NUMERO DI OSSIDAZIONE Es. HCl H + Cl - H = +1 Cl = -1 H 2. O 2 H + O 2- H = +1 O = -2 Es. NaCl Na + Cl - Na = +1 Cl = -1

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1 NUMERO DI OSSIDAZIONE Es. HCl H + Cl - H = +1 Cl = -1 H 2 O 2 H + O 2- H = +1 O = -2 Es. NaCl Na + Cl - Na = +1 Cl = -1 Es. H-H, O=O, Cu, Fe N OX = 0 H: +1, (tranne che negli idruri metallici es. NaH: 1) O: -2, (tranne che nei perossidi: 1) Metalli alcalini (I gruppo): +1 Metalli alcalino-terrosi (II gruppo): +2 H 2 SO 4 H = +1; O = -2; S = +6 Na 2 Na = +1; O = -2; C = +4 2x1+4x(-2)+6=0 2x1+3x(-2)+4=0 Es. NO 3 - O = -2; N = +5 3x(-2)+5= -1 NH 4 + H = +1; N = -3 4x1-3 = +1

2 NOMENCLATURA Razionale (IUPAC) Tradizionale Composti dei metalli (ionici) non metalli (covalenti) Composti binari: - con l ossigeno (OSSIDI) l ossigeno ha numero di ossidazione N OX = 2. - con l idrogeno (IDRURI) l idrogeno ha numero di ossidazione N OX = ±1.

3 OSSIDI METALLICI 2Na +1/2 O 2 Na 2 O ossido di sodio N OX = +1 Ca +1/2 O 2 CaO ossido di calcio N OX = +2 Se il metallo forma due ossidi diversi in cui presenta diverso N OX Razionale: Si indica il N OX del metallo Tradizionale - OSO per il N OX più basso, -ICO per il N OX più alto. Fe +1/2 O 2 FeO N OX = +2 Ossido di ferro (II) - ferroso 2Fe +3/2 O 2 Fe 2 O 3 N OX = +3 Ossido di ferro (III) - ferrico 2Cu +1/2 O 2 Cu 2 O N OX = +1 ossido di rame (I) - rameoso Cu +1/2 O 2 CuO N OX = +2 ossido di rame (II) - rameico

4 OSSIDI DEI NON METALLI (ANIDRIDI ) Razionale: numeri pedici per indicare il n. di atomi dell elemento Tradizionale: - OSA per il N OX più basso, -ICA per il N OX più alto. CO 2 N OX = +4 diossido di carbonio anidride carbonica SO 2 N OX = +4 diossido di zolfo anidride solforosa SO 3 N OX = +6 triossido di zolfo anidride solforica N 2 O N OX = +1 ossido di diazoto protossido di azoto NO N OX = +2 ossido di azoto N 2 O 3 N OX = +3 triossido di diazoto anidride nitrosa NO 2 N OX = +4 diossido di azoto N 2 N OX = +5 pentaossido di diazoto anidride nitrica Più di due anidridi : N OX più basso di tutti prefisso IPO-; N OX più alto di tutti prefisso PER-. Es. O N OX = +1 Anidride ipoclorosa O 3 N OX = +3 Anidride clorosa N OX = +5 Anidride clorica O 7 N OX = +7 Anidride perclorica

5 Esistono anche composti nei quali l ossigeno presenta numero di ossidazione 1; tali composti prendono il nome di perossidi: Es. H 2 O 2 perossido di idrogeno, o acqua ossigenata Na 2 O 2 perossido di sodio I perossidi metallici contengono lo ione O Alcuni metalli formano superossidi contenenti lo ione O 2-. KO 2 superossido di potassio (2KO 2 + 2H 2 O KOH O 2 + O 2 ) Nel difluoruro di ossigeno F 2 O l ossigeno ha N OX =+2

6 Per reazione con l acqua gli ossidi metallici formano IDROSSIDI. Na 2 O +H 2 O 2 Na(OH) idrossido di sodio CaO +H 2 O Ca(OH) 2 idrossido di calcio FeO +H 2 O Fe(OH) 2 idrossido di ferro (II) - ferroso Fe 2 O 3 +3H 2 O 2 Fe(OH) 3 idrossido di ferro (III) - ferrico Gli idrossidi in acqua si dissociano rilasciando ioni metallici e ioni OH - (ossidrile). Na(OH) Na + + OH - Idrossido di sodio ione sodio Fe(OH) 2 Fe OH - Idrossido di ferro (II) ione ferro +2 (Idrossido ferroso ) (ione ferroso)

7 Gli ossidi dei non metalli reagiscono con l acqua producendo ACIDI. CO 2 O H 2 acido carbonico SO 2 O H 2 SO 3 acido solforoso SO 3 O H 2 SO 4 acido solforico N 2 O 3 O 2 HNO 2 acido nitroso N 2 O 2 HNO 3 acido nitrico O O 2 HClO acido ipocloroso O 3 O 2 HClO 2 acido cloroso O 2 HClO 3 acido clorico O 7 O 2 HClO 4 acido perclorico Gli acidi possono distinguersi anche per il diverso grado di IDRATAZIONE; massimo grado di idratazione prefisso ORTO, minimo grado di idratazione prefisso META. grado di idratazione intermedio prefisso PIRO. Es P 2 + 3H 2 O 2 H 3 PO 4 acido ortofosforico (o fosforico) P 2 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 acido pirofosforico P 2 O 2 HPO 3 acido metafosforico

8 Gli acidi in acqua si dissociano in ioni H + ed ANIONI. ACIDO suffisso -ICO ANIONE suffisso -ATO, ACIDO suffisso -OSO ANIONE suffisso -ITO. Es. HNO 3 acido nitrico NO 3 - ione nitrato +H + HNO 2 acido nitroso D NO 2 - ione nitrito + H + Da un acido diprotico o poliprotico possono derivare più di un anione. Es. H 2 acido carbonico H - ione idrogenocarbonato (bicarbonato) -2 ione carbonato H 3 PO 4 H 2 PO - 4 HPO -2 4 PO -3 4 acido ortofosforico (o fosforico) ione diidrogenofosfato ione idrogenofosfato ione fosfato

9 IDRURI I metalli formano idruri ionici o salini (conduttori allo stato fuso), nei quali l idrogeno ha N OX= 1. Es. NaH (idruro di sodio), CaH 2 (idruro di calcio) I non metalli formano idruri covalenti : CH 4 metano NH 3 ammoniaca H 2 O acqua Dall ammoniaca deriva lo ione ammonio (NH 4+ ). NH 3 O D NH OH - Elementi VI e VII gruppo: idruri a carattere acido (IDRACIDI) Razionale: elemento URO di idrogeno Tadizionale: acido IDRICO; ione -URO +H 2 2 HCl cloruro di idrogeno acido cloridrico S H 2 S solfuro di idrogeno acido solfidrico HCl H + + Cl - ione cloruro H 2 S D H + + HS - ione idrogenosolfuro (bisolfuro) HS - D H + + S -2 ione solfuro

10 I sali sono composti ionici formati da ANIONI e CATIONI. Ca(OH) 2 +2HCl Ca + 2H 2 O Ca = cloruro di calcio NaOH + HCl NaCl +H 2 O NaCl = cloruro di sodio 2 Na(OH) Na 2 + 2H 2 O Na 2 = carbonato di sodio Le cariche negative (anioni) devono bilanciare quelle positive (cationi). Clorato di sodio (ione sodio Na + + ione clorato ClO 3- ) NaClO 3 Fosfato di calcio (ione calcio Ca +2 + ione fosfato PO 4-3 ) Ca 3 (PO 4 ) 2 Idrogenosolfato di sodio (ione Na + + ione idrogenosolfato HSO 4- ) NaHSO 4 Solfato di sodio (ione sodio Na + + ione solfato SO 4-2 ) Na 2 SO 4 Cloruro di ferro (II) - ferroso (ione Fe +2 + ione cloruro Cl - ) Fe Cloruro di ferro (III) - ferrico (ione Fe +3 + ione cloruro Cl - ) FeCl 3 Solfuro di alluminio: Al 2 S 3 Al 3+ S 2- Al 2 S 3

11 Numero di ossidazione (N ox ) Il valore e numericamente uguale alla valenza, ed ha lo stesso segno della elettrovalenza che avrebbe l atomo considerato, nel caso di composto ionico con trasferimento di e - all atomo piu elettronegativo. A) numero di e - a comune con atomi piu elettronegativi presi con segno + B) numero..atomi piu elettropositivi con segno C) Per una specie allo stato elementare e sempre zero. D)La somma algebrica dei Nox di una molecola e =0; per uno ione e =carica ionica [es:nh 3 : (-3) + 3(+1)=0; NH 4 + : (-3) + 4(+1)= +1] Il numero di ossidazione di un elemento puo variare in funzione dei partner di di legame. Un elemento puo esibire piu numeri di ossidazione (es. N: +1, +2, +3, +5, -3; S: +4, +6, +5, -2 ; Cl: +1, +3, +5, +7, -1)

12 Ossidazione, riduzione, ossidoriduzione Questi concetti sono alla base di innumerevoli reazioni chimiche nelle quali si ha perdita e acquisto di elettroni. la specie chimica che perde elettroni si ossida; la specie chimica che acquista elettroni si riduce; il riducente si ossida, l ossidante si riduce; numero di elettroni ceduti dal riducente=numero elettroni acquistati dall ossidante Esistono soltanto reazioni di ossidoriduzione (redox) con presenza contemporanea di ossidante e riducente. Semireazione di ossidazione di A (ideale): A A + + e- (bilanc. cariche: 0= +1-1=0) Semireazione di riduzione di B (ideale): B+ e- B - Reazione redox tra A e B (reale): A+B A + + B - La somma delle cariche deve essere uguale nei due membri della equazione (semireazione o reazione).

13 REDOX a H 2 S + b HNO 3 c H 2 SO 4 + d NO 2 +e H 2 O Lo S si e ossidato passando da S -2 S e - (perdendo 8 elettroni) L azoto si e ridotto passando da N +5 + e - N +4 (acquistando 1 elettrone) Il numero di elettroni scambiato deve essere uguale: per 1 molecola di H 2 S ci vogliono 8 molecole HNO 3 e quindi 4 molecole di acqua. Normalmente si bilanciano le due semireazioni e poi si ricava la reazione globale. a=1; b=8; c=1; d=8; e=4