Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Lamponi Stefania, libro consigliato Chimica, Bertini

DALL’OSSIGENO E DAL NON METALLO

➢ L’anione poliatomico proviene dalla dissociazione di un acido ternario,

mentre i cationi vengono dalla dissociazione di uno o più idrossidi

➢ NOME DELL’ANIONE POLIATOMICO+DI+ NOME METALLO

➢ Nella nomenclatura lo ione assume sempre la desinenza -ATO ,

evidenziando il numero di atomi di ossigeno e anche il numero di atomi

del metallo. Si può esplicitare anche il n.o. del non metallo e del metallo

con la notazione di Stock

SALI QUATERNARI ACIDI

➢ METALLO+IDROGENO+NON METALLO+OSSIGENO

➢ Dissociazione parziale di un acido ternario, combinandosi con un anione

acido (ione poliatomico negativo con idrogeno) con uno ione metallico

positivo proveniente dalla dissociazione di un idrossido

SALI QUATERNARI BASICI

➢ METALLO+OH+NON METALLO+OSSIGENO

➢ Dissociazione totale di un acido ternario+anione (ione poliatomico

negativo, formatosi dalla dissociazione completa di un acido)+ione

metallico contenente ancora ossidrili (DISSOCIAZIONE PARZIALE DI

UN IDROSSIDO)

PARTICOLARITA’ DI ALCUNI ELEMENTI

AZOTO (N)

➢ nell’NH3 e nell’NH4+ (AMMONIACA E IONE AMMONIO)

n.o. -3

➢ n.o. +1 nel N2O (PROTOSSIDO D’AZOTO)

➢ +2 nell’NO (ossido di azoto)

n.o-

➢ Forma anidridi e acidi solo nei n.o. +3 e +5

➢ Nel n.o. +4 forma il NO2 (biossido di azoto)

CARBONIO

➢ nel n.o. +2 forma un composto binario con l’ossigeno (CO)

FOSFORO

➢ n.o. -3: PH3 (fosfina) e PH4+ (ione fosfonio)

➢ n.o. +1: Acido ipofosforoso (H3PO2) che non forma la rispettiva anidride

➢ n.o. +3: anidride fosforosa (P2O3), addizionando 3 molecole di H2O

forma l’acido fosforoso (H3PO3) da cui l’HPO2- (ione ipofosfito) il cui

idrogeno acido è uno solo

➢ n.o. +5: Anidride fosforica (P2O5), da cui si formano gli acidi fosforici (3

acidi)

➢ P2O5+1 H2O =ACIDO METASFORICO HPO3/PO3-

➢ P2O5+2H2O= ACIDO PIROFOSFORICO H4P2O7/ P2O7 4-

➢ P2O5+3H2O= ACIDO ORTOFOSFORICO (FOSFORICO) H3PO4/PO4

3-

ARSENICO

➢ As2O3 (anidride arseniosa)+ 1 H2O= HAsO2 ACIDO

METARSENIOSO

➢ As2O3+ 3 H2O= H3AsO3 ACIDO ORTOARSENIOSO

➢ As2O5+H2O= HAsO3 ACIDO METARSENICO

➢ As2O5+2H2O= H4As2O7 ACIDO PIROARSENICO

➢ As2O5+3H2O= H3AsO4 ACIDO ORTOARSENICO

SILICIO

➢ n.o. +4: Anidride silicica SiO2 che può addizionare 1 o 2 molecole di

H2O

➢ SiO2+1 H2O= ACIDO METASILICICO

➢ SiO2+2 H2O= H4SiO3= ACIDO ORTOSILICICO

CIANURI

➢ HCN: Acido cianidrico/ CN-: Ione cianuro

➢ HCNO: Acido cianico (acido ossigenato)/ CNO-: Ione cianato

➢ HSCN:Acido solfocianidrico o tiocianico/ SCN-: Ione solfocianuro o

tiocianato

IODIO

➢ Anidride periodica: I2O7

➢ I2O7+H2O= HIO4 ACIDO METAPERIODICO/ACIDO PERIODICO

➢ I2O7+3H2O= H3IO5 ACIDO MESOPERIODICO

➢ I2O7+5 H2O= H5IO6 ACIDO ORTOPERIODICO

STAGNO

➢ Comportamento anfotero (sia da metallo che da non metallo)

➢ n.o. +2= SnO ossido/anidride stannoso

➢ SnO+H2O= H2SnO2 ACIDO STANNOSO, che si può scrivere anche

come Sn(OH)2, idrossido stannoso

➢ SnO2 2-: stanniti (Na2Sno2 STANNITO DI SODIO)

➢ SnSo4 (solfato stannoso); sali ternari dati dalla reazione di

neutralizzazione di idrossido di stagno e acido solforico

➢ nel n.o. +4 forma l’ossido/anidride stannica; con una sola molecola

d’acqua forma solo l’acido ossigenato, con 2 molecole di acqua forma

l’acido ortostannico o l’idrossido stannico

➢ SnO2+H2O= H2SnO3 ACIDO METASTANNICO

➢ SnO2+2H2O= H4SnO4 ACIDO ORTOSTANNICO o Sn(OH)4,

idrossido stannico

BORO

➢ n.o. +3: Anidride borica B2O3

➢ B2O3+H2O= HBO2 ACIDO METABORICO

➢ B2O3+3H2O= H3BO3 ACIDO ORTOBORICO (OPPURE SOLO

BORICO)

➢ 2B2O3+H2O= H2B4O7 ACIDO TETRABORICO

ALLUMINIO

➢ L’alluminio è anfotero, formando l’anidride o ossido di alluminio Al2O3

➢ Al2O3+H2O=HAlO2 ACIDO METALLUMINICO

➢ Al2O3+3H2O= H3AlO3 o Al(OH)3 ACIDO ORTOALLUMINICO O

IDROSSIDO DI ALLUMINIO

CROMO

➢ n.o. +2: comportamento metallico. CrO OSSIDO CROMOSO; Cr(OH)2

IDROSSIDO CROMOSO; Cr2+ IONE CROMOSO

➢ n.o. +3: comportamento metallico e non metallico. Cr2O3 OSSIDO

CROMICO; Cr(OH)3 IDROSSIDO CROMICO; Cr3+ IONE CROMICO

➢ Cr2O3+H2O= HCrO2 ACIDO CROMOSO

➢ n.o. +6: Comportamento non metallico. CrO3 ANIDRIDE CROMICA

➢ CrO3+H2O= H2CrO4 ACIDO CROMICO

➢ 2CrO3+H2O=H2Cr2O7 ACIDO DICROMICO

MANGANESE

➢ n.o. +2: COMPORTAMENTO METALLICO; MnO OSSIDO

MANGANOSO o Mn(OH)2 IDROSSIDO MANGANOSO

➢ n.o. +4: MnO2 BIOSSIDO DI MANGANESE

➢ MnO(OH)2 idrossido manganico

➢ n.o. +6: MnO3 ANIDRIDE MANGANICA; H2MnO4 ACIDO

MANGANICO

➢ n.o. +7: Comportamento non metallico; Mn2O7 ANIDRIDE

PERMANGANICA, HMnO4 ACIDO PERMANGANICO, MnO4-

IONE PERMANGANATO

MERCURIO

➢ n.o. +1: Forma lo ione Hg2 2+

➢ Non posso semplificare nei suoi composti perchè significherebbe rompere

un legame covalente

TIOCOMPOSTI

➢ Sostituzione di uno o più atomi di ossigeno con lo zolfo.

➢ Prefisso -TIO preceduto dal numero di sostituzioni

➢ Na2SO4: Solfato di sodio

➢ Na2S2O3: Tiosolfato di sodio

LE REAZIONI CHIMICHE

➢ TRASFORMAZIONI FISICHE: Cambiamenti della materia senza

cambiare la composizione submolecolare (fusione di un cubetto di

ghiaccio); si tratta di una trasformazione reversibile, cioè le particelle alla

fine sono identiche all’inizio

➢ TRASFORMAZIONI CHIMICHE: Processo attraverso il quale una

sostanza modifica la sua identità in sostanze diverse. Tuttavia gli atomi

rimangono inalterati ma cambiano la loro disposizione

➢ Una reazione chimica, attraverso la rottura di legami nelle sostanze di

partenza (REAGENTI) arriva alla formazione di nuove (PRODOTTI)

➢ LEGGE DI LAVOISIER: Somma delle masse dei reagenti=somma delle

masse dei prodotti

➢ COEFFICIENTI STECHIOMETRICI: Rapporti esistenti tra le particelle

delle specie chimiche coinvolte nella reazione (molecole o moli)

➢ REAZIONE CORRETTA= REAZIONE BILANCIATA (RAPPORTI

NUMERICI ESSENZIALI TRA LE SPECIE CHE REAGISCONO)

➢ Nelle reazioni chimiche nulla si crea e nulla si distrugge ma tutto si

trasforma

➢ Equazione chimica bilanciata= stesso numero di atomi di ciascun

elemento sia a destra che a sinistra

➢ Un’equazione chimica deve rappresentare quanto più fedelmente

possibile ciò che avviene nella realtà

➢ Le sostanze elementari sono indicate con la formula della molecola

➢ Se si indica una sostanza allo stato puro si vuole intendere che si parte

dallo stato solido

➢ Una soluzione acquosa di ammoniaca per esempio (NH3) contiene sia

ammoniaca, che ioni ammonio che OH-

➢ Se scriviamo H2SO4 ci riferiamo alla sostanza pura liquida

➢ ACIDI E BASI FORTI= MOLTO DISSOCIATI IN IONI

➢ ACIDI E BASI DEBOLI= QUASI COMPLETAMENTE NELLA

FORMA MOLECOLARE

REAZIONI IN SOLUZIONE ACQUOSA

➢ ELETTROLITI FORTI: Completamente dissociati in cationi e anioni;

aumentano la conducibilità elettrica della soluzione

➢ ELETTROLITI DEBOLI: Si dissociano parzialmente alcuni, mentre altri

rimangono in forma neutra. Aumentano di poco la conducibilità elettrica

➢ NON ELETTROLITI: Si disciolgono in acqua senza dissociarsi in cationi

e anioni, rimanendo in forma neutra. Non aumentano la conducibilità

elettrica

L’equazione di reazione può essere scritta:

➢ In forma neutra: sostanze scritte in forma neutra

➢ Ionica completa: tutti gli elettroliti in forma dissociata

➢ Ionica netta: Si scrivono solo gli ioni che partecipano alla reazione,

omettendo gli IONI SPETTATORE

TIPI DI REAZIONE

➢ Nel primo gruppo non cambia il n.o. (ACIDO-BASE, DI

COMPLESSAZIONE, PRECIPITAZIONE)

➢ Nel secondo gruppo cambia il n.o. (OSSIDORIDUZIONE)

REAZIONE ACIDO-BASE

➢ Secondo Arrhenius un acido è una sostanza in grado di liberare ioni H+ in

soluzione acquosa, mentre una base libera OH-

➢ ACIDI FORTI=ELETTROLITI FORTI; ACIDI

DEBOLI=ELETTROLITI DEBOLI

➢ Un acido di Arrhenius reagisce con una base per formare un sale

➢ in una reazione acido base c’è un acido che

Secondo Bronsted-Lowry,

cede un protone ad una base che lo accetta

REAZIONE DI FORMAZIONE DI COMPOSTI DI

COORDINAZIONE/COMPLESSAZIONE

➢ I composti di coordinazione avvengono tra i metalli di transizione

(orbitali vuoti) e i non metalli con tanti elettroni liberi di non legami

➢ Inizialmente si pensava che questi potessero fare tanti legami covalenti

dativi quanti orbitali atomici possedevano, ma ci siamo accorti che non è

così

➢ Infatti entra in gioco l’ingombro sterico di una molecola come l’NH3

REAZIONI DI PRECIPITAZIONE

➢ I reagenti sono solubili in H2O e sono anche elettroliti forti, ma parte del

soluto precipita come corpo di fondo

FORMALISMO DI SCRITTURA DELLE REAZIONI CHIMICHE

➢ Quando la reazione avviene tra sostanze pure, nella reazione compaiono

semplicemente le loro formula, minime o molecolari

➢ Tuttavia la maggior parte delle reazioni inorganiche avviene in soluzione

acquosa

➢ I composti solubili in H2O si trovano sempre come ioni dissociati

➢ Le sostanze insolubili in H2O si scrivono con la formula della sostanza

pura

➢ Le sostanze elementari molecolari sono indicate con la formula della

molecola (H2,O2,P4,S8)

➢ Quando sostanze solubili in H2O (come NaCl) sono indicate con la

formula della sostanza pura, si vuole indicare che si parte dallo stato

solido

➢ Quando un composto è presente in soluzione sotto forma di specie, si

indica la SPECIE DOMINANTE

➢ La soluzione di acido solforico per esempio non si indica con H2SO4,

perchè la molecola neutra non esiste in soluzione acquosa in quantità

apprezzabili, ma può essere rappresentata sia come 2H+ e SO4 2-, che

come HSO4- + H+, a seconda della dissociazione della soluzione

➢ Acidi e basi forti sono sempre dissociati in ioni

➢ Gli ossidi basici sono normalmente insolubili in H2O, ad eccezione dei

metalli alcalini e di bario tra gli alcalino-terrosi.

➢ Le anidridi solubili in acqua hanno comportamento acido

➢ Tutti gli idracidi si trovano allo stato gassoso a temperatura ambiente, ad

eccezione dell’HF, per la presenza di molti legami a H

➢ Siccome il cloro è più grande del fluoro, nell’HCl non avrò legami a

idrogeno, essendo troppo grande

➢ Le specie acide non esistono di per sè, ma nascono per aggiunta di acqua

alla rispettiva anidride

SALI SOLUBILI IN H2O

➢ Sali e idrossidi che contengono elementi del primo gruppo

➢ Sali che contengono gruppi nitrato, acetato, clorato e perclorato

➢ Sali di ammonio

➢ Sali con ioni appartenenti al gruppo 17 (Cl-, Br-, I-), ad eccezione dei

loro composti con l’argento, i