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, H2O: 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
METALLI
Elemento
Valenze
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 Alluminio
Al
3
ANFOTERI Zinco
Zn
2
Stagno
Sn
2, 4
Mercurio
Hg
1, 2
Piombo
Pb
2, 4 Cap6-1
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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 acido o Anidride (Non Metallo + Ossigeno)
Ossido basico (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) Ca (II) O (II) Fe (II) O (II) Fe (III) O (II) OSSIDI ACIDI C (II) O (II) Cap6-2
Ì Ì Ì Ì
K2O1 Ca2O2 Fe2O2 Fe2O3
= = =
K2O CaO FeO
Ossido di potassio Ossido di calcio Ossido ferroso Ossido ferrico
Ì
C2O2
=
CO
Ossido di carbonio
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C (IV) O (II) Ì C2O4 = CO2 Anidride carbonica Ì S2O4 = SO2 Ossido solforoso S (IV) O (II) S (VI) O (II) Ì S2O6 = SO3 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) Ì Cl2O1 = Cl2O Anidride ipoclorosa Cl (III) O (II) Ì Cl2O3 Anidride clorosa Cl (V) O (II) Ì Cl2O5 Anidride clorica Cl (VII) O (II) Ì Cl2O7 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) Ì Pb2O4 = PbO2 Biossido di piombo Ì V2O5 Pentossido di vanadio V (V) O (II) Os (VIII) O (II) Ì Os2O8 = OsO4 Tetrossido di osmio Fe (III) O (II) Ì Fe2O3 Sesquiossido di ferro (2:3) N (I) O (II) Ì N2O Protossido di azoto H (I) O (II) Ì H2O 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) Ì N2O Ossido di diazoto Cl (V) O (II) Ì Cl2O5 Pentaossido di dicloro C (IV) O (II) Ì C2O4 = CO2 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) Ì K1O1 = K2O2 Perossido di potassio Na (I) O (I) Ì Na1O1 = Na2O2 Perossido di sodio Ba (II) O (I) Ì Ba1O2 = BaO2 Perossido di bario H (I) O (I) Ì H1O1 = H2O2 Perossido di idrogeno o acqua ossigenata Idrossidi o Idrati basici Facendo interagire un Ossido Basico con l'acqua si forma un Idrossido. Cap6-3
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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) Ca (II) Fe (II) Fe (III)
Ì Ì Ì Ì
K(OH)1 Ca(OH)2 Fe(OH)2 Fe(OH)3
=
KOH
Idrossido di potassio Idrossido di calcio Idrossido ferroso 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) Mg (II) Pb (IV) Al (III)
Ì Ì Ì Ì
Na(OH)1 Mg(OH)2 Pb(OH)4 Al(OH)3
=
NaOH
Idrato basico di sodio(I) Idrato basico di magnesio(II) Idrato basico di piombo(IV) 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 Ca(OH)2 Fe(OH)2 Fe(OH)3 NaOH Mg(OH)2 Pb(OH)4 Al(OH)3
Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì
K) Ca)2 Fe)2 Fe)3 Na) Mg)2 Pb)4 Al)3
Ione potassio Ione calcio Ione ferroso Ione ferrico Ione sodio Ione magnesio Ione piombico o ione piombo(IV) 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. CO2 + H2O Ì H2CO3 Acido carbonico Cl2O + H2O Ì H2Cl2O2 = HClO Acido ipocloroso Cl2O3 + H2O Ì H2Cl2O4 = HClO2 Acido cloroso Cl2O5 + H2O Ì H2Cl2O6 = HClO3 Acido clorico Cl2O7 + H2O Ì H2Cl2O8 = HClO4 Acido perclorico Cap6-4
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SO2 + H2O Ì H2SO3 Acido solforoso H2O Ì H2SO4 Acido solforico SO3 + 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). N2O3 + H2O Ì H2N2O4 = HNO2 Acido di ossoazoto(III) N2O5 + H2O Ì H2N2O6 = HNO3 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 -ico
Ì Ì
-ito -ato
HNO2 Ì NO2* Ione nitrito * Ì NO3 Ione nitrato HNO3 * HClO3 Ì ClO3 Ione clorato * HClO4 Ì ClO4 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-. H2CO3 Ì HCO3* Ione carbonato acido o bicarbonato o idrogenocarbonato Ì CO3*2 Ione carbonato H2CO3 H2SO4 Ì HSO4* Ione solfato acido o bisolfato o idrogenosolfato H2SO4 Ì SO4*2 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
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COMPOSTI BINARI CON IDROGENO
Idruri (M + H)
Idracidi (H + NM) Anfoteri (Vari + 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) Ì HF Acido Fluoridrico Ì HCl Acido Cloridrico H (I) Cl (I) H (I) Br (I) Ì HBr Acido Bromidrico H (I) I (I) Ì HI Acido Iodidrico Ì H2S Acido Solfidrico H (I) S (II) 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
Idruri (M + H)
Idracidi (H + NM) Anfoteri (Vari + H)
Anioni
Gli idracidi danno origine a ioni con suffisso -uro. HF HCl HBr HI
Ì Ì Ì Ì
F* Cl* Br* I*
Ione fluoruro Ione cloruro Ione bromuro 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
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H2S H2S
Ì Ì
HS* S*2
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Ione solfuro acido o bisolfuro o idrogenosolfuro 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. Ì NaH Idruro di sodio Na (I) H (I) Ì LiH Idruro di litio Li (I) H (I) Ì BH3 Idruro di boro B (III) H (I) Ì AlH3 Idruro di alluminio Al (III) H (I)
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) Li (I)
B (III) Al (III)
H (I) H (I)
Ì Ì
NaBH4 LiAlH4
Idruro di sodio e boro 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: Ì H2O Acqua H (I) O (II) Ì NH3 Ammoniaca N (III) H (I) P (III) H (I) Ì PH3 Fosfina
Essi possono sia perdere che acquistare ioni H) per formare ioni. H2O (-H)) Ì OH* Ione ossidrile ) ) Ì H3O Ione ossonio o idrossonio H2O (+H ) ) * Ì NH2 Ione ammide NH3 (-H ) ) ) Ì NH4 Ione ammonio NH3 (+H ) ) ) PH3 (+H ) Ì PH4 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
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riportano. Ca)2
NO3*
Ì
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Ca1(NO3)2
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= Ca(NO3)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 Ca(OH)2 Fe(OH)2 Fe(OH)3 NaOH Mg(OH)2 Pb(OH)4 Al(OH)3 NH3 PH3 ANIONI HNO2 HNO3 HClO3 HClO4 H2CO3 H2CO3 H2SO4 H2SO4 HF HCl HBr HI H2S H2S ESEMPI Fe)2 Na) Fe)3 Fe)2 NH4) Na)
Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì
K) Ca)2 Fe)2 Fe)3 Na) Mg)2 Pb)4 Al)3 NH4) PH4)
Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì Ì
NO2* NO3* ClO3* ClO4* HCO3* CO3*2 HSO4* SO4*2 F* Cl* Br* I* HS* S*2
NO2* ClO* SO4*2 Cl* S*2 HCO3*
Ì Ì Ì Ì Ì Ì
Fe1(NO2)2 Na1(ClO)1 Fe2(SO4)3 Fe1Cl2 (NH4)2(S)1 Na1(HCO3)1
Ione potassio Ione calcio Ione ferroso Ione ferrico Ione sodio Ione magnesio Ione piombico o ione piombo(IV) Ione alluminio Ione ammonio Ione fosfonio Ione nitrito Ione nitrato Ione clorato Ione perclorato Ione carbonato acido o bicarbonato Ione carbonato Ione solfato acido o bisolfato Ione solfato Ione fluoruro Ione cloruro Ione bromuro Ione ioduro Ione solfuro acido o bisolfuro Ione solfuro
= Fe(NO2)2 = NaClO = FeCl2 = (NH4)2S = NaHCO3
Nitrito Ferroso Ipoclorito di Sodio Solfato Ferrico Cloruro Ferroso Solfuro di Ammonio 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
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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 (H2O), l’azoto dell’ammoniaca (NH3) e dei suoi derivati (ammine), e gli atomi di fosforo e di arsenico in composti come PF3 o AsCl3. 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. BCl3, AlF3, GaCl3) 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); S2- (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]3esacianoferrato(III) o ferricianuro; [CrCl4(H2O)2] diaquotetraclorocromato(III); esacianoferrato(II) o ferrocianuro [Fe(CN)6]43[Co(SCN)6] esatiocianocobaltato(III) Complessi cationici: [Cu(NH3)4]2+ tetramminorame(II) + [Ag(NH3)2] diamminoargento(I) 2+ tetraaquoberillio(II) [Be(H2O)4] + [CoCl2(NH3)4] tetraamminodiclorocobalto(III) Complessi neutri: [Ni(CO)4] tetracarbonilnichel(0) [PtCl4(NH3)2] diamminoteracloroplatino(IV) [PtCl2en] dicloroetilendiamminoplatino(II) (“en” indica l’etilendiammina, NH2CH2CH2NH2) Cap6-9
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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 H2CO3 (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
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- 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 = +1 O = -2 H2SO4 2xH+S+4xO=0 2 x (+ 1) + (S) + 4 x (-2) = 0 S = –2 x (+1) -4 x (-2) = +6 K+ e Cr2O7-2 K = +1 O = -2 K2Cr2O7 2 x Cr + 7 x O = -2 2 x Cr + 7 x (-2) = -2 Cr = [-2 -7 x (-2)] / 2 = +6 O = -2 1 x N + 3 x O = -1 NO3* 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: HNO3 ⇒ ossiacido ⇒ H = +1; O = -2; N = -1 x (+1) –3 x (-2) = +5 ⇒ stato di ossidazione maggiore tra 3 e 5 ⇒ acido nitrico FeCl2 ⇒ sale ⇒ Fe2+ = +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 FeCl3 ⇒ sale ⇒ Fe3+ = +3 e Cl- = -1 ⇒ per il Fe stato di ossidazione maggiore, l’anione deriva da un idracido ⇒ cloruro ferrico H2O ⇒ ossido ⇒ H = +1; O = -2 ⇒ nome comune ⇒ acqua KMnO4 ⇒ sale ⇒ K+ = +1 e MnO4- ⇒ 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 MnO2 ⇒ O = -2; Mn = -2 x (-2) = +4 ⇒ biossido di manganese KBrO3 ⇒ K+ = +1 e BrO3-; O = -2; Br = -1 -3 x (-2) = +5 ⇒ bromato di potassio FeSO4 ⇒ Fe2+ = +2 e SO42-; O = -2; S = -2 -4 x (-2) = +6 ⇒ solfato ferroso H2SO4 ⇒ H = +1; O = -2; S = -2 x (+1) -4 x (-2) = +6 ⇒ acido solforico MnSO4 ⇒ Mn+2 = +2 e SO42-; O = -2; S = -2 -4 x (-2) = +6 ⇒ solfato di manganese (II) Fe2(SO4)3 ⇒ Fe3+ = +3 e SO42-; O = -2; S = -2 -4 x (-2) = +6 ⇒ solfato ferrico Cap6-11
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K2SO4 ⇒ K+ = +1 e SO42-; 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. C2O2 = CO Ossido di carbonio C (II) O (II) Ì Nella valenza 4 si comporta normalmente da Non Metallo e forma quindi l'Anidride e l'Ossiacido con la desinenza -ico. C2O4 = CO2 Anidride o ossido Carbonica C (IV) O (II) Ì H2CO3 Acido Carbonico CO2 + H2O Ì L'acido carbonico ha due atomi di idrogeno e può quindi dare origine a due diversi anioni: H2CO3 Ì HCO3* Ione carbonato acido o bicarbonato o idrogenocarbonato CO3*2 Ione carbonato H2CO3 Ì 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) Ì N2O1 = N2O Protossido di azoto N2O2 = NO Ossido di azoto N (II) O (II) Ì N2O4 = NO2 Biossido di azoto N (IV) O (II) Ì 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 N2O3 Anidride o ossido Nitrosa N (III) O (II) Ì N (V) O (II) Ì N2O5 Anidride o ossido Nitrica OSSIACIDI N2O3 + H2O Ì H2N2O4 = HNO2 Acido Nitroso N2O5 + H2O Ì H2N2O6 = HNO3 Acido Nitrico che possono dare origine ai due anioni corrispondenti: HNO2 Ì NO2* Ione nitrito * HNO3 Ì NO3 Ione nitrato L'azoto forma anche altri composti: N (III) H (I) Ì NH3 Ammoniaca ) * NH3 (-H ) Ì NH2 Ione ammide ) ) Ì NH4 Ione ammonio NH3 (+H ) 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) Ì P2O3 Anidride o ossido Fosforosa Cap6-12
Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL)
2011/12
Prof. P. Carloni
P (V) O (II) Ì P2O5 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. H2O Ì H2P2O4 = HPO2 Acido Metafosforoso P2O3 + 2H2O Ì H4P2O5 Acido Pirofosforoso P2O3 + 3H2O Ì H6P2O6 = H3PO3 Acido Ortofosforoso o fosforoso P2O3 + P2O5 + H2O Ì H2P2O6 = HPO3 Acido Metafosforico 2H2O Ì H4P2O7 Acido Pirofosforico P2O5 + P2O5 + 3H2O Ì H6P2O8 = H3PO4 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: H2PO4* Ione fosfato biacido o diidrogenofosfato H3PO4 Ì HPO4*2 Ione fosfato acido o idrogenofosfato H2PO4* Ì HPO4*2 Ì PO4*3 Ione fosfato Il fosforo forma inoltre anche altri composti: Ì PH3 Fosfina P (III) H (I) ) ) Ì PH4 Ione fosfonio PH3 (+H ) (HPO3)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: Ì H2S Acido Solfidrico H (I) S (II) che può dare origine a due anioni: Ì HS* Ione solfuro acido o bisolfuro H2S *2 Ì S Ione solfuro H2S 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) Ì S2O4 = SO2 Anidride o ossido Solforosa S2O6 = SO3 Anidride o ossido Solforica S (VI) O (II) Ì OSSIACIDI Acido Solforoso SO2 + H2O Ì H2SO3 SO3 + H2O Ì H2SO4 Acido Solforico che possono dare origine, ognuno, a due anioni: H2SO3 Ì HSO3* Ione solfito acido o bisolfito o idrogenosolfito *2 H2SO3 Ì SO3 Ione solfito * Ì HSO4 Ione solfato acido o bisolfato o idrogenosolfato H2SO4 *2 H2SO4 Ì SO4 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
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 Cr2O3 e l’idrossido cromico Cr(OH)3; nella valenza 6 si comporta da non metallo e forma l’anidride cromica CrO3 e l’acido cromico H2CrO4; 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 H2Cr2O7; entrambi questi ossiacidi possono dissociare per dare i rispettivi anioni che sono il cromato (CrO42-) giallo, stabile in soluzione alcalina ed il dicromato (Cr2O72-) 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 Mn2O3 (poco comune); nella valenza 4 ha un comportamento non metallico e forma l’anidride o ossido manganoso MnO2 detto più comunemente biossido di manganese; nella valenza 6 si comporta da non metallo e forma l’anidride manganica MnO3 e l’acido manganico H2MnO4; infine nella valenza 7 si comporta ancora da non metallo e forma l’anidride permanganica Mn2O7 e l’acido permanganico HMnO4; entrambi questi ossiacidi possono dissociare per dare i rispettivi anioni che sono il manganato (MnO42-) ed il permanganato (MnO4-) violetto che è un forte ossidante.
Cap6-14
