I gas nobili esistono (solo) allo stato di gas monoatomico

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1 I gas nobili esistono (solo) allo stato di gas monoatomico In condizioni normali non formano composti, dimostrando che i loro atomi non tendono a legarsi (inerzia chimica)

2 Legame chimico G. N. Lewis (1916): gli elettroni del livello esterno (livello di valenza) sono i responsabili dell unione tra gli atomi I gas nobili esistono allo stato di gas monoatomico In condizioni normali non formano composti, dimostrando che i loro atomi non tendono a legarsi (inerzia chimica) He 1s 2 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Regola dell ottetto Ogni atomo, in base al numero di elettroni di valenza, tende a cedere, acquistare o mettere in comune gli elettroni tramite la formazione di legami fino a raggiungere una configurazione elettronica esterna simile a quella dei gas nobili, caratterizzata cioè dalla presenza di otto elettroni

3 Legame chimico 1. Gli elettroni del livello esterno (elettroni di valenza) giocano un ruolo fondamentale nel legame chimico 2. In alcuni casi gli elettroni vengono trasferiti da un atomo ad un altro; si formano ioni positivi e negativi che si attraggono tra loro in conseguenza di forze elettrostatiche (legame ionico) 3. In altri casi due o più coppie di elettroni vengono condivise tra gli atomi; questa condivisione di elettroni è detta legame covalente 4. Gli elettroni vengono trasferiti o condivisi in modo tale che ogni atomo acquisti una configurazione stabile; in genere, questa configurazione è quella di un gas nobile, con otto elettroni nel livello esterno (regola dell ottetto)

4 Simboli di Lewis Permettono di visualizzare la configurazione elettronica esterna (elettroni di valenza) degli atomi Gli elettroni di valenza vengono rappresentati con dei punti, disposti intorno al simbolo chimico dell elemento Se sono inferiori a 4, i punti che li rappresentano vengono collocati intorno al simbolo, il più possibile spaziati l uno dall altro (fino al C e al Si) Se sono in numero superiore a 4, i punti che li rappresentano vengono collocati sui quattro lati intorno al simbolo, disposti a coppie (rappresentate anche con un trattino) o spaiati

5 Metalli alcalini Facile da rimuovere Difficile da rimuovere Alogeni Difficile da aggiungere Facile da aggiungere

6 Perdono elettroni Acquistano elettroni

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9 Cariche dei cationi dei metalli di transizione comunemente presenti in soluzione acquosa

10 Formano cationi Formano anioni

11 Elettronegatività L elettronegatività è una misura della capacità di un atomo di attrarre verso di sé gli elettroni di legame Sulla tavola periodica l elettronegatività aumenta andando verso destra e verso l alto e diminuisce andando verso sinistra e verso il basso

12 Cationi, anioni o atomi neutri con configurazioni elettroniche nello stato fondamentale dei gas nobili Gli elementi più elettronegativi sono il F (4.0), l O (3.5), l N (3.0) e il Cl (3.0) Gli elementi meno elettronegativi sono il K (0.9), il Rb (0.9), il Cs (0.8) e il Fr (0.8)

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14 Legame ionico Il legame ionico si realizza in seguito al trasferimento di elettroni da un atomo all altro (formazione di cationi e anioni) Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 EN (Na) = 0.9 EN (Cl) = 3.0 Gli ioni si attraggono tramite forze elettrostatiche Si forma tra atomi con un alta differenza di elettronegatività I composti ionici tendono ad aggregarsi in reticoli cristallini

15 Nel cloruro di sodio (NaCl), gli ioni Na + e Cl si alternano in una struttura cubica

16 Struttura del cloruro di sodio

17 Struttura cristallina del cloruro di sodio (NaCl) I composti ionici sono costituiti da un insieme di ioni di carica opposta tenuti insieme da forze di attrazione elettrostatiche Il reticolo di NaCl è cubico con gli ioni Cl posti ai vertici e al centro delle facce del cubo Gli ioni Na + occupano il centro e i punti medi degli spigoli del cubo

18 Un composto ionico coinvolge un elevato numero di ioni positivi e negativi, organizzati in un reticolo cristallino I reticoli cristallini possono essere di vari tipi Dal punto di vista energetico, questa è la situazione più favorevole Una formula come NaCl (o CsCl, ZnS, CaF 2 ) indica solo un rapporto

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26 I composti ionici sono fragili!! I composti ionici disciolti in soluzione acquosa conducono l elettricità!!

27 FIGURA 5-2 Conducibilità dell elettricità in una soluzione Soluzione acquosa di MgCl 2

28 Sali o ossidi I composti (prevalentemente) ionici formati da un catione (derivante da un elemento della parte sinistra della tavola periodica, cioè un metallo) o un catione poliatomico come l NH + 4 e un anione monoatomico o poliatomico (derivante da uno o più elementi della parte destra della tavola periodica, cioè non metalli) si chiamano sali per es. NaCl, MgF 2, CaCO 3, Na 2 SO 4 Se l anione è O 2 i composti si chiamano ossidi per es. Li 2 O, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, MnO 2

29 Se l anione è S 2 si chiamano solfuri per es. Cu 2 S, PbS, HgS, ZnS

30 Come si possono prevedere le formule di sali e ossidi? I sali e gli ossidi sono complessivamente neutri La carica di tutti i cationi presenti nell unità formula deve essere bilanciata da quella di tutti gli anioni Na + (se si lega con Cl ci vuole solo un anione per formare NaCl, se si lega con O 2 o S 2 ci vogliono due cationi per formare Na 2 O o Na 2 S, se si lega con PO 4 3 ci vogliono tre cationi per formare Na 3 PO 4 ) Mg 2+ (se si lega con F ci vogliono due anioni per formare MgF 2, se si lega con O 2 ci vuole un solo anione per formare MgO, se si lega con PO 4 3 ci vogliono tre cationi e due anioni per formare Mg 3 (PO 4 ) 2 ) Al 3+ (se si lega con Cl ci vogliono tre anioni per formare AlCl 3, se si lega con O 2 ci vogliono due cationi e tre anioni per formare Al 2 O 3, se si lega con PO 4 3 ci vuole un anione per formare AlPO 4 ) Per scrivere la formula si scambiano le cariche di catione e anione, mettendole come pedice Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero

31 I sali I sali sono composti ionici formati da un: catione monoatomico derivante da un metallo dei gruppi principali (per es. Na +, K +, Ca 2+, Mg 2+, Al 3+, Pb 2+ ) o da un metallo di transizione (per es. Cr 3+, Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+, Co 2+, Co 3+, Ni 2+, Cu +, Cu 2+, Zn 2+, Ag +, Cd 2+, Hg 2+ ) o un catione poliatomico (per es. NH 4+ ) anione monoatomico (per es. F, Cl, Br, I, S 2 ) o un anione poliatomico (NO 3, SO 4 2, CO 3 2, ClO 4, CH 3 COO )

32 Ossidi Sia i metalli che i non metalli formano composti binari con l ossigeno METALLO + OSSIGENO NON METALLO + OSSIGENO OSSIDO BASICO (OSSIDO) OSSIDO ACIDO (ANIDRIDE) Nomenclatura IUPAC: alla parola OSSIDO si aggiunge il nome dell elemento; entrambi vanno preceduti da prefissi indicanti il numero di atomi di ossigeno e di atomi metallici presenti nella formula (mono, di, tri, tetra, penta, esa, epta, otta, enna, deca, )

33 Il prefisso mono- a volte può essere omesso

34 Ossidi basici Metallo + Ossigeno: M x O y Gli indici x e y dipendono dalle rispettive cariche: M (+1) + O (2 ) M 2 O (Na 2 O) M (+2) + O (2 ) MO (MgO) M (+3) + O (2 ) M 2 O 3 (Al 2 O 3 ) Per scrivere la formula si scambiano le caariche Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero

35 Ossidi acidi (anidridi) Non metallo + Ossigeno: E x O y Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione (per il non metallo vanno considerati i numeri di ossidazione positivi): E (+1) + O (2 ) E 2 O (Cl 2 O) E (+2) + O (2 ) EO (CO, NO) E (+3) + O (2 ) E 2 O 3 (N 2 O 3, Cl 2 O 3 ) E (+4) + O (2 ) EO 2 (CO 2, SO 2 ) E (+5) + O (2 ) E 2 O 5 (P 2 O 5, Cl 2 O 5 ) E (+6) + O (2 ) EO 3 (SO 3 ) E (+7) + O (2 ) E 2 O 7 (Cl 2 O 7 ) Per scrivere la formula si scambiano i numeri di ossidazione Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero

36 Ossidi basici (metallici) Na 2 O: (Mon)ossido di disodio Fe 2 O 3 : Triossido di diferro BaO: (Mon)ossido di bario Li 2 O: (Mon)ossido di dilitio SnO 2 : Diossido di stagno

37 Ossidi acidi (non metallici) Cl 2 O: (Mon)ossido di dicloro Cl 2 O 3 : Triossido di dicloro Cl 2 O 5 : Pentossido di dicloro Cl 2 O 7 : Eptossido di dicloro CO: Monossido di carbonio CO 2 : Diossido di carbonio SO 2 : Diossido di zolfo SO 3 : Triossido di zolfo

38 Idrossidi (basi) Derivano formalmente dalla reazione degli ossidi basici (ossidi metallici) con l acqua: K 2 O + 2 H 2 O 2 KOH MgO + H 2 O Mg(OH) 2 Al 2 O H 2 O 2 Al(OH) 3 Sono costituiti da uno IONE METALLICO positivo M x+ e da x IONI OSSIDRILE o IDROSSIDO OH Valgono le stesse regole di nomenclatura degli ossidi basici: NaOH Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 Ca(OH) 2 Monoidrossido di sodio Diidrossido di ferro Triidrossido di ferro Diidrossido di calcio

39 Dissociazione in acqua delle basi Le basi sono composti che in acqua si dissociano (si separano ) liberando ioni OH e i cationi metallici NaOH Na + + OH KOH K + + OH Mg(OH) 2 Mg OH Ca(OH) 2 Ca OH Al(OH) 3 Al OH Gli ioni OSSIDRILE o IDROSSIDO OH fa abbassare il ph

40 Acidi ossigenati Derivano formalmente dalla reazione degli ossidi acidi (anidridi) con l acqua: Nella formula si scrive prima l H, quindi il simbolo dell elemento, ed infine l ossigeno Al nome dell acido si associano gli stessi suffissi dell anidride da cui deriva (che è osa se l elemento ha il più basso numero di ossidazione e ica se l elemento ha il più alto numero di ossidazione) (anidride solforosa; n.ox. S +4) SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 (acido solforoso) (anidride solforica ; n.ox. S +6) SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 (acido solforico) (anidride nitrosa; n.ox. N +3) N 2 O 3 + H 2 O H 2 N 2 O 4 2 HNO 2 (acido nitroso) (anidride nitrica; n.ox. N +5) N 2 O 5 + H 2 O H 2 N 2 O 6 2 HNO 3 (acido nitrico) (anidride carbonica; n.ox. C +4) CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 (acido carbonico) (anidride fosforica; n.ox. P +5) P 2 O 5 + 3H 2 O H 6 P 2 O 8 H 3 PO 4 (acido fosforico)

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42 Dissociazione in acqua degli ossiacidi Gli acidi sono composti che in acqua si dissociano (si separano ) liberando uno o più ioni H + e i corrispondenti anioni Gli ioni H + fanno abbassare il ph Ossiacidi monoprotici Sono acidi che liberano solo un H + Possono formare solo un anione HNO 3 H + + NO 3 (ione nitrato) HNO 2 H + + NO 2 (ione nitrito) HClO 4 H + + HClO 4 (ione perclorato) CH 3 COOH H + + CH 3 COO (ione acetato)

43 Ossiacidi diprotici Sono acidi che liberano due H + in due stadi successivi Possono formare due anioni H 2 SO 4 H + + HSO 4 (ione idrogenosolfato o bisolfato) HSO 4 H + + SO 4 2 (ione solfato) H 2 SO 3 H + + HSO 3 (ione idrogenosolfito o bisolfito) HSO 3 H + + SO 3 2 (ione solfito) H 2 CO 3 H + + HCO 3 (ione idrogenocabonato o bicarbonato) HCO 3 H + + CO 3 2 (ione carbonato)

44 Ossiacidi triprotici Sono acidi che liberano tre H + in tre stadi successivi Possono formare tre anioni H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 (ione diidrogenofosfato) H 2 PO 4 H + + HPO 4 2 (ione idrogenofosfato) HPO 4 2 H + + PO 4 3 (ione fosfato)

45 Idracidi Il loro nome finisce con il suffisso -IDRICO HF HCl HBr HI HCN H 2 S acido fluoridrico acido cloridrico acido bromidrico acido iodidrico acido cianidrico acido solfidrico

46 Dissociazione in acqua degli idracidi Gli idracidi, analogamente agli ossiacidi, sono composti che in acqua si dissociano (si separano ) liberando uno o più ioni H + e i corrispondenti anioni Idracidi monoprotici Sono acidi che liberano solo un H + Possono formare solo un anione HF H + + F (ione fluoruro) HCl H + + Cl (ione cloruro) HBr H + + Br (ione bromuro) HI H + + I (ione ioduro) HCN H + + CN (ione cianuro)

47 Idracidi diprotici Sono acidi che liberano due H + in due stadi successivi Possono formare due anioni H 2 S H + + HS (ione idrogenosolfuro o bisolfuro) HS H + + S 2 (ione solfuro)

48 I sali si formano per reazione di un acido con una base HF (acido fluoridrico) HCl (acido cloridrico) HBr (acido bromidrico) HI (acido iodidrico) HCN (acido cianidrico) H 2 S (acido solfidrico) HNO 3 (acido nitrico) HClO 4 (acido perclorico) H 2 SO 4 (acido solforico) H 2 CO 3 (acido carbonico) H 3 PO 4 (acido fosforico) CH 3 COOH (acido acetico) LiOH (idrossido di litio) NaOH (idrossido di sodio) KOH (idrossido di potassio) Mg(OH) 2 (idrossido di magnesio) Ca(OH) 2 (idrossido di calcio) NH 3 (ammoniaca)

49 La parte anionica di un sale deriva sempre da un acido L anione (monoatomico o poliatomico) è sempre formato da elementi che stanno a destra e in alto della tavola periodica HF F (ione fluoruro) HCl Cl (ione cloruro) HBr Br (ione bromuro) HI I (ione ioduro) HCN CN (ione cianuro) H 2 S HS (ione idrogenosolfuro o bisolfuro) e S 2 (ione solfuro) HNO 3 NO 3 (ione nitrato) HClO 4 ClO 4 (ione perclorato) H 2 SO 4 HSO 4 (ione idrogenosolfato o bisolfato) e SO 2 4 (ione solfato) H 2 SO 3 HSO 3 (ione idrogenosolfito o bisolfito) e SO 2 3 (ione solfito) H 2 CO 3 HCO 3 (ione idrogenocarbonato o bicarbonato) e CO 2 3 (ione carbonato) H 3 PO 4 H 2 PO 4 (ione diidrogenofosfato), HPO 4 (ione idrogenofosfato) e PO 3 4 (ione fosfato) CH 3 COOH CH 3 COO (ione acetato)

50 La parte cationica di un sale deriva sempre da una base Il catione (a parte NH 4+ ) è sempre formato da elementi che stanno a sinistra della tavola periodica LiOH Li + (ione litio) NaOH Na + (ione sodio) KOH K + (ione potassio) Mg(OH) 2 Mg 2+ (ione magnesio) Ca(OH) 2 Ca 2+ (ione calcio) Al(OH) 3 Al 3+ (ione alluminio) Cr(OH) 3 Cr 3+ (ione cromo(iii)) Mn(OH) 2 Mn 2+ (ione manganese(ii)) Fe(OH) 3 Fe 3+ (ione ferro(iii)) Co(OH) 2 Co 2+ (ione cobalto(ii)) Ni(OH) 2 Ni 2+ (ione nichel(ii)) Cu(OH) 2 Cu 2+ (ione rame(ii)) Zn(OH) 2 Zn 2+ (ione zinco(ii))

51 I sali si formano per reazione di un acido con una base La reazione è sempre totalmente spostata verso destra Acido(monoprotico) + Base Sale + H 2 O HCl + NaOH NaCl + H 2 O (cloruro di sodio) HNO 3 + KOH KNO 3 + H 2 O (nitrato di potassio) HClO 4 + KOH KClO 4 + H 2 O (perclorato di potassio) CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + H 2 O (acetato di sodio) HCN + KOH KCN + H 2 O (cianuro di potassio) HBr + KOH KBr + H 2 O (bromuro di potassio) HI + NaOH NaI + H 2 O (ioduro di sodio)

52 Acido(diprotico) + Base Sale(1) + H 2 O H 2 SO 4 + NaOH NaHSO 4 + H 2 O (bisolfato di sodio) H 2 CO 3 + NaOH NaHCO 3 + H 2 O (bicarbonato di calcio) H 2 S + NaOH NaHS + H 2 O (bisolfuro di sodio) Acido(diprotico) + Base Sale(2) + 2 H 2 O H 2 SO NaOH Na 2 SO H 2 O (solfato di sodio) H 2 CO NaOH Na 2 CO H 2 O (carbonato di calcio) H 2 S + 2 NaOH Na 2 S + H 2 O (solfuro di sodio)

53 Acido(triprotico) + Base Sale(1) + H 2 O H 3 PO 4 + NaOH NaH 2 PO 4 + H 2 O (diidrogenofosfato di sodio) Acido(triprotico) + Base Sale(2) + 2 H 2 O H 3 PO NaOH Na 2 HPO H 2 O (idrogenfosfato di sodio) Acido(triprotico) + Base Sale(3) + 3 H 2 O H 3 PO NaOH Na 3 PO H 2 O (fosfato di sodio)

54 Acido + Base Sale HCl + NH 3 NH 4 Cl (cloruro di ammonio) HNO 3 + NH 3 NH 4 NO 3 (nitrato di ammonio) CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COONH 4 (acetato di ammonio) HCN + NH 3 NH 4 CN (cianuro di ammonio) HBr + NH 3 NH 4 Br (bromuro di ammonio)

55 Acidi monoprotici HCl H + Cl NaOH OH Na + Acidi diprotici H 2 CO 3 H + HCO 3 NaOH OH Na + H 2 CO 3 2 H + CO NaOH 2 OH 2 Na + Acidi triprotici H 3 PO 4 H + H 2 PO 4 H 3 PO 4 2 H + HPO 4 2 H 3 PO 4 3 H + PO 3 NaOH OH Na + 2 NaOH 2 OH 2 Na + 3 NaOH 3 OH 3 Na +

56 I sali in acqua si dissociano (ionizzano) nella parte cationica e anionica (a meno che non siano insolubili): NaCl Na + + Cl KNO 3 K + + NO 3 CH 3 COONa CH 3 COO + Na + KCN K + + CN Na 2 SO 4 2 Na + + SO 2 4 Na 2 CO 3 2 Na + + CO 2 3 Na 2 S 2 Na + + S 2 K 3 PO 4 3 K + + PO 3 4 NH 4 Cl NH Cl NH 4 NO 3 NH NO 3 CH 3 COONH 4 CH 3 COO + NH + 4 NH 4 CN NH CN

57 Approfondimento: regole di solubilità 1. Tutti i composti costituiti da elementi del gruppo I (metalli alcalini) sono solubili (per es. NaNO 3, KCl, LiF) 2. Tutti i sali contenenti nitrato (NO 3 ) perclorato (ClO 4 ) e acetato (CH 3 COO ) sono solubili (per es. Ca(NO 3 ) 2, KClO 3, Mg(ClO 4 ) 2, CH 3 COONa) 3. Tutti i sali di ammonio sono solubili (per es. NH 4 Cl) 4. Tutti i sali contenenti cloruro (Cl ), bromuro (Br ) e ioduro (I ) sono solubili in acqua ad eccezione di quelli di Ag +, Pb 2+ e Hg 2 2+ (per es. KCl, CaBr 2, AlI 3 sono solubili, mentre AgCl, PbBr 2 e Hg 2 I 2 non sono solubili) 5. Tutti i sali contenenti ioni solfato (SO 4 2- ) sono ad eccezione di quelli di Ba 2+, Sr 2+, Ca 2+, Pb 2+, Hg Quelli di Hg 2+, Ca 2+ e Ag + sono moderatamente solubili (per es. K 2 SO 4 e MgSO 4 sono solubili in acqua, mentre non lo sono PbSO 4, BaSO 4 e SrSO 4 ) 6. Tutti gli idrossidi (formati dallo ione OH ) sono poco solubili ad eccezione degli idrossidi dei metalli alcalini (per es. KOH, NaOH, Ba(OH) 2 sono solubili, mentre Al(OH) 3 è poco solubile) 7. Tutti i sali contenenti ioni solfuro (S 2 ) sono insolubili ad eccezione di quelli dei metalli alcalini e di quelli del gruppo II (metalli alcalino terrosi) (per es. Na 2 S e CaS sono solubili, mentre MnS è poco solubile) 8. Tutti i sali contenenti ioni solfito (SO 3 2 ), carbonato (CO 3 2 ), cromato (CrO 4 2 ) e fosfato (PO 4 3 ) sono insolubili ad eccezione di quelli contenenti lo ione ammonio (NH 4+ ) e i metalli alcalini (per es. (NH 4 ) 2 SO 3, Na 2 CO 3, K 2 CrO 4, Na 3 PO 4 sono solubili, mentre CaCO 3, Mg 3 (PO 4 ) 2 e BaSO 4 sono poco solubili) 9. Tutti gli ossidi sono insolubili ad eccezione di quelli contenenti lo ione Ca 2+, Ba 2+ e i metalli alcalini

58 Esercizi Scrivere le formule dei composti ionici formati da: a) Al + S; Na + N; Li + O; Ga + Cl; Be + F; In + O. Scrivere le basi che si formano da Na 2 O, MgO, Al 2 O 3, NiO, Fe 2 O 3. Scrivere gli acidi che si ottengono da P 2 O 5, CO 2, SO 2, SO 3, N 2 O 3, Cl 2 O, Cl 2 O 3, Cl 2 O 5, Cl 2 O 7. Scrivere i sali (e la reazioni complessive) che si formano per reazione di: NaOH + H 2 CO 3 ; KOH + HNO 3 ; Mg(OH) 2 + HCl; Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 ; Ba(OH) 2 + HClO 4 ; Al(OH) 3 + H 3 PO 4. Scrivere le reazioni di dissociazione in acqua di NaF, K 2 SO 4, NaHCO 3, KH 2 PO 4, K 2 HPO 4, CH 3 COONH 4, Al 2 S 3, Ga(HS) 3, K 2 SO 4, Li 2 CO 3, Na 2 O, K 3 PO 4, NH 4 Br, NH 4 NO 2, Ca(HSO 4 ) 2

59 Esercizi Dare i nomi ai seguenti composti: K 2 CO 3 Mg(NO 3 ) 2 LiCl AlBr 3 Al 2 (SO 3 ) 3 Na 2 SO 4 BaSO 4 NaClO 4 Na 3 PO 4 Al 2 S 3 KNO 2 NaClO 4

60 Esercizi Dare i nomi ai seguenti composti: cloruro di ammonio acetato di ammonio idrogenosolfato di potassio (o bisolfato di potassio) idrogenosolfito di calcio (o bisolfito di calcio) idrogenosolfuro di sodio (o bisolfuro di sodio) idrogenocarbonato di sodio (o bicarbonato di sodio) idrogenofosfato di sodio diidrogenofosfato di sodio carbonato di magnesio carbonato di alluminio acetato di calcio acetato di gallio

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