Appunti esame Chimica generale e inorganica - parte 2

CLASSIFICAZIONE DEI COMPOSTI INORGANICI

(in base alla natura dei metalli e dei non metalli in relazione all’ossigeno e all’idrogeno)

Classificazione IUPAC (ufficiale, indica la relazione tra nome sostanza e formula chimica)

→ TRADIZIONALE (riferimento al n.o. degli elementi nella molecola con una

→

desinenza)

STOCK (riferimento al n.o. specificandolo dopo il nome tra parentesi)

→

OSSIDI

Metallo + ossigeno = OSSIDO BASICO (ossido)

Ossido + nome elemento = M + O = M O

x y

Per scrivere la formula scambiare i numeri di ossidazione e semplificarli

nel caso servisse

Entrambi preceduti da un Prefisso (indica il numero di atomi di ossigeno e di

metalli e non)

Mono, di, tri, tetra, penta, esa, epta, otta, enna, deca

Nomenclatura IUPAC:

Cl O triossido di dicloro

2 3

CO diossido di carbonio

2

Nomenclatura TRADIZIONALE

Ossido di elemento = Na O ossido di sodio

2

(caso singolo numero di ossidazione)

Ossido di radice del metallo + (- OSO) = stato di ossidazione più basso

+ (- ICO) = stato di ossidazione più alto

Nomenclatura STOCK

Ossido di elemento + (numero di ossidazione, in numeri romani)

= Fe O ossido di ferro (III)

2 3

Non metallo + ossigeno = OSSIDO ACIDO (anidride)

Anidride + nome elemento = E + O = E O

x y

Per scrivere la formula scambiare i numeri di ossidazione e semplificarli

nel caso servisse

Nomenclatura TRADIZIONALE

Anidride + radice di non metallo + (-OSA o -ICA) IPO - - OSA

Anidridi con due stati di ossidazione bassi (-OSA) - OSA

Stato più basso: IPO – radice – OSA - ICA

Anidridi con due stati di ossidazione alti (-ICA) PER- - ICA

Stato più alto: PER – radice - ICA

Nomenclatura STOCK

CO = ossido di carbonio (IV)

2

IDROSSIDI

Metallo + Ossigeno + Idrogeno (Me OH)

Basi (cedono in acqua ioni OH- trasformandosi in CATIONI) da reazione tra OSSIDI

→

METALLICI e ACQUA

IONE METALLICO POSITIVO + IONE OSSIDRILE OH-

Nomenclatura IUPAC

NaOH idrossido di sodio

→

Fe(OH) diidrossido di ferro

→

2

Nomenclatura TRADIZIONALE

(1 numero di ossidazione): Mg(OH) idrossido di magnesio

2

(2 numeri di ossidazione): IDROSSIDO di radice di metallo (-OSO e -ICO)

Nomenclatura STOCK

Fe(OH)2 : Idrossido di ferro(II)

Cu(OH)2 : Idrossido di rame(II)

COMPOSTI BINARI

Nomenclatura IUPAC: elemento PIU elettronegativo (-URO) + di + elemento MENO

elettronegativo

Se il PIU elettronegativo è l’idrogeno, il composto è detto IDRURO

I metalli MENO elettronegativi dell’H combinati con H (n.o = -1) IDRURO

METALLICO

LiH idruro di litio (IUPAC) idruro di litio (trad.) idruro di litio (Stock)

CaH2 diidruro di calcio (IUPAC) idruro di calcio (trad.) idruro di calcio (Stock)

ACIDI (cedono in acqua protoni H trasformandosi in ANIONI) reazione di dissociazione,

→

+

che porta ad abbassare il pH

BINARI o IDRACIDI [Idrogeno + Non Metallo (Alogeni o Zolfo)]

NOME IUPAC: radice alogeno (più elettronegativo dell’idrogeno) – URO +

di + idrogeno

NOME TRADIZIONALE: acido + radice alogeno – IDRICO

In base agli ANIONI liberati si hanno:

gli IDRACIDI MONOPROTICI (1 anione)

→ −

HF H+ + F (ione fluoruro)

gli IDRACIDI DIPROTICI (2 anioni)

→

H S H + HS (ione idrogenosolfuro o bisolfuro)

+ -

2 →

HS H + S (ione solfuro)

- + 2-

TERNARI o OSSIACIDI

Idrogeno + Non Metallo + Ossigeno + ACQUA (H + Non Metallo + O)

→ANIDRIDI

Al nome dell’acido si associano gli stessi prefissi e suffissi dell’anidride da cui deriva.

Nomenclatura IUPAC →

(anidride solforosa) SO2 + H2O H2SO3 (acido solforoso)

→

(anidride solforica) SO3 + H2O H2SO4 (acido solforico)

Nomenclatura TRADIZIONALE

Prefissi e Suffissi per gli:

Acidi Anioni

Per- -ico Per- -ato

-ico -ato

-oso -ito

Ipo- -oso Ipo- -ito

gli OSSIACIDI MONOPROTICI (1 anione)

→ −

HNO H + NO (ione fluoruro)

+

3 3

gli OSSIACIDI DIPROTICI (2 anioni)

→

H SO H + HSO (ione idrogenosolfuro o bisolfuro)

+ -

2 4 3

→

−

HSO H + SO (ione solfato)

+ 2–

4 4

Gli OSSIACIDI TRIPROTICI (3 anioni)

→ −

H PO H + H PO (ione diidrogenofosfato)

+

3 4 2 4

SALI

Si formano peer reazione di un acido (Anione) con un base (Catione).

→

Acido (monoprotico) + Base Sale + H O

2

→

HCl + NaOH NaCl + H O (cloruro di sodio)

2

→

HNO + KOH KNO + H O (nitrato di potassio)

3 3 2

Acidi Monoprotici

HCl H + Cl

→ + -

NaOH OH Na

→ – +

L’anione deriva sempre da elementi che stanno a destra e in alto della tavola periodica

→

HF F (ione fluoruro)

–

→

HCl Cl (ione cloruro)

–

→

HBr Br (ione bromuro)

–

Il catione deriva sempre da elementi che stanno a sinistra della tavola periodica.

→

Al(OH) Al (ione alluminio)

3+

3 →

Cr(OH) Cr (ione cromo(III))

3+

3 →

Mn(OH) Mn (ione manganese(II) o manganICO)

2+

2

BINARI (Metallo + Non Metallo) e TERNARI (Metallo + Non Metallo + Ossigeno)

NOMI DA SAPERE A MEMORIA

Base Forte

NaOH Idrossido di Sodio

KOH Idrossido di Potassio

Base Debole

NH Ammoniaca

3

Ione Acido Debole

NH Ione Ammonio (base coniugata ammoniaca)

4+

Acidi Deboli

HF Acido Fluoridrico

HNO2 Acido Nitroso

HCN Acido Cianidrico

H3PO4 Acido Fosforico

CH3COOH Acido Acetico

H2SO3 Acido Solforoso

H S Acido Solfidrico

2

Acidi Forti

HI Acido Iodidrico

HCl Acido Cloridrico

HBr Acido Bromidrico

HNO3 Acido Nitrico

HClO4 Acido Perclorico

H2SO4 Acido Solforico

LE FORZE INTERMOLECOLARI

Gli Stati Condensati

Le forze di interazione intermolecolare esistono sempre tra due o più molecole / atomi / ioni

(specie chimiche).

1. Lo STATO FISICO di una sostanza è determinato dal tra le forze intermolecolari e il

moto termico dovuto alla temperatura

Le Differenti Forze Intermolecolari

Forze dipolo-dipolo: nelle specie polari (con un legame covalente polare) a causa della polarità

del legame;

Con polare si intende quando si ha un’alta densità elettronica da una parte della molecola

rispetto all’altra. Ossia il legame è asimmetrico.

Non potranno mai essere polari molecole con strutture:

LINEARI, TRIGONALI PLANARI, TETRAEDRICHE; TRIGONALI BIPIRAMIDALI,

OTTAEDRICHE.

Queste forze si creano grazie alle forze di natura elettrostatica tra i dipoli.

Le interazioni sono tanto più forti quanto maggiore è il dipolo e minore è la

temperatura.

Perché l’acetone bolle a temperatura più bassa dell’etanolo e l’etanolo a temperatura

più bassa dell’acqua?

A livello microscopico la temperatura corrisponde all’energia cinetica delle molecole

Maggiore è la temperatura, maggiore è l’energia cinetica

Se le forze di interazione “vincono” sull’energia cinetica, la sostanza è solida

 Se le forze di interazione sono pari all’energia cinetica, la sostanza è liquida

 Se le forze di interazione “perdono” con l’energia cinetica, la sostanza è gassosa



Forze dipolo istantaneo-dipolo indotto (forze di London): in tutte le specie, polari e apolari,

a causa della distribuzione asimmetrica degli elettroni dovuta al loro movimento;

Il dipolo elettrico in una specie può essere:

PERMANENTE, in una specie con un momento polare (Forze dipolo-dipolo)

 INDOTTO, in tutte le specie a causa della distribuzione asimmetrica degli elettroni

 (Forze di London)

Si creano da molecole dove un dipolo polarizza l’altro, orientandosi subiscono attrazioni tra i

dipoli.

Tale polarizzazione o Fluttuazione è oscillante e varia sempre, ma l’attrazione rimane.

Gli spostamenti temporanei di carica creano un dipolo istantaneo, quindi un dipolo

indotto.

L’intensità delle Forza di London dipende dal numero di elettroni (dal numero atomico e

dalla massa molecolare)

_______________________________________________________________________________________

L’interazione dipolo-dipolo si somma sempre alle forze di London

Quando le masse molecolari sono vicine le interazioni dipolo-dipolo sono critiche:

Perché nel caso di composti aventi masse molari pressoché uguali, la temperatura di

ebollizione aumenta all’aumentare del momento di dipolo. Quindi il maggiore momento di

dipolo crea forze dipolo-dipolo più forti, che, per essere vinte, richiedono temperature più alte.

Quando le masse molecolari sono molto differenti prevale l’effetto delle forze di London.

Le Forze dipolo-dipolo indotto (Forze di Debye)

Tutti i gas sono solubili in H O, anche sono legati da un legame covalente puro.

2

_______________________________________________________________________________________

Il legame ad idrogeno: nelle specie in cui un atomo di H è legato ad un atomo molto

elettronegativo e di dimensioni non troppo grandi (O, N, F).

L’idrogeno ha un’alta densità di carica, perciò interagisce fortemente con la parte

negativa di una molecola adiacente o della stessa molecola.

L’atomo di idrogeno interagisce con la coppia solitaria dell’atomo elettronegativo, quindi

si ha un legame fortemente direzionale.

Rappresentato con una linea tratteggiata (con un angolo di 180°) ad indicare che la forza è

più debole di un legame covalente.

Il legame con l’H influenza fortemente il punto di ebollizione di una molecola, perché:

I composti che aumentano la loro massa molecolare, dovrebbero portare la Forza di

London a sovrastare l’interazione dipolo-dipolo, aumentando il punto di ebollizione.

In questo caso non aumenta, ma tende a diminuire.

L’acqua, allo stato solido, forma una struttura cristallina con legami sia covalenti che ad

Idrogeno, che creano una struttura esagonale (da alla molecola la sua bassa densità).

Tale struttura ordinata permette di:

ottimizzare il legame a idrogeno

isolare, permettendo alla vita acquatica di sopravvivere al di sotto di strati di

ghiaccio spessi.

aumentare il proprio volume solidificando la propria materia.

Tale legame è responsabile della struttura del DNA e delle Proteine (la struttura della

cheratina è stabile grazie ai legami ad idrogeno)

l’intensità delle forze di London può essere superiore a quelle dipolo-dipolo

In generale sono raggruppate sotto il termine generico di forze di interazione di van der

Waals. GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA

Lo Stato Gassoso

molecole tenute insieme da forze di attrazione debolissime

 è comprimibile

 è miscibile

 esercita una pressione contro le pareti del recipiente dove viene messo

 si espande se riscaldato, si contrae se raffreddato



Il Gas Ideale è composto da molecole puntiformi in movimento continuo e caotico, non

interagendo fra di loro o con il con contenitore.

Un gas perfetto si avvicina al comportamento di un gas reale a basse pressioni e alte

temperature.

La Pressione è la forza esercitata per unità di superficie. = =

Per un Gas è il risultato degli urti continui delle molecole sulle pareti del recipiente.

La Pressione Atmosferica [P = 1 atm = 10 Pa] 1 atm = 760 mm Hg o Torr (760 mm è

→

5

il livello del mare)

È stata misurata tramite il Barometro di Torricelli, dove, la pressione spinge il mercurio sulla

vaschetta a salire nel tubicino di vetro. L’altezza del liquido nel tubicino da la misura della

pressione atmosferica.

La Temperatura Assoluta di un gas è una misura dell’energia cinetica media delle sue

molecole.

La relazione di questa con il gas perfetto è: ( ) =

Allo zero assoluto le molecole sono ferme e non è quindi più possibile abbassare la

temperatura ancora.

La Temperatura Assoluta [T (K)].

La Temperatura Relativa [t ( C o F)]

° °

T(K) = [t (°C) + 273.15] t(°C) = [T(K) - 273.15] t(°C) = [t(°F) – 32]

LEGGI RIGUARDANTI LE MISCELE DEI GAS

Legge di Dalton

La pressione totale P di una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali

t

dei singoli componenti: P = p + p + p + p + … + p

to