Introduzione allo studio della Chimica. Prof.S.Longo, Università di

Introduzione allo studio della Chimica. Prof.S.Longo, Università di Bari.
INTRODUZIONE ALLO STUDIO DELLA CHIMICA
0.1 Le sostanze.
L'oggetto della chimica è lo studio delle proprietà delle sostanze.
Per definire il concetto di sostanza occorre preliminarmente definire quello di materia: la
materia è ciò di cui si può misurare la massa. La massa, in un campo gravitazionale, si
manifesta come peso1, una forza proporzionale alla massa.
La sostanza (o specie) è ciò che costituisce una porzione omogenea di materia prescindendo da
massa, forma, temperatura e pressione. Essa è caratterizzata da proprietà come densità, punto di
fusione o di ebollizione, conducibilità elettrica, calore specifico, e così via.
Facciamo un esempio: una bottiglia di vetro è un esempio di materia, ma non di sostanza,
perchè se rotta o fusa non è più una bottiglia. Il vetro della bottiglia, però, rimane inalterato
nelle sue proprietà caratterizzanti, come trasparenza, densità, ecc.: quindi il vetro è una
sostanza. Altri esempi di sostanze: sale da cucina, zucchero, oro, bronzo, vino, olio, aria.
Le sostanze possono essere elementi, composti o soluzioni.
0.2 Gli elementi
Un elemento è una sostanza costituita da atomi che hanno tutti lo stesso numero atomico2.
Un nuclide è invece una sostanza nella quale i nuclei hanno tutti lo stesso numero atomico e lo
stesso numero di massa.
Un elemento, a meno che non sia costituito da un solo nuclide, è quindi una miscela di nuclidi
con lo stesso Z ma diverso numero di neutroni N nel nucleo, ovvero diverso numero di massa A
= Z + N.
1 Nella valutazione della massa attraverso il peso in ambiente terrestre occorre considerare la forza di
galleggiamento dovuta all'aver immerso il corpo nell'aria atmosferica. Questa forza, diretta dal basso
verso l'alto, è pari a circa 1.2 grammi per litro di volume del campione. L'effetto della spinta di
galleggiamento è trascurabile quando si pesano liquidi o solidi, ma è essenziale quando si pesano i gas
(per esempio, il peso di un campione di idrogeno risulta negativo se non si cancella l'effetto dell'aria). Per
questo, i gas vanno pesati in contenitori posti nel vuoto, oppure bisogna calcolare la 'tara' dovuta all'aria e
successivamente sottrarla. Più spesso, i gas vengono misurati in termini di volume usando l'equazione dei
gas perfetti pV=nRT per collegare il volume al numero di moli definito più avanti.
2 Il numero di protoni in un nucleo e' detto numero atomico, Z. Il numero di massa, indicato con la lettera A,
è la somma di Z e del numero di neutroni, a sua volta indicato con la lettera N. La possibilità di classificare
gli elementi chimici in base al numero atomico, cioè alla carica nucleare, è conseguenza degli esperimenti di
Moseley (circa 1914) il quale, posti dei campioni degli elementi in esame sull’elettrodo positivo di un tubo a
vuoto per la generazione di raggi X, si basò sulla teoria di Bohr dell’atomo e misurò la carica nucleare
assumendola proporzionale alla radice quadrata di una frequenza X caratteristica (la riga Ka). In precedenza
gli elementi venivano ordinati in base al peso atomico (vedi seguito), che produce alcune inversioni rispetto
all’ordine secondo Z.
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Questi nuclidi con lo stesso Z sono detti isotopi3.
Anche se un dato elemento e' completamente specificato dal valore di Z, per ragioni storiche
ogni elemento ha un nome proprio ed un simbolo costituito da una lettera o da una coppia di
lettere (la seconda sempre minuscola).
Per esempio l'elemento con Z=1 è l'idrogeno, simbolo H.
L'elemento con Z=2 è l'elio, simbolo He.
Sono noti oltre 100 elementi, la maggior parte presenti in natura, altri preparati
artificialmente.
Ci si può chiedere perchè il chimico si accontenta quasi sempre del concetto di elemento invece
di specificare anche il numero di neutroni. La ragione è che le proprietà della materia dipendono
poco dal numero di neutroni nel nucleo4.
0.3 La costituzione degli elementi.
Le proprietà delle sostanze dipendono dalla pressione e dalla temperatura. In genere ci si
riferisce quindi alle proprietà in condizioni 'standard', corrispondenti ad p= 1 atm. e T= 298 K,
ovvero condizioni di pressione e temperatura tipiche dell'ambiente terrestre. Questo punto di
vista ha il vantaggio di farci conoscere le proprietà delle sostanze cosi' come si manifestano nella
litosfera, biosfera ed atmosfera. Queste nozioni nascono da esigenze pratiche, legate alla
metallurgia, alla mineralogia e alla produzione di energia, e trovano ampia applicazione.
Circa la natura degli aggregati di atomi dello stesso tipo, che caratterizzano gli elementi, si
possono avere, in condizioni standard, diversi casi.
Per esempio:
(1) negli elementi noti come 'gas nobili', come l'elio (He) gli atomi sono separati da distanze
relativamente grandi e contribuiscono alle proprietà del gas ognuno per suo conto.
(2) L'idrogeno e l'ossigeno sono costituiti da aggregati caratterizzanti di due atomi ciascuno
(due in questo caso particolare), le molecole, tenuti insieme da forze di legame dette covalenti.
Questi elementi sono gas a molecola biatomica, e le loro formule molecolari sono
rispettivamente H2 ed O2. Si noti il numero spostato in basso che indica il numero di atomi
nella molecola5.
3 La presenza di isotopi di una dato elemento può essere messa in evidenza separando con un campo
magnetico gli atomi presenti in fascio di atomi ionizzati che si propaga nel vuoto (spettrometro di massa). Il
fascio si produce a sua volta mediante evaporazione, ionizzazione (per esempio con radiazione UV) ed
accelerazione elettrica.
4 A parte due proprietà ovvie, ovvero la densità e la eventuale radioattività. Per quanto riguarda la
densità vedremo più avanti come il chimico può superare il problema. Per quanto riguarda la radioattività
questa è tenuta in buon conto nella chimica nucleare.
Dobbiamo chiederci come arriviamo a conoscere questi fatti: diversi metodi per ottenere informazioni sulle
molecole concorrono a formare un quadro coerente. Per esempio, mettendo ossigeno nello spettrometro di
massa troviamo uno ione che dal rapporto carica/massa risulta essere O2+. Questo ione deve essersi formato
da molecole O2 che erano già presenti nel gas (potrebbe derivare da reazioni dello ione O+ con il gas, ma se la
pressione del gas è molto bassa ciò si può escludere). Nel caso di molecole come P4 o S8 possiamo sciogliere
la sostanza in un solvente appropriato e determinare il peso molecolare da misure di tensione di vapore.
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E' scorretto indicare l'idrogeno o l'ossigeno come H od O, poiche' questi simboli indicano
invece i corrispondenti gas di atomi, che hanno una chimica diversa.
(3) Il ferro è un metallo, costituito da ioni positivi ed elettroni. Gli ioni positivi sono atomi che
hanno perso elettroni ed hanno così acquisito una carica positiva netta. In un metallo gli ioni
sono immersi in un 'mare' di elettroni quasi liberi. Il tutto è tenuto insieme dalla attrazione
elettrica. Sono questi elettroni liberi di muoversi nel volume del metallo a dare al ferro le sue
proprietà appunto metalliche, come lucentezza, malleabilità, buona conducibilità termica ed
elettrica. In questo caso il simbolo è semplicemente: Fe.
(4) Lo zolfo è un solido molecolare, costituito da molecole ad otto atomi, a forma di anello,
tenute insieme in un cristallo da deboli forze di attrazione dette forze molecolari o di van der
Waals. Per questo il punto di fusione è basso. Lo zolfo molecolare ha quindi formula S8. Il
fosforo bianco, solido molecolare di molecole a quattro atomi, sarà indicato come P4.
Nel caso di elementi che formano solidi è considerato valido usare come simbolo Fe, S o P
semplicemente, quando non c’e’ rischio di confusione.
Può accadere che un elemento si presenti sotto forme diverse.
Questa frase non va intesa in modo banale. Un solido può essere fuso e diventa un liquido, ma
la forma solida e quella liquida si presentano a temperature diverse. Parliamo invece di forme
diverse di un dato elemento nelle stesse condizioni di temperatura e pressione.
L'esempio più noto è appunto quello del carbonio, che a seconda del modo in cui sono uniti gli
atomi per formare la sostanza in esame, può presentarsi in forma di diamante (trasparente,
duro, fragile) o grafite (nera ed opaca, morbida, duttile). Un altro esempio famoso è la forma di
ossigeno nota come ozono, formata da molecole O3, un gas dall’odore caratteristico che si
produce dall’ossigeno O2 posto in scariche elettriche.
Le diverse forme sotto le quali un elemento si presenta in natura sono chiamate allotropi.
0.4 Il peso atomico e la stechiometria
La parola 'stechiometria' è la traduzione italiana di una parola greca che significa 'misura degli
elementi'.
La misura in oggetto è la misura delle masse.
La massa di ogni atomo di un dato nuclide può essere espressa in grammi, ma il valore
numerico risultante è assai piccolo, per esempio un atomo di idrogeno ha una massa 1.66 10-24
g.
Si preferisce quindi usare come unità di misura l'atomo di un preciso nuclide, per convenzione
il carbonio 12, ovvero l'atomo con sei protoni e sei neutroni, al quale viene attribuito peso
esattamente 12.
La frazione data da
P.A.(X) =
massa dell'atomo del nuclide X
________________________ * 12
massa dell'atomo di carbonio 12
si chiama peso atomico del nuclide, espresso in unità di massa atomiche (uma, o all'inglese
amu, atomic mass unit).
Si noti che questo non e' un peso nel senso fisico del termine, cioè una forza, ma un numero
puro dato dal rapporto tra due masse.
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Per questa via è possibile definire il peso atomico di ogni nuclide6, ma, normalmente il chimico
si accontenta di definire il peso atomico degli elementi.
A questo scopo egli misura la 'composizione isotopica naturale' di ogni elemento in ambiente
terrestre, che fortunatamente è con ottima approssimazione costante su tutto il pianeta.
Per esempio il cloro naturale è costituito da una miscela di cloro 35 e cloro 37 nel rapporto di
circa 4:1. i due nuclidi pesano circa 35 amu e 37 amu rispettivamente, per cui il peso atomico
(medio) del cloro terrestre naturale risulta all'incirca dato da
35 * 4 + 37 * 1
________________ = 35.4 uma
4+1
Valori più precisi e determinati per ogni elemento sono riportati sulle tavole dei pesi atomici.
0.5 I composti e le reazioni chimiche.
Buona parte del lavoro del chimico consiste nello studiare le trasformazioni di sostanze messe
a contatto, le modalità di queste trasformazioni e le condizioni in cui hanno luogo.
L’esempio classico è la reazione di ferro (Fe) e zolfo (S), il primo si presenta come una sostanza
conduttrice di elettricità, dal colore grigio lucente e con la proprietà caratteristica di essere
attratto da una calamita, il secondo è un isolante in forma di cristalli gialli che produce un forte
odore caratteristico se esposto alla fiamma viva.
Il loro mescolamento in forma di polvere produce una miscela di cristalli facilmente
distinguibili per tipo con una lente ed immediatamente separabili sfruttando l’attrazione
magnetica del ferro o la sua maggiore densità.
Se però le polveri mescolate in proporzioni opportune sono riscaldate, avviene una
trasformazione: si produce una massa marrone che non contiene più ferro metallico, come prova
la perdita della attrazione magnetica, né zolfo metallico, come prova l’assenza di odore
caratteristico per esposizione alla fiamma.
Ha avuto luogo una trasformazione della materia: una reazione chimica.
La chimica moderna nasce con la scoperta delle proporzioni costanti di massa nella
combinazione della materia. Per esempio, nella reazione precedente, si trova che 55.85 grammi
di Fe si combinano con 32.06 grammi di S. L’eccesso di uno dei due componenti rispetto alla
proporzione
massa di Fe:massa di S = 55.85 : 32.06
non reagisce.
6 Purtoppo non è possibile determinare il peso atomico di un nuclide contando neutroni e protoni nel nucleo.
L’energia liberata dalla reazione di sintesi del nucleo sotto forma di radiazione viene infatti dispersa, e a
questa energia è associata una massa data dalla nota formula E=mc2. Il difetto di massa cosi’ definito è
dell’ordine dello 0.1% in reazioni nucleari, mentre è completamente trascurabile nelle reazioni chimiche
convenzionali.
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Facciamo un altro esempio: se si pongono in un pallone di metallo piccole quantità di gas
idrogeno e ossigeno, si possono fare esplodere, e si forma una sostanza a tutti ben nota, l'acqua.
Sperimentalmente si constata che ogni grammo di idrogeno si combina con otto grammi di
ossigeno, nel senso che se il rapporto in peso tra idrogeno o ossigeno nel pallone è minore di 1:8
dopo la reazione avanza dell'ossigeno, nel caso contrario avanza dell'idrogeno.
Come si può spiegare questo rapporto costante di masse?
Nel modo seguente: il rapporto delle masse degli elementi che reagiscono nella formazione
dell'acqua riflette i valori delle masse degli atomi dei costituenti elementari, in questo caso H ed
O, ed i rapporti tra i numeri di atomi di ogni tipo nell'acqua.
Nel caso specifico, l'acqua è costituita da molecole del tipo H2O. Poichè ogni atomo di
idrogeno pesa 1 uma ed ogni atomo di ossigeno pesa 16 uma, è chiaro che nella formazione
dell'acqua il rapporto di massa tra idrogeno ed ossigeno dovrà essere appunto 1:8, e che se uno
dei due elementi messi a reagire è in eccesso, l'eccesso resterà allo stato elementare.
Non c'è alcuna spiegazione altrettanto semplice nell'ambito dell'ipotesi del continuo, ed e'
proprio in questo modo che i chimici hanno intuito la verità dell'ipotesi atomica7
Possiamo ora definire, sull'esempio dell'acqua, il concetto di composto chimico.
Un composto chimico è una sostanza costituita dalla combinazione di più elementi secondo un
preciso rapporto in massa, cioè caratterizzata da una precisa stechiometria.
Introduciamo per ora due sole categorie di composti:
(1) I composti molecolari, solidi cristallini, liquidi o gas, costituiti da molecole neutre.
Appartengono a questa categoria gli ossidi dei non metalli come H2O, CO2, SO2 e tutti gli acidi
come HCl e H2SO4. In questo caso la formula del composto riporta semplicemente il numero
esatto di atomi di ogni elemento in ogni molecola del composto stesso.
(2) I composti ionici, solidi cristallini, costituiti da ioni positivi e negativi che si neutralizzano.
Gli ioni possono a loro volta essere atomici, come Na+, Ca2+, O2- o molecolari, come HS-,
CO32-. Appartengono a questa categoria i sali, gli ossidi e gli idrossidi, ad esempio NaCl, CaO,
NaOH rispettivamente. Naturalmente, in questo caso la formula chimica non ha nulla a che fare
con le molecole. La formula di un composto ionico è una formula 'minima' che mostra
semplicemente il rapporto dei numeri di atomi in un cristallo del composto (o meglio nella sua
cella elementare), ed è scritta avendo cura che la carica elettrica totale sia nulla (come deve
essere). Per degli esempi pratici si veda la trattazione della nomenclatura, più avanti.
Domanda: come si può sapere in pratica se un composto è molecolare o ionico?
Risposta: Dal confronto di diverse caratteristiche, per esempio: (1) i composti ionici
conducono la corrente elettrica allo stato liquido. NaCl, fuso, è un buon conduttore, mentre la
CO2 liquefatta e l'acqua non lo sono; cio’ accade perché gli ioni carichi sono liberi di muoversi
quando il cristallo viene fuso (2) Poiché il legame molecolare è molto più debole del legame
ionico, i composti molecolari sono tipicamente gas o liquidi o solidi a basso punto di fusione, gli
ionici tipicamente solidi ad alto punto di fusione (oltre 300°C).
7 In seguito l’esistenza degli atomi è stata confermata dalle esperienze di Perrin sul moto casuale
(Browniano) di particelle di materia poste in varie sostanze.
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0.6 Il peso molecolare, la massa molare, il numero di moli
Possiamo ora definire alcune grandezze utili per i calcoli di stechiometria, ovvero:
Il peso molecolare P.M. di un composto X, data dalla somma dei pesi atomici degli elementi
presenti nell'aggregato caratterizzante di un composto: per esempio per il composto XaYb si ha
P.M.(XaYb) = a P.A.(X) + b P.A.(Y)
La massa molare M di un composto (o elemento) X, ovvero il peso molecolare espresso in
grammi (una vera massa questa volta)
M(X) = P.M.(X) * 1gr = P.A.(X) * 1gr
Il numero di moli corrispondente ad una data massa m del composto (o elemento) X, dato
dalla formula
n(X) = m(X)/M(X)
Esempio: quante moli di idrogeno ci sono in 10 grammi di idrogeno?
M(H2) = 2 gr
n = 10gr / 2gr = 5 moli
le moli sono una ideale unità di misura della quantità di sostanza in chimica, per le seguenti
due ragioni:
(1) una mole di ogni sostanza contiene lo stesso numero di molecole: infatti è una quantità
proporzionale alla massa molecolare. Questo numero può essere calcolato sulla base
dell'idrogeno atomico:
M(H) = 1g.
N = 1 g. / 1.66 10-24 g. = 6.022 1023
N è chiamato numero di Avogadro.
(2) nelle reazioni chimiche le moli delle varie sostanze entrano secondo rapporti semplici.
Sulla base di quest’ultimo principio e' possibile formulare sinteticamente la stechiometria della
reazioni complete.
Prima di tutto e' essenziale, scrivere la reazione completa in forma bilanciata, ovvero in modo
che il numero di atomi di ogni elemento e la carica elettrica totale siano gli stessi a destra e
sinistra del segno di reazione ( Æ ). Nei casi più semplici questo bilanciamento si esegue per
tentativi e con l’aiuto della pratica.
A questo scopo è in genere necessario introdurre dei coefficienti stechiometrici davanti ad
alcune formule, ovvero numeri interi o al massimo seminteri: si intende che il valore ponderale
di ogni atomo scritto nella formula viene moltiplicato per il coefficiente stechiometrico.
Per esempio: la reazione
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H2 + O2 ‡ H2O
Non è bilanciata, ma poiché la formula H2O richiede il doppio di atomi H rispetto ad O, si vede
che basta moltiplicare l’ossigeno per il coefficiente stechiometrico ½:
H2 + ½ O 2 ‡ H2 O
e la reazione è bilanciata.
Si applica poi la seguente legge:
Data una reazione chimica scritta in forma bilanciata, data una specie A che entra nella
reazione con coefficiente stechiometrico a, ed un’altra specie B con coefficiente stechiometrico
b, le variazioni in valore assoluto dei numeri di moli di A e B sono legate dalla relazione:
DnB b
=
Dn A a
†
Cioè: le variazioni di numeri di moli sono in proporzione ai coefficienti stechiometrici.
L’equazione è evidente, essa esprime il fatto che ‘a moli di A coinvolgono b moli di B’ ovvero il
significato stesso dei coefficienti stechiometrici.
Le masse si collegano i numeri di moli, per ogni specie, usando la massa molare.
Per esempio, data la reazione bilanciata:
2Fe + 3
O Æ Fe 2O3
2 2
si ha
Dm(Fe) 2Dm(O2) Dm(Fe2O3)
=
=
2M(Fe) 3M(O2)
M(Fe2O3)
Svolgiamo il seguente esercizio:
E' data una miscela solida di zinco e argento metallici
1g di miscela scaldata con ossigeno in eccesso aumenta di peso di 0.1g per la formazione di ZnO da Zn.
Ag non reagisce. Determinare le percentuali in peso di Zn e Ag nella miscela.
Dati: P.A.(Zn)=65.4; P.A.(Ag)=107.9;
Svolgimento: poiché l’Ag non partecipa alla reazione, l'aumento di peso e' completamente
dovuto all’ossigeno che reagisce con lo Zn.
Dm(O2 ) = 0.1g
Inoltre, scritta la reazione Zn + ½ O2 ‡ ZnO, si ha Dn(Zn) : Dn(O2)=1: ½ cioè:
†
Dm( Zn)
Dm(O2 )
=2
M( Zn)
M(O2 )
†
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e quindi, risolvendo per la massa di zinco consumata:
Dm( Zn) = 2⋅
M( Zn)
65.4
Dm(O2 ) = 2⋅
0.1 = 0.409 g
M(O2 )
32
Le percentuali di Zn e Ag sono quindi rispettivamente 40.9% e 59.1%.
†
0.7 Le soluzioni.
L'idrogeno e l'ossigeno posti in un pallone prima della loro combinazione in acqua possono
avere un qualunque rapporto in massa, che dipende semplicemente dalle quantità dei due gas
che lo sperimentatore ha posto nel pallone prima di chiuderlo.
In questo caso si è realizzata una soluzione.
Le soluzioni possono essere liquide, solide o gassose.
L'aria, costituita da azoto ed ossigeno, è un altro esempio di soluzione gassosa.
Un esempio di soluzione liquida è lo zucchero sciolto in acqua.
Un esempio di soluzione solida è una lega metallica8.
0.8 Le miscele eterogenee e le fasi.
Spesso sostanze diverse, siano esse elementi, composti o soluzioni, se vengono messe a
contatto, rimangono separate e non si mescolano in una unica soluzione.
Per esempio se si versa olio sull'acqua i due liquidi non si mescolano, e stratificano. Un altro
esempio, allo stato solido, è una roccia come il granito, che è costituita da una sostanza
cristallina bianca ed una nera, le quali sono sommariamente mescolate ma non formano una
soluzione; i due tipi di cristalli sono chiaramente visibili ad occhio nudo.
Quando una sostanza è posta in contatto con una differente sostanza, e non si ha soluzione,
allora si dice che ognuna delle due sostanze costituisce una fase.
Una fase è una quindi una sostanza che è in contatto con un'altra sostanza, ma rimane
separata da quest'ultima da una superficie fisica.
Un sistema costituito da più fasi si chiama anche miscela eterogenea.
Per esempio immaginiamo un bicchiere contenente acqua. Ci sono tre fasi: l'acqua, il vetro, e
l'aria soprastante l'acqua.
Se si scioglie un po’ di zucchero nell’acqua la situazione non cambia, cambia solo la
composizione di una delle fasi; ma se invece si cerca di sciogliere in una certa quantità di acqua
più zucchero di quanto sia possibile, e lo zucchero in eccesso si deposita sul fondo del bicchiere,
si crea una nuova fase solida, il corpo di fondo, in equilibrio con la fase liquida, che è ora una
soluzione satura.
Introduzione alla nomenclatura inorganica
In natura gli elementi metallici e non metallici si trovano spesso sotto forma di sali, che sono
cristalli formati da ioni positivi e negativi.
8 Le soluzioni solide a volte vengono anche chiamate composti non stechiometrici, anche se si tratta di
un termine improprio, poichè non essendo stechiometrici non sono veri composti
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Nei sali gli atomi degli elementi metallici entrano quasi sempre come ioni positivi, per esempio
Na+, Ca2+, Al3+, mentre i non metalli formano ioni negativi, da soli, per esempio S2-, o in
combinazione con l'ossigeno, come CO32-.
La formula del sale viene scritta in modo da neutralizzare le cariche positive e negative, e così
riflette la stechiometria reale del cristallo. Per esempio:
da
da
Na+ e ClMg2+ e Cl-
si ha
si ha
da
Ca2+ e SO42Al3+ e SO42-
NaCl
MgCl2
si ha
CaSO4
Al2(SO4)3 e così via
da
si ha
Un ossido metallico è un solido ionico (un caso particolare di sale) costituito da ioni metallici
positivi e da ioni ossido, un atomo di ossigeno due volte negativo, O2-.
Un idrossido metallico è costituito da ioni metallici positivi e ioni idrossido, OH-.
La formula dell'ossido di calcio CaO può quindi essere scritta in forma ionica Ca2+ + O2-. La
carica dello ione calcio nel calcio 'ossidato' è chiamata numero di ossidazione, abbreviato in n.o.
Per esempio il n.o. del sodio in Na2O è +1, poichè in forma ionica si tratta di 2Na+ + O2-, il
n.o. dell'alluminio in Al2O3 è +3, poichè si può scrivere 2Al3+ + 3O2-.
Per estensione il concetto di n.o. si applica anche agli ossidi molecolari formati dai non metalli.
Per esempio nel caso di SO2 ponendo su ogni atomo di ossigeno due cariche negative9 il n.o.
dello zolfo risulta +4.
Il concetto è applicato anche agli ioni negativi, come Cl-, il quale ha n.o. -1, e agli ioni negativi
formati con l'ossigeno, come SO42-, nel seguente modo: si attribuisce come al solito9 n.o. -2
all'ossigeno, ed allo zolfo la carica necessaria per avere, come somma algebrica totale, la carica
dello ione. Il valore corretto è quindi +6, in modo da avere +6 -4*2 = -2 (carica dello ione).
Così per esempio il n.o. di Mn in HMnO4 deve essere +7, in modo che la carica totale di H+ +
Mn7+ + 4O2- sia nulla. Lo stesso n.o. vale per il Mn in MnO4-. E' vero in generale che la
dissociazione di un acido non cambia i numeri di ossidazione. Il n.o. di N in HNO3 deve essere
+5, cosi' come in NO3-.
Per la nomenclatura, il nome del sale che non contiene ossigeno termina con il suffisso '-uro',
mentre il nome del sale che contiene ossigeno termina con il suffisso '-ato'. Per esempio
NaCl si chiama cloruro di sodio
MgCl2 si chiama cloruro di magnesio
CaSO4 si chiama solfato di calcio
Al2(SO4)3 si chiama solfato di alluminio.
9 questo è vero in assenza di legami diretti O-O oppure O-F.
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Non dimentichiamo il famoso ione molecolare NH4+ (ammonio) che si comporta
chimicamente come un metallo alcalino, es. NH4Cl cloruro di ammonio.
Se al posto dello ione metallico è presente uno ione o più ioni H+ la sostanza risultante
tipicamente non ha struttura ionica, e non è quindi un sale, ma è costituito da molecole. Questo
perchè io ione H+ è troppo piccolo per prendere posto nel cristallo salino e preferisce 'attaccarsi'
direttamente allo ione negativo. Queste sostanze covalenti sono acidi, per esempio HCl, H2SO4,
HNO3
Gli acidi si dividono poi in ossiacidi (che contengono ossigeno) ed idracidi (che non
contengono ossigeno). I nomi degli ossiacidi terminano in -ato, i nomi degli idracidi terminano
in -idrico
H2CO3 acido carbonico, H2SO4 acido solforico
HF acido fluoridrico, H2S acido solfidrico, HCN acido cianidrico
Molti non metalli hanno due numeri di ossidazione importanti. In corrispondenza gli ioni
prendono le desinenze '-ito' ed '-ato' rispettivamente, mentre gli acidi corrispondenti prendono
le desinenze '-oso' ed '-ico', per esempio:
NaNO2 (n.o. N = +3) nitrito di sodio
NaNO3 (n.o. +5) nitrato di sodio
SO32- (n.o. +4) ione solfito
SO42- (n.o. S = +6) ione solfato
HNO2 acido nitroso
HNO3 acido nitrico
H2SO3 acido solforoso
HPO32- (n.o. P = +3) ione fosfito
PO43- (n.o. +5) ione fosfato
H2HPO3 acido fosforoso
H2SO4 acido solforico
H3PO4 acido fosforico
Nel caso di acido poliprotico, ovvero un acido con piu’ H rilasciabili come H+, per esempio
H2SO4, si trovano anche sali 'acidi' o idrogenosali:
NaHSO3
NaHSO4
solfito acido di sodio o idrogenosolfito di sodio
solfato acido di sodio o idrogenosolfato di sodio
Gli elementi cloro, iodio e bromo possono avere no o più n.o. positivi, tra i seguenti 1,3,5, e 7 In
questo caso si usano i seguenti prefissi e suffissi:
ClO- ione ipoclorito
ClO2- ione clorito
ClO3- ione clorato
(+1)
(+3)
HClO acido ipocloroso
HClO2 acido cloroso
(+5)
ClO4- ione perclorato
(+7)
HClO3 acido clorico
HClO4 acido perclorico
Il problema posto della possibilità di più valori del numero di ossidazione si incontra spesso
anche per gli ioni positivi formati dai metalli. Per molti metalli ci sono infatti due possibili
cariche ioniche presenti nei sali, per esempio lo stagno ha sia Sn2+ che Sn4+, il rame ha sia Cu+
che Cu2+ , il ferro ha sia Fe2+ che Fe3+.
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In questo caso nella nomenclatura tradizionale si distinguono i due casi con i suffissi '-ico' per
la carica maggiore ed '-oso' per il minore.
Una diversa nomenclatura usa invece indicare il n.o. con un numero in cifre romane.
Esempio:
Cu+ ione rameoso o rame (I)
Fe2+ ione ferroso o ferro (II)
Cu2+ ione rameico o rame (II)
Fe3+ ione ferrico o ferro (III)
A volte il numero di atomi di ossigeno nello ione a parità di numero di ossidazione e' variabile,
in questo caso si usano i prefissi orto e meta.
I meta-sali possono essere considerati come derivati di meta-acidi che a loro volta si
ottengono dalla eliminazione di una molecola di acqua per molecola di orto-acido e successiva
condensazione per es.
H3PO4
ac.ortofosforico
H4SiO4
ac.ortosilicico
--> H2O +
--> H2O +
HPO3.
ac.metafosforico
H2SiO3.
ac.metasilicico
Questo nel caso in cui rimangano H acidi nella molecola dopo questa operazione, altrimenti
non si ha un meta-acido, ma un ossido molecolare, o 'anidride', es.
H2SO4
acido solforico
--> H2O +
SO3
anidride solforica
L'eliminazione di molecola di acqua ogni due molecole di acido porta invece a ai piro-acidi
come l'acido disolforico:
2H2SO4
acido solforico
--> H2O +
2H2S2O7
ac. disolforico
Molti sali, in condizioni ordinarie, si pongono in equilibrio con il vapor d'acqua atmosferico
incorporando una quantità stechiometrica di acqua di cristallizzazione nella struttura salina.
Questa acqua può essere eliminata per riscaldamento, occorre quindi spesso distinguere, per
esempio, tra
CuSO4.5H2O
CuSO4
solfato di rame (II) pentaidrato e
solfato di rame (II) anidro
Alcune reazioni chimiche semplici:
(1) I sali, se solubili in acqua, si decompongono nei loro ioni:
Na2SO4 ‡ 2Na+ + SO42(2) Gli ossosali si decompongono ad alta temperatura in ossidi:
CaCO3 ‡ CaO + CO2
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Introduzione allo studio della Chimica. Prof.S.Longo, Università di Bari.
(3) I metalli elettropositivi come Zn e Al si sciolgono in soluzioni acide con produzione di
idrogeno, che essendo poco solubile in acqua si libera come gas:
H2SO4 + Zn ‡ ZnSO4 + H2↑
(4) Le reazioni di sali in soluzione che non siano reazioni redox di per se stesse non hanno
grande significato: se sciolgo in acqua NaCl e FeCl2 in soluzione ho semplicemente gli ioni
formati dalla dissociazione:
Na+, Cl-, Fe2+
Quando però una combinazione di ioni porta ad un sale insolubile ho una reazione
interessante, in quanto si produce una separazione: in questo senso vale la pena di parlare di
reazioni di ‘doppio scambio’ in un caso come
AgNO3 + NaCl ‡ AgCl Ø+ NaNO3
Dove la freccia verso il basso indica la precipitazione, ovvero la separazione di fase della specie
insolubile (qui AgCl) come corpo di fondo.
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