NOMENCLATURA E REAZIONI

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1 NOMENCLATURA E REAZIONI Gli elementi chimici si dividono in: METALLI e NON METALLI I METALLI, perdendo elettroni, originano IONI POSITIVI (o CATIONI) I NON METALLI, acquistando elettroni, originano IONI NEGATIVI (o ANIONI) OSSIDI X m O n a) OSSIDI BASICI ( X = METALLO ) b) OSSIDI ACIDI = ANIDRIDI ( X = non METALLO ) Esempi di ossidi basici Na 2 O Ossido di Sodio (Na +1) BaO Ossido di Bario (Ba +2) Al 2 O 3 Ossido di Alluminio (Al +3) TiO 2 Ossido di Titanio (Ti +4) Cu 2 O Ossido Rameoso (Cu +1) CuO Ossido Rameico (Cu +2) FeO Ossido Ferroso (Fe +2) Fe 2 O 3 Ossido Ferrico (Fe +3) SnO Ossido Stannoso (Sn +2) SnO 2 Ossido Stannico (Sn +4) MnO Ossido Manganoso (Mn +2) MnO 2 Ossido Manganico (Mn +4) Cr 2 O 3 Ossido Cromico (Cr +3)

2 Esempi di ossidi acidi CO 2 Anidride Carbonica (C +4) B 2 O 3 Anidride Borica (B +3) SO 2 Anidride Solforosa (S +4) SO 3 Anidride Solforica (S +6) N 2 O 3 Anidride Nitrosa (N +3) N 2 O 5 Anidride Nitrica (N +5) P 2 O 3 Anidride Fosforosa (P +3) P 2 O 5 Anidride Fosforica (P +5) Cl 2 O Anidride Ipoclorosa (Cl +1) Cl 2 O 3 Anidride Clorosa (Cl +3) Cl 2 O 5 Anidride Clorica (Cl +5) Cl 2 O 7 Anidride Perclorica (Cl +7) CrO 3 Anidride Cromica (Cr +6) MnO 3 Anidride Manganica (Mn +6) Mn 2 O 7 Anidride Permanganica (Mn +7) NOMENCLATURA I.U.P.A.C. ClO 2 Diossido di Cloro (Cl +4) ClO 3 Triossido di Cloro (Cl +6) N 2 O Ossido di diazoto (N +1) NO Ossido di Azoto (N +2) NO 2 Diossido di Azoto (N +4) Cu 2 O Ossido di dirame (Cu +1) CuO Ossido di Rame (Cu +2) CrO Ossido di Cromo (Cr +2) Cr 2 O 3 Triossido di dicromo (Cr +3) CrO 2 Diossido di Cromo (Cr +4) MnO Ossido di Manganese (Mn +2) MnO 2 Diossido di Manganese (Mn +4) CrO 3 Triossido di Cromo (Cr +6) MnO 3 Triossido di Manganese (Mn +6) Mn 2 O 7 Eptossido di dimanganese (Mn +7)

3 PEROSSIDI X m O n ( - O - O - ) X = METALLO Esempi di perossidi H 2 O 2 Perossido di Idrogeno (H +1) Na 2 O 2 Perossido di Sodio (Na +1) BaO 2 Perossido di Bario (Ba +2) IDROSSIDI o BASI X(OH) m X = METALLO OH = OSSIDRILE (n.o.-1) OSSIDO BASICO + H 2 O IDROSSIDO Esempi di idrossidi KOH Idrossido di Potassio (K +1) Ca(OH) 2 Idrossido di Calcio (Ca +2) NH 4 OH Idrossido di Ammonio (NH + 4 ) Al(OH) 3 Idrossido di Alluminio (Al +3) Fe(OH) 2 Idrossido Ferroso (Fe +2) Fe(OH) 3 Idrossido Ferrico (Fe +3) Cr(OH) 3 Idrossido Cromico (Cr +3) Mn(OH) 2 Idrossido Manganoso (Mn +2) ACIDI a) IDRACIDI H m X n b) OSSIACIDI H m X n O z X = non metallo m = 1 = acido monoprotico se m > 1 = acido poliprotico tutti gli H sono sostituibili da metalli

4 ANIDRIDE + H 2 O OSSIACIDO Esempi di ossiacidi CO 2 H 2 CO 3 (C +4) A. Carbonico N 2 O 3 HNO 2 (N +3) A. Nitroso N 2 O 5 HNO 3 (N +5) A. Nitrico SO 2 H 2 SO 3 (S +4) A. Solforoso SO 3 H 2 SO 4 (S +6) A. Solforico Cl 2 O HClO (Cl +1) A. Ipocloroso Cl 2 O 3 HClO 2 (Cl +3) A. Cloroso Cl 2 O 5 HClO 3 (Cl +5) A. Clorico Cl 2 O 7 HClO 4 (Cl +7) A. Perclorico B 2 O 3 H 3 BO 3 (B +3) A. Borico P 2 O 5 H 3 PO 4 (P +5) A. Fosforico CrO 3 H 2 CrO 4 (Cr +6) A. Cromico CrO 3 H 2 Cr 2 O 7 (Cr +6) A. Dicromico MnO 3 H 2 MnO 4 (Mn +6) A. Manganico Mn 2 O 7 HMnO 4 (Mn +7) A. Permanganico Esempi di idracidi HF Acido Fluoridrico (F -1) HCl Acido Cloridrico (Cl -1) HBr Acido Bromidrico (Br -1) HI Acido Iodidrico (I -1) H 2 S Acido Solfidrico (S -2) HCN Acido Cianidrico (CN - )

5 SALI Me m X n Me m X n O z a) NEUTRI b) ACIDI (contenenti nella formula atomi di H acido) c) BASICI (contenenti nella formula gruppi OH) d) DOPPI (contenenti nella formula più di un Me) e) IDRATI (contenenti nella formula molecole di H 2 O) Suffisso ACIDO -OSO -ICO -IDRICO Suffisso SALE -ITO -ATO -URO Esempi di sali neutri KClO Ipoclorito di Potassio (Cl +1) CaSO 3 Solfito di Calcio (S +4) Ba(ClO 3 ) 2 Clorato di Bario (Cl +5) Na 2 SO 4 Solfato di Sodio (S +6) Fe(NO 3 ) 3 Nitrato Ferrico (N +5, Fe +3) AlPO 4 Fosfato di Alluminio (P +5) Cu 2 CO 3 Carbonato Rameoso (C +4, Cu +1) Li 3 BO 3 Borato di Litio (B +3) Fe(ClO 2 ) 2 Clorito Ferroso (Cl +3, Fe +2) NaCl Cloruro di Sodio (Cl -1) SnBr 2 Bromuro Stannoso (Br 1, Sn +2) Cu(CN) 2 Cianuro Rameico (CN -, Cu +2) ZnS Solfuro di Zinco (S -2) NH 4 F Fluoruro di Ammonio (F -1) Fe 2 S 3 Solfuro Ferrico (S 2, Fe +3) Na 2 MnO 4 Manganato di Sodio (Mn +6) KMnO 4 Permanganato di Potassio (Mn +7) K 2 CrO 4 Cromato di Potassio (Cr +6) Na 2 Cr 2 O 7 Dicromato di Sodio (Cr +6)

6 Esempi di sali acidi NaHSO 4 Solfato ACIDO di Sodio (S +6) K 2 HPO 4 Fosfato MONOACIDO di Potassio (P +5) KH 2 PO 4 Fosfato BIACIDO di Potassio (P +5) Ba(HCO 3 ) 2 Carbonato ACIDO di Bario (C +4) NH 4 HS Solfuro ACIDO di Ammonio (S -2) Esempi di sali basici Bi(OH)(NO 3 ) 2 Nitrato BASICO di Bismuto (N +5, Bi +3) Pb 2 (OH) 2 SO 3 Solfito BIBASICO di Piombo (S +4, Pb +2) Cu 2 (OH) 2 CO 3 Carbonato BIBASICO di Rame (C +4, Cu +2) Zn 2 (OH)PO 4 Fosfato BASICO di Zinco (P +5) Bi(OH)S Solfuro BASICO di Bismuto (S 2, Bi +3) Esempi di sali doppi K(NH 4 )SO 4 Solfato di Potassio e Ammonio (S +6) Na 2 Ca(CO 3 ) 2 Carbonato di Sodio e Calcio (C +4) LiMgPO 4 Fosfato di Litio e Magnesio (P +5) NaKS Solfuro di Sodio e Potassio (S -2) Esempi di sali idrati AlPO 4 2H 2 O MgCO 3 3H 2 O Ca(NO 3 ) 2 4H 2 O CuSO 4 5H 2 O Fosfato di Alluminio BIIDRATO Carbonato di Magnesio TRIIDRATO Nitrato di Calcio TETRAIDRATO Solfato Rameico PENTAIDRATO

7 REAZIONI NON DI OSSIDORIDUZIONE Esempio di bilanciamento BaCl 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 BaSO 4 + AlCl 3 a) BaCl 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 BaSO AlCl 3 b) 3 BaCl 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 BaSO AlCl 3 c) 3 BaCl 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 3 BaSO AlCl 3 3 BaCl 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 3 BaSO AlCl 3 REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE Le REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE (reazioni redox) sono reazioni che avvengono tra elementi che variano il proprio numero di ossidazione. OSSIDAZIONE : aumento del n.o. perdita di elettroni A 2+ A 3+ + e - reazione di ossidazione RIDUZIONE : diminuzione del n.o. acquisto di elettroni A 3+ + e - A +2 reazione di riduzione A +2 <==> A 3+ + e - riducente ossidante

8 Il numero di e - ceduti dal riducente (che si ossida) deve essere uguale al numero di e - acquistati dall ossidante (che si riduce) ESEMPI DI SEMPLICI REAZIONI REDOX C + O 2 CO CO 2 + H 2 CO + H 2 O Cl KOH KCl + KClO + H 2 O BILANCIAMENTO REAZIONI REDOX (in forma molecolare) Individuare gli atomi che cambiano il loro n.o. e valutare tale variazione Bilanciamento elettronico (numero di e - ceduti = numero e - acquistati) Bilanciamento finale della massa

9 (ESEMPIO A) Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O N + 3 e - N riduzione = Cu Cu + 2 e - ossidazione = 2 Bilanciamento elettronico: 3 Cu + 2 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) NO + H 2 O Bilanciamento della massa: 3 Cu + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O (ESEMPIO B) KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O Mn + 5 e - Mn riduzione = 5 x 2 = Fe Fe + 1 e - ossidazione = 1 x 2 = 2

10 Bilanciamento elettronico: 2 KMnO FeSO 4 + H 2 SO 4 K 2 SO MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O Bilanciamento della massa: 2 KMnO FeSO H 2 SO 4 K 2 SO MnSO Fe 2 (SO 4 ) H 2 O (ESEMPIO C) Reazione di dismutazione KClO KClO 3 + KCl +1-1 Cl + 2 e - Cl - riduzione = 2 : 2 = Cl Cl + 4 e - ossidazione = 4 : 2 = 2 3 KClO KClO KCl 3

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