Prima Prova in Itinere

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CHIMICA E SCIENZA DEI MATERIALI
Prima Prova in Itinere
28 Novembre 2008
VALENZE, FORMULE, REAZIONI, STECHIOMETRIA
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VALENZE CATIONICHE, CATIONI MONOATOMICI, OSSIDI E
IDROSSIDI DEI METALLI
Metalli: bassa elettronegativita’ Æ tendenza a perdere elettroni Æ formano cationi (chimica cationica)
N.B. i cationi si formano dai metalli per perdita di tutti gli elettroni di valenza quando il numero di questi non supera 3
(tendenza alla massima valenza ionica). Negli elementi con numero di elettroni di valenza superiore a 3 le valenze piu’
comuni sono +2, +3. Pochi elementi presentano la valenza +4 ( Ti4+, Zr4+, Hf4+, Pb4+)
N.B. Le formule degli ossidi si costruiscono combinando i cationi dei metalli con l’anione ossido O2- in un rapporto
stechiometrico che renda elettricamente neutra la formula (somma algebrica delle cariche = 0).
Hanno natura basica, reagiscono con H2O dando gli idrossidi
Es:; Na2O + H2O Æ2 NaOH; CaO + H2O Æ Ca(OH)2 ; La2O3 + H2O Æ La(OH)3
Le formule degli idrossidi si costruiscono unendo i cationi dei metalli con l’anione idrossido OH- in un rapporto
stechiometrico che renda elettricamente neutra la formula). Hanno natura basica; in acqua si dissociano liberando ioni
idrossido OH- e i cationi
Es: Ca(OH)2Æ Ca2+ + 2 OH- ; NaOH Æ Na+ + OHGruppo I A configurazione di valenza: ns1
+
+
+
Li Æ Li ; Na Æ Na ; K Æ K ; Rb Æ Rb+; Cs Æ Cs+ ; Fr Æ Fr+
Ossidi: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O
Idrossidi: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH
Gruppo II A configurazione di valenza: ns2
2+
2+
Be Æ Be ; Mg Æ Mg ; CaÆ Ca2+; Sr Æ Sr2+; Ba Æ Ba2+ ; Ra Æ Ra2+
Ossidi: BeO, MgO, CaO, SrO, BaO, RaO
Idrossidi: Be(OH)2, Mg(OH)2 , Ca(OH)2 , Sr(OH)2 , Ba(OH)2 , Ra(OH)2
Gruppo III B configurazione di valenza: ns2 np1
3+
3+
Al Æ Al ; Ga Æ Ga
In ÆIn3+ ; Tl Æ Tl3+ , Tl+
Ossidi: Al2O3; Ga2O3 ,In2O3 ,Tl2O3 , Tl2O
Idrossidi: Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3 Tl(OH)3 Tl(OH)
Gruppo IV B configurazione di valenza: ns2 np2
2+
2+
4+
Ge Æ Ge ; Sn Æ Sn , Sn ; Pb Æ Pb2+, Pb4+
Ossidi: GeO; SnO, SnO2 ( minerale cassiterite) ; PbO, PbO2, Pb3O4 (minio)
Gruppo V B configurazione di valenza: ns2 np3
Cationi solo nello stato di ossidazione +3
Sb Æ Sb3+ ; Bi Æ Bi3+
Ossidi: Sb2O3 ; Bi2O3
Gruppo VI B configurazione di valenza: ns2 np4
2+
Po Æ Po
Ossidi: PoO
Cationi dei metalli di transizione
N.B. in grassetto e sottolineati i numeri di ossidazione e gli ioni piu’ importanti. Tra parentesi sono ripostati gli stati di
ossidazione che danno anioni
Gruppo III B (inclusi lantanidi e attinidi)
Configurazioni elettroniche: Sc e Y nd1 ns2
da La (lantanio) a Lu (Lutezio) 4f0 5d1 6s2 Æ 4f14 5d1 6s2
da Ac (Attinio) a Lr (Laurenzio): 5f0 6d1 7s2 Æ 5f14 6d1 7s2
3+
3+
Sc Æ Sc ; Y Æ Y ; La Æ La3+ ; Ac Æ Ac3+
Ossidi : M2O3 ; idrossidi basici: M(OH)3 ( M = Y, La, Ac, lantanidi e attinidi)
N.B. : I lantanidi, da Ce a Lu, e gli attinidi, da Th a Lr, danno tutti cationi 3+ ; tuttavia sono possibili cationi 2+ ( Eu)
e 4+ ( Ce, Th); negli stati di ossidazione superiori si hanno ossocationi e ossoanioni (esempio UO22+ cationi uranile e
UO42- uranato). Oltre a U2O3, l’U da’ gli ossidi UO2 e U3O8
Gruppo IVB Ti, Zr, Hf
Configurazione elettronica: nd2 ns2
Ti Æ Ti3+, Ti4+; Zr ÆZr3+, Zr4+; Hf ÆHf3+, Hf4+
Ossidi: M2O3, MO2 (M = Ti, Zr, Hf). TiO2 e’ il minerale rutilo
Gruppo VA : V, Nb, Ta
Configurazione elettronica nd3 4s2
Cationi monoatomici solo negli stati di ossidazione +2, +3; ossocationi e ossoanioni (si veda la parte degli anioni) negli
stati di ossidazione >4
V Æ V2+, V3+ , ossocationi VO2+(vanadile) e VO2+ (diossovanadio)
Ossidi: VO, V2O3 , V2O5 (ossido acido, vedi anioni)
3
Idrossidi basici: V(OH)2, V(OH)3
Gruppo VI A
Cr, Mo, W
configurazione elettronica: nd5 4s1
Cationi solo per gli stati +2, +3; ossoanioni per gli stati di ossidazione superiori (si veda la parte degli anioni)
Cr Æ Cr2+, Cr3+ ; MoÆ Mo3+ ; W Æ W3+
Ossidi: CrO, Cr2O3, CrO3 (ossido acido , vedi anioni)
Idrossidi basici: Cr(OH)2, Cr(OH)3
Gruppo VII A: Mn, Tc, Re
configurazione elettronica: nd5 4s2
Cationi solo per gli stati +2, +3; ossoanioni per gli stati superiori (si veda la parte degli anioni)
Mn Æ Mn2+, Mn3+ ; Re Æ Re3+
Ossidi: MnO, Mn2O3, MnO2 (minerale piu’ importante), Mn2O7 ( ossido acido, vedi anioni)
Idrossidi basici: Mn(OH)2, Mn(OH)3
Gruppo VIII Fe, Ru, Os; Co, Pd, Pt; Ni, Pd, Pt
configurazione elettronica: nd6 4s2,
3+
2+
3+
nd7 4s2, nd8 4s2
Fe Æ Fe , Fe ; Co Æ Co , Co ; Ni Æ Ni , Ni3+; PdÆ Pd2+; Pt Æ Pt2+
Ossidi: FeO ossido ferroso, Fe2O3 ossido ferico; Fe3O4 ( Magnetite)
Idrossidi basici: Fe(OH)2 idrossido ferroso; Fe(OH)3 idrossido ferrico
Gruppo I B configurazione elettronica: nd10 4s1
+
2+
+
2+
CuÆ Cu , Cu ; Ag Æ Ag , Ag ; Au Æ Au+, Au3+
Ossidi: Cu2O ossido rameoso; CuO ossido rameico
Idrossidi basici: CuOH idrossido rameoso; Cu(OH)2 idrossido rameico
Gruppo II B configurazione elettronica: nd10 4s2
2+
2+
Zn Æ Zn ; Cd Æ Cd ; Hg Æ Hg22+, Hg2+
Ossidi: ZnO ; CdO; Hg2O ossido mercuroso; HgO ossido mercurico
Idrossidi basici: Zn(OH)2; Cd(OH)2
Cationi dagli idruri del V° gruppo
Importante lo ione ammonio NH4+
Di scarsa importanza: PH4+ ione fosfonio; AsH4+ ione arsonio
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------2+
2+
VALENZE ANIONICHE E ANIONI MONOATOMICI DEI NON-METALLI
Non-Metalli: alta elettronegativita’Æ tendenza ad acquistare elettroniÆ formazione di ioni
negativi (anioni; chimica anionica)
- Gli elettroni acquistati vanno negli orbitali vuoti o semipieni dello strato di valenza. Per effetto
della tendenza alla massima valenza anionica, l’elemento acquista il n° di elettroni necessario a
completare l’ottetto. L’anione monoatomico prende il nome dell’elemento con la desinenza uro
- Le formule dei sali si costruiscono unendo gli anioni con i cationi in un rapporto stechiometrico
che dia somma algebrica delle carche uguale a zero
VII gruppo
X( ns2np5) + e- Æ X- ( ns2np6)
F Æ F- fluoruro; Cl ÆCl- cloruro; BrÆ Br- bromuro; I Æ I- ioduro
VI gruppo
X(ns2np4) + 2e- Æ X2- ( ns2np6)
O Æ O2- ossido; S Æ S2- solfuro; Se Æ Se2- seleniuro; Te Æ Te2- tellururo
V gruppo
X( ns2np3) + 3e- Æ X3- ( ns2np6)
N Æ N3- nitruro; P Æ P3- fosfuro; As Æ As3- arseniuro; Sb Æ Sb3-antimoniuro
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
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COVALENZE E CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE DEI NONMETALLI
Gli elementi tra i quali non esiste una sufficiente differenza di elettronegativita’ si possono unire
attraverso la formazione di legami covalenti dando luogo a composti a struttura molecolare o
covalente. Manifestano questo comportamento i non-metalli e i metalli di transizione negli stati di
ossidazione piu’ elevati (>4)
- La covalenza e’ il numero di legami covalenti che un elemento puo’ formare
- La covalenza corrisponde al numero di elettroni spaiati (orbitali semipieni) nello strato di
valenza della configurazione elettronica fondamentale e/o espansa
- Tendenza alla massima covalenza: se nello strato di valenza della configurazione fondamentale
esistono orbitali vuoti con la stessa energia, si ha sempre espansione di valenza e la covalenza si
ottiene dal numero di elettroni spaiati nella configurazione espansa (B, C, Si, Ge)
- Molteplicita’ di covalenze: gli elementi del V, VI, VII gruppo,a partire dal 3° periodo incluso,
hanno nello strato di valenza orbitali d vuoti a energia superiore ; in tal caso l’espansione di
valenza e’ possibile ma non automatica e si realizza adottando condizioni sperimentali di sintesi
opportune. Gli elementi presentano pertanto una molteplicita’ di covalenze che non esiste per gli
elementi del 1° e 2° periodo.
N.B. Nelle tabelle seguenti sono descritte le covalenze e le configurazioni elettroniche degli
elementi no-metallici sino al 3° periodo. Gli elementi non metallici del 4°,5°,6° periodo, omologhi
del fosforo (As,Sb), dello zolfo (Se ,Te), e del cloro ( Br, I, At), hanno comportamento analogo
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H
H.
1s1
B 2s2 2p1
covalenza 1
2s
2p
covalenza 3
2s
.B. .
2p
C 2s2 2p2
2s
2p
covalenza 4
2s
2p
.C.. .
Si 3s2 3p2
2s
2p
covalenza 4
2s
2p
N 2s2 2p3
2s
2s
covalenza 3
.N. .
covalenza 2
O
..
2p
O 2s2 2p4
2p
F 2s2 2p5
covalenza 1
2s
2p
..
.Si
.
F
.
6
covalenza 3
P
3s2
3p3
3d
3s
3p
covalenza 5
3d
3s
covalenza 2
S
..
covalenza 4
..S..
3d
3s
3p
3d
3s
3p
covalenza 6
3d
3s
Cl
.. P. ..
3p
S 3s2 3p4
3s2
..P.
..S. ..
.
3p
3p5
covalenza 2
Cl.
covalenza 4
Cl
..
covalenza 6
..
..Cl
.
3d
3s
3p
.
3d
3s
3p
3d
3s
3p
covalenza 7
3d
3s
3p
..
..Cl
. ..
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COSTRUZIONE DELLE FORMULE DEGLI OSSIDI E IDROSSIDI DEI METALLI
Ossidi dei metalli: hanno struttura ionica, condividono l’anione ossido O2-, hanno carattere
basico:
La formula minima dell’ossido si costruisce combinando l’anione ossido con il catione metallico in
un rapporto stechiometrico che rende uguale a zero la somma algebrica delle cariche:
Ossido di Li; catione Li+, anione O2- , formula Li2O
Ossido di Ca; catione Ca2+, anione O2-, formula CaO
Ossido ferrico; catione Fe3+, anione O2-, formula Fe2O3
Ossido di Ti; catione Ti4+, anione O2-, formula TiO2
Idrossidi dei metalli: hanno struttura ionica, condividono l’anione OH-, hanno carattere
basico:
La formula dell’idrossico si costruisce combinando l’anione OH-con il catione metallico in un
rapporto stechiometrico che rende uguale a zero la somma algebrica delle cariche:
Idrossido di Li; catione Li+, anione OH- , formula LiOH
Idrossido di Ca; catione Ca2+, anione OH-, formula Ca(OH)2
Idrossido ferrico; catione Fe3+, anione OH-, formula Fe(OH)3
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
COSTRUZIONE DELLE FORMULE DEGLI OSSIDI DEI NON-METALLI
Ossidi dei non metalli: ossidi a struttura molecolare o covalente; carattere acido ( anidridi);
reagendo con acqua danno acidi.
Nel formalismo del legame covalente a coppia di elettroni, le formule degli ossidi molecolari si
costruiscono adottando coefficienti stechiometrici che rendono il n° di elettroni spaiati messi a
disposizione dagli atomi di ossigeno uguale a quello dell’atomo centrale.
N.B. Per le formule di struttura si vedano le tabelle dei singoli elementi
B: trivalente, 3 elettroni spaiati; Ossigeno: bivalente, 2 elettroni spaiati.
Rapporto di combinazione 2/3 ; formula delll’ossido: B2O3 triossido di diboro ( anidride borica)
C: tetravalente, 4 elettroni spaiati; Ossigeno: bivalente, 2 elettroni spaiati
Rapporto di combinazione: ½; formula dell’ossido: CO2 biossido di C ( anidride carbonica)
Si: tetravalente, 4 elettroni spaiati; Ossigeno: bivalente, 2 elettroni spaiati
Rapporto di combinazione: ½; formula dell’ossido: SiO2 biossido di Si
N: trivalente (3 elettroni spaiati) e tetravalente ( 3 legami covalenti piu’ un legame dativo con la
coppia solitaria) Ossidi: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5
N.B. NO e NO2 sono esempi di molecole che contengono un elettrone spaiato ( paramagnetiche)
P: trivalente e pentavalente (3 e 5 elettroni spaiati rispettivamente). Ossidi: P4O6 (esaossido di
tetrafosforo, anidride fosforosa), P4O10 (decaossido di tetrafosforo, anidride fosforica). formule
minime P2O3, P2O5.
S: bivalente, tetravalente e esavalente. Ossidi stabili solo per le valenze 4 e 6. Ossidi: SO2 (biossido
di zolfo, anidride solforosa); SO3 ( triossido di zolfo, anidride solforica)
Se: bivalente, tetravalente e esavalente. Ossidi stabili solo per le valenze 4 e 6. Ossidi: SeO2
( biossido di selenio, anidride seleniosa); SeO3 ( triossido di selenio, anidride selenica)
F: monovalente; ossido F2O ( ossido di di fluoro, di fluoruro di ossigeno)
Cl: covalenze 1,3,5,7 . Ossidi: Cl2O ( ossido di di cloro, anidride ipo clorosa), Cl2O3 ( triossido di
di cloro, anidride colorosa), Cl2O5 ( pentossidodi di cloro, anidride clorica), Cl2O7 (eptaossido di di
cloro, anidride perclorica)
REAZIONI
Metallo + O2 Æ Ossido basico (ionico)
Es.:
2Na + ½O2 Æ Na2O (ioni Na+, O2-)
Ca + ½O2 Æ CaO (ioni Ca2+, O2-)
Ossido basico + acqua Æ Idrossido (ionico)
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Esempi.: Na2O + H2O Æ 2NaOH (ioni Na+ , OH-); CaO + H2O Æ Ca(OH)2 (ioni Ca2+, OH-)
Dissociazione degli idrossidi in soluzione acquosa.
Esempi: NaOH Æ Na+ + OH- ; Ca(OH)2 Æ Ca2+ + 2 OHNon metalli + Ossigeno Æ Ossidi Acidi (anidridi: struttura molecolare o covalente)
Esempi: 2S + 3O2 Æ 2SO3; S + O2 Æ SO2; P4 + 5O2 Æ P4O10
Cl2 + ½O2 Æ Cl2O
Ossido acido (anidride) + H2O Æ acido
Esempi: SO3 + H2O Æ H2SO4 ( acido solforico); SO2 + H2O Æ H2SO3 ( acido solforoso);
P4O10 + 6 H2O Æ H3PO4 ( acido fosforico); Cl2O+ H2O Æ 2 HClO ( acido ipocloroso)
N2O5 + H2O Æ 2 HNO3
Dissociazione degli acidi in soluzione acquosa (formazione degli anioni)
L’acido cede consecutivamente ad altrettante molecole di H2O tanti protoni (ioni H+) quanti sono
gli atomi di idrogeno presenti nella formula ( dissociazione graduale), generando cosi’ ioni idronio
e anioni
Esempi:
HNO3 + H2O Æ H3O+ (ione idronio) + NO3- (ione nitrato)
H2SO4 + H2O Æ H3O+ + HSO4- (ione idrogeno solfato)
HSO4- + H2O Æ + H3O+ + SO42- (ione solfato)
N.B. In tabella 2 e’ descritto il quadro completo degli ossidi dei non metalli, dei loro acidi e degli
anioni generati dalla dissociazione degli acidi
COSTRUZIONE DELLE FORMULE DEI SALI
Le formule dei sali si costruiscono unendo cationi e anioni con un rapporto stechiometrico che
annulla la somma algebrica delle cariche. I cationi e gli anioni si possono considerare percio’ dei
“building blocks” che si trasferiscono inalterati da una formula all’altra. I solfati contengono
sempre l’anione solfato SO42-, i nitrati l’anione NO3- etc. Unendo i cationi e gli anioni riportati
nelle tabelle precedenti si possono costruire formule di centinaia di sali. I sali assumono la
denominazione dell’anione seguita dal nome del catione. Nella nomenclatura tradizionale, se il
catione presenta due diverse valenze, si introducono le desinenze oso e ico per la valenza inferiore
e superiore rispettivamente. Per gli anioni si adottano le desinenze ito e ato per la valenza
inferiore e superiore rispettivamente (nitrito, nitrato) e nel caso di un numero superiore di valenze
(esempio cloro) le desinenze ito e ato si accoppiano ai prefissi ipo e per rispettivamente (esempio:
ipoclorito, clorito, clorato perclorato)
Esempi di formule e nomenclatura di Sali
Anioni: F-, Cl-, Br-, ICon i catione Na+ Æ NaF, fluoruro di Na; NaCl, cloruro di Na; NaBr, bromuro di Na; NaI ioduro
di Na
Con il catione Ca2+ Æ CaF2, fluoruro di Ca; CaCl2, cloruro di Ca, CaBr2, bromuro di Ca; CaI2
ioduro di Ca
Anioni S2-,Se2-,Te2Esempi di formule di Sali:
Catione Na+ Æ Na2S, solfuro di Na; Na2Se seleniuro di Na; Na2Te, tellururo di Na;
Catione Ca2+ Æ CaS, solfuro di Ca; CaSe, seleniuro di Ca, CaTe, tellururo di Ca;
Anioni N3-, P3-, As3Catione Na+ Æ Na3N, nitruro di Na; Na3P fosfuro di Na; Na3As, arseniuro di Na;
Catione Ca2+ Æ Ca3N2, nitruro di Ca; Ca3P2, fosfuro di Ca, Ca3As2, areniuro di Ca;
Ossoanioni
Anione solfato: SO42-; catione: Mg2+; solfato di magnesio: MgSO4
Anione sofito: SO32-; catione K+; solfito di potassio : K2SO3
Anione fosfato: PO43-; catione Na+ ; fosfato di sodio: Na3PO4
Anione idrogenofosfato HPO42-; catione Na+: idrogenofosfato di sodio: Na2(HPO4)
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Anione diidrogenofosfato H2PO4-; catione Na+: diidrogenofosfato di sodio: Na(H2PO4)
Anione nitrato NO3-; catione Al3+; nitrato di alluminio: Al(NO3)3
Anione nitrito NO2-; catione Al3+: nitrito di alluminio: Al(NO2)3
Anione ipoclorito ClO-; catione Na+; ipoclorito di sodio: NaClO
Anione clorito ClO2-; catione Na+; clorito di sodio: NaClO2
Anione clorato ClO3-; catione Na+; clorato di sodio: NaClO3
Anione perclorato ClO4-; catione Na+; perclorato di sodio: NaClO4
Anione carbonato CO32-; catione Ca2+;carbonato di calcio: CaCO3
Anione idrogenocarbonato(bicarbonato) HCO3-; catione Na+ : bicarbonato di sodio Na2CO3
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------REAZIONI DI FORMAZIONE DEI SALI ( REAZIONI ACIDO-BASE)
La sintesi di un sale si ottiene dalla reazione di un reagente basico che porta il catione (ossido o
idrossido generato da un metallo) e un reagente acido che porta l’anione ( anidride o acido
generato da un non-metallo). Non sono possibili reazioni tra due reagenti acidi o due reagenti
basici
Idrossido + Acido Æ Sale + Acqua
2NaOH + H2SO4 Æ Na2SO4 + 2H2O; 3Ca(OH)2 + 2H3PO4 Æ Ca3(PO4)2 + 6H2O
Al(OH)3 + 3 HNO3 Æ Al(NO3)3 + 3H2O
Ossido basico + Ossido acido Æ Sale
Es.: CaO + SO3 Æ CaSO4; P4O10 + 6Na2O Æ 4Na3PO4; N2O5 + Li2O Æ 2 LiNO3
Ossido basico + Acido Æ Sale + Acqua
Es.: 3CaO + 2H3PO4 Æ Ca3(PO4)3 +3H2O; Na2O + H2SO4 Æ Na2SO4 + H2O
Ossido acido + Idrossido Æ Sale + Acqua
Es.: P4O10 + 12NaOH Æ 4Na3PO4 + 6H2O; CO2 + Ca(OH)2 Æ CaCO3 + H2O
Un caso particolare di neutralizzazione acido-base e’ quello dell’ammoniaca NH3 che
reagendo con anidridi e acidi produce sali dello ione ammonio NH4+
NH3 + HCl Æ NH4Cl cloruro di ammonio; NH3 + SO3 Æ (NH4)2SO4 solfato di ammonio
NH3 + H2SO4 Æ (NH4)2SO4 solfato di ammonio
Problema: scrivere 4 reazioni diverse per la sintesi del nitrato di Ca.
Formula: ione nitrato, NO3-, catione Ca2+ ; nitrato di Ca: Ca(NO3)2
CaO + N2O5 Æ 2 Ca(NO3)2;
CaO + HNO3 Æ Ca(NO3)2 + H2O;
Ca(OH)2 + N2O5 Æ 2 Ca(NO3)2 + H2O;
Ca(OH)2 + HNO3 Æ Ca(NO3)2 + 2 H2O
Esempi di altri tipi di reazioni
Reazioni di precipitazione: nella reazione in soluzione acquosa si forma un composto insolubile
che precipita( indicato con il simbolo↓)
Precipitazione di sali insolubili; BaCl2 + H2SO4 Æ BaSO4↓ + 2HCl; BaCl2 + Na2SO4 Æ BaSO4 ↓
+ 2NaCl; AgNO3 + NaCl Æ AgCl ↓ + NaNO3
Precipitazione di idrossidi insolubili
FeSO4 + 2NaOH Æ Fe(OH)2 ↓ + Na2SO4; Al2(SO4)3 + NaOH Æ 2Al(OH)3 + 3 Na2(SO4)
Reazioni con sviluppo di prodotti gassosi: I prodotti gassosi sono indicati con il simbolo↑
Na2SO3 + 2HCl Æ 2NaCl + SO2↑ + H2O (H2SO3); Na2CO3 + 2 HCl Æ 2NaCl + CO2 ↑ + H2O
(H2CO3); Na2S + H2SO4 Æ Na2SO4 + H2S ↑; NaCN + H2SO4 Æ Na2SO4 + 2HCN ↑
2NH4Cl + Ca(OH)2 Æ 2NH3 ↑ + CaCl2 + 2H2O
N.B.: Queste reazioni sono casi particolari di spostamento acido-base: l’acido forte (HCl, H2SO4)
sposta l’acido debole (H2SO3, H2CO3) dal suo sale; la base forte (Ca(OH)2) sposta la base debole
(NH3). La reazione è favorita dall’allontanamento del prodotto gassoso dalla soluzione
H2SO3 e H2CO3 sono instabili e si decompongono secondo le reazioni
H2SO3 Æ H2O + SO2; H2CO3 Æ H2O + CO2
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TABELLA 2
OSSIDI (ANIDRIDI) DEI NON-METALLI, ACIDI E ANIONI
N.B. Gli anioni sono generati dai non-metalli. Alcuni elementi di transizione, pur essendo metalli; possono
generare anioni in corrispondenza dei numeri di ossidazione >4.; per esempio: V, Cr, Mn e gli elementi
omologhi nei corrispondenti gruppi
ELEM
ENTO
(Coval
enze)
F
(1)
Cl
1,3,5,
7
Br
1,5,7
OSSIDO (ANIDRIDE)
F2O ossido di difluoro
Cl2O ossido di dicloro
Cl2O3 triossido di di cloro
Cl2O5 pentossido di di cloro
Cl2O7 eptaossido di di cloro
Br2O ossido di dibromo
Br2O5 pentossido di di bromo
BrO7 eptaossido di di bromo
I
1,5,7
I2O ossido di diodio
I2O5 pentossido di di iodio
IO7 eptaossido di di iodio
S
2,4,6
Acido + H2O Æ H3O+ + ANIONE
ANIDRIDE + H2O ÆACIDO
HF acido fluoridrico
F2O +H2O Æ HFO acido ipofluoroso
HCl acido cloridrico
Cl2O +H2O Æ 2 HClO acido ipocloroso
Cl2O3 +H2O Æ 2 HClO2 acido cloroso
Cl2O5 + H2O Æ 2 HClO3 acido clorico
Cl2O7+ H2O Æ 2 HClO4 acido perclorico
HBr acido bromidrico
Br2O + H2O
Æ
2 HBrO acido
ipobroroso
Br2O5 + H2O Æ 2 HBrO3 acido bromico
Br2O7 + H2O
Æ
2 HBrO4 acido
perclorico
HI acido iodidrico
I2O + H2O Æ 2HIO acido ipoiodoso
I2O5 + H2O Æ 2HIO3 acido iodico
I2O7 + H2O Æ 2HIO4 acido periodico
H2S acido solfidrico
SO2 biossido di zolfo
SO2+ H2O ÆH2SO3 acido solforoso
SO3 triossido di zolfo
SO3+ H2O ÆH2SO4 acido solforico
H2Se acido selenidrico
Se
2,4,6
HF + H2O Æ H3O+ + F− fluoruro
HFO + H2O Æ H3O+ + FO− ipofluorito
HCl + H2O Æ H3O+ + Cl− cloruro
HClO + H2O Æ H3O+ + ClO− ipoclorito
HClO2 + H2O Æ H3O+ + ClO2− clorito
HClO3 + H2O Æ H3O+ + ClO3− clorato
HClO4 + H2O Æ H3O++ ClO4− perclorato
HBr + H2O Æ H3O+ + Br− bromuro
HBrO + H2O Æ H3O++BrO− ipobromito
HBrO3 + H2O Æ H3O+ + BrO3− bromato
HBrO4+H2O ÆH3O++ BrO4− perbromato
HI + H2O Æ H3O+ + I− ioduro
HIO + H2O Æ H3O+ + IO− ipoiodito
HIO3 + H2O Æ H3O+ + IO3− iodato
HIO4 + H2O Æ H3O+ + IO4− periodato
H2S + H2OÆH3O++ HS− idrogeno solfuro
HS- + H2O Æ H3O+ + S2− solfuro
H2SO3+H2OÆH3O++ HSO3−idrogenosolfito
HSO3- + H2O Æ H3O+ + SO32− solfito
H2SO4+H2OÆH3O++ HSO4−idrogenosolfato
HSO4-+ H2O Æ H3O+ + SO42− solfato
H2Se+H2OÆH3O++ HSe− idrogenoseleniuro
HSe- + H2O Æ H3O+ + S2− seleniuro
H2SeO3+H2OÆH3O++ HSeO3−idrogenoselenito
HSeO3- + H2O Æ H3O+ + SeO32− selenito
H2SeO4+H2OÆH3O++ HSeO4− idrogenoseleniato
HSeO4− + H2O Æ H3O+ + SeO42− seleniato
HNO2 + H2O Æ H3O+ + NO2− nitrito
HNO3 + H2O Æ H3O+ + NO3− nitrato
H3PO4 + H2O Æ H3O++ H2PO4- diidrogeno fosfato
H2PO4- + H2O Æ H3O+ + HPO42- idrogeno fosfato
HPO42- + H2O Æ H3O+ + PO43- fosfato
H3PO3 + H2O Æ H3O++H2PO3- diidrogeno fosfito
H2PO3- + H2O Æ H3O++HPO32- idrogeno fosfito
H3AsO4 + H2OÆ H3O++H2AsO4- diidrogeno arseniato
H2AsO4-+ H2OÆ H3O++HAsO42- idrogeno arseniato
HAsO42- + H2OÆ H3O++AsO43- arseniato
H3AsO3 + H2OÆ H3O++H2AsO3- diidrogeno arsenito
H2AsO3- + H2OÆ H3O++HAsO32- idrogeno arsenito
arsenito
HAsO32-+ H2OÆ H3O++AsO33-
SeO2 biossido di selenio
SeO2+ H2O ÆH2SeO3 acido selenioso
SeO3 triossido di selenio
SeO3+ H2O ÆH2SeO4 acido selenico
N2O3 triossido di diazoto
N2O5 pentossido di diazoto
P4O10 decaossido di tetrafosforo
N2O3+ H2O Æ 2 HNO2 acido nitroso
N2O5+ H2O Æ2 HNO3 acido nitrico
P4O10+ 6 H2O Æ4 H3PO4 acido fosforico
P4O6 esaossido di tetrafosforo
P4O6+ 6 H2O Æ 4 H3PO3 acido fosforoso
As2O5 pentossido di diarsenico
As2O5+ 6 H2O Æ2 H3AsO4 acido arsenico
As2O3 triossido di diarsenico
As2O3+ 6 H2O ÆH3AsO3 acido arsenioso
C
4
CO2 biossido di carbonio
CO2+ H2O ÆH2CO3 acido carbonico
H2CO3 + H2OÆ H3O+ + HCO3- idrogeno carbonato
HCO3- + H2OÆ H3O+ + CO32- carbonato
V
5
V2O5 pentossido di divanadio
V2O5+ 3 H2O Æ2 H3VO4 acido vanadico
H3VO4 + H2OÆ H3O+ + H2VO4- diidrogeno vanadato
H2VO4- + H2OÆ H3O+ + HVO42- idrogeno vanadato
HVO42- + H2OÆ H3O+ + VO43- vanadato
Cr
6
CrO3 trissido di cromo
CrO3 + H2O ÆH2CrO4 acido cromico
H2Cr2O7 acido bicromico
H2CrO4 + H2OÆH3O++ HCrO4- diidrogeno cromato
HCrO4- + H2OÆH3O++ CrO42- cromato
H2CrO7 + H2OÆH3O++ HCr2O7- idrogeno dicromato
HCrO7-+ H2OÆH3O++ Cr2O72- bicromato
Mn
7
Mn2O7 eptaossido di dimanganese
Mn2O7+H2OÆ2HMnO4
permanganico
HMnO4 + H2O Æ H3O+ + MnO4- (permanganato)
N
3,4
P
3,5
As
3,5
acido
11
CALCOLI STECHIOMETRICI SULLE FORMULE E SULLE REAZIONI
N° atomico (simbolo Z) = n° dei protoni nel nucleo
N° di massa ( simbolo A) = n° dei protoni + neutroni nel nucleo
Isotopi : atomi con lo stesso Z ma diverso A
Peso atomico: peso dell’atomo espresso in unita’ di massa atomica
Unita’ di massa atomica (Dalton, simbolo μ = 1/12 della massa dell’isotopo 126C
Il peso atomico degli elementi riportato nella tabella periodica e’ la media dei pesi atomici degli
isotopi nell’abbondanza relativa naturale
Isotopo
Abbondanza relativa
Peso Atomico
% in atomi
(μ)
16
O
99.762
15.99491
8
17
0.038
16.99913
8O
18
O
0.200
17.99916
8
Peso atomico medio = (0.99762 x 15.99491) + (0.00038 x 16.99913) + (0.002 x 17.99916) = 15.9994
Il peso molecolare e’ il peso della molecola espresso in dalton (simbolo μ)
Es.
Formula :
C6H12O6
Pesi atomici (dalla tabella periodica) : Pa (C)= 12.011; pa ( H)= 1.008; Pa(O) = 15.996
Peso molecolare = (6 x 12.011) + (12 x 1.008) + 6 x 15.9994 = 180.158 (arrotondato a 180.16)
Concetto di mole: e’ il peso di sostanza espresso in grammi numericamente uguale al peso
molecolare (peso atomico nel caso di atomi)
1 mole di C6H12O6 = 180.16 (g)
1 mole di qualsiasi composto contiene lo stesso numero di particelle (a seconda dei casi, atomi,
molecole, unita’ formula) pari a 6.022x1023 ( N° di Avogadro)
Definizione alternativa del concetto di mole: e’ il peso di sostanza che contiene un numero di
Avogadro di particelle (molecole, atomi, unita’ formula)
Relazione tra n° di moli e peso della sostanza:
Dati 350 g di C6H12O6 , calcolare il n° di moli:
1 mole : 180.16 = n : 350 ; n = 350.0/ 180.16 = 1.94 moli
calcolare il peso C6H12O6 corrispondente a 0.57 moli
1 mole : 180.16 = 0.57 : W ; W = 180.16 x 0.57 = 102.69 g
Calcolo della composizione percentuale di un composto (g di ciascun elemento in 100 g di
composto):
-Calcolare la composizione percentuale di Al2(SO4)3
Peso molecolare (peso formula) = 2 x 27.0 + 3 x 32.1 + 12 x 16.0 = 342.3
In 1 mole di Al2(SO4)3 sono contenuti:
2 moli di Al = 54.0 g
3 moli di S = 64.2 g
12 moli di O = 192.0 g
Calcolo della composizione percentuale:
342.3 : 54.0 = 100 : %Al
% di Al = (54.0/342.3)x100 = 15.77 %
342.3 : 64.2 = 100 : % S
% S = (64.2/342.3)x100 = 18.75 %
Per differenza si calcola la % di O :
% di O = 100.0 -15.77 – 18.75 = 65.48%
- Calcolo della composizione percentuale di K2Cr2O7
Pa(K) = 39,10 Pa(Cr) = 52,0 Pa(O) = 16,0
Pm(K2Cr2O7) = 2x39,1 + 2x52,0 + 7x16,0 = 294,2
1 mole di K2Cr2O7 pesa 294,2 g
1 mole di K2Cr2O7 : 2 moli di K = 100 : %(K)
12
294,2 : 78,2 = 100 : %(K)
%(K) = 26,59%
mole di K2Cr2O7 : 7 moli di O = 100 : %(O)
294 : 112 = 100 : %(O)
%(O) = 38,09 %
%(Cr) = 100 – (%(O) + %(K)) = 35,35 %
- Calcolare il peso di Al è contenuto in 1 Kg di solfato di alluminio, Al2(SO4)3
Pa(Al) = 27,00 Pa(S) = 32,06 Pa(O) = 16,00
Pm(Al2(SO4)3) = 2x27,00 + 3x32,06 + 12x16,00 = 342,88
1 mole di Al2(SO4)3 = 342,18 g
In 1 mole ci sono 54 g di Al, 96,18 g di S e 192 g di O
1 mole Al2(SO4)3 (342,18 g) : 54g Al = 1000 g : Y
Y = (54x1000)/342.18 = 157,8
Bilanciamento delle reazioni e loro significato quantitativo
Reazione non bilanciata: a H3PO4 + b Ca(OH)2 Æ c Ca3(PO4)2 + d H2O
a,b,c,d sono i coefficienti stechiometrici da determinare per bilanciare la reazione
Se la reazione e’ bilanciata il n° e il tipo di atomi e’ identico in entrambi i membri dell’equazione.
Reazione bilanciata: 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 Æ Ca3(PO4)2 + 6 H2O
Significato quantitativo della reazione:
Pesi molecolari: Pm[H3PO4] = 98.0; Pm[Ca(OH)2] = 74.1; Pm[Ca3(PO4)2] = 310.3; Pm[H2O]=
18.02
2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 Æ Ca3(PO4)2 + 6 H2O
2 moli + 3 moli
Æ 1 mole + 6 moli
196 g + 222.3 g Æ 310.3 g + 108.0 g
Esempio di calcolo sulla reazione:
calcolare il peso di Ca3(PO4)2 che si ottiene da 1.5 kg di H3PO4
196.0 : 310.3 = 1500 : X
X = (310.3/196.0) x 1500 = 2374.74 g
-Data la reazione : Ca(OH)2 + H2SO4 Æ CaSO4 + 2 H2O calcolare il peso di Ca(OH)2 che
reagisce con 1 g di H2SO4
Pm [Ca(OH)2] = 74,08 ; 1 mole Ca(OH)2 = 74,08 g
Pm [H2SO4] = 98,0 1 mole H2SO4 = 98.0 g
1 mole di Ca(OH)2 reagisce con 1 mole di H2SO4 (dalla reazione) perciò:
74,08 : 98 = X : 1 ; X = (74,08x1)/98 = 0,76 g
CALCOLI STECHIOMETRICI CON REAGENTI E/O PRODOTTI GASSOSI
PV = nRT
Unita’ di misura:
Pressione (P): Pascal ( simbolo Pa) = 1 N/m2 ; atm = 1.013x105 Pa ; bar = 1.0x105 Pa; 1 atm = 760
mm Hg (760 torr); 1 torr = 1 mm Hg; 1 atm = 1.033 kg/cm2
Volume (V): m3; dm3; Litro ( L) ; 1 L ≅ dm3 ; cm3; 1m3 = 103 dm3
Temperatura (T): (sempre espressa in gradi Kelvin) T(K) = 273.1 + T(°C)
Costante R:
-Volume in m3 , pressione in Pa: R =8.314 (Jmole-1K-1)
-Volume in L, pressione in atm: R = 0.0821 (L atm mole-1K-1)
Esempi:
1) calcolare il volume di 150 g di N2 misurato a T = 350 °C e P = 200 atm
Peso molecolare di N2 = 28.0 ; 1mole di N2 = 28.0 g
n° moli di N2 = 150 (g) / 28 (g/mole) = 5.36 moli
T = 273.1 + 350 = 623.1 K
R = 0.0821 ( L atm mole-1 K-1)
13
V = nRT/P = 5.36 x 0.0821 x 623.1/ 200 = 1.37 L = 1.37x10-3 m3
R = 8.314 ( J mole-1 K-1)
P = 200 x1.013x105= 2.026x105 Pa
V = nRT/P = 5.36 x 8,314 x 623.1/ 2.026x105 = 1.37 x10-3 m3
2) Data la reazione di combustione: a CH4 + b O2 Æ c CO2 + d H2O
a) bilanciarla:
CH4 + 2 O2 Æ CO2 + 2 H2O
b) calcolare il volume di O2 (misurato a P= 1.5 atm e T = 25 °C) necessario per la combustione di
1.2 kg di CH4
Peso molecolare CH4 = 16.01 ; 1 mole di CH4 = 16.01 g
T = 273.1 + 25 °C = 298.1 (K)
moli di CH4 = 1200/16.01 = 74.95 moli
dalla stechiometria della reazione bilanciata: moli CH4/moli O2 = 1/2
Moli di O2 = 2 x 74.95 = 149.9 moli
Volume O2 = (149.9 x 0.0821 x 298.1)/1.5 = 2445.77 L
c) Dato un volume di CH4 pari a 5.5 m3, calcolare il volume di ossigeno necessario per la sua
combustione.
N.B. I volumi di ossigeno e di CH4 si intendono misurati nelle stesse condizioni di T e P.
Rapporto moli O2/moli CH4 = volume O2/volume CH4 ( v. dimostrazione)
Dalla reazione: moli O2/moli CH4 = volume O2/volume CH4 = 2/1
Volume O2 = 2x 5.5 m3 = 11.0 m3
Dimostrazione (valida per gas misurati nelle stesse condizioni di T e P)
Equazione di stato per O2 : PV(O2) = n(O2) RT
Equazione di stato per CH4: PV(CH4) = n(CH4)RT
Dividendo membro a membro e semplificando: V(O2) / V(CH4) = n(O2)/ n(CH4)
Miscele gassose ideali
Leggi di Dalton ; Pi = xi P ; Σi Pi = P
xi = frazione molare; Pi = pressione parziale; P, pressione totale
Leggi di Amagat: Vi = xi V ; Σi Vi = V
xi = frazione molare; Vi = volume parziale ; V volume totale
Esempio di calccolo
Data la composizione dell’aria (% in volume): N2 = 78% ; O2 = 21%; Ar = 1%
calcolare la pressione parziale dell’ossigeno a P = 150 atm
Significato della % in volume:
in 100 m3 di aria (volume totale, V), ci sono 78m3 di N2 (volume parziale dell’azoto, VN2), 21 m3 di
O2, (volume parziale dell’ossigeno, VO2) e 1 m3 di Ar.(volume parziale dell’ argon VAr)
Dalla legge di Amagat : Vi/V = xi
xN2 = 78/100 = 0.78 ; xO2 = 21/100 = 0.21; xAr= 1/100 = 0.01
dalla legge di Dalton: Pi = xi P Æ
PO2 = 0.21 x 150 = 31.5 atm
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
14
Numeri di Ossidazione
Il numero di ossidazione è una valenza fittizia che si ottiene assegnando all’elemento più
elettronegativo gli elettroni di ciascun legame. La somma algebrica di tutte le cariche degli elementi
nella formula cosi’ ottenuta deve essere zero. Gli atomi piu’ elettronegativi nella formula sono
identificabili dalla loro posizione nella tabella periodica: l’elettronegativita’ cresce da sinistra a
desta nei periodi e diminuisce scendendo nei gruppi.
Esempio:
CO2
O::C::O
L’ossigeno è l’elemento più elettronegativo e di conseguenza assume su di se’ gli 8 elettroni dei due
doppi legami. La carica formale sara’ pertanto -2 su ciascun atomo di ossigeno e +4 sul carbonio
n° di ossidazione di ciascun ossigeno = -2
n° di ossidazione del carbonio
= +4
Nei composti ionici il numero di ossidazione può corrispondere alla valenza ionica
Es.: Na2O ioni Na+ O2-; n° di ossidazione Na +1; n° di ossidazione O -2
Il calcolo dei numeri di ossidazione si effettua rapidamente attraverso atomi di riferimento che
hanno numeri di ossidazione noti e costanti:
H +1 ( eccetto negli idruri dei metalli del 1° e 2° gruppo); O -2 ( eccetto nei perossidi)
F -1; Li, Na, K, Rb, Cs +1 ; Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra +2
Esempio 1:
Cl2O7
Indichiamo con Y il n° di ossidazione di Cl; Possiamo scrivere, dalla formula: 2Y + 7.(-2) = 0
Da cui si ricava Y= +7
Esempio 2: Cl2O5 con O come riferimento ( numero di ox = -2), si ottiene:
2Y + 7(-2) = 0 Y = +5; numero di ossidazione di Cl = +5
Esempio 3
H2SO4 ; riferimenti H +1 e O -2; 2(+1)+4(-2)+Y=0 Y = +6 : numero di ossidazione di S =
+6
Negli anioni il bilancio delle cariche include la carica dell’anione
Esempio 4
PO43- ; riferimento O -2; Y+4(-2) = -3
nota: -3 è la carica elettrica dell’anione
Y = +5; numero di ossidazione di P = +5
MnO4- riferimento O -2; Y + 4(-2) = -1; Y = +7; numero di ossidazione di Mn = +7
Il numero di ossidazione puo’ essere frazionario:
Esempio:
C3H8 (propano) riferimento: H +1
3Y+8(1) = 0; Y = -8/3; numero di ossidazione di C = -8/3
Reazioni di ossidoriduzione
Nelle reazioni di ossidoriduzione si ha variazione dei numeri di ossidazione di reagenti e prodotti.
Ossidazione corrisponde alla perdita di elettroni (aumento del numero di ossidazione)
Riduzione corrisponde all’acquisto di elettroni (diminuzione del n° di ossidazione)
La reazione redox puo’essere suddivisa nelle due semireazioni di ossidazione e di riduzione. Il
bilanciamento della reazione si ottiene con coefficienti stechiometrici che rendono Il numero di
elettroni ceduti uguale al n° di elettroni acquisiti.
Sulle reazioni di ossidoriduzione si basa il funzionamento delle pile e dei processi di elettrolisi
Esempi
MnO4- + I- + H+ Æ Mn2+ + I2 + H2O
Il n° di ossidazione di I passa da -1 a zero con perdita di -1 elettrone
Mn passa da +7 a +2 per effetto dell’acquisto di 5e- Semireazione di ossidazione: 2I- Æ I2 + 2e- Semireazione di riduzione: MnO4- + 8H+ + 5e- Æ Mn2+ +4 H2O
Per bilanciare il numero di elettroni scambiati bisogna moltiplicare per 5 la reazione di ossidazione
e per 2 la semireazione di riduzione
15
10I- Æ 5I2 + 10e2 MnO4- + 16 H+ + 10 e- Æ 2 Mn2+ +8 H2O
Sommando le due semireazioni si ottiene la reazione completa:
10I- + 2MnO4- + 16H+ Æ 5I2 + 2Mn2+ +8H2O
------------Cr2O72- + H+ + Fe2+ Æ Cr3+ + Fe3+ + H2O
Rid.: Cr2O72- + 14H+ + 6e- Æ Cr3+ + + 7H2O
Oss.: Fe2+ Æ Fe3+ + eCr passa da +6 a +3: 3e- acquisiti per ogni atomo di Cr
Fe passa da +2 a +3: 1e- perso per ogni ione Fe2+
Cr2O72- + 14 H+ + 6e- Æ Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ Æ 6Fe3+ + 6eSomma:
Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ Æ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
------------------------------------Cu + H+ + NO3- Æ Cu2+ + NO + H2O
3 (Cu Æ Cu2+ + 2e-)
2 (4H+ + 2NO3- Æ NO + 2H2O +3e-)
3Cu + 8H+ +2 NO3- Æ 3Cu2+ + 2NO + 2H2O
------------------------------------Reazioni di disproporzionamento: Lo stesso elemento si ossida e si riduce
Es.: Cu+ Æ Cu2+ + Cu
La reazione si può dividere in 2 semireazioni:
Cu+ Æ Cu2+ + eCu+ + e-Æ Cu
Somma:
2Cu+ Æ Cu2+ + Cu
------Cl2 + OH- Æ Cl- + ClO- + H2O
Oss.: ½Cl2 + 2OH- Æ ClO- +H2O + eRid.: ½Cl2 + e- Æ ClSomma:
Cl2 + 2OH- Æ Cl- + ClO- + H2O
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------