Chimica inorganica

Configurazione elettronica

Gas nobili: 1s²2p⁶ n = numero quantico principale

Elemento di transizione: ha elettroni negli orbitali di tipo d.

Numeri quantici

• Principale: n = 1, 2, ..., ∞
• Secondario: l = 0, ..., n-1
• Magnetico: m_l = -l, ..., +l
• Spin: m_s = ±¹/₂

* Gli elettroni con numero quantico l = 2 corrispondono a quelli esterni negli orbitali d. Gli orbitali d sono tipici degli elementi di transizione e il primo elemento in cui compaiono è lo scandio (Sc), che possiede 1 elettrone nell'orbitale 3d. L'orbitale 3d viene completamente riempito con 10 elettroni nello zinco (Zn). L'alluminio (Al) ha 11 elettroni negli orbitali esterni di tipo 4d e l'ittrio (Y) che possiede 10 elettroni nell'orbitale 3d e 1 esterno nel 4d

Formule chimiche

• Minima / bruta: esprime il rapporto tra gli atomi con i più piccoli numeri interi come indici: CH₃ NaCl
• Molecolare: indica il numero reale di atomi: C₂H₆
• Di struttura (semi-strutturale): indica come gli atomi sono uniti tra loro: H - C = C - H

Valenza: rappresenta il numero di legami che un elemento forma con altri atomi.

Numero di ossidazione: è la carica che un atomo acquisisce quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo. Assume sia valori positivi che negativi.

H⁺ ➔ O

Configurazione elettronica

Gas nobili: ns² np⁶ n = numero quantico principale

Elementi di transizione: ha elettroni negli orbitali di tipo d

Numeri quantici

• Principale: n = 1, 2, ..., ∞
• Secondario: l = 0, ..., n-1
• Magnetico: m = l, ..., +l
• Spin: ms = ± ¹/₂

* Gli elettroni con numero quantico l=2 occupano quelli caratt. negli orbitali d. Gli orbitali d sono tipici degli elementi di transizione e il primo elemento in cui compaiono è lo scandio (Sc), che possiede 1 elettrone nell'orbitale 3d. L'orbitale 3d viene completamente riempito con 10 elettroni nello zinco (Zn). L'alluminio è l'unico degli orbitali del d è l'ittrio (Y) che possiede 10 elettroni nell'orbitale 3d e 1 elettrone nel 4d

Formule chimiche

• Minima /semplice/ bruta: esprime il rapporto tra gli atomi con i più piccoli numeri interi come indici: CH₃ NaCl
• Molecolare: indica il numero reale di atomi: C₂H₆
• Di struttura /semi-strutturale: indica come gli atomi sono uniti tra loro: H—C—C—H

Valenza: rappresenta il numero di legami che un elemento forma con altri atomi

Numero di ossidazione: è la carica che un atomo acquista quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo. Assume sia valori positivi che negativi.

H⁺ ➔ O⁻

Regole per l'attribuzione del numero di ossidazione

1. In una specie chimica elettricamente neutra la somma dei numeri di ossidazione è nulla.
2. In uno ione ionico è pari alla carica totale dello ione.
3. Negli elementi puri, vale 0.

Alcuni numeri di ossidazione noti

• Idrogeno (H): ha sempre n.o. +1 tranne negli idruri, in cui ha n.o. -1
• Metalli alcalini (I gruppo): hanno sempre numero di ossidazione +1
• Metalli alcalino-terrosi (II gruppo): hanno n.o. +2
• Fluoro (F), essendo l'elemento più elettronegativo, ha n.o. -1
• Ossigeno (O) ha n.o. -2 tranne nei perossidi -1 e nei superossidi -1/2

Suddivisione generale dei composti

Elementi

Metalli

Ossigeno

Ossidi basici: Me_uO_m + Acqua

Idrossidi: Me(OH)_m (proprietà basiche)

Non metalli

Ossigeno

Ossidi acidi: X_uO_m + Acqua

Acidi (proprietà acide)

Ossiacidi: H_xX_mO_p

Idracidi: H_xX_m

Nomenclatura ossidi

Nella formula: prima elemento, poi ossigeno

Nel nome: prima ossido, poi elemento

I rapporti tra ferro/ossigeno e cloro/ossigeno non sono casuali, ma dipendono dai loro N.C.

Se si deve identificare un composto servono altre regole:

- Metodi IUPAC: si utilizzano dei prefissi derivati da nuoimm ^* e ad ossido per indicare il numero di atomi di elemento e ossigeno presente nella formula (1=mono; 2=di; 3=tri; 4=tetra; 5=penta; 6=esa)

Per... N. O. elemento nome elemento ieoio solo due N. O. oso

Aleuni casi particolari

C (+2, +4)

CO: prende il nome di monossido di carbonio (+2)

S (+2, +4,+6)

SO₃: anidride solforica (+6)

SO₂: anidride solforosa (+4)

SO: protossido di zolfo (+2)

Cr (+2, +3, +6)

CrO₃: anidride cromica (+6)

Cr₂O₃: ossido cromico (+3)

CrO: ossido cromoso (+2)

Mn (+2, +3, +4, +6, +7)

Mn₂O₇: anidride permanganica (+7)

MnO₃: anidride manganica (+6)

MnO₂: biossido di manganese (+4)

Mn₂O₃: ossido manganico (+3)

MnO: Ossido manganoso (+2)

N (-3, +1, +2,+3,+4,+5)

N₂O₅: anidride nitrica

NO₂: biossido di azoto (anche come N₂O₄: ipoazotide)

N₂O₃: anidride nitrosa

NO: ossido nitrico

N₂O: anidride iponitrosa

Perossidi e superossidi

I perossidi sono composti che contengono il gruppo perossido: -O-O- (l'ossigeno ha n. o. -1).

I superossidi sono composti contenenti lo ione superossido O₂.

Nomenclatura degli idrossidi

Gli idrossidi appartengono alla famiglia delle basi, acquisiscono soluzioni basiche;

Si formano per reazione degli ossidi basici con acqua;

La formula si può ricavare a partire dal numero di ossidazione del metallo considerato;

Per dare i numeri si possono usare tutti e tre i metodi, ma sono sconsigliati generalmente i metodi II e III.

Il numero di ossidazione di (OH) è pari a -1 e (OH) indica un ossigeno legato ad idrogeno, e da considerarsi come un'unica entità e va messa fra parentesi.

Gli idrossidi, come molti composti ionici, possono dissociarsi in ioni e la somma delle cariche di tutti gli ioni ottenuti dalla dissociazione di un composto neutro è pari a zero;

La carica del catione metallico coincide con il suo N.O.;

L'anione OH⁻ è ioni idrossido, ed è la causa del carattere basico degli idrossidi.

Ossoacidi

Si formano facendo reagire completamente un'anidride con una o più molecole d'acqua. Formula generale: H_aX_bO_e.

Dissociazione degli acidi in acqua

Un acido posto in acqua si dissocia liberando cationi (+) ed anioni (-).

Un acido che contiene 1 solo atomo di idrogeno è detto monoprotico; se contiene più atomi di idrogeno, poliprotico.

Idracidi

Composti binari in cui uno o più atomi di idrogeno (H) si legano ad un atomo di non metallo (X). Formula generale: H_xX.

Nomenclatura

IUPAC: Si aggiunge -uro alla radice del non metallo, seguita dal termine idrogeno.

Tradizionale: Al termine acido si fa seguire la radice del non metallo e la desinenza -idrico.

Sali

Composti ionici elettricamente neutri tra cationi metallici e anioni derivabili idealmente dalla dissociazione di acidi. Come tutti i compo

Nomenclatura sali ternari

IUPAC: Al nome dell'anione (che deriva dal residuo acido) si fa seguire il nome del metallo.

Tradizionale: Il nome dell'anione segue la regola del residuo acido. Ad esso si fa seguire il nome del metallo.

• N.O. maggiore per + radice dell'anione + ATO + nome metallo
• Radice dell'anione + ATO + nome metallo
• Radice dell'anione + ITO + nome metallo
• IPO + radice dell'anione + ITO + nome metallo

Nomenclatura sali binari

IUPAC: Il composto prende il nome dal non metallo terminante in -URO seguito dal nome del metallo, con l'utilizzo di appositi prefissi che precedono entrambi i termini.

Tradizionale: Se il metallo presenta un unico numero di ossidazione il composto prenderà il nome dal non metallo terminante in -URO seguito dal nome del metallo. Se il metallo presenta due numeri di ossidazione:

• N.O. maggiore radice del non metallo -URO + nome del metallo + ICO
• N.O. minore radice del non metallo -URO + nome del metallo + OSO

Sali basici

Un sale si dice basico se la sua molecola contiene uno o più gruppi ossidrilici OH. Sono denominati con l'aggiunta di monobasico bibasico, a seconda del numero di gruppi OH presenti nella formula del sale.

Sali acidi

Un sale si dice acido se la sua molecola contiene uno o più atomi di H. Sono denominati interponendo tra il nome del