Chimica e propedeutica biochimica

Nomenclatura degli ioni idrossido e delle anidridi

N.O. IDROSSIDO IONE NOMENCLATURA

+1 NaOH Na Ione sodio

+1 KOH K Ione potassio

+2 Ca(OH) Ca Ione calcio

+2 Mg(OH) Mg Ione magnesio

+3 Al(OH) Al Ione alluminio

+2 Fe(OH) Fe Ione ferroso

+3 Fe(OH) Fe Ione ferrico

+1 CuOH Cu Ione rameoso

+2 Cu(OH) Cu Ione rameico

ANIDRIDI (ossidi acidi): non metallo + ossigeno

FORMULA GENERALE: NOMENCLATURA:

A O n.o. più basso -OSOx y non metallo n.o. più alto -ICO

N.O. FORMULA NOMENCLATURA

+4 SO Anidride solforosa

+6 SO Anidride solforica

+3 N O Anidride nitrosa

+5 N O Anidride nitrica

+2 CO Anidride carboniosa

+4 CO Anidride carbonica

+3 P O Anidride fosforosa

+5 P O Anidride fosforica

+1 Cl O Anidride ipoclorosa

+3 Cl O Anidride clorosa

+5 Cl O Anidride clorica

+7 Cl O Anidride perclorica

ACIDI OSSIGENATI (ossiacidi): anidridi (ossidi acidi) + H O

NOMENCLATURA:

FORMULA GENERALE: n.o. più basso -OSOH

NonMeO n.o. più alto -ICO

ANIDRIDE ACQUA FORMULA NOMENCLATURA

SO + H O H SO Acido solforoso

O₂H SO₄ - Acido solforico

3H₂O + HNO₂ - Acido nitroso

2H₂O + HNO₃ - Acido nitrico

2H₂O + CO₂ - H₂CO₃ - Acido carbonico

2H₂O + P₂O₃ - H₃PO₂ - Acido metafosforoso

2H₂O + 2P₂O₅ - H₄P₂O₇ - Acido pirofosforoso

2H₂O + 3P₂O₅ - H₃PO₃ - Acido (orto-) fosforoso

2H₂O + 2P₂O₅ - H₄P₂O₇ - Acido pirofosforico

2H₂O + 3P₂O₅ - H₃PO₄ - Acido (orto-) fosforico

2H₂O + 4Cl₂O - H₃ClO - Acido ipocloroso

2Cl₂O + H₂O - HClO - Acido cloroso

2H₂O + 2Cl₂O - H₄Cl₂O₇ - Acido clorico

2H₂O + 3Cl₂O - H₃ClO₄ - Acido perclorico

IDRACIDI: elemento + idrogeno

ELEMENTI POSSIBILI: Cl, Br, I, F, S

NOMENCLATURA:

HCl - Acido cloridrico

HBr - Acido bromidrico

HI - Acido iodidrico

HF - Acido fluoridrico

H₂S - Acido solfidrico

Gli acidi (idracidi e ossiacidi) si dissociano in acqua formando uno ione idrogeno chiamato anche protone (H⁺) ed un anione. La maggior parte degli acidi sono elettroliti deboli, fatta eccezione per HCl, HI e HBr che sono acidi forti.

così come HNO₂ (acido nitroso), HNO₃ (acido nitrico), HClO (acido ipocloroso), HClO₂ (acido cloroso), HClO₃ (acido clorico) e HClO₄ (acido perclorico) e H₂SO₄ (acido solforico). In una reazione, graficamente, un elettrolita forte si indica con una singola freccia (→), mentre un elettrolita debole si indica con una doppia freccia (↔); quindi, è possibile la reazione in entrambi i versi. ACIDI MONOPROTICI: +1 HF → F^- Ione fluoruro +1 HCl → Cl^- Ione cloruro +2 HBr → Br^- Ione bromuro +2 HI → I^- Ione ioduro +3 H₂S → S^2- Ione solfuro NOMENCLATURA: REAZIONE: n.o. più basso -OSO -ITO (acido e ioni) n.o. più alto -ICO -ATO +2 HNO₂ → H⁺ + NO₂^- Ione nitrito +3 HNO₃ → H⁺ + NO₃^- Ione nitrato +1 HClO → H⁺ + ClO^- Ione ipoclorito +2 HClO₂ → H⁺ + ClO₂^- Ione clorito +3 HClO₃ → H⁺ + ClO₃^- Ione clorato +4 HClO₄ → H⁺ + ClO₄^- Ione perclorato ACIDI POLIPROTICI (diprotici e triprotici):

1. ACIDI DIPROTICI:
• in soluzione acquosa, la dissociazione avviene gradualmente (un H per volta)
• ACIDO SOLFORICO (H₂SO₄): H⁺ + HSO₄^- (ione idrogenosolfato o bisolfato)
• HSO₄^-: H⁺ + SO₄^2- (ione solfato)
• ACIDO CARBONICO (H₂CO₃): H⁺ + HCO₃^- (ione idrogenocarbonato o bicarbonato)
• HCO₃^-: H⁺ + CO₃^2- (ione carbonato)
2. ACIDI TRIPROTICI:
• in soluzione acquosa possono fornire tre protoni H per molecola
• ACIDO FOSFORICO (H₃PO₄): H⁺ + H₂PO₄^- (ione diidrogenofosfato)
• H₂PO₄^-: H⁺ + HPO₄^2- (ione monoidrogenofosfato)
• HPO₄^2-: H⁺ + PO₄^3- (ione fosfato)
3. SALI: idrossido + ossiacido = sale + acqua
4. FORMULA GENERALE: NOMENCLATURA:
• (catione) (anione)_x^y
• x = cariche
• nome del catione
• y = cariche positive nel catione
5. REAZIONE (bilanciata) IONI:
• NaOH + HCl → NaCl + H₂O
• NaOH → Na⁺ + OH^-
• HCl → H⁺ + Cl^-

^Cl2+-Fe(OH) + 2HNO ^Fe(NO3)2 + 2H2O Fe(OH)3 + 2OH- ^Fe(OH)2 + 2H2O ^Cl3+-Al(OH)3 + 3HClO ^Al(ClO3)3 + 3H2O Al(OH)3 + 3OH- ^Al(OH)3 + 3H2O ^Fe3+-Fe(OH)3 + 3HNO3 ^Fe(NO3)3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3OH- ^Fe(OH)3 + 3H2O ^Ca2+-Ca(OH)2 + 2HCl ^CaCl2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2OH- ^Ca(OH)2 + 2H2O ^Cu2+-Cu(OH)2 + 2HClO ^Cu(ClO2)2 + 2H2O Cu(OH)2 + 2OH- ^Cu(OH)2 + 2H2O 1. Dati i due prodotti, dal primo togliere il gruppo OH e dal secondo togliere H; 2. Mettere al metallo (1° elemento), come pedice, il numero di H del secondo prodotto; 3. Mettere al non-metallo (2° elemento), come pedice, il numero di OH del primo prodotto. Esistono anche sali formati da acidi con

più di un atomo di idrogeno: saranno acidi divalenti quelli con due H e acidi trivalenti quelli con tre H:

SALI DI ACIDI TRIVALENTI

REAZIONE (bilanciata)

IONI

NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + H₂O

NaOH → Na⁺ + OH^-

NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + 2H₂O

H₃PO₄ → H⁺ + H₂PO₄^-

NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + HPO₄^2-

HPO₄^2- → H⁺ + HPO₄^2-

NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + HPO₄^2- + H₂O

HPO₄^2- + HPO₄^2- → H⁺ + PO₄^3-

3NaOH + H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O

HPO₄^2- → H⁺ + PO₄^3-

Idrossido di sodio + acido fosforico → (orto-)fosfato di sodio + acqua

2Cu(OH)₂ + 3H₃PO₄ → Cu(H₂PO₄)₂ + 6H₂O

Cu(OH)₂ + 2OH^- → Cu(H₂PO₄)₂

Idrossido rameoso + acido fosforico → (orto-)fosfato rameico + acqua

H₃PO₄ + HPO₄^2- → H₄P₂O₇

SALI DI ACIDI DIVALENTI

REAZIONE (bilanciata)

IONI

NaOH + H₂CO₃ → NaHCO₃ + H₂O

NaOH → Na⁺ + OH^-

NaOH + H₂CO₃ → Na₂CO₃ + 2H₂O

H₂CO₃ → H⁺ + HCO₃^-

NaOH + H₂CO₃ → Na₂CO₃ + HCO₃^-

HCO₃^- → H⁺ + CO₃^2-

NaOH + H₂CO₃ → Na₂CO₃ + HCO₃^- + H₂O

HCO₃^- + CO₃^2- → H⁺ + CO₃^2-

Idrossido di sodio + acido carbonico → bicarbonato di sodio + acqua

Na₂CO₃ + 2H₂CO₃ → NaHCO₃ + H₂O

HCO₃^- → H⁺ + CO₃^2-

Idrossido di sodio + acido carbonico → carbonato di sodio + acqua

112+ -Ca(OH) + H SO CaSO₄ + 2H₂O

Ca(OH)₂ Ca + 2OH^-

2 4 2 2 + 42-Idrossido di calcio + acido solforico solfato di calcio + acqua

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

-2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ Fe (SO₄)₃ + 6H₂O

Fe(OH)₃ Fe + 3OH^-

2 3 2 3 3 2 3 + 32-Idrossido ferrico + acido solforoso solfito ferrico + acqua

H₂SO₃ 2H⁺ + SO₃^2-

-2CuOH + H₂CO₃ CuCO₃ + 2H₂O

CuOH Cu + OH^-

2 3 2 3 2 + 32-Idrossido rameoso + acido carbonico carbonato rameoso + acqua

H₂CO₃ 2H⁺ + CO₃^2-

Per solo i sali la cui reazione contiene

Soluzioni, acidi, basi e pH

Se si mescolano due sostanze pure incapaci di reagire fra loro si ottiene una miscela. Una miscela può essere eterogenea (miscuglio) o omogenea (soluzione): la prima non ha composizione uniforme come acqua e olio, mentre

Una soluzione è quindi una miscela omogenea di due o più sostanze. La sostanza presente in maggiore quantità prende il nome di solvente, quella presente in minore quantità prende il nome di soluto. La solubilità è la quantità massima di

soluto che può essere sciolta in 100 g di solvente ad una temperatura definita. Quando una soluzione contiene una quantità di soluto pari alla sua solubilità è detta satura. Se si aggiunge del soluto ad una soluzione satura questo rimane come corpo di fondo.

Concentrazione di una soluzione. Si tratta di una grandezza usata per descrivere la composizione di una soluzione. La concentrazione esprime quindi la quantità di soluto disperso in una data quantità di solvente:

• Molarità: numero di moli di soluto in un litro di soluzione
• %p/v: grammi di soluto in 100 ml di soluzione
• %p/p: grammi di soluto in 100 grammi di soluzione
• %v/v: ml di soluto in 100 ml di soluzione

NB: la mole è la quantità di una sostanza che contiene un numero di Avogadro di atomi, molecole o ioni.

Esercizi

Calcolare la molarità di una soluzione che contiene 8,4 g di NaHCO3 in 250 ml. PM NaHCO3 = 84

Numero di moli in 250 ml: 8,4 / 84 = 0,1

Molarità (mol/l): 0,1

0,4 - Calcolare la molarità di una soluzione che contiene 0,36 g di HCl in 100 ml. PM HCl = 36

Numero di moli in 100 ml: 0,36 / 36 = 0,01

Molarità (mol/l): 0,01 * 10 = 0,1

viene generalmente considerata un non-elettrolita. Misure di conducibilità elettrica

⁺ - significa che, anche se in : H₂O H⁺ + OH^-. Il processo di

influenzato da tutte quelle sostanze che disciolte in acqua siano

⁺ - in grado di alterare i valori di [H⁺] e [OH^-]: gli acidi e le basi.

Il chimico Arrhenius fu il primo a proporre una teoria acido-base a partire dal comportamento di

queste sostanze in acqua. Secondo questi un acido è una qualsiasi sostanza che si dissoci in soluzione

⁺ + - acquosa liberando ioni H⁺: HA = H⁺ + A^-. Una base è una qualsiasi sostanza che si dissoci in soluzione

^- + - acquosa liberando ioni OH^-: BOH = B + OH^-. Gli acidi e le basi possono poi essere distinti in forti e

deboli a seconda del loro grado di dissociazione: acidi o basi forti se completamente dissociati nei

propri ioni.

mentre sono acidi o basi deboli se dissociati solo in parte. Un acido forte è una sostanza che in acqua si ionizza completamente per dare ioni H (HCl). Una base forte è una sostanza che in acqua si ionizza completamente per dare ioni OH (NaOH). Acidi e basi deboli non sono completamente ionizzati in soluzione ma danno luogo ad un equilibrio. La teoria di Arrhenius ha però dei problemi: classifica acidi e basi in funzione solo del loro comportamento in acqua e non spiega le proprietà basiche di alcune sostanze che non contengono gruppi ossidrilici (NH3). Secondo Brønsted-Lowry, un acido è una qualsiasi sostanza in grado di cedere protoni H+ e una base è una qualsiasi sostanza in grado di accettare protoni H+. Specie che differiscono solo per un protone, quali NH4+/NH3 o H2O/H3O+, costituiscono una coppia coniugata acido-base. Ad esempio NH4+ è una base, ma una volta accettato il protone diventa NH3, che è un acido.