molecola polare e uno ione.



Ø      VELOCITA’ DI REAZIONE= la quantità di sostanza trasformata nell’unità di tempo (si misura in moli al secondo; essa è influenzata dalla concentrazione dei reagenti, dalla temperatura inquanto la costante K aumenta all’aumentare della temperatura, dalla natura dei reagenti, dai catalizzatori)

A B        Þ V=K[A] con: V=velocità di reazione; K=costante specifica di velocità; [A]=concentrazione di A

Ø      ENTALPIA (H)= contenuto energetico di una determinata sostanza [che può trasformarsi in un prodotto a contenuto energetico maggiore (reazione endotermiche) o a contenuto energetico minore (nelle reazioni esotermiche)]

Ø      ENTROPIA= è lo stato di disordine a cui tende un sistema che subisce una trasformazione spontanea


Le reazioni si dicono esotermiche quando avvengono con sviluppo di calore, endotermiche quando avvengono con assorbimento di calore


Legge di Hess: l’effetto termico globale di una serie di trasformazioni chimiche è dato dalla somma degli effetti termici di ogni stadio del processo.




EQUILIBRIO CHIMICO:

Un sistema chimico si definisce in equilibrio quando, a temperatura costante, la concentrazione delle specie chimiche che lo compongono rimangono costanti nel tempo (vedi appunti per la formula).

Questo è un fenomeno di tipo dinamico inquanto, una volta raggiunto l’equilibrio, le concentrazioni delle singole sostanze non cambiano più, non perché le reazioni diretta e inversa siano bloccate, ma perché decorrono con la stessa velocità.

Legge di azione di massa: a temperatura costante e a equilibrio raggiunto, il prodotto delle concentrazioni delle sostanze prodotte dalla reazione (ciascuna elevata al suo coefficiente) diviso per il prodotto delle concentrazioni delle sostanze reagenti (ciascuna elevata al rispettivo coefficiente) è costante.

Se la costante di equilibrio (Keq) è maggiore di 1 la reazione è spostata verso destra, se è minore di 1 la reazione è spostata verso sinistra.

I fattori che influenzano l’equilibrio chimico sono: concentrazione dei reagenti, pressione, temperatura. La variazione di uno di questi fattori provoca una reazione da parte del sistema.

Grande importanza nell’esito della reazione giocano i catalizzatori, sono sostanze che intervengono in modo decisivo nell’esito della reazione ma che al suo termine giungono invariati. ½ sono due tipi di catalisi: catalisi omogenea,quando catalizzatore e reagenti si trovano nella stessa fase ( nello stesso stato di aggregazione); cataliso eterogenea, quando catalizzatore e reagenti si trovano in fasi differenti. Il meccanismo di azione deil catalizzatore consiste nel diminuire l’energia di attivazione di una reazione (energia necessaria ai reagenti per trasformarsi in prodotti) aumentandone la velocità.

Principio di Le Chatelier: qualunque alterazione ai fattori che determinano l’equilibrio provoca una reazione da parte del sistema tendente ad annullare gli effetti di tale alterazione e a raggiungere un nuovo stato di equilibrio.    


CONCENTRAZIONE DI UNA SOLUZIONE:


Ø      SOLUZIONE= particolare sistema omogeneo ottenuto sciogliendo una sostanza detta soluto in un’altra sostanza detta solvente. Esistono vari tipio di soluzioni : gas-gas; gas-liquido; liquido-liquido; liquido-idrossidi, acidi, sali

Ø      MOLECOLE O ATOMI POLARI= sono atomi o molecole che si sciolgono in acqua. Essi si suddividono ulteriormente in polari ioniche (se liberano in acqua ioni) e polari non ioniche (se non liberano ioni in acqua)

Ø      MOLECOLE O ATOMI APOLARI= molecole o atomi che non si sciolgono in acqua



Numero di moli in una soluzione grammi della sostanza

Peso Molecolare Relativo


La concentrazione di un soluto in un solvente si può esprimere in:



Percentuale in peso grammi soluto

grammi soluto+grammi solvente



Frazione molare (x)=            numero moli soluto

num. moli soluto+num. moli solvente



Molalità (m)=  num. moli soluto

Kg solvente


Molarità (M)= num. moli soluto


litri soluzione


Normalità (N)=  num. equivalenti


litri soluzione


LEGGI DEI GAS:


Legge di Boyle (processi isotermi): a temperatura costante il prodotto della pressione (P) di un gas per il suo volume (V) è costante

P V= K(costante)


1° Legge di Gay-Lussac (processi isobari): il volume di un campione di gas, a pressione costante, aumenta di 1/273,15 del suo volume a 0 °C  per ogni aumento di temperatura di 1 °C

Vt = V0 . (1+ t/273)


2° Legge di  Gay-Lussac (processi isocori): la pressione di un campione di gas, a volume costante, aumenta di 1/273,15 della sua pressione a 0 °C per ogni aumento di temperatura di 1 °C

Pt = P0 . (1+ t/273)


Equazione di stato dei gas perfetti:

PV = nRT

con: P= pressione in atmosfere; V= volume in litri; T= temperatura in gradi Kelvin; R= costante dei gas (= 0.82    1 atm/K moli); n= numero di moli



Ø      ELETTROLITA= composto che si dissolve in acqua e si dissocia in ioni positivi e negativi (dissociazione elettrolitica). ½ sono 3 tipi di elettroliti: acidi [ che si dividono in inorganici (idracidi) e organici (acidi ossigenati) ]; basi [inorganiche e organiche]; sali. Un’ulteriore classificazione degli elettroliti è in forti e deboli. Tutti i sali sono elettroliti forti.

Ø      ANFOTERE= sostanze che si possono comportare sia da base che da acido

Ø      ACIDO= Secondo Arrhenius “un acido è una sostanza che dissociandosi fornisce ioni idrogeno”,cioè una sostanza di formula generale HA che può dissociarsi secondo la reazione HA=H+ + A-

Ø      BASE= secondo Arrhenius “una base è una sostanza che dissociandosi fornisce ioni ossidrile”, cioè una sostanza di formula MOH che può dissociarsi secondo la reazione MOH=M+ + OH-. Entrambe le definizioni di acido e base di Arrhenius sono imprecise inquanto includono solo parte delle sostanze esistenti, per essere più precisi definiamo “acido qualsiasi sostanza che è in grado di aumentare la concentrazione degli ioni idrogeno” e “base qualsiasi sostanza che è in grado di aumentare la concentrazione degli ioni ossidrile”

Ø      REAZIONI ACIDO-BASE= sono tutte le reazioni fra un acido A1 e una base B2 che producono una base B1 (coniugata dell’acido A1) e un acido A2 (coniugato della base B2) secondo lo schema: A1+B2=B1+A2

Ø      ACIDO MONOPROTICO= acido che possiede un solo atomo di idrogeno interscambiabile

Ø      ACIDO POLIPROTICO= acido che possiede più di un’atomo di idrogeno interscambiabile

Ø      FORZA DI ACIDI E BASI= secondo la teoria di Brönsted-Lowry “la forza di un acido corrisponde alla sua tendenza a cedere un protone a una base, quelle di una base corrisponde

alla sua tendenza ad acquistare un protone da una acido”, nel caso delle soluzioni acquose “sono acidi forti tutte le sostanze che hanno una grande tendenza a cedere un protone all’acqua” e “sono basi forti le sostanze che hanno una grande tendenza ad accettare un protone dall’acqua”. Per misurare quantitativamente la forza di un acido viene usato il valore della costante di equilibrio della reazione dell’acido con base H2O :  K= [H3O+][A-]


[HA]

Ø      SOLUZIONI TAMPONE= tutte le soluzioni che contengono quantità paragonabili (cioè dello stesso ordine di grandezza) di un acido debole e di un suo sale oppure di una base debole e di un suo sale esercitano un’azione tamponante rispetto all’aggiunta di piccole quantità di acido forte (o base forte) o anche rispetto all’effettoche la diluizione ha sul pH


L’acidità, la basicità o la neutralità di una soluzione dipende dalla quantità di ioni [H+] e ioni [OH-] presenti in essa. La scala del pH varia da un minimo di 0 (massima basicità) ad un massimo di 14 (massima acidità). pH= 7 corrisponde alla neutralità della soluzione (base <7< acido).



Per stabilire il pH di una soluzione basta dunque conoscere la concentrazione di ioni [H+].

L’idrolisi dell’acqua da come prodotto due ioni: [H+] e [OH-]:


H2O à [H+]+[OH-]             





La relazione di equilibrio e quindi la costante di equilibrio (Ke) della precedente reazione sarà:

Ke=    [H+]+[OH-]


[H2O]


portando [H2O] al primo membro


Ke [H2O]= [H+]+[OH-]


indicando il prodotto Ke [H2O] con il simbolo Kw e definendolo prodotto ionico si ha


Kw= [H+]+[OH-]

Kw= pH+pOH

Se [H+] = [OH-] soluzione neutra


Se [H+]= 10-6 [OH-]= 10-8 acide

[H+]= 10-l [OH-]= 10-l3


Se [H+]= 10-8     [OH-]= 10-6 basiche

[H+]= 10-l3 [OH-]= 10-l

1 ex.:

[H+]= 10-7

pH= -log10 [H+]= -log 10-7= -(-7) log10= +7

quindi:

pH= 7   (soluzione neutra)


2 ex.:

H+= 0.17

per trovare il pH applichiamo il logaritmo


0.17= 1.7 x 10-l


-log [H+]= -log 1.7 – log 10-l= - ( log 1.7 + log 10-l )= - log 1.7 + 1= 1 – log 1.7= 1 – 0.23= 0.77

quindi

pH= 0.77 (soluzione basica)



PROPRIETA’ COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI:



Ø        TENSIONE DI VAPORE: quando un liquido è contenuto in un recipiente chiuso le molecole con energia cinetica sufficiente passano allo stato vapore e diffondono fino ad occupare tutto lo spazio disponibile. La concentrazoione del vapore nello spazio aumenterà fino ad un determinato valore. Infatti alcune delle molecole della fase vapore, quando colpiscono nel loro motola superficie del liquido, possono ritornare dal vapore al liquido. Quando la velocità di condensazione eguaglia la velocità di evaporazione si raggiunge una condizione di equilibrio. La pressione esercitata dal vapore in questo stato di equilibrio è chamata pressone di vapore di equilibrio o più spesso tensione di vapore. Essa è una proprietà fisica caratteristica di ogni sostanza pura ed ha un valore definito ad ogni temperatura (se si aumenta la temperatura aumenta l’energia cinetica media molecolare ad anche il numero di molecole con energia sufficiente per sfuggire dalla superficie libera del liquido, quindi aumenta la tensione di vapore).

Ø        PROPRIETA’ COLLIGATIVE: proprietà che dipendono dal numero di particelle (molecole) presenti in soluzione. Con l’aggiunta di un soluto poco volatile in una soluzione si ha l’abbassamento della tensione di vapore del solvente della soluzione rispetto alla tensione di vapore del solvente puro. Questo abbassamento è legato alla concentrazione del solvente dalla legge di Raoult (enunciato: l’abbassamento relativo della tensione di vapore non dipende dalla natura del soluto e del solvente ma solo dalla concentrazione delle soluzioni):

se indichiamo con p0 la tensione di vapore del solvente (puro) a una certa temperatura, con p la tensione di vapore dela soluzione e con x1 la frazione molare del solvente, abbiamo  p= p0x1 ;

dato che la frazione molare del soluto è x2= 1-x1 (in una soluzione a due componenti)

p= p0(1-x2) ⇒ p/p0= 1-x2 ⇒ (p0-p)/p0= x2.


Quest’ultima formula dice che l’abbassamento relativo della tensione di vapore di una soluzione è numericamente uguale alla frazione molare del soluto.

Le soluzioni diluite che seguono la legge di Raoult vengono dette soluzioni con comportamento ideale.

Anche l’abbassamento del punto di congelamento (abbassamento crioscopico) e l’innalzamento del punto di ebbollizione (innalzamento ebullioscopico) sono rpoprietà colligative definite dalle seguenti formule:


1) ∆Tf= Kf per m (abbassamento crioscopico)

2) ∆Te= Ke per m (innalzamento ebullioscopico)


dove Kf (costante crioscopica) e Ke (costante ebullioscopica) rappresentano l’abbassamento crioscopico molale e l’innalzamento ebullioscopico molale e dipendono dalla natura del solvente ma sono costanti rispetto alla natura del soluto, alla temperatura e alla concentrazione del soluto.

Una ulteriore proprietà colligativa è la pressione osmotica. Se vengono messe a contatto una soluzione con una concentrazione “C” e una certa quantità di solvente puro e le si separa con una speciale membrana detta semipermeabile (cioè che non lascia passare le molecole di soluto ma solo quelle di solvente), dopo un certo tempo “T”  tra le due sostanze si sarà creato un certo dislivello “h” dovuto all’equilibrio tra pressione idrostatica e pressione osmotica. Sperimentalmente si è potuto stabilire una relazione tra la concentrazione della soluzione e la pressione osmotica:


π= CRT


dove C è la concentrazione effettiva della soluzione, T è la temperatura e R è una costante di proporzionalità approssimativamente uguale a quella dei gas.


OSSIDORIDUZIONE:


Ø        NUMERO DI OSSIDAZIONE: rappresenta la carica opponente che assume un atomo se cedesse gli elettroni di legame ad un atomo più eletttronegativo. Serve per valutare lo scambio di elettroni nelle reazioni di ossidoriduzione.

L’atomo di un elemento può avere anche più di un N.O., in tal caso quello utilizzato dipende dal N.O. dell’atomo a cui il primo si lega.

Ø        REAZIONE DI OSSIDORIDUZIONE: è un processo chimico in cui un elemento (che si ossida) cede elettroni ad un altro (che si riduce). L’elemento che si ossida aumnta il proprio numero di ossidazione, mentre quello che si riduce lo diminuisce.


Regole utili al bilanciamneto di una reazione:

Ogni elemento allo stato elementare o combinato con se stesso ha N.O. pari a 0

In un composto la somma dei N.O. dei singoli elemnti è sempre pari a 0

L’idrogeno ha sempre N.O. +1 (tranne negli idruri)

L’ossigeno ha sempre N.O. pari a –2 (tranne che nei perossidi dove è -l)

Uno ione monoatomico ha sempre N.O. uguale alla carica portata

La somma dei N.O. di tutti gli atomi di uno ione poliatomico deve essere uguale alla carica dello ione stesso

Il N.O. degli elementi del I e II gruppo è sempre rispettivamente +1 e +2














NUMERO EQUIVALENTI

Gli equivalenti sono ottenuti dal rapporto fra grammi della sostanza e il suo peso equivalente.

Il peso equivalente può essere: atomicoè si ottiene dividendo il peso molecolare per il numero di valenza; molecolareè si ottiene dividendo il peso molecolare per il numero di ioni o di (OH) che può liberare la sostanza nell’acqua







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