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1 Gli elementi presenti in natura sono 120, di cui: 92 naturali 18 prodotti artificialmente 4 incerti poiché non ne è stata provata l'esistenza a causa della loro brevissima vita 3 ipotetici 3 scoperti nel 1999 Dalla combinazione degli atomi si originano i composti, di cui se ne conoscono almeno

2 Considerato l elevatissimo numero di composti è necessario dare alcune indicazioni di carattere generale sulle modalità con cui costruire il nome delle diverse classi di composti chimici, cominciando dall esame della tavola periodica Abbiamo già detto che: i composti scritti sulla sinistra rappresentano i metalli, mentre quelli scritti sulla destra rappresentano i nonmetalli, l elettronegatività è minima per gli elementi scritti sulla sinistra e cresce man mano che ci spostiamo verso la parte destra della tavola 2

3 Nomenclatura dei composti IUPAC: International Union for Pure and Applied Chemistry Composizione esatta: 15 milioni di sostanze Valenza: numero di elettroni esterni che l atomo di un dato elemento acquista, cede o condivide con gli atomi a cui è legato Numero di ossidazione (n.o): rappresenta la carica che ogni atomo (in una molecola o in uno ione poliatomico) assumerebbe se gli elettroni di legame fossero assegnati all atomo più elettronegativo 3

4 Modificazioni della valenza di base Può essere aumentata o diminuita : Per eccitazione energetica Per ionizzazione positiva Per ionizzazione negativa 4

5 Regole per assegnare il numero di ossidazione Sostanze elementari = 0 Ossigeno = -2 (perossidi 1, F +2) Idrogeno = +1 (con i metalli 1) Ioni monoatomici = carica elettrica Ioni poliatomici = somma n.o. uguale alla carica dello ione Somma numeri ossidazione = zero In un legame covalente gli elettroni condivisi sono formalmente attribuiti all atomo più elettronegativo 5

6 Valenza e numero di ossidazione 6

7 Leggere e scrivere le formule 7

8 Come scrivere una formula 8

9 In base a queste premesse possiamo definire i più comuni gruppi di composti chimici: 9

10 COMPOSTI BINARI 10

11 COMPOSTI BINARI CON L OSSIGENO Praticamente tutti gli elementi, fatta eccezione per i gas nobili, reagiscono con l ossigeno dando origine a: metalli + ossigeno = ossidi non-metalli + ossigeno = anidridi 11

12 Ossidi basici (Ossidi) 12

13 Ossidi acidi o Anidridi 13

14 Ossidi acidi o Anidridi Si applica tipicamente agli acidi ed ai sali formati dagli alogeni 14

15 COMPOSTI BINARI CON L IDROGENO si originano due gruppi di sostanze, a seconda della elettronegatività dell elemento che reagisce con l idrogeno: se l elettronegatività è bassa (come per il Na o il Ca), si ottengono gli idruri, se l elettronegatività è alta, (come per il F o il Cl), si ottengono gli idracidi IDRURI metallo formula nome non metallo IDRACIDI formula nome sodio NaH idruro di sodio fluoro HF Ac.fluoridrico potassio KH idruro di potassio cloro HCl Ac.cloridrico calcio CaH 2 idruro di calcio bromo HBr Ac.bromidrico alluminio AlH 3 Idruro di alluminio iodio HI Ac. iodidrico solfo H 2 S Ac. solfidrico 15

16 Idruri salini e covalenti 16

17 Idruri 17

18 Idracidi F - Cl - Br - I - S 2- N 3- fluoruro Cloruro Bromuro Ioduro Solfuro Nitruro 18

19 Si sottolinea che Idruri e Idracidi vengono presentati contemporaneamente per analogia di struttura, ma costituiscono sostanze estremamente diverse sia come costituzione che come comportamento chimico. Queste differenze vengono evidenziate dal diverso modo di scrivere la formula, nelle quali è la posizione occupata dal simbolo dell H ad indicare l appartenenza all uno o all altro gruppo: negli idruri segue il simbolo del metallo negli idracidi precede il simbolo del non-metallo 19

20 Perossidi Perossidi Composti contenenti il gruppo perossido: -O-O- Nei perossidi, l'ossigeno ha no. di ossidazione -1 Superossidi Composti ionici contenenti lo ione superossido: O2 - Nei superossidi, l'ossigeno ha no. di ossidazione -1/2. 20

21 Gli ossidi e le anidridi possono reagire con l acqua formando rispettivamente Sia dal primo che dal secondo gruppo di esempi, è evidente che alcuni elementi danno origine a più di un composto sia con l O 2, che con l H 2 O, ma rimandiamo ad un testo più dettagliato per una completa descrizione della nomenclatura e del complesso di norme che la regolano. 21

22 COMPOSTI TERNARI 22

23 Idrossidi, basi o alcali 23

24 Formazione di ossiacidi 24

25 Formazione di ossiacidi 25

26 Ossiacidi 26

27 Acidi meta-, piro- e orto- Oltre al Fosforo (P) anche il Silicio (Si) può reagire con diverse quantità di acqua SiO 2 + H 2 O H 2 SiO 3 ac. metasilicico SiO2 + 2H 2 O H 4 SiO 4 ac. ortosilicico 27

28 Acidi e poliacidi 28

29 SALI Dalla reazione tra idrossidi e acidi si ottengono i sali (si parla di ossosali quando derivano dagli ossiacidi). Il nome dei sali viene costruito partendo dal nome dell acido che lo origina, secondo la convenzione illustrata nella tabella seguente. Anche in questo caso si rimanda ad un testo più dettagliato per ogni chiarimento sulla nomenclatura dei vari tipi di sali che si possono ottenere. 29

30 Sali degli ossiacidi 30

31 Principali cationi 31

32 Princi pali anioni 32

33 Formazione dei Sali 33

34 Sali acidi 34

35 Sali basici Uno o più gruppi -OH sono legati all anione presente nell acido 35

36 PROMEMORIA SULLA DENOMINAZIONE DEI SALI 36

37 Tutti i composti che abbiamo visto, sono caratterizzati dal fatto che sono costituiti da diversi elementi legati insieme, ovverosia hanno la molecola costituita da atomi diversi legati tra loro secondo la legge delle combinazioni. E ovvio pensare che una molecola di H 2 sia più piccola di una molecola di H 2 O, così come una molecola di acqua sia più piccola di una molecola di H 2 SO 4, e così via. 37

38 Questo fatto è facilmente verificabile poiché il Peso Molecolare, ossia il valore della massa della molecola è calcolabile in base al valore del P.A. dei vari elementi H 2 P.A Idrogeno P.M. = 1, ,008 = 2,016 H 2 O P.A Idrogeno 1.008, P.A. Ossigeno 15,994 P.M. = 1, , ,9994 = 18,0154 H 2 SO 4 P.A Idrogeno 1.008, P.A. Ossigeno 15,994, P.A. Solfo = 32,064 P.M. = 1, , , , , , ,9994 = 98,

39 con questi semplici calcoli può essere facilmente determinato il valore del P.M. di un qualsiasi composto di cui si conosca la formula. il valore così calcolato è espresso in unità convenzionali, dette Unità di Massa Atomica (UMA), ed è riferito al P.A. del C = 12, mentre il valore in grammi sarebbe molto piccolo per cui sono stati introdotti altri concetti di carattere molto più pratico 39

40 Peso atomico: rappresenta la massa di un atomo di un elemento espressa in U.M.A. Grammoatomo: rappresenta la massa dell atomo di un elemento espressa in grammi. Peso Molecolare: rappresenta la massa della molecola di un composto espressa in U.M.A. Grammomolecola: rappresenta la massa della molecola di un composto espressa in grammi 40

41 H 2 P.A. Idrogeno grammoatomo = 1,008 gr di H 2 P.M. = 1, ,008 = 2,016 P.M. = 1, , ,9994 = 18,0154 grammomolecola = 2,016 gr di H 2 H 2 O H 2 SO 4 grammomolecola = 18,0154 gr di acqua P.M. H 2 SO 4 = 98,0776 grammomolecola = 98,0776 gr di acido 41

42 Da sottolineare che la grammomolecola (o mole) rappresenta l unità di misura della quantità di una sostanza mentre il gr (ed i suoi multipli e sottomultipli) costituiscono l unità di misura della massa 42

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