Nomenclatura generale, reazioni chimiche, numero di ossidazione

II INCONTRO CHIMICA (PROF. PAOLA BURANI)
Nomenclatura generale, reazioni chimiche, numero di ossidazione (nox) o stato di ossidazione
(stox)
Si definisce numero di ossidazione o stato di ossidazione la carica, reale o formale, che acquista un
atomo quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo.
La carica è reale nei composti ionici ed in tal caso coincide con il numero di cariche portate dallo ione.
Ad esempio nel cloruro di sodio NaCl, costituito da uno ione sodio Na+ e da uno ione cloro Cl-, il
sodio presenta nox +1, mentre il cloro presenta nox -1.
La carica è formale nei composti covalenti. Ad esempio nell'acqua H2O, gli elettroni di legame vengono
assegnati all'ossigeno più elettronegativo, il quale assume perciò convenzionalmente 2 cariche negative e
presenta nox -2. Ciascuno dei due idrogeni presenta quindi nox +1.
+4
Il numero di ossidazione si scrive sopra il simbolo chimico sotto forma di numero relativo Pb
Lo stato di ossidazione si scrive ad esponente del simbolo chimico o racchiuso tra parentesi tonde
come numero romano PbIV Pb(IV)
Ciascun elemento chimico può presentare più di un numero di ossidazione. Vengono date di seguito
alcune regole per l'attribuzione dei numeri di ossidazione.
1) il nox delle sostanze elementari (H2, O2, Na, Cu etc) è sempre zero poiché ci troviamo di fronte ad
atomi di uno stesso elemento, aventi perciò la stessa elettronegatività.
Più in generale quando in una molecola due atomi di uno stesso elemento si uniscono con legame
covalente, gli elettroni di legame non vanno attribuiti a nessuno dei due atomi.
2) Il nox di uno ione è pari alla sua carica
Ca2+ (nox +2)
Al3+ (nox +3)
S2- (nox -2)
3) L'idrogeno presenta sempre nox +1 tranne che quando si lega direttamente con metalli più
elettropositivi (idruri), ed in cui ha dunque nox -1.
4) L'ossigeno ha sempre nox -2 tranne quando forma un legame covalente puro con se stesso (perossidi
–O-O-) dove presenta nox -1. (secondo quanto previsto dalla regola numero 1 gli elettroni del legame
tra atomi uguali non vanno attribuiti, mentre viene attribuito all'ossigeno l'altro elettrone utilizzato per
legarsi ad altri elementi)
5) il fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo della tabella periodica, ed avendo bisogno di un solo
elettrone per raggiungere l'ottetto, ha sempre nox -1
6) Gli altri elementi del VII gruppo A hanno anch'essi nox -1, tranne quando si legano con elementi più
elettronegativi, come ad esempio l'ossigeno, in tal caso presentano nox positivi.
7) In generale il nox più elevato di un elemento corrisponde al numero d'ordine del gruppo cui
appartiene. Così gli elementi del primo gruppo presentano nox +1, quelli del secondo +2, quelli del
terzo +3 e così via fino agli elementi del settimo gruppi che presentano come nox più elevato +7.
8) sempre in generale, quando un elemento presenta più di un nox, il valore di quest'ultimo diminuisce
di 2 unità alla volta.
Così gli elementi del VII gruppo oltre al nox +7 possono presentare nox +5, +3, +1, -1.
gli elementi del VI gruppo oltre al nox + 6 possono presentare nox +4, +2, -2.
9) In una specie chimica neutra la somma dei nox di tutti gli atomi che la compongono deve sempre
essere nulla.
10) In uno ione poliatomico la somma dei nox dei diversi atomi deve sempre essere pari alla carica
totale dello ione.
Le ultime due regole ci permettono, partendo da una formula chimica, di calcolare il numero di
ossidazione incognito della maggior parte degli elementi.
Ad esempio per calcolare il numero di ossidazione dello zolfo nell'anidride solforosa SO2, procediamo
come segue: ciascun atomo di ossigeno presenta nox -2; complessivamente i due atomi presentano nox
-4; affichè la somma dei nox sia zero lo zolfo deve presentare nox + 4.
Calcoliamo il nox del carbonio nello ione poliatomico HCO3-: i tre atomi di ossigeno presentano
complessivamente nox - 6, l'idrogeno presenta nox + 1. Sommando il nox dei tre atomi di ossigeno e
dell'idrogeno si ottiene - 5. Affinchè la somma di tutti i nox dia la carica complessiva dello ione -1, il
carbonio deve presentare nox +4.
Metallo +O2
=ossido
Na
Na2O
Mg
MgO
Al
Al2O3
Fe+3
Fe2 O3
Fe+2
FeO
N° ox
+7
+6
+5
+4
+3
+2
+1
0
Nomenclatura generale dei metalli
nome
+H2O =idrossido
nome
ossido
di ….
ossido
di ….
ossido
di ….
Ossido
ferrico
Ossido
ferroso
NaOH
me+H2 Idruro
non
me
Idrossido di …. NaH
Mg(OH)2
Idrossido di …. MgH2
Al(OH)3
Idrossido di …. AlH3
Fe(OH)3
Idrossido
ferrico
Idrossido
ferroso
Fe(OH)2
NH3
ammoniaca
PH3
fosfina
Nomenclatura generale dei NON METALLI (R)
Non
anidride
Anidride+H2O Ossiacido
Me+
me+O2
acido
Me=K
R2 O7
Anidride
HRO4
Acido per…..ico KRO4
per….ica
R O3
Anidride
H2 RO4
Acido ………ico K
….….ica
2RO4
R 2O5 Anidride
HRO3
Acido ….…..ico KRO3
….….ica
R O2
Anidride
H2 RO3
Acido ….…..oso K
….….osa
2RO3
R 2O3 Anidride
HRO2
Acido ….…..oso KRO2
….….osa
RO
Ossido
*
di…………
R 2O
Anidride
HRO
Acido ipo…..oso KRO
ipo….osa
R2
gas
-1
HR
-2
H2R
Non metallo +H2 =Idracido
Acido…….idrico KR
Acido…….idrico K2R
=Sale
Per.…ato di
potassio
.…ato di potassio
.…ato di potassio
.…ito di potassio
.…ito di potassio
Ipo.…ito di
potassio
…….uro di
potassio
…….uro di
potassio
Ricorda: 1. Per i gruppi di appartenenza pari, numeri di ox pari e per i dispari numeri dispari.
Un elemento non può avere due composti diversi con lo stesso nome
2. Per R si intende un non metallo qualsiasi
3. quando un non metallo ha n° di ox +2 non forma una anidride ma un ossido
4. fa eccezione l’anidride del Carbonio che invece di OSA fa ICA
5. fanno eccezione gli acidi del Boro, Fosforo e Arsenico che seguono la
nomenclatura META, ORTO e PIRO
P2 O3 + H2O= H P O 2
ac. metafosforoso
P2 O5 + H 2O = H PO3 ac. metafosforico
+ 2H2O= H4 P2 O 5 ac. pirofosforoso
+ 2H2O= H4 P2 O 7
ac. pirofosforico
+ 3H2O= H3 P O3 ac. ortofosforoso
+3 H2O= H 3P O 4
ac. ortofosforico
Nomenclatura tradizionale e nomenclatura sistematica (IUPAC)
La nomenclatura ha origine dalla distinzione degli elementi in metalli e non metalli. Da qui si fanno
derivare due
ue serie parallele di composti (serie basica e serie acida).
Metallo
O2
non Metallo
Ossido (basico)
O2
H2O
Idrossido (base)
Anidride (Ossido acido)
H2O
Acido (Ossiacido)
Dalla reazione di un composto della serie acida con un composto della serie basica si ottengono poi i
sali
La nomenclatura tradizionale si basa sull’uso di prefissi e suffissi correlati allo stato di ossidazione degli
atomi.
La nomenclatura IUPAC si basaa invece per lo più sulla stechiometria della molecola ed ha l’obiettivo di
rendere immediatamente evidenti il numero di atomi o gruppi chimici presenti in una molecola,
facendoli precedere da opportuni prefissi moltiplicativo (che coincidono ovviamente con
co il loro indice).
Regole per la costruzione dei composti binari
I composti binari sono formati da due soli elementi chimici.
Convenzionalmente si scrivono ponendo per primo l'elemento meno elettronegativo, seguito
dall'elemento più elettronegativo.
Vi sono
no comunque eccezioni a tele regola di cui diremo
Il simbolo di ciascun elemento è seguito da un numero a pedice, detto indice,, che indica quanti atomi
di quell'elemento sono presenti nel composto.
Gli indici sono apposti in modo tale che, sommando i rispettivi
rispettivi nox, la molecola risulti neutra.
Per calcolare gli indici in modo semplice è sufficiente utilizzare il nox del primo elemento come indice
del secondo e viceversa.
Ad esempio se vogliamo scivere la formula di un composto binario formato da un elemento A il cui
numero di ossidazione sia +2 e da un composto B il cui numero di ossidazione sia -3, otterremo
Si noti che l'elemento con il numero di ossidazione negativo (il più elettronegativo) è stato scritto per
secondo.
Tale metodo
odo di costruzione dei composti binari garantisce la neutralità della molecola.
Infatti nella molecola sono presenti 3 atomi di A per un totale di 6 cariche positive e 2 atomi di B per
un totale di 6 cariche negative.
Qualora dopo aver calcolato gli indici
indici questi risultino divisibili per uno stesso numero, gli indici vanno
semplificati, tranne alcuni casi particolari (vedi ad esempio alcuni perossidi).
Fanno eccezione alcuni composti, la cui formula è necessario conoscere, come ad esempio il perossido
di idrogeno, H2O2, in cui gli indici non vanno semplificati.
A - Composti della serie basica (ossidi ed idrossidi)
A.1 Ossidi (ossidi basici)
Sono composti in cui un metallo si lega con l'ossigeno (nox -2).
Metallo + O2 → ossido
La formula generale di un ossido è Me2On con n = nox del metallo (Me)
La nomenclatura tradizionale degli ossidi prevede:
Se il metallo presenta un unico stato di ossidazione il composto si chiamerà “Ossido di” seguito dal
nome del metallo
Se il metallo presenta due stati di ossidazione forma con l'ossigeno due tipi di ossidi. Nel composto a
nox maggiore il metallo prende la desinenza -ico, in quello a nox minore prende la desinenza -oso.
La nomenclatura sistematica (IUPAC) degli ossidi prevede:
la denominazione “ossido di” seguita dal nome del metallo, con l’utilizzo di opportuni prefissi
moltiplicativi che precedono sia il termine “ossido” sia il nome del metallo. Nel caso il metallo presenti
più di un numero di ossidazione è possibile far seguire al nome del metallo il suo stato di ossidazione in
numero romano racchiuso tra parentesi tonde (notazione di Stock).
Il numero romano va letto come numero cardinale
MgO
Li2O
Al2O3
PbO
PbO2
Nome sistematico
Nome tradizionale
ossido di magnesio
Ossido di dilitio
triossido di dialluminio
Ossido di Piombo (II)
diossido di Piombo (IV)
ossido di magnesio
ossido di litio
ossido di alluminio
Ossido piomboso
Ossido piombico
A.2 Idrossidi
Gli idrossidi si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un'ossido
Ossido + nH2O → Idrossido
Gli idrossidi hanno formula generale Me(OH)n con n pari al numero di ossidazione del metallo (Me).
In altre parole Per costruire un idrossido è sufficiente far seguire al metallo tanti gruppi ossidrili o
idrossidi (OH) quanti ne richiede il suo numero di ossidazione.
Ad esempio dall'ossido di potassio si ottiene l'idrossido di potassio
K2O + H2O → 2KOH
mentre dall'ossido rameico si ottiene l'idrossido rameico
CuO + H2O → Cu(OH)2
Nella nomenclatura tradizionale il nome degli idrossidi si ottiene da quello dell'ossido corrispondente,
sostituendo il termine "idrossido" al termine "ossido". Nella nomenclatura IUPAC il termine
“idrossido” viene preceduto da opportuno prefisso moltiplicativo.
Nome sistematico
Nome tradizionale
Mg(OH)2
LiOH
Al(OH)3
Pb(OH)2
Pb(OH)4
diidrossido di magnesio
idrossido di magnesio
idrossido di litio
idrossido di litio
triidrossido di alluminio
idrossido di alluminio
diidrossido di piombo (II)
idrossido piomboso
tetraidrossido di piombo (IV) idrossido piombico
B - Composti della serie acida (anidridi ed ossiacidi).
B.1 Anidridi (ossidi acidi)
Sono composti in cui un non metallo si lega con l'ossigeno (nox -2).
non Metallo + O2 → Anidridi
La formula generale di un’anidride è nMe2Ox con x = nox del non metallo (nMe)
La nomenclatura tradizionale degli anidridi prevede:
Se il non metallo presenta un unico stato di ossidazione il composto si chiamerà “Anidride” seguito dal
nome del non metallo con desinenza -ica
Se il non metallo presenta due stati di ossidazione forma con l'ossigeno due tipi di anidridi. Nel
composto a nox maggiore il non metallo prende la desinenza -ica, in quello a nox minore prende la
desinenza -osa.
Se il non metallo presenta quattro stati di ossidazione forma con l'ossigeno quattro tipi di anidridi
- Nel composto a nox maggiore il non metallo prende il prefisso per- e la desinenza –ica
- nel composto a nox minore prende il prefisso ipo- e la desinenza -osa.
- nei composti a nox intermedi si avranno le desinenze –ica (per il nox più elevato dei due) ed osa (per il nox meno elevato dei due)
nox prefisso desinenza
+
per-ica
-ica
-osa
ipo-osa
La nomenclatura sistematica (IUPAC) delle anidridi prevede:
la denominazione “ossido di” seguita dal nome del non metallo, con l’utilizzo di opportuni prefissi
moltiplicativi che precedono sia il termine “ossido” sia il nome del non metallo. Nel caso il non metallo
presenti più di un numero di ossidazione è possibile far seguire al nome del non metallo il suo stato di
ossidazione in numero romano racchiuso tra parentesi tonde (notazione di Stock). Il numero romano
va letto come numero cardinale
Nome sistematico
diossido di carbonio
CO2
SO2
diossido di zolfo (IV)
SO3
triossido di zolfo (VI)
Cl2O
ossido di dicloro (I)
Cl2O3
triossido di dicloro (III)
Cl2O5
pentossido di dicloro (V)
eptossido di dicloro (III)
Cl2O7
B.2 Ossiacidi o ossoacidi
Nome tradizionale
anidride carbonica
anidride solforosa
anidride solforica
Anidride ipoclorosa
anidride clorosa
anidride clorica
anidride perclorica
Gli ossoacidi si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un'anidride
anidride + nH2O → Ossoacido
Nella nomenclatura tradizionale il nome degli acidi si ottiene da quello dell'anidride corrispondente,
sostituendo il termine "acido" al termine "anidride". La nomenclatura tradizionale prevede inoltre
particolari prefissi per indicare acidi con diversi gradi di idratazione (metaacidi, ortoacidi), acidi
condensati (diacidi triacidi …poliacidi), acidi con gruppi perossidi (perossiacidi)
La nomenclatura IUPAC prevede per tutti gli acidi la desinenza –ico ed opportuni prefissi
moltiplicativi per indicare il numero di atomi di ossigeno (osso), di eventuali altri gruppi e del non
metallo. Per gli acidi condensati in cui un ossigeno fa da ponte tra due molecole acide l’atomoponte viene preceduto dalla lettera greca µ. Nel caso in cui il non metallo presenti più di un numero
di ossidazione è possibile far seguire al nome del non metallo il suo stato di ossidazione in numero
romano racchiuso tra parentesi tonde (notazione di Stock). Il numero romano va letto come
numero cardinale.
In alternativa l’acido può essere visto come un sale di idrogeno. In questo caso prenderà la
desinenza –ato e verrà specificato il numero di atomi di idrogeno tramite opportuno prefisso
moltiplicativo
Per costruire un acido è sufficiente sommare all'anidride 2 atomi di idrogeno e 1 di ossigeno per
ogni molecola d'acqua che viene aggiunta.
Ad esempio dall'anidride carbonica si ottiene l'acido carbonico
CO2 + H2O → H2CO3
mentre dall'anidride nitrica si ottiene l'acido nitrico
N2O5 + H2O → H2N2O6 → 2HNO3
Alcuni acidi si presentano in diversi gradi di idratazione. Ad esempio, sommando un’altra molecola
d’acqua all’acido fosforico si ottiene l’acido ortofosforico. La forma meno idratata prende il nome
di acido metafosforico
P2O5 + H2O → 2HPO3 (acido metafosforico)
HPO3 + H2O → H3PO4 (acido ortofosforico)
Alcuni acidi, come l’acido fosforico, possono dare reazioni di condensazione con perdita di
molecole d’acqua
H3PO4 + H3PO4 → H2O + H4P2O7 (acido difosforico o pirofosforico)
Esistono infine i cosiddetti perossiacidi, come l’acido perossifosforico (perfosforico) H3PO5 che
contengono un gruppo perossido (-O-O-)
H2CO3
H2SO3
Nome sistematico
acido triossocarbonico
triossocarbonato di diidrogeno
acido triossosolforico (IV)
triossosolfato (IV) di diidrogeno
Nome tradizionale
acido carbonico
acido solforoso
H2SO4
acido tetraossosolforico (VI)
tetraossosolfato (VI) di diidrogeno
HClO
acido monossoclorico (I)
monossoclorato (I) di idrogeno
acido ipocloroso
HClO2
acido diossoclorico (III)
diossoclorato (III) di idrogeno
acido cloroso
HClO3
acido triossoclorico (V)
triossoclorato (V) di idrogeno
acido clorico
HClO4
acido tetraossoclorico (III)
tetraossoclorato (III) di idrogeno
acido perclorico
HPO3
acido triossofosforico (V)
triossofosfato (V) di idrogeno
acido metafosforico
H3PO4
acido tetraossofosforico (V)
tetraossofosfato (V) di triidrogeno
acido ortofosforico
H4P2O7
acido µ-osso esaossodifosforico (V)
acido pirofosforico
µ-osso esaossodifosfato (V) di tetraidrogeno
H3PO5
acido perossotriossofosforico (V)
perossotriossofosfato (V) di triidrogeno
H4P2O8
acido µ-perosso esaossodifosforico (V)
acido diperossifosforico
µ-perosso esaossodifosfato (V) di tetraidrogeno
acido solforico
acido perossifosforico
ossoacidi sostituiti
Gli acidi ottenuti formalmente per sostituzione di tutti o parte degli atomi di ossigeno con altri gruppi
mantengono la stessa nomenclatura dell’acido di partenza. I nuovi gruppi introdotti vanno ovviamente
citati (gli atomi di zolfo che sostituiscono l’ossigeno vengono indicati con il prefisso “tio”).
H2S2O3
H2CS3
H[PF6]
H2[PtCl4]
H4[Fe(CN)6]
triossotiosolfato (VI) di idrogeno
tritiocarbonato di diidrogeno
esafluorofosfato (V) di idrogeno
tetracloroplatinato (II) di idrogeno
esacianoferrato (II) di tetraidrogeno
Anche gli acidi ottenuti formalmente per sostituzione di gruppi idrossidi con altri gruppi
mantengono la stessa nomenclatura dell’acido di partenza
HSO3Cl
clorotriossosolfato di idrogeno
HSO3NH2
amidetriossosolfato di idrogeno
C - I Sali degli ossoacidi
I Sali degli ossoacidi derivano formalmente dalla sostituzione di uno o più ioni H+ degli ossoacidi con
cationi. Si possono formare sia utilizzando un anione proveniente da un acido completamente
dissociato, ed in tal caso sono detti Sali neutri, sia da un acido parzialmente dissociato. In tal caso
l’anione possiede ancora atomi di idrogeno nella sua molecola e il sale che si forma è detto sale acido.
(monoacido se conserva un idrogeno, biacido se ne conserva due etc)
Ad esempio l’acido ortofosforico può formare tre tipi di Sali utilizzando gli anioni provenienti dalle tre
dissociazioni successive
H3PO4 → H+
+ H2PO4-
anione biacido
H2PO4- → H+
+ HPO42-
anione monoacido
HPO42- → H+
+ PO43-
anione neutro
Nella nomenclatura tradizionale i nomi dei Sali si formano da quelli degli acidi corrispondenti
cambiando le desinenze secondo lo schema seguente
−oso →
−ico →
−ito
−ato
ed eventualmente usando i termini “monoacido” “biacido” etc per i Sali acidi
La nomenclatura IUPAC prevede per tutti i Sali la desinenza –ato ed opportuni prefissi moltiplicativi
per indicare il numero di atomi di ossigeno (osso) e di eventuali altri gruppi. Se è necessario un prefisso
moltiplicativo per un costituente che a sua volta inizia con un prefisso moltiplicativo, il costituente va
messo fra parentesi ed il prefisso utilizzato è quello indicato, fra parentesi, nella Tabella dei prefissi
moltiplicativi (bis, tris, tetrakis….)
Nome sistematico
CaSO3
triossosolfato (IV) di calcio
CuSO4 tetraossosolfato (VI) di rame (II)
Na2SO4
tetraossosolfato (VI) di sodio
Fe(NO2)2
bis(diossonitrato) (III) di Ferro (II)
NaNO3
triossonitrato (V) di sodio
Na3PO4
tetraossofosfato (V) di trisodio
NaHSO3
idrogeno triossosolfato (IV) di sodio
CuH2PO4
NaHCO3
Pb(ClO)4
Fe(OH)ClO
Fe(MnO4)3
solfito di calcio
solfato rameico
solfato di sodio
nitrito ferroso
nitrato di sodio
ortofosfato di sodio
solfito monoacido di sodio
(bisolfito di sodio)
diidrogeno tetraossofosfato (V) di rame (I) fosfato biacido rameoso
idrogeno triossocarbonato (IV) di sodio
carbonato monoacido di sodio
(bicarbonato di sodio)
tetrakis(monossoclorato) (I) di Piombo (IV) ipoclorito piombino
ossoclorato (I) di idrossiferro (II)
ipoclorito monobasico ferroso
tris(tetraossomanganato) (VII) di ferro (III) permanganato ferrico
D – Composti binari dell’idrogeno (idracidi ed idruri)
D.1 Idruri
Nome tradizionale
Gli Idruri sono i composti che l'idrogeno forma con elementi meno elettronegativi, in cui presenta
pertanto nox -1 (ione idruro H-) e quindi nella formula va scritto per secondo.
Gli idruri hanno formula generale XHn con n = nox dell’elemento X
La nomenclatura tradizionale e IUPAC coincidono per gli idruri. Il loro nome è formato dal termine
"idruro di" seguito dal nome dell’elemento. La nomenclatura IUPAC prevede naturalmente l’uso di
opportuni prefissi moltiplicativi
Nome sistematico
KH
MgH2
BH3
NH3
PH3
AsH3
SbH3
Nome tradizionale
idruro di potassio
diidruro di magnesio
triidruro di boro
triidruro di azoto*
triidruro di fosforo
triidruro di arsenico
triidruro di antimonio
idruro di potassio
idruro di magnesio
idruro di boro
ammoniaca*
fosfina
arsina
stibina
In realtà l’azoto è più elettronegativo dell’idrogeno ed il composto andrebbe scritto H3N (nitruro di
idrogeno), ma l’ammoniaca presenta comunque carattere basico e si conviene dunque di non scrivere gli
idrogeni per primi, come avviene per gli idracidi
Una nomenclatura alternativa per gli idruri, utilizzata soprattutto quando questi si comportano come
gruppi sostituenti in molecole organiche, prevede la desinenza –ano (in analogia con il metano CH4).
BH3
borano
SiH4
silano
GeH4
germano
SnH4
stannano
PbH4
piombano
NH3
azano (ammoniaca)
PH3
fosfano (fosfina)
AsH3
arsano (arsina)
SbH3
stibano (stibina)
BiH3
bismutano
OH2
ossidano (acqua)
SH2
solfano (solfuro di idrogeno)
SeH2
selano
TeH2
tellano
PoH2
pollano
In assenza di indicazioni l'elemento esibisce il suo numero standard di legami. Nel caso di un numero
diverso di legami, questo numero deve essere indicato ad esponente della lettera lambda, la quale
precederà il nome dell’idruro, separata da un trattino
PH5
SH6
λ5-fosfano
λ6-solfano
D.2 Idracidi
Gli idracidi sono i composti che l'idrogeno forma con elementi più elettronegativi, in cui presenta
pertanto nox +1 (H+ presenta carattere acido) e quindi nella formula va scritto per primo. I principali
idracidi si formano dall'unione dell'idrogeno con i non metalli del VII gruppo A (alogeni) e con i non
metalli del VI gruppo A.
Gli idracidi hanno formula generale HnX con n = nox dell’elemento X
Nella nomenclatura tradizionale Il nome degli idracidi si forma facendo seguire al termine "acido" il
nome del non metallo seguito dalla desinenza -idrico.
Nella nomenclatura IUPAC l’idracido è trattato come un composto binario privo di ossigeno.
L’elemento più elettronegativo prende la desinenza –uro, seguito dalla termine “di idrogeno”
(eventualmente con gli opportuni prefissi moltiplicativi
HF
HCl
HBr
HI
H2S
H2Se
H2Te
Nome sistematico
Nome tradizionale
fluoruro di idrogeno
cloruro di idrogeno
bromuro di idrogeno
ioduro di idrogeno
solfuro di diidrogeno
seleniuro di diidrogeno
tellururo di diidrogeno
acido fluoridrico
acido cloridrico
acido bromidrico
acido Iodidrico
acido solfidrico
acido selenidrico
acido telluridrico
Altri idracidi sono
HCN H−C≡N
HN3 H−N=N≡N
cianuro di idrogeno
azoturo di idrogeno
acido cianidrico
acido azotidrico
Stechiometria
La stechiometria (dal gr. . στοικειον = elemento, sostanza fondamentale) è lo studio delle relazioni
numeriche e dei rapporti ponderali che intercorrono tra le sostanze chimiche durante le reazioni.
Bilanciamento delle reazioni chimiche
Le equazioni chimiche sono la rappresentazione simbolica delle reazioni chimiche, cioè dei processi in
cui una o più sostanze, dette reagenti, si trasformano in altre, dette prodotti di reazione.
Un'equazione in cui compaiano a sinistra del segno di reazione () le formule dei reagenti e a destra le
formule dei prodotti di reazione, ha solamente significato qualitativo.
Affinché la reazione acquisti anche un significato quantitativo, in modo da permettere il calcolo delle
quantità delle sostanze che partecipano alla reazione, è necessario che la reazione venga bilanciata.
Bilanciare una reazione significa porre dinanzi alla formula di ciascuna sostanza un numero, detto
coefficiente stechiometrico, in modo che ogni elemento compaia a destra e a sinistra del segno di
reazione con lo stesso numero di atomi (bilancio di massa) e venga così soddisfatto il principio di
conservazione della massa.
Per bilanciare una reazione non vi sono regole precise, ma in genere è opportuno seguire i seguenti
criteri:
1) Si bilancia inizialmente un elemento che non sia l'idrogeno o l'ossigeno.
2) se bilanciando tale elemento si modifica qualche altro elemento, si procede subito al suo
bilanciamento
3) bilanciati tutti gli elementi, si procede a bilanciare l'idrogeno ed infine l'ossigeno
Bilanciamo ad esempio la seguente reazione
Fe2(CO3)3 + HNO3 → Fe(NO3)3 + H2CO3
Iniziamo bilanciando il ferro:
poiché vi è un atomo di ferro tra i prodotti di reazione e 2 tra i reagenti, moltiplichiamo per 2 il nitrato
ferrico ponendogli davanti un coefficiente "2".
Fe2(CO3)3 + HNO3 → 2Fe(NO3)3 + H2CO3
in tal modo abbiamo modificato anche il numero di atomi di azoto tra i prodotti di reazione che ora
sono 6. Poiché tra i reagenti vi è un solo atomo di azoto, poniamo un coefficiente "6" davanti all'acido
nitrico
Fe2(CO3)3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + H2CO3
Ora sia il ferro che l'azoto sono bilanciati. Bilanciamo il carbonio. Vi sono 3 atomi di carbonio tra i
reagenti e 1 tra i prodotti di reazione. Poniamo quindi un coefficiente "3" davanti all'acido carbonico
Fe2(CO3)3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3H2CO3
Verifichiamo l'idrogeno. 6 atomi tra i reagenti, 6 atomi tra i prodotti di reazione. L'idrogeno è
bilanciato.
Verifichiamo l'ossigeno. 27 atomi tra i reagenti, 27 tra i prodotti di reazione. L'equazione è bilanciata!
Una volta che l'equazione è bilanciata siamo in grado di effettuare considerazioni di tipo quantitativo
sulla reazione.
Nel caso della reazione appena bilanciata possiamo ad esempio affermare che una molecola di
carbonato ferrico Fe2(CO3)3 necessita di 6 molecole di acido nitrico HNO3 per reagire e che da tale
reazione si producono 2 molecole di nitrato ferrico Fe(NO3)3 e 3 di acido carbonico H2CO3.
Inoltre, a seguito della proporzionalità esistente tra numero di molecole e numero di moli, i coefficienti
stechiometrici rappresentano contemporaneamente anche il numero di moli di ciascuna sostanza,
coinvolte nella reazione chimica.
Ciò è fondamentale poiché ci permette di trasformare i rapporti numerici in proporzioni ponderali,
consentendoci di calcolare le quantità in peso che partecipano alle reazioni chimiche.
Ad esempio, dopo aver calcolato il peso molare delle diverse specie chimiche,
PM Fe2 ( CO3 )3 = 292 g / mol
PM HNO 3 = 63 g / mol
PM Fe ( NO3 )3 = 242 g / mol
PM H 2CO3 = 62 g / mol
possiamo calcolare quanti grammi di ciascun composto partecipano alla reazione chimica,
moltiplicando il peso molare di ciascuno per il numero di moli con cui ciascuna sostanza compare nella
reazione.
Possiamo in definitiva affermare che 292 g di carbonato ferrico (1 mole x 292 g/mol) reagiscono con
378 g di acido nitrico (6 moli x 63 g/mol) per dare 484 g di nitrato ferrico (2 moli x 242 g/mol) e 186 g
di acido carbonico (3 moli x 62 g/mol).
ESERCITAZIONE
57) Nella molecola NH3, l’atomo di azoto mette in compartecipazione con ciascun atomo di
H:
A) due elettroni
B) tre elettroni
C) un elettrone
D) quattro elettroni
E) nessun elettrone
57C. Nella molecola di ammoniaca l’atomo di azoto forma tre legami covalenti con tre atomi
diidrogeno. In ciascun legame l’atomo di azoto mette in compartecipazione con ciascun atomo di
idrogeno un elettrone. Le alternative alla risposta corretta sono banali ed escludibili con il buonsenso.
58. Nelle reazioni di ossido-riduzione avviene sempre un passaggio di:
A) ioni tra un metallo e un non metallo
B) elettroni tra specie chimiche diverse
C) ioni tra specie chimiche diverse
D) elettroni tra un metallo e un non metallo
E) elettroni tra ioni di elementi diversi
58 B. Nelle comuni reazioni di ossido-riduzione si ha un passaggio di elettroni da una specie chimica ad
un’altra. In molti casi le specie chimiche sono diverse, quindi la risposta corretta è: elettroni tra specie
chimiche diverse. N.B.: Non si può però non ricordare che esistono anche non poche reazioni di
ossido-riduzione interna, dette dismutazioni in cui una stessa specie chimica si ossida e si riduce.
59. Cl¬Cl rappresenta la molecola biatomica del cloro; il legame che caratterizza tale sostanza
è:
A) dativo
B) metallico
C) covalente polare
D) covalente puro
E) ionico
59D. Il legame delle molecole è sempre covalente. Solo nei composti ionici, dove non si può parlare di
molecola, si ha il legame ionico. Il legame metallico si ha nei reticoli cristallini dei metalli. Il legame
covalente si chiama omopolare o apolare o puro quando gli atomi legati sono della stessa specie e in
qualche caso anche di specie con elettronegatività molto vicina. Il legame dativo è un falso della
chimica, trattandosi di un legame covalente. Perciò la risposta corretta è: covalente puro.
18) La reazione chimica:
A) modifica sempre la natura delle specie chimiche presenti
B) modifica spesso la natura delle specie chimiche presenti
C) non modifica mai la natura delle specie chimiche presenti
D) modifica solo la natura delle specie elementari
18A
19) I coefficienti stechiometrici di una equazione chimica indicano il numero:
A)
B)
C)
D)
delle moli dei reagenti e dei prodotti
dei grammi dei reagenti e dei prodotti
dei grammo-equivalenti di ciascun prodotto e di ciascun reagente
degli atomi in ogni reagente ed in ogni prodotto
19A
20) In una reazione chimica la massa complessiva dei reagenti:
A)
B)
C)
D)
è sempre maggiore di quella dei prodotti
è sempre minore di quella dei prodotti
è sempre uguale a quella dei prodotti
non ha alcuna relazione con quella dei prodotti
20C
21) In una equazione chimica , che cosa è uguale in ambedue i membri?
A)
B)
C)
D)
il numero di molecole
la somma dei coefficienti
il numero di atomi di ciascun elemento
il rapporto tra il numero di molecole ed il numero di atomi
21C
27) In un composto gli elementi sono presenti:
A)
B)
C)
D)
in proporzioni in peso variabili con continuità
in proporzioni variabili per volume
sempre in proporzioni costanti in peso
sempre in proporzioni costanti per volume
27C
28) Con il termine composto si intende:
A) una sostanza omogenea separabile in sostanze più semplici per mezzo di trasformazioni
chimiche
B) un miscuglio di più elementi
C) un miscuglio omogeneo capace di variare gradualmente la sua composizione
D) una sostanza omogenea solida
28A
31) La formula molecolare di un composto covalente è costituita :
A) dai simboli degli elementi che costituiscono la molecola, ognuno avente un indice che specifica
il numero di atomi
B) dai simboli degli elementi costituenti la molecola, legati con un trattino ad indicare la
disposizione spaziale
C) dai pesi degli atomi costituenti
D) dai numeri di massa degli atomi costituenti
31A
32) La formula minima di un composto permette di conoscere:
A)
B)
C)
D)
il rapporto minimo fra atomi che formano il composto
il peso molecolare del composto
le proprietà chimiche del composto
la formula molecolare del composto
32A
33) La formula molecolare:
A)
B)
C)
D)
può essere uguale o multipla della formula minima
è sempre multipla della formula minima
è uguale alla formula minima
è un sottomultiplo della formula minima
33A
34) Nella molecola di H4P2O7 sono presenti:
A)
B)
C)
D)
3 atomi
13 atomi
un multiplo di 3 atomi
un multiplo di 13 atomi
34B
35) L'ossido di potassio, reagendo con l'acqua, forma:
A. un sale
B. una soluzione basica
C. una soluzione acida
D. potassio libero
E. la reazione non avviene
35B
36) I prodotti della reazione tra K2O e Cl2O5 sono:
A.
B.
C.
D.
E.
cloruro di potassio ed ossigeno
solo clorato di potassio
potassio e eptossido di cloro
potassio, cloro e ossigeno
non avviene alcuna reazione
36B
37) Se un atomo di idrogeno acquista un elettrone, si forma uno ione:
B.
A) idronio
B) idruro
C) idrogeno
D) idrogenuro
E) Idrogenito
37B
38) Qual è il composto rappresentato dalla formula FeSO3?
A. solfito ferroso;
B. solfito ferrico;
C. solfato ferroso;
D. solfato ferrico;
E. solfuro ferroso.
38A

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