Importanza e utilità della Tavola Periodica

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1 Raccolta n.5 Nomenclatura e reazioni chimiche Nomenclatura Formule chimiche e composizione percentuale; Resa e reagente limitante; Reazioni di ossido riduzione; Importanza e utilità della Tavola Periodica Attraverso la conoscenza delle proprietà periodiche e della loro variazione all interno di un gruppo o di un periodo, possiamo predire, con considerevole accuratezza, le proprietà di ogni elemento (reattività chimica, composti che può formare e loro struttura). 2 1

2 Numero di ossidazione

3 5 Cromo: dal greco cr ma, colore, perché i sali del Cromo hanno diversi colori in corrispondenza ai diversi stati di ossidazione del metallo 6 3

4 NOMENCLATURA Metallo + ossigeno OSSIDO (basico) Non-metallo + ossigeno ANIDRIDE (ossido acido) Ossido + acqua IDROSSIDO Anidride + acqua (Ossi)ACIDO IDRACIDI IDRURI PEROSSIDI PERACIDI 7 OSSIDI Si ottengono per reazione di un metallo con l ossigeno Li + O 2 Li 2 O L'equazione così scritta deve essere bilanciata 2 Li + ½ O 2 Li 2 O Li 2 O ossido di litio 8 4

5 Na 2 O ossido di sodio MgO ossido di magnesio CaO ossido di calcio K 2 O ossido di potassio BaO ossido di bario Se un metallo può combinarsi con l'ossigeno con rapporti diversi si segue il seguente criterio: si utilizza il suffisso oso per l'ossido nel quale il metallo presenta il numero di ossidazione minore; si utilizza il suffisso ico per l'ossido nel quale il metallo presenta il numero di ossidazione maggiore; Esempi: SnO Ossido stannoso SnO 2 Ossido stannico Cu 2 O Ossido rameoso CuO Ossido rameico FeO Ossido ferroso Fe 2 O 3 Ossido ferrico 9 IDROSSIDI Si ottengono per reazione di un ossido con l acqua. Sono caratterizzati dalla presenza di gruppi ossidrilici (-OH) Li 2 O + H 2 O 2 LiOH CaO + H 2 O Ca(OH) 2 Fe 2 O 3 + 3H 2 O 2 Fe(OH) 3 SnO 2 + 2H 2 O Sn(OH)

6 11 ANIDRIDI (o Ossidi acidi) Sono costituite da un non-metallo e dall'ossigeno. Se il non metallo è in grado di formare una sola anidride, questa avrà il suffisso -ica. (Esempio: anidride carbonica, CO2) Se dà luogo a 2 anidridi, si usa: - il suffisso -osa per quella nella quale il non-metallo presenta il numero di ossidazione più basso; - il suffisso -ica per quella nella quale il non-metallo presenta il numero di ossidazione più alto; SO 2 anidride solforosa SO 3 anidride solforica N 2 O 3 anidride nitrosa P 2 O 3 anidride fosforosa N 2 O 5 anidride nitrica P 2 O 5 anidride fosforica 12 6

7 Quando il non-metallo dà luogo a più di due anidridi, come nel caso del cloro, si utilizzano i prefissi ipo- e per- ed i suffissi -osa ed - ica. Esempi: Cl 2 O anidride ipoclorosa Cl 2 O 3 anidride clorosa Cl 2 O 5 anidride clorica Cl 2 O 7 anidride perclorica

8 OSSIACIDI Sono costituiti da idrogeno, non-metallo ed ossigeno. Si ottengono per reazione di una anidride con l'acqua. CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 acido carbonico SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 acido solforoso SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 acido solforico 3 Cl 2 O 5 + H 2 O 2HClO 3 acido clorico

9 17 Alcune anidridi in cui il non-metallo ha numero di ossidazione pari possono sommare 1 o 2 molecole di acqua SiO 2 + H 2 O H 2 SiO 3 SiO H 2 O H 4 SiO 4 acido meta-silicico acido (orto)silicico Altre anidridi nelle quali il non-metallo ha numero di ossidazione dispari possono sommare 1 o 3 molecole di acqua B 2 O 3 + H 2 O 2HBO 2 B 2 O 3 + 3H 2 O 2H 3 BO 3 acido meta-borico acido (orto)borico 18 9

10 Altre anidridi (P 2 O 3, P 2 O 5, As 2 O 3, As 2 O 5 ) possono sommare 1, 2 o 3 molecole d'acqua. Esempio: P 2 O 5 + H 2 O 2HPO 3 P 2 O 5 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 acido meta-fosforico acido piro-fosforico acido (orto)fosforico 19 CROMO e MANGANESE Il cromo e il manganese cambiano il loro comportamento chimico (metallico, non metallico o anfotero) a seconda del numero di ossidazione che assumono: Il CROMO può assumere numero di ossidazione +2, Con il numero di ossidazione +2 si comporta come metallo formando un: - ossido basico CrO, ossido cromoso - idrossido Cr(OH) 2 idrossido cromoso Con il numero di ossidazione +3 si comporta da metallo, ma anche da non metallo, formando un: ossido anfotero Cr 2 O 3, ossido cromico Con il numero di ossidazione +6 si comporta da non metallo e forma: - ossido acido CrO 3, anidride cromica - e due ossiacidi: H 2 CrO 4 acido cromico H 2 Cr 2 O 7 acido dicromico 20 10

11 Il MANGANESE può assumere numero di ossidazione +2, +3, +4, +6, +7 Con i numeri di ossidazione +2 e +3 si comporta da metallo formando ossidi basici: - MnO ossido manganoso - Mn 2 O 3 ossido manganico e idrossidi: - Mn(OH) 2 idrossido manganoso - Mn(OH) 3 idrossido manganico Con il numero di ossidazione +4 ha un comportamento anfotero: - MnO 2 diossido di manganese. Con i numeri di ossidazione +6 e +7 si comporta da non metallo e forma ossidi acidi (o anidridi) - MnO 3 anidride manganica - Mn 2 O 7 anidride permanganica e ossiacidi - H 2 MnO 4 acido manganico - HMnO 4 acido permanganico 21 FORMULE DI ALCUNI DEGLI OSSIACIDI PIU' COMUNI H3BO3 acido ortoborico H2CrO4 acido cromico HBO2 acido metaborico H2Cr2O7 acido dicromico H2CO3 acido carbonico HClO4 acido perclorico H4SiO4 acido ortosilicico HClO3 acido clorico H2SiO3 acido metasilicico HClO2 acido cloroso HNO3 acido nitrico HClO acido ipocloroso HNO2 acido nitroso HBrO4 acido perbromico H3PO 4 acido ortofosforico HBrO3 acido bromico H4P2O7 acido pirofosforico HBrO2 acido bromoso HPO3 acido metafosforico HBrO acido ipobromoso H3PO3 acido ortofosforoso HIO4 acido periodico HPO2 acido metafosforoso HIO3 acido iodico H4P2O5 acido pirofosforoso HIO acido ipoiodoso H3PO2 acido ipofosforoso HMnO4 acido permanganico H3AsO4 acido arsenico H2SO4 acido solforico H3AsO3 acido arsenioso H2SO3 acido solforoso 22 11

12 23 PEROSSIDI (l ossigeno ha n.o.= -1) Sono caratterizzati dalla presenza di un legame -O-O-. Na2O2 perossido di sodio H2O2 perossido di idrogeno BaO2 perossido di bario PERACIDI Formalmente si possono considerare come dei derivati del perossido di idrogeno. Anche in essi sono presenti dei legami -O-O-. Esempi: H2SO5 acido monopersolforico (SO3 + H2O2) H2S2O8 acido dipersolforico

13 SALI Si possono ottenere attraverso una delle seguenti reazioni: Metallo + Acido (Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2) Ossido + Anidride (ZnO + SO3 ZnSO4) Idrossido + Anidride (Zn(OH)2 + SO3 ZnSO4 + H2O) Ossido + Acido (ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O) Idrossido + Acido ( Zn(OH)2 + H2SO4 ZnSO4 + 2H2O) SO

14 27 Sali acidi Sali idrati Sali doppi 14

15 In una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici numerici indicano la specie e il numero di ciascun atomo presente nella più piccola unità della sostanza Formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto. Tale rapporto è espresso usando i numeri interi più piccoli possibile. Formula molecolare mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto Formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami tra di essi, cioè le posizioni reciproche e le connessioni degli atomi nella molecola 29 Formula empirica HO H 2 O 2 Formula molecolare H 2 O 2 Formula di struttura H-O-O-H molecolare H 2 O C 6 H 12 O 6 O 3 empirica H 2 O CH 2 O O N 2 H 4 NH

16 Composizione percentuale e formula empirica Determinare la formula empirica di un composto che ha la seguente composizione percentuale in massa: K: 24,75%, Mn: 34,77%, O: 40,51%. n K = 24,75 g x n Mn = 34,77 g x n O = 40,51 g x 1 mol 39,10 g 1 mol 54,94 g 1 mol O 16,00 g = 0,6330 mol K = 0,6329 mol Mn = 2,532 mol O 31 Composizione percentuale e formula empirica n K = 0,6330, n Mn = 0,6329, n O = 2,532 0,6330 K : ~ 1,0 0,6329 Mn : 0, = 1,0 2,532 O : ~ 4,0 0,6329 KMnO

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18 La composizione percentuale di un elemento in un composto n x massa molare elemento massa molare composto x 100% n è il numero di moli dell elemento in 1 mole del composto C 2 H 6 O (PM= 46,07 uma) 2 x (12,01 g) %C = x 100% = 52,14% 46,07 g 6 x (1,008 g) %H = x 100% = 13,13% 46,07 g 1 x (16,00 g) %O = x 100% = 34,73% 46,07 g 52,14% + 13,13% + 34,73% = 100,00%

19 Resa di una reazione Resa teorica quantità di prodotto che risulterebbe se la reazione fosse completa. Resa effettiva quantità di prodotto effettivamente ottenuta dalla reazione. Resa % = Resa effettiva x 100 Resa teorica 37 Reagente limitante e reagente in eccesso In una reazione chimica il reagente limitante è quello presente in quantità insufficiente per reagire con l altro reagente e si consuma completamente. Il reagente che non si consuma del tutto viene detto reagente in eccesso

20 Reagente limitante 2NO + O 2 2NO 2 NO è il reagente limitante O 2 è il reagente in eccesso 39 moli = g/(pa o PM) g = moli x (PA o PM) 40 20

21 In un processo, 124 g di Al reagiscono con 601 g di Fe 2 O 3 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe Individuare il reagente limitante e quello in eccesso e calcolare i grammi di Al 2 O 3 che si formano. g Al mol Al mol Fe 2 O 3 necessarie g Fe 2 O 3 necessari g Al /PA Al = 124g/27g/mol = 4,59 moli di Al 2 : 1 = 4,59 : x x = 4,59/2 = 2,295 moli di Fe 2 O 3 mol Fe2O3 x PM Fe2O3 = g Fe 2 O 3 2,295mol x 159,7g/mol = 366,5 g di Fe 2 O g Al iniziali 366,5 g Fe 2 O 3 necessari -Fe 2 O 3 è in eccesso di una quantità pari a 601g - 366,5g = 234,5 g; - Al è il reagente limitante; Si formeranno quindi 2,295 moli di Al 2 O 3 corrispondenti a 2,295 mol x PM Al2O3 (=101,96 g/mol) = 234 g di Al 2 O

22 Reazioni chimiche Reazioni acido-base Reazioni di doppio scambio Reazioni di solvatazione Reazioni di precipitazione Nessuna variazione dei numeri di ossidazione degli elementi Reazioni di ossido-riduzione 43 Reazioni di ossido-riduzione Cu 2+ + Zn Cu + Zn

23 carica totale della molecola = somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi della molecola (+1) x (-2) H 3 PO 4 0 = 3 (+1) + x + 4 (-2) x = +5 (+1) x (-2) K 2 SO 4 0 = 2 (+1) + x + 4 (-2) x = +6 x (-2) Cr 2 O = 2 x + 7 (-2) x = Reazioni di ossido-riduzione Si definisce ossidazione un aumento del numero di ossidazione (perdita di elettroni). (-1) Cl - (0) (+1) Cl 2 ClO - (+3) (+5) (+7) ClO - 2 ClO - 3 ClO - 4 perde elettroni Si definisce riduzione una diminuzione del numero di ossidazione (acquisto di elettroni). (-1) (0) (+1) (+3) (+5) (+7) Cl - Cl 2 ClO - ClO - 2 ClO - 3 ClO - 4 acquista elettroni 46 23

24 Reazioni di ossido-riduzione Nel corso di una reazione redox si realizza uno scambio di elettroni tra le specie reagenti. In una reazione redox si individuano: - specie riducenti (perdendo elettroni si ossidano) (-1) Cl - (0) (+1) Cl 2 ClO - (+3) (+5) (+7) ClO - 2 ClO - 3 ClO specie ossidanti (acquistando elettroni si riducono). 47 Regole per bilanciare le reazioni di ossido-riduzione 1) Individuare il numero di ossidazione di tutti gli elementi ed individuare chi si ossida e chi si riduce. 2) Scrivere e bilanciare le semireazioni di ossidazione e di riduzione. 3) Sommare le due semireazioni dopo averle moltiplicate per un fattore che renda uguale il numero degli elettroni scambiati. 4) Bilanciare i metalli. 5) Bilanciare i non-metalli. 6) Bilanciare eventuali atomi di idrogeno. 7) Controllare il bilanciamento degli atomi di ossigeno

25 Reazioni di disproporzione o dismutazione In alcune reazioni di ossidoriduzione una sola specie chimica si ossida e si riduce portando alla formazione di due specie chimiche diverse contenente lo stesso elemento con numero di ossidazione diverso. Es. H 3 PO 3 H 3 PO 4 + PH 3 (4 3,1) MnO H 2 O MnO 2 + MnO OH - (3,2 1,2,4) 50 25

26 La Chimica in Azione: l Analizzatore del Respiro +6 3CH 3 CH 2 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO H 2 O Respiro Sorgente luminosa Soluzione di K 2 Cr 2 O 7 Filtro Rivelatore a fotocellula Contatore