Capitolo 3: I Composti Chimici

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1 Capitolo 3: I Composti Chimici

2 FORMULA CHIMICA E' una notazione che usa i simboli atomici con dei numeri a pedice per indicare le quantità relative degli elementi che costituiscono la sostanza. NaCl 1:1 Al 2 O 3 2:3 Prima di passare a formule chimiche più elaborate occorre considerare la classificazione delle sostanze in due tipi principali: sostanze molecolari o sostanze ioniche

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4 Elementi che esistono come molecole Gli atomi di alcuni non-metalli formano molecole discrete. Alcuni elementi possono formare più di una forma molecolare; le differenti forme si chiamano allotropi. S 8 P 4

5 Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola. Le formule di struttura

6 Composti Ionici Il Cloruro di Sodio è un esempio di un composto ionico.

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11 I composti chimici sono suddivisi in: Composti organici: composti del carbonio, considerabili come derivati da idrocarburi (composti di carbonio e idrogeno) Composti inorganici: composti formati da tutti gli altri elementi, inclusi alcuni composti semplici del carbonio (CO, CO 2, ecc.)

12 La carica degli ioni più comuni

13 Nomenclatura composti inorganici Composti ionici Un composto ionico prende il nome dagli ioni che contiene scrivendo prima il catione e poi l anione NaCl sodio cloruro È anche usata una variante in cui si inverte l ordine e si fa precedere il nome del catione da di NaCl cloruro di sodio Uno ione monoatomico è uno ione formato da un singolo atomo Uno ione poliatomico è uno ione costituito da due o più atomi legati chimicamente Na + Cl - NH 4 + SO 4 2- ioni monoatomici ioni poliatomici

14 Un catione monoatomico prende il nome dall elemento Na + Ca 2+ Al 3+ ione sodio ione calcio ione alluminio Molti elementi di transizione formano cationi con diverse cariche che sono distinti da un numero romano (fra parentesi) pari alla carica Fe 2+ ione ferro (II) o ione ferroso Fe 3+ ione ferro (III) o ione ferrico In una vecchia nomenclatura si usano i suffissi oso e ico per gli ioni con carica minore e maggiore

15 Sn 4+ Pb 4+ Bi 5+ I metalli formano cationi, per quelli non di transizione (arancioni nella figura) la carica del catione è uguale al numero del gruppo nella nomenclatura non IUPAC.

16 PRINCIPALI CATIONI formula nome Cr 3+ Cromo(III) o cromico Mn 2+ Manganese(II) o manganoso Fe 2+ Ferro(II) o ferroso Fe 3+ Ferro(III) o ferrico Co 2+ Cobalto(II) o cobaltoso Ni 2+ Nichel(II) o nichel Cu 2+ Rame(II) o rameico Zn 2+ Zinco(II) Ag + Argento(II) Cd 2+ Cadmio(II) Hg 2+ Mercurio(II) o mercurico

17 Un anione monoatomico prende il nome dall elemento seguito dal suffisso -uro Cl - S 2- cloruro solfuro ma O 2- ossido I non metalli formano anioni con carica pari al numero del gruppo meno 8 Cl - VII A 7-8=-1 S 2- VI A 6-8=-2

18 Ioni poliatomici L unico catione poliatomico di rilievo è: NH 4 + ione ammonio La maggior parte degli ioni poliatomici sono ossianioni, contenenti ossigeno più un altro elemento: CO 3 2- SO 4 2- ione carbonato ione solfato

19 PRINCIPALI IONI POLIATOMICI Nome Formula Nome Formula Acetato CH 3 COO Idrossido OH Ammonio NH + 4 Ipoclorito ClO Carbonato CO 2 3 Clorato ClO 3 Monoidrogeno fosfato HPO 2 4 Clorito ClO 2 Nitrato NO 3 Cromato CrO 2 4 Nitrito NO 2 Cianuro CN Ossalato C 2 O 2-4 Bicromato Cr 2 O 2 7 Perclorato ClO 4 Diidrogenofosfato H 2 PO 4 Permanganato MnO 4 Fosfato PO 3 4 Ossido O 2 Idrogenocarbonato HCO 3 Perossido O 2 2 (o bicarbonato) Idrogenosolfato HSO 4 Solfato SO 2 4 (o bisolfato) Idrogenosolfito HSO 3 Solfito SO 2 3 (o bisolfito)

20 Esempi FeSO 4 AlBr 3 TiO 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 CuNO 3 Cu(NO 3 ) 2 Mg 3 N 2 Solfato di ferro (II) Bromuro di alluminio Ossido di titanio (IV) Solfato di ferro (III) Nitrato di rame (I) Nitrato di rame (II) Nitruro di magnesio

21 Scrittura della formula a partire dagli ioni Si scriva la formula dell ossido di cromo(iii). Gli ioni componenti sono lo ione ossido O 2- e lo ione cromo(iii) Cr 3+. Per raggiungere la neutralità si possono prendere un numero di cationi pari alla carica dell anione e un numero di anioni pari alla carica del catione: Cr 3+ O 2- Cr 2 O 3 Se è possibile si devono ridurre i pedici ai numeri interi più piccoli possibile (questo accade quando i pedici hanno dei divisori in comune). Es: ossido di stronzio Sr 2+ O 2- Sr 2 O 2 SrO Si dividono i pedici per il massimo comune divisore=2

22 IDRATI Un idrato è un composto (ionico) che contiene nei suoi cristalli molecole di acqua debolmente legate CuSO 4 5H 2 O Solfato di rame (II) pentaidrato L acqua viene persa per riscaldamento dando il composto anidro CuSO 4 Solfato di rame (II) (anidro) Il processo è ben visibile in quanto il solfato di rame pentaidrato ha Colore blu mente quello anidro è bianco

23 Composti molecolari binari Un composto binario è un composto formato da due soli elementi. I composti binari fra un metallo e un non-metallo sono solitamente ionici. Sono invece molecolari i composti binari formati fra due non-metalli o metalloidi. HCl IBr cloruro di idrogeno bromuro di iodio Il nome viene dato al composto prendendo la radice del secondo elemento con il suffisso uro seguito dal nome del primo elemento preceduto da di

24 Quando i due elementi formano più di un composto questi si distinguono usando i seguenti prefissi 1 mono- 6 esa- 2 bi- 7 epta- 3 tri- 8 octa- 4 tetra- 9 nona- 5 penta- 10 deca- Esempi CO CO 2 NO 2 N 2 O 4 ClO 2 Cl 2 O 7 S 2 Cl 2 P 4 S 3 SF 6 Monossido di carbonio Biossido di carbonio Biossido di azoto Tetrossido di diazoto Biossido di cloro Eptossido di dicloro Dicloruro di dizolfo Trisolfuro di tetrafosforo Esafluoruro di zolfo

25 Acidi ed Anioni Per il momento definiamo acido un composto che produce ioni H + ed un anione quando viene sciolto in acqua: HNO 3 in acqua dà H + e NO 3 - Un ossiacido è un acido contenente idrogeno, ossigeno ed un altro elemento (un non-metallo). In acqua un ossiacido produce uno o più ioni H + ed un ossianione. Il nome dell acido si ottiene dalla radice del nome dell elemento centrale più il suffisso -ico HNO 3 HClO 3 Acido nitrico Acido clorico

26 Se l elemento forma due ossiacidi essi sono distinti dai suffissi oso (con meno atomi di ossigeno) e ico (con più atomi di ossigeno) HNO 2 HNO 3 Acido nitroso Acido nitrico Se l elemento forma tre o quattro ossiacidi si usano i prefissi ipo e per- associati con i due suffissi oso e ico HClO Acido ipocloroso HClO 2 HClO 3 Acido Acido cloroso clorico HClO 4 Acido perclorico

27 I nomi degli ossiacidi e quelli degli ossianioni sono strettamente correlati. Per ottenere il nome dall ossianione da quello dell ossiacido si sostituiscono i suffissi oso con ito e ico con ato: HNO 2 Acido nitroso NO 2 - Ione nitrito HNO 3 Acido nitrico NO 3 - Ione nitrato

28 HClO Acido ipocloroso ClO - Ione ipoclorito HClO 2 Acido cloroso ClO 2 - Ione clorito HClO 3 Acido clorico ClO 3 - Ione clorato HClO 4 Acido perclorico ClO 4 - Ione perclorato

29 Alcuni acidi possono perdere più di uno ione H + e dare anioni intermedi di tipo acido: H 3 PO 4 Acido fosforico H 2 PO 4 HPO 4 2 PO 4 3 Ione diidrogeno fosfato Ione monoidrogeno fosfato Ione fosfato Idracidi Alcuni composti binari di idrogeno e non metalli producono soluzioni acide in acqua e sono detti idracidi. Tali composti prendono il nome dell elemento più il suffisso idrico preceduto da acido HCl H 2 S acido cloridrico acido solfidrico Si noti l analogia con i corrispondenti anioni dove idrico diventa -uro Cl - cloruro S 2- solfuro

30 PESO MOLECOLARE Il peso molecolare di una sostanza è la somma dei pesi atomici di tutti gli atomi nella molecola della sostanza. H 2 O PA(H)=1,0 u.m.a. PA(O)=16,0 u.m.a. PM(H 2 O)=2 x 1,0 + 16,0 =18,0 u.m.a. Nel caso di composti ionici si parla di peso formula di quel composto riferendoci ad unità formula NaCl PA(Na)=22,99 u.m.a. PA(Cl)=35,45 u.m.a. PF(NaCl)=22, ,45 =58,44 u.m.a.

31 Massa molecolare (peso molecolare) = somma delle masse atomiche della molecola Esempi: H 2 SO 4 : massa molecolare = C 6 H 12 O 6 : massa molecolare = 2 1, , ,999 = 98, , , ,999 = 180,156

32 MOLE E MASSA MOLARE Una mole è definita come la quantità di una data sostanza che contiene tante molecole, o unità formula, pari al numero di atomi presenti in 12 g di carbonio-12. Il numero di atomi in un campione di 12 g di carbonio-12 è chiamato numero di Avogadro N A =6,022 x Si sceglie il valore di N A in modo che N A molecole abbiano una massa in grammi numericamente uguale alla massa molecolare. N A particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 mole

33 Una mole di particelle = un numero di Avogadro di particelle 1,0 mol di atomi di carbonio = 6, atomi di carbonio 1,0 mol di molecole di ossigeno = 6, molecole di ossigeno 1,0 mol di elettroni = 6, elettroni

34 La massa molare di una sostanza è la massa di una mole. Per definizione il carbonio-12 ha massa molare di 12 g. massa atomica degli atomi di carbonio = 12,011 u.m.a 1,0 mol di atomi di carbonio 6, ,011 g = atomi di carbonio di carbonio = Per tutte le sostanze la massa molare in grammi è uguale al peso molecolare in u.m.a. massa molecolare delle molecole O 2 = 31,998 u.m.a 1,0 mol di molecole O 2 = 6, ,998 g = molecole O 2 di O 2 Le unità di massa molare sono g/mol.

35 Calcoli di moli 1) grammi moli A quante moli corrispondono 10,0 g di C 2 H 5 OH? PM(C 2 H 5 OH) =12,0 x 2 +16,0 + 6 x 1,01= 46,1 u.m.a. Massa molare = 46,1 g/mol numero di moli (n) = massa( g) massa molare (g/mol) 10,0 g n = = 46,1 g/mol 0,217 mol

36 2) Moli grammi Quanto pesano 0,0654 moli di ZnI 2? PM(ZnI 2 )= 65, ,90 x 2= 319,2 u.m.a. Massa molare di ZnI 2 = 319,2 g/mol Peso = 0,0654 mol x 319,2 g/mol= 20,9 g

37 Massa di un atomo Quanto pesa un atomo di cloro? Massa molare di Cl= 35,5 g/mol 1 mole contiene N A =6,022x10 23 molecole/mol massa atomo Cl = 35,5 g/mol = 5,90! ,022! 10 atomi/mol -23 g/atomo

38 Numero di molecole per una data massa Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl? PM(HCl)= 1,0 + 35,5=36,5 3,46 g n HCl = = 36,5 g/mol 0,0948 mol Numero di molecole = 0,0948 mol x 6, molecole/mol = = 5, molecole

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