ossidazione idrogeno -solido
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NOMENCLATURA E SCRITTURA DELLE FORMULE NEI COMPOSTI Con il termine nomenclatura si intende l’assegnazione di un nome corretto, univoco e non ambiguo ad ogni composto chimico COMPOSTI BINARI Sono composti formati da 2 soli elementi chimici Convenzionalmente si scrivono ponendo prima l’elemento meno elettronegativo seguito da quello più elettronegativo Ogni simbolo chimico è seguito da un indice che indica il numero di atomi presenti nel composto Gli indici sono tali per cui la molecola è neutra PERIODICITA’ DELLE PROPRIETA’ CHIMICHE DEGLI ELEMENTI: GLI IDRURI (O IDRACIDI) Sono composti dell’idrogeno con metalli più elettropositivi L’idrogeno ha numero di ossidazione = -1 L’IDRURO è l'anione dell'idrogeno, H− Il termine viene anche utilizzato come termine più generico per descrivere alcuni composti dell'idrogeno con altri elementi, particolarmente quelli dei gruppi 1–16, nell'eventualità (oppure no) che in realtà contengano ioni idruro Si originano quindi composti binari detti IDRURI o IDRACIDI Sono basi fortissime ed altrettanto forti agenti riducenti Virtualmente ogni elemento della tavola periodica (eccetto i gas nobili) formano uno o più tipi di idruri Gli idruri possono essere classificati in tre categorie principali in base alla natura predominante del loro legame: - Idruri ionici, noti anche come idruri salini; - Idruri covalenti; - Idruri metallici Acido HF HCl HBr HI H2S HCN Nomenclatura convenzionale Fluoruro di idrogeno Cloruro di idrogeno Bromuro di idrogeno Ioduro di idrogeno Solfuro di idrogeno Cianuro di idrogeno Nomenclatura tradizionale Acido fluorodrico Acido cloridrico Acido bromidrico Acido iodidrico Acido solfidrico Acido cianidrico GRUPPO I A e II A: a causa dell’elevata differenza di elettronegatività tra questi metalli e l’idrogeno, formano IDRURI IONICI. Vengono definiti IDRURI seguito dal nome dell’elemento (idruro di calcio, idruro di potassio, ecc.) Negli idruri ionici l'idrogeno si comporta come un alogeno e strappa un elettrone a un metallo formando uno ione idruro (H−), e ottenendo così la configurazione elettronica stabile dell'elio o riempiendo l'orbitale s L'altro elemento è un metallo più elettropositivo dell'idrogeno, normalmente appartenente ai metalli alcalini o ai metalli alcalino terrosiLe formule chimiche degli idruri ionici binari possono essere del tipo MH (come per il LiH) o MH2 (come per il MgH2). Anche gli idruri di gallio, indio, tallio e dei lantanidi sono ionici. Sono ottenuti facendo reagire l'elemento con idrogeno gassoso e sotto pressione, se necessario ALTRI GRUPPI: formano legami covalenti (IDRURI COVALENTI) più o meno polarizzati. Vengono definiti aggiungendo il suffisso –uro all’elemento seguito dalla parola idrogeno (cloruro di idrogeno, solfuro di idrogeno, ecc.) Alcuni elementi che hanno caratteristiche intermedie tra ioniche e covalenti Come suggerisce il nome, l'idrogeno è legato covalentemente agli elementi con orbitale p più elettropositivo (boro, alluminio e il gruppo 4-7) e con il berillio Composti comuni come gli idrocarburi, l'ammoniaca e l'idrazina possono essere considerati idruri del carbonio e dell'azoto ma il termine è usato solamente per classificare collettivamente tutti i composti dell'idrogeno di un elemento L'ammoniaca, in effetti, non è mai chiamata triidruro di azoto IDRURI IONICI GRUPPO IIA: Formula generale: XH2 in cui lo ione idruro si lega nel rapporto di 1:2 con il metallo alcalino-terroso IDRURO DI BERILLIO= BeH2 con caratteristiche intermedie IDRURO DI MAGNESIO=MgH2 con caratteristiche intermedie IDRURO DI CALCIO= CaH2…………. IDRURI COVALENTI GRUPPO IIIA: Formula generale: XH3 in cui lo ione idruro si lega nel rapporto di 1:3 con l’elemento (eccezione BORO) IDRURO DI BORO= B2H6 IDRURO DI ALLUMINIO=AlH3con caratteristiche intermedie IDRURO DI GALLIO= GaH3con caratteristiche intermedie……. GRUPPO IVA: Formula generale: XH4 in cui lo ione idruro si lega nel rapporto di 1:4 con l’elemento METANO= CH4 SILANO=SiH4…………. IDRURI COVALENTI GRUPPO VA: Formula generale: XH3 in cui l’elemento mantiene una coppia di elettroni non condivisa AMMONICA = NH3 FOSFINA = PH3…….. GRUPPO VI A: Formula generale: H2X legano due atomi di idrogeno e mantengono due coppie di elettroni non condivise ACQUA= H2O SOLFURO DI IDROGENO=H2S………. GRUPPO VII A (ALOGENI): Formula generale: HX legano un atomo di idrogeno e mantengono tre coppie di elettroni non condivise FLORURO DI IDROGENO (ACIDO FLUORIDRICO)= HF CLORURO DI IDROGENO (ACIDO CLORIDRICO)=HCl BROMURO DI IDROGENO (AXIDO BROMIDRICO)=HBr IODURO DI IDROGENO (ACIDO IODIDRICO)=HI………. COMPOSTI BINARI CON L’OSSIGENO: GLI OSSIDI L’ossigeno è un elemento che reagisce con tutti gli elementi, eccettuati i gas nobili più leggeri Gli ossidi propriamente detti sono i composti binari dell’ossigeno con i metalli e si tratta di composti basici Si chiamano invece anidridi (che significa “ossidi acidi”) i composti binari dell’ossigeno con i non-metalli Le proprietà di un ossido dipendono in larga misura dalla elettronegatività dell’elemento che si lega con l’ossigeno, in quanto quest’ultimo, dopo il fluoro, presenta il valore massimo di elettronegatività METALLO + OSSIGENO definiti OSSIDI BASICI o solo OSSIDI NON-METALLO + OSSIGENO definiti OSSIDI ACIDI o ANIDRIDI Gli OSSIDI sono i composti di combinazione degli elementi con l’ossigeno COMPOSTI BINARI CON L’OSSIGENO: GLI OSSIDI Gli elementi dei gruppi IA, IIA e IIIA formano OSSIDI IONICI mentre quelli degli altri gruppi OSSIDI COVALENTI OSSIDI IONICI GRUPPO IA: Formula generale: X2O OSSIDO DI LITIO = Li2O GRUPPO IIA: Formula generale: XO OSSIDO DI BERILLIO= BeO GRUPPO IIIA: Formula generale: X2O3 OSSIDO DI BORO= B2O3 caratteristiche intermedie OSSIDO DI ALLUMINIO ionico Gli ossidi degli elementi del 1° e del 2° gruppo sono ionici Na+ O2- Ca2+ O2- Na+ Na2O (ossido di disodio) CaO (ossido di calcio) Gli elementi del 3° gruppo legano l’ossigeno in rapporto 2:3 Gruppo Formula III IV Al2O3 B2O3 CO2 CO SiO2 Nomenclatura IUPAC Triossido di dialluminio Triossido di diboro Diossido di carbonio Ossido di carbonio Diossido di silicio Nomenclatura tradizionale Ossido di alluminio Anidride borica Anidride carbonica Ossido di carbonio Anidride silicica Gli elementi del 4° gruppo si legano all’ossigeno in rapporto stechiometrico 1:2 (non nel monossido di carbonio) Gruppo Formula Nomenclatura IUPAC N2O Ossido di diazoto NO Ossido di azoto N2O3 Triossido di diazoto NO2 Diossido di azoto V N2O5 Pentossido di diazoto P2O3 Triossido di difosforo P2O5 Pentossido di difosforo SO2 Diossido di zolfo VI SO3 Triossido di zolfo GRUPPO VA: l’azoto forma ben 5 ossidi il fosforo forma 2 ossidi GRUPPO VIA: Lo zolfo forma 2 ossidi Nomenclatura tradizionale Protossido di azoto Ossido di azoto Anidride nitrosa Ipoazotide Anidride nitrica Anidride fosforosa Anidride fosforica Anidride solforosa Anidride solforica · ·N·· ··O · ·N· · O Ossido di diazoto o protossido di azoto (gas esilarante) · · ·N·· ·O Ossido di azoto ·N·· · ·· N ··O O Triossido di diazoto o anidride nitrosa O · · ·N·· ·O biossido di azoto ipoazotide O O O ·N·· ··O N· ·· O Pentossido di diazoto o anidride nitrica O ·P·· · ·· P O ··O O O O ·P·· ··O P· ·· O Triossido di difosforo Pentossido di difosforo o anidride fosforosa o anidride fosforica O S O biossido di zolfo (anidride solforosa) O O S O triossido di zolfo (anidride solforica) Gruppo Formula VII Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 Br2O Br2O5 Br2O7 I2O I2O5 I2O7 Nomenclatura IUPAC Ossido di dicloro Triossido di dicloro Pentossido di dicloro Eptossido di dicloro Ossido di dibromo Pentossido di dibromo Eptossido di dibromo Ossido di diiodio Pentossido di diiodio Eptossido di diiodio Nomenclatura tradizionale Anidride ipoclorosa Anidride clorosa Anidride clorica Anidride perclorica Anidride ipobromosa Anidride bromica Anidride perbromica Anidride ipoiodosa Anidride iodica Anidride periodica 1° 2° 3° 4° 5° 6° 7° 1 H 1s 3 Li 4 Be 5 B 2s 2s2 2s2p 11 Na 12 Mg 13 Al 3s 3s2 3s2p 19 K 20 Ca 21 Sc 4s 4s2 3d,4s2 37 Rb 38 Sr 39 Y 5s 5s2 4d,5s2 22 Ti 23 V 3d2,4s2 3d3,4s2 40 Zr 41 Nb 4d2,5s2 4d3,5s2 24 Cr 3d5,4s 42 Mo 4d5,5s 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 3d5,4s2 3d6,4s2 3d7,4s2 3d8,4s2 3d10,4s 3d10,4s2 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 4d5,5s2 4d6,5s2 4d7,5s2 4d8,5s2 4d10,5s 4d10,5s2 31 Ga 4s2p 49 In 5s2p 6 C 7 N 8 O 9 F 2s2p2 2s2p3 2s2p4 2s2p5 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 3s2p2 3s2p3 3s2p4 3s2p5 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 4s2p2 4s2p3 4s2p4 4s2p5 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 5s2p2 5s2p3 5s2p4 5s2p5 s d p 1 2 3 4 2 e- s 1 2 3 4 p 3 e- d s 1 2 3 4 p d 1° 2° 3° 4° 5° 6° 7° 1 H 1s 3 Li 4 Be 5 B 2s 2s2 2s2p 11 Na 12 Mg 13 Al 3s 3s2 3s2p 19 K 20 Ca 21 Sc 4s 4s2 3d,4s2 37 Rb 38 Sr 39 Y 5s 5s2 4d,5s2 22 Ti 23 V 3d2,4s2 3d3,4s2 40 Zr 41 Nb 4d2,5s2 4d3,5s2 24 Cr 3d5,4s 42 Mo 4d5,5s 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 3d5,4s2 3d6,4s2 3d7,4s2 3d8,4s2 3d10,4s 3d10,4s2 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 4d5,5s2 4d6,5s2 4d7,5s2 4d8,5s2 4d10,5s 4d10,5s2 31 Ga 4s2p 49 In 5s2p 6 C 7 N 8 O 9 F 2s2p2 2s2p3 2s2p4 2s2p5 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 3s2p2 3s2p3 3s2p4 3s2p5 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 4s2p2 4s2p3 4s2p4 4s2p5 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 5s2p2 5s2p3 5s2p4 5s2p5 s d p 1 2 3 4 e- s p 2 e- s d 1 1 2 2 3 3 4 4 p d I metalli di transizione si combinano con l’ossigeno in proporzioni diverse e questo determina la formazione di diversi ossidi che vengono denominati con il suffisso - ico (numero di ossidazione maggiore) - oso (numero di ossidazione minore) Gruppo Elementi di transizione Formula Nomenclatura IUPAC FeO Fe2O3 Cu2O CuO ZnO Ossido di ferro Triossido di diferro Ossido di dirame Ossido di rame Ossido di zinco Nomenclatura tradizionale Ossido ferroso Ossido ferrico Ossido rameoso Ossido rameico Ossido di zinco PEROSSIDI I PEROSSIDI sono ossidi in cui l’ossigeno ha carica 1 e presenta il gruppo molecolare –O-OCaso esemplare il PEROSSIDO DI IDROGENO (ACUQA OSSIGENATA SUPEROSSIDI = composti che derivano dalla combinazione dello ione metallico con lo ione superossido COMPOSTI TERNARI: GLI IDROSSIDI Gli IDROSSIDI derivano dalla reazione chimica tra un OSSIDO BASICO ed ACQUA Na2O + H2O 2NaOH Si definiscono anche BASI e per questo motivo gli ossidi da cui derivano si dicono OSSIDI BASICI Gli IDROSSIDI si riconoscono per la formula bruta che presenta sempre il gruppo molecolare –OH con carica -1 e definito OSSIDRILE Na2O + H2O 2 NaOH CaO + H2O Ca(OH)2 FeO + H2O Fe(OH)2 Fe2O3 + 3 H2O 2 Fe(OH)3 Al2O3 + 3 H2O 2 Al(OH)3 Idrossido di sodio Idrossido di calcio Idrossido di ferro (II) Idrossido di ferro (III) Idrossido di alluminio (III) Si formano per reazione con acqua di un ossido metallico Na2O + H2O 2 NaOH CaO + H2O Ca(OH)2 FeO + H2O Fe(OH)2 Fe2O3 + 3 H2O 2 Fe(OH)3 Al2O3 + 3 H2O 2 Al(OH)3 Idrossido di sodio Idrossido di calcio Idrossido di ferro (II) Idrossido di ferro (III) Idrossido di alluminio (III) Poichè in una reazione non si verifica MAI variazione di massa, il numero di atomi di ciascun tipo dovrà essere lo stesso in entrambi i membri dell’equazione STATO (O NUMERO) DI OSSIDAZIONE Il fatto che alcuni elementi possono formare più composti con l’ossigeno significa che questi possono metter in gioco un numero variabile di elettroni di valenza STATO DI OSSIDAZIONE: è dato dal numero di ossidazione cioè la carica che ogni atomo di una molecola o di uno ione poliatomico assumerebbe se attraverso un processo immaginario, rompessimo tutti i legami covalenti attribuendone gli elettroni all’atomo più elettronegativo ESEMPIO: SO2 e SO3 se attribuiamo gli elettroni agli atomi più elettronegativi ….quindi nel primo composto il numero di ossidazione dello zolfo è +4 e nel secondo è +6 ALCUNE REGOLE: - La somma del n.o. in una molecola deve essere uguale a 0 - Nei suoi composti il FLUORO ha sempre n.o. = -1 - L’ossigeno ha sempre n.o. = -2 ad eccezione dei perossidi (n.o. = -1) e nei composti con il fluoro dove ha n.o. = +2 - L’idrogeno ha sempre n.o. = +1 eccetto quando si combina con elemento meno elettronegativi (IDRURI) - Metalli alcalini e alcalino-terrosi sempre n.o. = +1 e +2, rispettivamente - Lo stato di ossidazione degli atomi negli elementi è = 0 - Gli stati di ossidazione degli altri elementi si calcolano per differenza Nell’eptossido di dicloro l’atomo di cloro ha numero di ossidazione +7 O O +2 +1 +2 O +2 +1 Cl O Cl +2 +2 O O +2 O O-H +1 O +2 S +2 +1 O O-H Nell’acido solforico lo zolfo ha numero di ossidazione +6 Formazione degli ossiacidi per reazione degli ossidi con acqua N2O3 + H2O → 2 HNO2 N2O5 + H2O → 2 HNO3 SO2 + H2O → H2SO3 SO3 + H2O → H2SO4 Cl2O + H2O → 2 HClO Cl2O3 + H2O → 2 HClO2 Cl2O5 + H2O → 2 HClO3 Cl2O7 + H2O → 2 HClO4 CO2 + H2O → H2CO3 P2O3 + 3 H2O → 2 H3PO3 P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4 Nomenclatura degli acidi secondo la convenzione IUPAC Nitrato (III) di idrogeno Nitrato (V) di idrogeno Solfato (IV) di diidrogeno Solfato (VI) di diidrogeno Clorato (I) di idrogeno Clorato (III) di idrogeno Clorato (V) di idrogeno Clorato (VII) di idrogeno Carbonato (IV) di diidrogeno Fosfato (III) di triidrogeno Fosfato (V) di triidrogeno Nomenclatura tradizionale degli acidi Acido nitroso Acido nitrico Acido solforoso Acido solforico Acido ipocloroso Acido cloroso Acido clorico Acido perclorico Acido carbonico Acido fosforoso Acido fosforico DERIVANO DALLA REAZIONE TRA OSSIDI COVALENTI (ANIDRIDI) ED ACQUA PARTICOLARE IMPORTANZA DA UN PUNTO DI VISTA BIOLOGICO ASSUMONO GLI OSSIACIDI DEL FOSFORO: P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4 acido ortofosforico P2O5 + 2 H2O → H4P2O7 acido pirofosforico P2O5 + H2O → 2 HPO3 acido metafosforico ESEMPI: H2SO4 O = -2X4 = -8 H =+1X2 = +2 TOTALE = -6 per cui lo S avrà n.o. =-6 PO43O = -2X4 = -8 P =+5X1 = +5 TOTALE = -3 N2O5 O = -2X5 = -10 N =+5X2 = +10 2 HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2 H2O O OHCa++ OH- H-O-N O O H-O-N O I SALI SONO COMPOSTI IN CUI I CATIONI DEI METALLI FORMANO LEGAMI IONICI CON GLI ANIONI DEGLI ACIDI SALI In sostanza i Sali derivano da reazioni in cui i composti dei METALLI (ossidi, idrossidi) reagiscono con composti dei NON-METALLI (anidridi, acidi) H3PO4 + 2 NaOH → Na2HPO4 + 2 H2O H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O OH O P OH H-O Na OH H-O Na H-O Na SALI OSSIDO + ANIDRIDE = Ossido di calcio + Diossido di carbonio = CARBONATO DI CALCIO CaO + CO2 → CaCO3 Il nome del sale deriva dagli ioni coinvolti nella sua composizione: Ca2+ e CO32OSSIDO + ACIDO= Triossido di dialluminio + Acido solforico = TRISSOLFATO (IV) DI DIALLUMINIO = SOLFATO DI ALLUMINIO Al2O3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O SALI IDROSSIDO + ANIDRIDE = Idrossido di magnesio + Triossido di difosforo = BISFOSFATO DI TRIMAGNESIO FOSFATO DI MAGNESIO 3 Mg(OH)2 + P2O5 → Mg3(PO4)2 + 3H2O IDROSSIDO + ACIDO= Triossido di ferro + Acido nitrico = TRISNITRATO (V) DI FERRO = NITRATO DI CALCIO Fe(OH)3 + 3 HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O Sale Na2SO4 Na2SO3 Al(NO2)3 Ca(NO3)2 Ca3(PO4)2 CaHPO4 Ca(H2PO4)2 Na2S NaHS NaCl AlCl3 Nomenclatura convenzionale Solfato (VI) di disodio Solfato (IV) di sodio Trisnitrato (III) di alluminio Bisnitrato (V) di calcio Bisfosfato(V) di tricalcio Idrogenofosfato (V) di calcio Nomenclatura tradizionale Solfato di sodio Solfito di sodio Nitrito di alluminio Nitrato di calcio Fosfato di calcio Monoidrogenofosfato di calcio Bisdiidrogenofosfato(V) di calcio Diidrogenofosfato di calcio Solfuro di disodio Solfuro di sodio Idrogenosolfuro di sodio Idrogenosolfuro di sodio Cloruro di sodio Cloruro di sodio Tricloruro di alluminio Cloruro di alluminio OSSIDO-RIDUZIONI Le ossido-riduzioni sono semplicemente reazioni in cui si ha perdita o acquisto di elettroni da parte di una specie chimica Supponendo per il legame covalente polare che, invece di trasferimenti di frazioni di carica dell’elettrone, si realizzino trasferimenti totali di elettroni dall’elemento meno elettronegativo a quello più elettronegativo, si vengono a determinare cariche nette per gli atomi chiamate NUMERI DI OSSIDAZIONE In pratica il NUMERO DI OSSIDAZIONE di un atomo in un legame covalente polare è la carica che quell’atomo possiederebbe se il legame chimico fosse ionico Sebbene si possono usare le formule di Lewis e le tabelle di elettronegatività vi sono delle regole che possono facilitare notevolmente nelle reazioni ossido-riduttive 1) Il numero ossidazione di un elemento nella sua forma elementare è uguale a 0 2) Il numero di ossidazione di uno ione monoatomico è pari alla sua carica 3) Nei composti binari, all’elemento di maggiore elettronegatività si assegna un numero di ossidazione negativo pari alla sua carica in composti ionici semplici dell’elemento 4) La somma dei numeri di ossidazione deve essere zero per tutti i composti neutrali e pari alla carica globale per le specie ioniche 5) l’idrogeno ha numero di ossidazione +1 quando è legato con un elemento più elettronegativo (la maggior parte dei non metalli) e numero di ossidazione pari a -1 quando è legato ad elementi meno elettronegativi ( la maggior parte dei metalli) 6) l’ossigeno ha quasi sempre numero di ossidazione pari a -2 ad eccezione che in composti chiamati perossidi molecolari e nello ione perossido dove ha numero di ossidazione uguale a -1 Gruppo Elementi n.o. ------------------------------------------------------------------1 Li, Na, K +1 2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba +2 3 B, Al +3 4 C, Si +4 5 N, P, As, Sb -3, +3, +5 Bi +3 6 O -2, -1 S -2, +4,+6 Gruppo Elementi n.o. ------------------------------------------------------------------7 F -1 Cl -1, +1, +3,+5,+7 Br -1,+1,+5 I -1,+1,+5,+7 Elementi Cr +2,+3,+6 di Mn +2,+3,+4,+6,+7 Transizione Fe, Co, Ni +2, +3 Pt +2,+4 Cu, Hg +1,+2 Ag +1 Au +1,+3 Zn, Cd +2
