INTRODUZIONE ALLA STECHIOMETRIA I COMPOSTI

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1 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2011/12 Prof. P. Carloni INTRODUZIONE ALLA STECHIOMETRIA La materia tutta è costituita da varie combinazioni di forme semplici definite elementi chimici. La materia si trasforma attraverso la combinazione di più sostanze in quella che viene definita reazione chimica. La stechiometria non è altro che quella branca della chimica che studia le relazioni quantitative che si realizzano nei processi chimici. I COMPOSTI Prima di descrivere i vari tipi di composti inorganici e la loro nomenclatura è necessario approfondire un concetto che abbiamo già accennato durante lo studio del legame chimico, quello di valenza. La valenza è un numero che ci indica il rapporto di combinazione dei vari elementi e più precisamente indica con quanti atomi di un elemento di valenza unitaria un certo elemento si può combinare. L'atomo con valenza unitaria per eccellenza è l'idrogeno in quanto ha un solo elettrone e gli manca un solo elettrone per raggiungere la completezza del guscio di valenza: ad esso verrà quindi attribuita sempre valenza 1. Facciamo degli esempi. Consideriamo la molecola dell'acqua, H 2 O: l'idrogeno ha sempre valenza unitaria, per cui l'ossigeno poiché si combina con due atomi di idrogeno ha in questi caso valenza 2. HCl: H = valenza 1 Cl = valenza 1 FeO: O = valenza 2 Fe = valenza 2 Elemento Valenze Elemento Valenze METALLI NON METALLI Litio Li 1 Boro B 3 Sodio Na 1 Carbonio C 2, 4 Potassio K 1 Silicio Si 4 Berillio Be 2 Azoto N 1, 2, 3, 4, 5 Magnesio Mg 2 Fosforo P 3, 5 Calcio Ca 2 Ossigeno O 2 Bario Ba 2 Zolfo S 2, 4, 6 Cromo Cr 2, 3, 6 Fluoro F 1 Manganese Mn 2, 3, 4, 6, 7 Cloro Cl 1, 3, 5, 7 Ferro Fe 2, 3 Bromo Br 1, 3, 5 Rame Cu 1, 2 Iodio I 1, 5, 7 Argento Ag 1 ANFOTERI Alluminio Al 3 Zinco Zn 2 Stagno Sn 2, 4 Mercurio Hg 1, 2 Piombo Pb 2, 4 Cap6-1

2 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2010/11 Prof. P. Carloni Esistono elementi che si possono combinare in modi diversi e quindi possiedono diverse valenze a seconda del composto che formano, mentre altri hanno in tutti i composti la stessa valenza. Tale valenza dipende dalla configurazione dell'elemento e per gli elementi dei primi e degli ultimi gruppi corrisponde spesso al numero di elettroni contenuti nel guscio di valenza (per i metalli dei primi gruppi) o al numero di elettroni che mancano all'elemento per completare il guscio di valenza (per i non metalli degli ultimi gruppi). Possiamo stilare una tabella con le valenze degli elementi più comuni, suddivisi in metalli, non metalli e anfoteri. Una volta chiarito il concetto di valenza e stabilite le valenze degli elementi principali possiamo cominciare a studiare i vari tipi di composti inorganici e analizzare la loro nomenclatura. Ossidi Tutti gli elementi formano composti binari (formati da due elementi) con l'ossigeno che si chiamano ossidi. I metalli formano ossidi con caratteristiche basiche, mentre i non metalli formano ossidi con caratteristiche acide che vengono anche chiamati anidridi. Per scrivere la formula di un ossido si scrive prima il simbolo dell'elemento che si lega con l'ossigeno e quindi l'ossigeno. Si mette poi in pedice all'elemento la valenza dell'ossigeno (II) e in pedice all'ossigeno la valenza dell'elemento. Se i due pedici sono semplificabili, si semplifica e il numero 1 non si riporta. OSSIDO (Elemento + Ossigeno) Ossido basico (Metallo + Ossigeno) Ossido acido o Anidride (Non Metallo + Ossigeno) Per quanto riguarda la nomenclatura sistematica, essi vengono chiamati tutti ossidi dell'elemento anche se per gli ossidi acidi è ancora in uso la vecchia nomenclatura di anidride. Se l'elemento che si combina con l'ossigeno ha due valenze, si aggiunge il suffisso -oso all'ossido dell'elemento con la valenza inferiore ed il suffisso -ico all'ossido dell'elemento con la valenza superiore. OSSIDI BASICI K (I) O (II) K 2 O 1 = K 2 O Ossido di potassio Ca (II) O (II) Ca 2 O 2 = CaO Ossido di calcio Fe (II) O (II) Fe 2 O 2 = FeO Ossido ferroso Fe (III) O (II) Fe 2 O 3 Ossido ferrico OSSIDI ACIDI C (II) O (II) C 2 O 2 = CO Ossido di carbonio Cap6-2

3 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2011/12 Prof. P. Carloni C (IV) O (II) C 2 O 4 = CO 2 Anidride carbonica S (IV) O (II) S 2 O 4 = SO 2 Ossido solforoso S (VI) O (II) S 2 O 6 = SO 3 Ossido solforico Se le valenze sono quattro come nel caso del Cloro si usano sia prefissi che suffissi e più precisamente: Cl (I) O (II) Cl 2 O 1 = Cl 2 O Anidride ipoclorosa Cl (III) O (II) Cl 2 O 3 Anidride clorosa Cl (V) O (II) Cl 2 O 5 Anidride clorica Cl (VII) O (II) Cl 2 O 7 Anidride perclorica Per alcuni composti esiste anche una nomenclatura comune che specifica semplicemente il numero di atomi di ossigeno contenuti nella molecola, o dà ad alcuni composti nomi convenzionali. Pb (IV) O (II) Pb 2 O 4 = PbO 2 Biossido di piombo V (V) O (II) V 2 O 5 Pentossido di vanadio Os (VIII) O (II) Os 2 O 8 = OsO 4 Tetrossido di osmio Fe (III) O (II) Fe 2 O 3 Sesquiossido di ferro (2:3) N (I) O (II) N 2 O Protossido di azoto H (I) O (II) H 2 O Acqua Infine esiste anche un tipo di nomenclatura chiamata IUPAC che è la nomenclatura ufficialmente riconosciuta nel mondo scientifico e che classifica sistematicamente tutti i tipi di composti. Per quanto riguarda i composti inorganici però, questo tipo di nomenclatura non viene comunemente usata. Essa comunque prevede che per denominare un ossido si scriva la parola ossido preceduta da un prefisso che indica il numero di atomi di ossigeno che lo compongono e quindi il nome dell'elemento preceduto anch'esso da un simile prefisso. N (I) O (II) N 2 O Ossido di diazoto Cl (V) O (II) Cl 2 O 5 Pentaossido di dicloro C (IV) O (II) C 2 O 4 = CO 2 Diossido di carbonio Perossidi Sono composti dei metalli con l'ossigeno dove sono presenti sempre due atomi di ossigeno legati fra loro. All'ossigeno rimane quindi solo una valenza per legare gli atomi del metallo: l'ossigeno in questi composti ha quindi velenza I. Sono pochi. Per scrivere la formula di un Perossido si scrive prima il metallo e quindi l'ossigeno. Si mette poi in pedice al metallo la valenza dell'ossigeno (I) e in pedice all'ossigeno la valenza del metallo. Gli atomi di ossigeno devono essere almeno due, se non lo sono, si moltiplica per due. K (I) O (I) K 1 O 1 = K 2 O 2 Perossido di potassio Na (I) O (I) Na 1 O 1 = Na 2 O 2 Perossido di sodio Ba (II) O (I) Ba 1 O 2 = BaO 2 Perossido di bario H (I) O (I) H 1 O 1 = H 2 O 2 Perossido di idrogeno o acqua ossigenata Idrossidi o Idrati basici Facendo interagire un Ossido Basico con l'acqua si forma un Idrossido. Cap6-3

4 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2010/11 Prof. P. Carloni Un idrossido è un composto ternario formato da un Metallo, Ossigeno e Idrogeno. La formula di un Idrossido è formata da un atomo del Metallo seguito da tanti gruppi OH quanti ne indica la valenza del metallo stesso. K (I) K(OH) 1 = KOH Idrossido di potassio Ca (II) Ca(OH) 2 Idrossido di calcio Fe (II) Fe(OH) 2 Idrossido ferroso Fe (III) Fe(OH) 3 Idrossido ferrico Per quanto riguarda la nomenclatura sistematica si usano gli stessi suffissi usati per gli ossidi. La nomenclatura IUPAC chiama tali composti Idrati Basici e aggiunge il nome del metallo con indicata la sua valenza in numero romano tra parentesi. Na (I) Na(OH) 1 = NaOH Idrato basico di sodio(i) Mg (II) Mg(OH) 2 Idrato basico di magnesio(ii) Pb (IV) Pb(OH) 4 Idrato basico di piombo(iv) Al (III) Al(OH) 3 Idrato basico di alluminio(iii) Gli idrossidi possono perdere gruppi OH per formare gli ioni metallici positivi (cationi) che sono costituenti essenziali dei sali (che vedremo in seguito). KOH K Ione potassio Ca(OH) 2 Ca 2 Ione calcio Fe(OH) 2 Fe 2 Ione ferroso Fe(OH) 3 Fe 3 Ione ferrico NaOH Na Ione sodio Mg(OH) 2 Mg 2 Ione magnesio Pb(OH) 4 Pb 4 Ione piombico o ione piombo(iv) Al(OH) 3 Al 3 Ione alluminio Ossiacidi o Idrati Acidi Facendo interagire un Ossido Acido con l'acqua si forma un Ossiacido. Un ossiacido è un composto ternario formato da un Non Metallo, Ossigeno e Idrogeno. La formula di un Ossiacido è formata da atomi di Idrogeno, atomi di Non Metallo e atomi di Ossigeno in questa sequenza. Il numero di questi atomi si ricava dalla somma degli atomi contenuti in una molecola di ossido acido (anidride) più quelli contenuti in una molecola di acqua. Se i pedici sono semplificabili, si semplificano. CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 Acido carbonico Cl 2 O + H 2 O H 2 Cl 2 O 2 = HClO Acido ipocloroso Cl 2 O 3 + H 2 O H 2 Cl 2 O 4 = HClO 2 Acido cloroso Cl 2 O 5 + H 2 O H 2 Cl 2 O 6 = HClO 3 Acido clorico Cl 2 O 7 + H 2 O H 2 Cl 2 O 8 = HClO 4 Acido perclorico Cap6-4

5 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2011/12 Prof. P. Carloni SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 Acido solforoso SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 Acido solforico Per quanto riguarda la nomenclatura sistematica si usano gli stessi suffissi e prefissi usati per gli ossidi. La nomenclatura IUPAC chiama tali composti Acidi di Ossoelemento(Valenza). N 2 O 3 + H 2 O H 2 N 2 O 4 = HNO 2 Acido di ossoazoto(iii) N 2 O 5 + H 2 O H 2 N 2 O 6 = HNO 3 Acido di ossoazoto(v) Gli ossiacidi possono perdere ioni H per formare gli ioni poliatomici negativi (anioni) che sono costituenti essenziali dei sali (che vedremo in seguito). Ossido Ossido Basico Ossido Acido Acqua Ossiacido ANIONI POLIATOMICI Gli acidi con suffisso -oso danno origine a ioni con suffisso -ito; acido con suffisso -ico danno origine a ioni con suffisso -ato. -oso -ito -ico -ato HNO 2 NO 2 Ione nitrito HNO 3 NO 3 Ione nitrato HClO 3 ClO 3 Ione clorato HClO 4 ClO 4 Ione perclorato Se gli acidi contengono più di un atomo di idrogeno e non tutti gli atomi di idrogeno vengono persi si aggiunge la parola acido o il prefisso bi- o il prefisso idrogeno-. H 2 CO 3 HCO 3 Ione carbonato acido o bicarbonato o idrogenocarbonato H 2 CO 3 2 CO 3 Ione carbonato H 2 SO 4 HSO 4 Ione solfato acido o bisolfato o idrogenosolfato H 2 SO 4 2 SO 4 Ione solfato Composti binari con l'idrogeno. Molti elementi danno origine anche a composti binari con l'idrogeno che possono avere caratteristiche acide, basiche o anfotere. Cap6-5

6 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2010/11 Prof. P. Carloni COMPOSTI BINARI CON IDROGENO Idracidi (H + NM) Anfoteri (Vari + H) Idruri (M + H) Idracidi Gli alogeni e lo zolfo, nella loro valenza più bassa, formano composti binari con l'idrogeno con caratteristiche acide che si chiamano idracidi. Per scrivere la formula di un idracido si scrive prima il simbolo dell'idrogeno e quindi quello dell'elemento. Si mette poi, come per gli ossidi, in pedice all'idrogeno la valenza dell'elemento e in pedice all'elemento la valenza dell'idrogeno (I). Il numero 1 non si riporta. H (I) F (I) HF Acido Fluoridrico H (I) Cl (I) HCl Acido Cloridrico H (I) Br (I) HBr Acido Bromidrico H (I) I (I) HI Acido Iodidrico H (I) S (II) H 2 S Acido Solfidrico Per quanto riguarda la nomenclatura sistematica, essi vengono detti acidi dell'elemento con il pedice -idrico. Come gli ossiacidi essi possono perdere ioni H per formare ioni negativi (anioni) che sono costituenti essenziali dei sali (che vedremo in seguito). COMPOSTI BINARI CON IDROGENO Idracidi (H + NM) Anioni Anfoteri (Vari + H) Idruri (M + H) Gli idracidi danno origine a ioni con suffisso -uro. HF F Ione fluoruro HCl Cl Ione cloruro HBr Br Ione bromuro HI I Ione ioduro Se gli acidi contengono più di un atomo di idrogeno e non tutti gli atomi di idrogeno vengono persi si aggiunge la parola acido o il prefisso bi- o il prefisso idrogeno-. Cap6-6

7 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2011/12 Prof. P. Carloni H 2 S HS Ione solfuro acido o bisolfuro o idrogenosolfuro H 2 S S 2 Ione solfuro Idruri I metalli formano composti binari con l'idrogeno con caratteristiche basiche che si chiamano idruri. Per scrivere la formula di un idruro si scrive prima il simbolo del metallo e quindi quello dell'idrogeno. Si mette poi, come per gli ossidi, in pedice al metallo la valenza dell'idrogeno e in pedice all'idrogeno la valenza del metallo. Il numero 1 non si riporta. Na (I) H (I) NaH Idruro di sodio Li (I) H (I) LiH Idruro di litio B (III) H (I) BH 3 Idruro di boro Al (III) H (I) AlH 3 Idruro di alluminio Per quanto riguarda la nomenclatura sistematica, essi vengono detti idruri del metallo. I metalli possono formare anche idruri misti formati da due metalli e l'idrogeno. In questo caso, per scrivere la formula, si mettono prima i simboli dei metalli e quindi quello dell'idrogeno. Si mette poi, in pedice all idrogeno la somma delle valenze dei metalli. Na (I) B (III) H (I) NaBH 4 Idruro di sodio e boro Li (I) Al (III) H (I) LiAlH 4 Idruro di litio e alluminio Composti Binari con l'idrogeno Vari Alcuni elementi formano composti binari con l'idrogeno con caratteristiche anfotere che hanno nomi comuni. I più comuni sono: H (I) O (II) H 2 O Acqua N (III) H (I) NH 3 Ammoniaca P (III) H (I) PH 3 Fosfina Essi possono sia perdere che acquistare ioni H per formare ioni. H 2 O (-H ) OH Ione ossidrile H 2 O (+H ) H 3 O Ione ossonio o idrossonio NH 3 (-H ) NH 2 Ione ammide NH 3 (+H ) NH 4 Ione ammonio PH 3 (+H ) PH 4 Ione fosfonio Sali I sali sono composti formati da uno ione positivo (derivante nella maggior parte dei casi da un metallo) ed uno ione negativo (derivante nella maggior parte dei casi da un non metallo). Per scrivere la formula di un sale si scrive prima lo ione positivo e quindi lo ione negativo senza le loro cariche. Si mette poi in pedice allo ione positivo (raggruppato da una parentesi) la carica dello ione negativo senza segno e in pedice allo ione negativo (raggruppato da una parentesi) la carica dello ione positivo senza segno. Se i due pedici sono semplificabili, si semplificano, il numero 1 e le parentesi senza pedice non si Cap6-7

8 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2010/11 Prof. P. Carloni riportano. Ca 2 NO 3 Ca 1 (NO 3 ) 2 = Ca(NO 3 ) 2 Nitrato di Calcio Per quanto riguarda la nomenclatura sistematica, si scrive semplicemente prima il nome dell'anione e poi quello del catione. CATIONI KOH K Ione potassio Ca(OH) 2 Ca 2 Ione calcio Fe(OH) 2 Fe 2 Ione ferroso Fe(OH) 3 Fe 3 Ione ferrico NaOH Na Ione sodio Mg(OH) 2 Mg 2 Ione magnesio Pb(OH) 4 Pb 4 Ione piombico o ione piombo(iv) Al(OH) 3 Al 3 Ione alluminio NH 3 NH 4 Ione ammonio PH 3 PH 4 Ione fosfonio ANIONI HNO 2 NO 2 Ione nitrito HNO 3 NO 3 Ione nitrato HClO 3 ClO 3 Ione clorato HClO 4 ClO 4 Ione perclorato H 2 CO 3 HCO 3 Ione carbonato acido o bicarbonato H 2 CO 3 2 CO 3 Ione carbonato H 2 SO 4 HSO 4 Ione solfato acido o bisolfato H 2 SO 4 2 SO 4 Ione solfato HF F Ione fluoruro HCl Cl Ione cloruro HBr Br Ione bromuro HI I Ione ioduro H 2 S HS Ione solfuro acido o bisolfuro H 2 S S 2 Ione solfuro ESEMPI Fe 2 NO 2 Fe 1 (NO 2 ) 2 = Fe(NO 2 ) 2 Nitrito Ferroso Na ClO Na 1 (ClO) 1 = NaClO Ipoclorito di Sodio Fe 3 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 Solfato Ferrico Fe 2 Cl Fe 1 Cl 2 = FeCl 2 Cloruro Ferroso NH 4 S 2 (NH 4 ) 2 (S) 1 = (NH 4 ) 2 S Solfuro di Ammonio Na HCO 3 Na 1 (HCO 3 ) 1 = NaHCO 3 Bicarbonato di Sodio Composti di Coordinazione I composti di coordinazione sono composti formati da gruppi contenenti atomi che possiedono dei doppietti elettronici disponibili o ioni negativi (donatori), legati a gruppi che possiedono delle lacune elettroniche o a ioni positivi (accettori), attraverso legami dativi o Cap6-8

9 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2011/12 Prof. P. Carloni di coordinazione. I più comuni donatori che possono essere denominati anche leganti sono, gli alogenuri (X - ), l atomo di ossigeno nello ione idrossido (OH - ) e nella molecola dell acqua (H 2 O), l azoto dell ammoniaca (NH 3 ) e dei suoi derivati (ammine), e gli atomi di fosforo e di arsenico in composti come PF 3 o AsCl 3. Gli accettori più comuni sono gli ioni dei metalli, gli elementi del III gruppo come boro (B), alluminio (Al) e gallio (Ga) quando sono presenti in molecole nelle quali non raggiungono gli otto elettroni nel livello più esterno (p.es. BCl 3, AlF 3, GaCl 3 ) e lo ione H + in quanto non possiede un atmosfera elettronica (protone). Il numero di coordinazione è il numero di legami dativi che forma l accettore nel formare un composto di coordinazione. Nella maggior parte dei complessi di metalli il numero di coordinazione è un numero pari, generalmente 2,4,6 e, più raramente, 8, 10 e 12; si conoscono però anche complessi con numeri di coordinazione dispari come 5 (è il più frequente), 7 e 9. In generale, quando un dato atomo o ione metallico si unisce con un certo tipo di legante, il complesso che ne deriva presenterà un suo caratteristico numero di coordinazione dovuto, soprattutto, al metallo centrale. La formula dei composti di coordinazione viene solitamente scritta tra parentesi quadre, con la carica elettrica scritta come se fosse un esponente, quando si tratta di uno ione. Nelle formule si scrive prima l elemento centrale e poi i leganti con carica negativa, seguiti da quelli neutri e, infine, i leganti con carica positiva. Per leganti anionici inorganici o organici il nome non cambia, a eccezione di alcuni, che vengono abbreviati, come per esempio: F - (fluoro anziché fluoruro); Cl - (cloro anziché cloruro); Br - (bromo anziché bromuro); I - (iodo anziché ioduro); OH - (idrosso anziché ossidrile); S 2- (tio anziché solfuro); CN - (ciano anziché cianuro); l acqua viene chiamata aquo; l ammoniaca ammino; NO è detto nitrosil, CO carbonil, CS tiocarbonil. Per assegnare il nome al complesso si leggono prima i leganti preceduti dai prefissi greci di, tri, tetra, che ne indicano il numero. Se sono presenti leganti differenti nello stesso complesso si indicano in ordine alfabetico (per l ordine alfabetico non contano gli eventuali prefissi). Il nome del metallo centrale compare per ultimo seguito dalla valenza tra parentesi in numero romano. Se il complesso è carico positivamente o neutro il nome dell atomo centrale rimane immutato. Se è carico negativamente dell atomo viene assegnato il suffisso -ato. Complessi anionici: [Fe(CN) 6 ] 3- esacianoferrato(iii) o ferricianuro; [CrCl 4 (H 2 O) 2 ] - diaquotetraclorocromato(iii); [Fe(CN) 6 ] 4- esacianoferrato(ii) o ferrocianuro [Co(SCN) 6 ] 3- esatiocianocobaltato(iii) Complessi cationici: [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ tetramminorame(ii) [Ag(NH 3 ) 2 ] + diamminoargento(i) [Be(H 2 O) 4 ] 2+ tetraaquoberillio(ii) [CoCl 2 (NH 3 ) 4 ] + tetraamminodiclorocobalto(iii) Complessi neutri: [Ni(CO) 4 ] tetracarbonilnichel(0) [PtCl 4 (NH 3 ) 2 ] diamminoteracloroplatino(iv) [PtCl 2 en] dicloroetilendiamminoplatino(ii) ( en indica l etilendiammina, NH 2 CH 2 CH 2 NH 2 ) Cap6-9

10 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2010/11 Prof. P. Carloni Dalla formula al nome Fino a qui abbiamo classificato i tipi più comuni di composti inorganici, abbiamo imparato a scrivere le loro formule ed abbiamo assegnato ad essi un nome sulla base della valenza (o numero di ossidazione) che essi assumevano in un determinato composto. E possibile però che ci capiti di dover dare il nome ad un composto di cui conosciamo solamente la formula. Per fare questo risulta molto utile introdurre il concetto di numero di ossidazione che in modo analogo alla valenza ci indica come un elemento si lega in un determinato composto ed è molto utile per trovare il nome di un composto a partire dalla sua formula (servirà anche a capire lo svolgimento di alcune reazioni). Il numero di ossidazione equivale in valore numerico alla valenza ma può essere negativo o positivo in quanto rappresenta la carica limite che un atomo presenterebbe qualora acquistasse o cedesse definitivamente gli elettroni condivisi nei legami e rappresenta quindi il numero di elettroni che possono essere attribuiti ad un elemento che forma un determinato composto, in più o in meno rispetto all elemento nello stato fondamentale. L attribuzione degli elettroni viene fatta assegnando gli elettroni che caratterizzano ogni legame covalente all atomo più elettronegativo o, nel caso che i due atomi legati siano uguali, uno ad ognuno degli atomi. Ad esempio nella molecola H 2 CO 3 (acido carbonico), che presenta un atomo di carbonio centrale legato ai tre atomi di ossigeno e i due atomi di idrogeno legati a due degli atomi di ossigeno sia gli elettroni dei legami carbonio-ossigeno che quelli dei legami idrogenoossigeno vengono attribuiti all ossigeno in quanto l ossigeno è più elettronegativo sia del carbonio che dell idrogeno: ne consegue che ogni atomo di ossigeno avrà 8 elettroni di valenza e cioè 2 in più rispetto allo stato fondamentale, l atomo di carbonio 0 elettroni di valenza e cioè 4 in meno rispetto allo stato fondamentale e gli atomi di idrogeno 0 elettroni di valenza e cioè 1 in meno rispetto allo stato fondamentale. H H O O H C H C O O O O Per ogni elettrone in più si segna un 1, e per ogni elettrone in meno un +1: gli atomi di ossigeno avranno quindi numero di ossidazione 2, l atomo di carbonio +4 e gli atomi di idrogeno +1. I numeri di ossidazione che i diversi elementi possono avere nei diversi composti sono riportati nella tavola periodica. In calce si riporta uno schema dove vengono riportati gli elementi più comuni con i rispettivi numeri di ossidazione. I numeri di ossidazione coincidono con le valenze nel valore numerico; le valenze di solito si indicano con un numero romano. Esistono inoltre delle regole che permettono di assegnare in modo semplice i numeri di ossidazione agli elementi nei composti e che sono utili soprattutto per quegli elementi che possono presentare più di uno stato di ossidazione. - Le sostanze allo stato fondamentale hanno tutte N.O. = 0 - Gli ioni monoatomici hanno tutti N.O. = carica - L idrogeno ha nei composti sempre N.O. = +1 tranne negli idruri dove ha N.O. = -1 - L ossigeno ha nei composti sempre N.O. = -2 tranne nei perossidi dove ha N.O. = -1 Cap6-10

11 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2011/12 Prof. P. Carloni - I metalli alcalini hanno sempre N.O. = +1 - I metalli alcalino-terrosi hanno sempre N.O. = +2 - La somma dei N.O. in una molecola neutra è sempre = 0 - La somma dei N.O. in uno ione è sempre = carica - Per i sali è conveniente trovare gli ioni che li compongono prima di determinare i N.O. Ad esempio: - H 2 SO 4 H = +1 O = -2 2 x H + S + 4 x O = 0 2 x (+ 1) + (S) + 4 x (-2) = 0 S = 2 x (+1) -4 x (-2) = +6 - K 2 Cr 2 O 7 K + -2 e Cr 2 O 7 K = +1 O = -2 2 x Cr + 7 x O = -2 2 x Cr + 7 x (-2) = -2 Cr = [-2-7 x (-2)] / 2 = +6 - NO 3 O = -2 1 x N + 3 x O = -1 1 x N + 3 x (-2) = -1 N = -3 x (-2) 1 = +5 Una volta stabilito il numero di ossidazione dei diversi elementi nei diversi composti per assegnare loro il nome dobbiamo quindi: - determinare che tipo di composto abbiamo davanti, dalla sequenza di atomi - stabilire se gli atomi sono nel loro stato di ossidazione minore o maggiore - determinare di conseguenza la desinenza dei nomi - costruire il nome Esempi: HNO 3 ossiacido H = +1; O = -2; N = -1 x (+1) 3 x (-2) = +5 stato di ossidazione maggiore tra 3 e 5 acido nitrico FeCl 2 sale Fe 2+ = +2 e Cl - = -1 per il Fe stato di ossidazione minore, l anione deriva da un idracido cloruro ferroso HCl idracido acido cloridrico NO ossido O = -2; N = +2 nome comune ossido di azoto FeCl 3 sale Fe 3+ = +3 e Cl - = -1 per il Fe stato di ossidazione maggiore, l anione deriva da un idracido cloruro ferrico H 2 O ossido H = +1; O = -2 nome comune acqua KMnO 4 sale K + = +1 e MnO - 4 O = -2; Mn = -1-4 x (-2) = +7 per il Mn satato di ossidazione maggiore tra 4, 6 e 7 permanganato di potassio KBr K + = +1; Br - = -1 bromuro di potassio MnO 2 O = -2; Mn = -2 x (-2) = +4 biossido di manganese KBrO 3 K + = +1 e BrO - 3 ; O = -2; Br = -1-3 x (-2) = +5 bromato di potassio FeSO 4 Fe 2+ = +2 e SO 2-4 ; O = -2; S = -2-4 x (-2) = +6 solfato ferroso H 2 SO 4 H = +1; O = -2; S = -2 x (+1) -4 x (-2) = +6 acido solforico MnSO 4 Mn +2 = +2 e SO 2-4 ; O = -2; S = -2-4 x (-2) = +6 solfato di manganese (II) Fe 2 (SO 4 ) 3 Fe 3+ = +3 e SO 2-4 ; O = -2; S = -2-4 x (-2) = +6 solfato ferrico Cap6-11

12 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2010/11 Prof. P. Carloni K 2 SO 4 K + = +1 e SO 4 2- ; O = -2; S = -2-4 x (-2) = +6 solfato di potassio Particolarità di alcuni elementi CARBONIO Il carbonio ha come simbolo C e può avere due valenze nelle quali si comporta in modo diverso. Nella valenza 2 forma solamente l'ossido. C (II) O (II) C 2 O 2 = CO Ossido di carbonio Nella valenza 4 si comporta normalmente da Non Metallo e forma quindi l'anidride e l'ossiacido con la desinenza -ico. C (IV) O (II) C 2 O 4 = CO 2 Anidride o ossido Carbonica CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 Acido Carbonico L'acido carbonico ha due atomi di idrogeno e può quindi dare origine a due diversi anioni: H 2 CO 3 HCO 3 Ione carbonato acido o bicarbonato o idrogenocarbonato H 2 CO 3 2 CO 3 Ione carbonato AZOTO L'azoto ha come simbolo N e può avere cinque valenze nelle quali si comporta però in modo diverso. Nelle valenze 1, 2 e 4 forma solamente gli ossidi che portano dei nomi comuni. OSSIDI N (I) O (II) N 2 O 1 = N 2 O Protossido di azoto N (II) O (II) N 2 O 2 = NO Ossido di azoto N (IV) O (II) N 2 O 4 = NO 2 Biossido di azoto Nelle valenze 3 e 5 si comporta normalmente da Non Metallo e forma quindi le Anidridi e gli Ossiacidi con le desinenze -oso e -ico. ANIDRIDI N (III) O (II) N 2 O 3 Anidride o ossido Nitrosa N (V) O (II) N 2 O 5 Anidride o ossido Nitrica OSSIACIDI N 2 O 3 + H 2 O H 2 N 2 O 4 = HNO 2 Acido Nitroso N 2 O 5 + H 2 O H 2 N 2 O 6 = HNO 3 Acido Nitrico che possono dare origine ai due anioni corrispondenti: HNO 2 NO 2 Ione nitrito HNO 3 NO 3 Ione nitrato L'azoto forma anche altri composti: N (III) H (I) NH 3 Ammoniaca NH 3 (-H ) NH 2 Ione ammide NH 3 (+H ) NH 4 Ione ammonio FOSFORO Il fosforo ha come simbolo P e può avere due valenze nelle quali si comporta da Non Metallo e forma quindi normalmente le Anidridi. P (III) O (II) P 2 O 3 Anidride o ossido Fosforosa Cap6-12

13 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2011/12 Prof. P. Carloni P (V) O (II) P 2 O 5 Anidride o ossido Fosforica La sua particolarità principale sta nella formazione degli ossiacidi. Esso infatti per ognuna delle due valenze può formare tre diversi ossiacidi addizionando 1, 2 o 3 molecole di acqua. P 2 O 3 + H 2 O H 2 P 2 O 4 = HPO 2 Acido Metafosforoso P 2 O 3 + 2H 2 O H 4 P 2 O 5 Acido Pirofosforoso P 2 O 3 + 3H 2 O H 6 P 2 O 6 = H 3 PO 3 Acido Ortofosforoso o fosforoso P 2 O 5 + H 2 O H 2 P 2 O 6 = HPO 3 Acido Metafosforico P 2 O 5 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 Acido Pirofosforico P 2 O 5 + 3H 2 O H 6 P 2 O 8 = H 3 PO 4 Acido Ortofosforico o fosforico Sia l acido fosforoso che quello fosforico hanno tre atomi di idrogeno e possono quindi dare origine a tre diversi anioni: H 3 PO 4 H 2 PO 4 Ione fosfato biacido o diidrogenofosfato H 2 PO 4 2 HPO 4 Ione fosfato acido o idrogenofosfato 2 HPO 4 3 PO 4 Ione fosfato Il fosforo forma inoltre anche altri composti: P (III) H (I) PH 3 Fosfina PH 3 (+H ) PH 4 Ione fosfonio (HPO 3 ) n Acido polifosforico ZOLFO Lo zolfo ha come simbolo S e può avere tre valenze nelle quali si comporta però in modo diverso. Nella valenza 2 forma solamente l'idracido: H (I) S (II) H 2 S Acido Solfidrico che può dare origine a due anioni: H 2 S HS Ione solfuro acido o bisolfuro H 2 S S 2 Ione solfuro Nelle valenze 4 e 6 si comporta normalmente da Non Metallo e forma quindi le Anidridi e gli Ossiacidi con le desinenze -oso e -ico. ANIDRIDI S (IV) O (II) S 2 O 4 = SO 2 Anidride o ossido Solforosa S (VI) O (II) S 2 O 6 = SO 3 Anidride o ossido Solforica OSSIACIDI SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 Acido Solforoso SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 Acido Solforico che possono dare origine, ognuno, a due anioni: H 2 SO 3 HSO 3 Ione solfito acido o bisolfito o idrogenosolfito H 2 SO 3 2 SO 3 Ione solfito H 2 SO 4 HSO 4 Ione solfato acido o bisolfato o idrogenosolfato H 2 SO 4 2 SO 4 Ione solfato CROMO Il cromo ha come simbolo Cr e può avere diverse valenze nelle quali si comporta però in modo diverso. Nella valenza 2 si comporta da metallo e forma l ossido cromoso CrO e l idrossido Cap6-13

14 Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2010/11 Prof. P. Carloni cromoso Cr(OH) 2 ; nella valenza 3 si comporta da metallo e forma l ossido cromico Cr 2 O 3 e l idrossido cromico Cr(OH) 3 ; nella valenza 6 si comporta da non metallo e forma l anidride cromica CrO 3 e l acido cromico H 2 CrO 4 ; inoltre l anidride cromica in ambiente acido si può combinare in modo particolare con l acqua (due molecole di anidride con una di acqua) per dare l acido dicromico H 2 Cr 2 O 7 ; entrambi questi ossiacidi possono dissociare per dare i rispettivi anioni che sono il cromato (CrO 4 2- ) giallo, stabile in soluzione alcalina ed il dicromato (Cr 2 O 7 2- ) arancione, stabile in soluzione acida che è un forte ossidante.. MANGANESE Il Manganese ha come simbolo Mn e può avere anch esso diverse valenze nelle quali si comporta però in modo diverso. Nella valenza 2 si comporta da metallo e forma l ossido manganoso MnO e l idrossido manganoso Mn(OH) 2 ; nella valenza 3 ha un comportamento anfotero e forma l ossido manganico o triossido di dimanganese Mn 2 O 3 (poco comune); nella valenza 4 ha un comportamento non metallico e forma l anidride o ossido manganoso MnO 2 detto più comunemente biossido di manganese; nella valenza 6 si comporta da non metallo e forma l anidride manganica MnO 3 e l acido manganico H 2 MnO 4 ; infine nella valenza 7 si comporta ancora da non metallo e forma l anidride permanganica Mn 2 O 7 e l acido permanganico HMnO 4 ; entrambi questi ossiacidi possono dissociare per dare i rispettivi anioni che sono il manganato (MnO 4 2- ) ed il permanganato (MnO 4 - ) violetto che è un forte ossidante. Cap6-14