Appunti di chimica generale completi

IONI DEGLI ACIDI

Li acidi possono dar luogo alla formazione di ioni (anioni) aventi una o più cariche negative. La nomenclatura di questi anioni si ottiene a partire dal nome dell'acido sostituendo la desinenza -oso con la desinenza -ito, la desinenza -ico con la desinenza -ato e la desinenza idrico con la desinenza -uro.

Esempi:

• 3-HNO₃ - Acido Nitrico
• NO₃^- - Ione Nitrato
• 2-SO₄^2- - Acido Solforico
• SO₄^2- - Ione Solfato
• H₂SO₃ - Acido Solforoso
• SO₃^2- - Ione Solfito
• Cl^- - Ione Cloruro
• HCl - Acido Cloridrico
• 4-HClO - Acido Perclorico
• ClO₄^- - Ione Perclorato
• HClO₄ - Acido Perclorico

IONI DEI METALLI

Anche i metalli possono dare luogo alla formazione di ioni in conseguenza della perdita di uno o più elettroni. In questo caso il nome del corrispondente ione (catione) si ottiene esattamente come nel caso degli ossidi.

Esempi:

• Ca²⁺ - Ione Calcio
• Ca - Calcio
• Fe²⁺ - Ione Ferroso
• Fe(II) - Ferro
• Fe³⁺ - Ione Ferrico
• Fe(III) - Ferro
• Al - Alluminio
• Al³⁺ - Ione Alluminio
• Sn(II) - Ione Stannoso
• Sn - Stagno
• Sn(IV) - Ione Stannico
• Sn - Stagno

SALI

Formalmente tutti

I sali si possono far derivare dalla reazione di un acido con un idrossido con la formazione di un sale e acqua. Sebbene questa reazione non sia sempre possibile, tuttavia ci permette di ottenere facilmente la formula del sale e di formarne il nome con semplicità. Il nome di un sale si ottiene unendo il nome dello ione metallico con il nome dell'anione dell'acido che lo compongono. Esempi:

• SO: Solfato di Sodio
• Na2: Cloruro di Sodio
• Solfato Ferroso: FeSO4
• Solfato Ferrico: Fe2(SO4)3
• Solfato di Alluminio: Al2(SO4)3
• Perclorato di magnesio: Mg(ClO4)2
• Pirofosfato di Calcio: Ca2P2O7
• Ortofosfato di Sodio: Na3PO4

SALI ACIDI E SALI BASICI

Talvolta accade che non tutti gli atomi di idrogeno di un acido vengano completamente salificati nella formazione di un sale, si dice allora che il sale è un SALE ACIDO. La nomenclatura di questi composti deve naturalmente indicare la natura del sale e il numero di idrogenioni che non sono stati sostituiti; si procede come segue. Stabilito

Il nome del sale, secondo le regole precedentemente descritte, si interpone tra il termine derivante dall'acido e il termine derivante dall'idrossido, seguito da una parola che indica il numero di idrogenioni non utilizzati secondo il seguente schema:

• Un idrogenione libero: Monoacido
• Due idrogenioni liberi: Biacido
• Tre idrogenioni liberi: Triacido

Esempi:

• CO: Acido Carbonico
• H₂CO: Carbonato di Sodio
• Na₂HCO: Carbonato Monoacido di Sodio (Bicarbonato di Sodio)
• 3PO: Acido Ortofosforico
• H₃PO: Ortofosfato di Sodio
• Na₃PO: Ortofosfato Biacido di Sodio
• NaH₂PO: Ortofosfato Monoacido di Sodio
• Na₂SO: Acido Solforico
• H₂SO: Solfato di Potassio
• K₂SO: Solfato Monoacido di Potassio (Bisolfato di Potassio)
• KHSO₄

IDRURI:

Si definiscono IDRURI tutti i composti tra un metallo e l'idrogeno; la nomenclatura di tali composti si ottiene facendo seguire al nome idruro il nome del metallo da cui deriva.

Esempi:

• Sodio: NaH - Idruro di Sodio
• Litio: LiH - Idruro di Litio
• Alluminio e Litio:

LiAlH₄ è un composto comune. Struttura elettronica: come sono disposti gli elettroni intorno al nucleo? Gli elettroni si comportano sia come particelle che come onde. La loro energia quando sono legati ad un nucleo è quantizzata (discreta). La luce è formata da onde elettromagnetiche che possono essere descritte come un fascio di particelle, dette fotoni, di energia hν, dove h è la costante di Plank e ν è la frequenza dell'onda. MODELLO di BOHR (1913): l'energia dell'elettrone è proporzionale alla distanza dal nucleo; esistono solo alcune regioni (orbite stazionarie) in cui esso si può trovare => l'energia è quantizzata. MODELLO ONDULATORIO DELL'ATOMO (1930): il movimento degli elettroni è rappresentato da una probabilità; le regioni dello spazio in cui è probabile trovare l'elettrone si chiamano orbitali. È impossibile conoscere simultaneamente e con precisione la posizione e la velocità di un elettrone (Principio di indeterminazione di Heisenberg).

indeterminazione di Heisenberg: una precisione grande a piacere la posizione e la velocità di una particella.

Si definisce ORBITALE la regione di spazio intorno al nucleo dove si ha una probabilità del 90% di trovare l'elettrone.

Ogni orbitale è caratterizzato da 3 numeri che sono detti numeri quantici:

• n: identifica il guscio (n = 1, 2, 3, ...)
• l: identifica la forma (l = 0, ..., n-1)
• m: identifica l'orientazione (m = -, ..., 0, ..., +)

Quando un atomo viene eccitato, ad esempio con un fascio di luce, i suoi elettroni possono assorbire energia da un fotone e "saltare" su un orbitale più esterno. Quando l'elettrone torna nello stato fondamentale emette l'energia precedentemente acquisita sotto forma di radiazione elettromagnetica della stessa frequenza.

E e a distanza dal nucleo: -∞ < E < ∞

fotone: hν

E fotone: 2E₁

ASSORBIMENTO

EMISSIONEÆTransizioni dallo stato fondamentale E ad uno stato eccitato E spettri di assorbimento.1 2 Æallo stato fondamentale E spettri di emissione.Transizioni dallo stato eccitato E 2 1L’elettrone è caratterizzato dal numero quantico di spin m , che può assumere solo due valoris= + ½ o - ½msCostruzione della Tabella Periodica (AUFBAU) :Regole:1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile.2. Principio di Pauli: un orbitale può essere vuoto oppure occupato da un massimo di dueelettroni. Due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin antiparallelo.3. Principio di Hund: il riempimento di un orbitale degenere si ha soltanto se gli altri orbitalidegeneri sono già occupati da un elettrone.Gli elementi dello stesso gruppo hanno una configurazione elettronica dello stato fondamentalesimile.ElettronegativitàL’elettronegatività di un atomo misura la sua tendenza ad

attrarre elettroni rispetto ad un altro atomo: quando atomi diversi si avvicinano quello a maggiore elettronegatività tende ad acquistare elettroni (uno o più), quello a minore elettronegatività tende invece a perderli.

L'elettronegatività aumenta lungo i periodi della tavola periodica degli elementi da sinistra verso destra e diminuisce lungo i gruppi (dall'alto in basso).

ELETTRONEGATIVITÀ

Numero di ossidazione

Il numero di ossidazione è il numero di elettroni formalmente perduti (e allora sarà positivo) o acquistati (in questo caso sarà negativo) da un atomo nel o nei legami covalenti all'interno di una molecola. Quando in una reazione chimica un atomo aumenta il suo numero di ossidazione, "perdendo" elettroni (cioè si ossida) o abbia diminuito il suo numero di ossidazione, "acquistando" elettroni (cioè si sia ridotto).

1) Il numero di ossidazione degli elementi nel loro stato

elementare è 0.2) L'idrogeno, nei suoi composti ha N.O. + 1 ( tranne che negli idruri dei metalli con elettronegatività minore di 2,1).

3) L'ossigeno nei suoi composti ha N.O. -2 (tranne che nei perossidi ove il N.O. è -1; i perossidi sono caratterizzati dal legame - O - O -).

4) Il numero di ossidazione degli ioni monoatomici è pari al numero della loro carica con lo stesso segno.

5) Le molecole neutre hanno la somma algebrica dei N.O. degli elementi costituenti pari a 0; per gli ioni la somma è invece pari al numero delle cariche con lo stesso segno.

6) Nei composti covalenti, il N.O. degli elementi si calcola assegnando i doppietti elettronici di legame all'atomo più elettronegativo; le cariche che ne risultano sui diversi elementi rappresentano anche il N.O.

Legame chimico

Gli atomi interagiscono tra di loro e formano molecole, ad eccezione dei gas nobili che sono monoatomici.

Teoria di Lewis:

• Gli elettroni esterni, di valenza,

Sono implicati nel legame chimico:

• Se gli elettroni vengono trasferiti si ha legame ionico
• Se gli elettroni sono in compartecipazione si ha legame covalente

Gli atomi tendono ad assumere la configurazione elettronica dei gas nobili, regola dell'ottetto. Gli elettroni di valenza sono indicati con dei punti, come mostrato in figura.

Simboli di Lewis

Regola dell'ottetto. 2 6np ) nello strato più esterno conferisce particolare stabilità all'atomo (infatti è la struttura dei gas nobili): gli atomi tendono a conseguire una configurazione elettronica esterna a ottetto acquistando o cedendo elettroni realmente (ionizzazione) o formalmente (elettroni di valenza o di legame).

Fanno eccezione idrogeno (H), litio (Li), berillio (Be) e boro (B) che completano la configurazione acquistando 1 elettrone (H e Li), 2 elettroni (Be) o 3 (B).

Legame ionico

Il legame ionico è l'attrazione che si stabilisce

tra le cariche opposte di cationi ed anioni (+), mentre Cl acquista un elettrone (Cl-). Gli ioni formano un solido ionico in cui ioni + si alternano a ioni -. Altri esempi di legame ionico: - Na+ + F- → NaF (fluoruro di sodio) - K+ + I- → KI (ioduro di potassio) - Mg2+ + 2Cl- → MgCl2 (cloruro di magnesio) Legame covalente. Gli elettroni di legame sono condivisi dai due atomi. Nel caso che i due atomi nel legame covalente siano uguali, gli elettroni sono equamente condivisi: questo legame si chiama covalente apolare o puro (esempi: H2, O2, N2). Nel caso in cui gli atomi siano diversi, gli elettroni di legame sono attirati dall'atomo più elettronegativo: il legame che si forma si chiama covalente polare. Ad esempio, nella molecola HCl, sul cloro si forma un "polo negativo" e sull'idrogeno un "polo positivo" dovuti alla presenza di cariche parziali. La polarità del legame covalente polare dipende dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi.parziale carica positiva. Questo tipo di legame, chiamato legame covalente polare, è caratterizzato dalla condivisione di elettroni tra gli atomi, ma con una distribuzione non uniforme degli stessi a causa della differenza di elettronegatività.