Esame di chimica inorganica

FORMULA NOME

HCl cloruro di idrogeno

HBr bromuro di idrogeno

SiC carburo di silicio

Se due elementi formano composti diversi, si utilizzano prefissi greci per indicare il numero di atomi di ogni

elemento presente:

FORMULA NOME

CO monossido di carbonio

CO diossido di carbonio

2

SO diossido di zolfo

2

SO triossido di zolfo

3

CCl tetracloruro di carbonio

4

N.B. Il prefisso mono può essere in ogni caso omesso per il primo elemento della formula, per il secondo

elemento può essere omesso solo nel caso in cui quest’ultimo può formare solo un tipo di composto.

Composti binari con idrogeno:

Per l’idrogeno non vengono utilizzati i prefissi greci. Spesso questi composti vengono chiamati con il loro

nome comune o con nomi che non indicano specificatamente il numero di atomi di H presenti:

FORMULA NOME

B H diborano

2 6

CH metano

4

SiH silano

2

NH ammoniaca

3

Nomenclatura di acidi e basi: +

Acidi: un acido può essere descritto come una sostanza che produce ioni idrogeno (H ) se disciolta in acqua.

Le formule degli acidi contengono uno o più atomi di idrogeno più un gruppo anionico. Gli anioni il cui

nome termina in “uro” formano acidi con il suffisso “idrico” preceduti dal termine “acido”.

FORMULA NOME

HCl cloruro di idrogeno

HCl acido cloridrico

N.B. Il nome assegnato al composto dipende dal suo stato fisico: allo stato gassoso o come liquido puro HCl

è chiamato “cloruro di idrogeno”, se HCl è disciolto in acqua la sostanza viene chiamata “acido cloridrico”.

Ossiacidi: sono acidi che contengono idrogeno, ossigeno ed un altro elemento: H X O .

n m p

Per assegnare un nome agli ossiacidi:

1. SE si aggiunge un atomo O all’acido “ico”: l’acido diventa “acido per...ico”.

2. SE si rimuove un atomo O dall’acido “ico”: l’acido diventa “acido …oso”.

3. SE si rimuovono due atomi O dall’acido “ico”: l’acido diventa “acido ipo…oso”.

Ossiacidi da ricordare:

FORMULA NOME

H CO acido carbonico

2 3

HNO acido nitroso

2

HNO acido nitrico

3

NPO acido metafosforico

3

H P O acido pirofosforico

4 2 7

H PO acido ortofosforico

3 4

H SO acido solforoso

2 3

H SO acido solforico

2 4

HClO acido ipocloroso

HClO acido cloroso

2

HClO acido clorico

3

HClO acido perclorico.

4

Idracidi:

Sono acidi. Sono composti binari tra H ed un non metallo ad alta elettronegatività. Disciolti in acqua

+

liberano ioni H .

FORMULA NOME

HF acido fluoridrico

HCl acido cloridrico

HBr acido bromidrico

HI acido iodidrico

H S acido solfidrico

2 -

Basi: una base può essere descritta come una sostanza che produce ioni idrossido (OH ) quando viene

disciolta in acqua. In genere le basi sono composti ionici formati da cationi metallici con l’anione idrossido e

i nomi sono assegnati secondo le regole dei composti ionici. X(OH) si dicono idrossidi.

n

FORMULA NOME

LiOH idrossido di litio

Ca(OH) idrossido di calcio

2

Al(OH) idrossido di alluminio

3

Nomenclatura dei sali:

I Sali sono composti ionici costituiti da un catione e da un anione provenienti dalla reazione di una base con

un acido: NaOH+HCl=NaCl+H O.

2

Regole per determinare le formule chimiche dei sali: gli elementi vanno scritti in ordine di elettronegatività

crescente:

1. Metallo.

2. Non-metallo.

3. Ossigeno (se presente).

Per determinare il nome si scrive: “nome dell’anione di nome del catione”:

FORMULA NOME

NaCl cloruro di sodio

CaSO solfato di calcio.

4 STECHIOMETRIA

Formule chimiche:

Una molecola è un aggregato di due o più atomi in una disposizione definita. Una molecola biatomica

contiene solo due atomi, una molecola poliatomica contiene più di due atomi.

La formula empirica indica quali elementi sono presenti ed il più semplice rapporto in numeri interi tra i

loro atomi, non indica necessariamente il numero effettivo di ciascun tipo di atomi nella molecola.

La formula molecolare indica il tipo ed il numero esatto di atomi che compaiono nella molecola.

La formula di struttura mostra come gli atomi in una molecola sono legati tra di loro.

ESEMPIO: informazioni contenute in una formula: SO :

2 23

1. Quanto ne devo pesare perché siano presenti 6.022x10 molecole?

23

6.022x10 è il numero di Avogadro, per cui bisogna pesarne una quantità pari ad una mole. La mole è

la quantità in grammi pari al peso molecolare della molecola. Il peso molecolare di SO è :

3

15.999+3·32.066=80.063g.

2. Prelevandone 100g quante molecole ci sono?

Per questa richiesta è opportuno introdurre il fattore di conversione, che in questo caso sarà

1mol/80.06g, quindi:

il fattore di conversione per passare dalle moli alle molecole sarà invece:

3. Partendo dalla formula, si può ricavare la percentuale in peso dello zolfo?

Supponendo di avere 80.063g di SO i grammi di S e O saranno: S=23.066g e 3O=47.997g. Il fattore di

3

conversione sarà: 80.067g/100%, quindi:

e

4. Risalire alla formula partendo dalla percentuale degli elementi.

Supponendo di non sapere la formula di un composto costituito da S e O e supponiamo di avere il

50.05% di S e il 49.95% di O.

Si procede assumendo di avere 100g di sostanza in modo che le percentuali corrispondano già ai

grammi, per cui S=50.05g e O=49.95g.

Si divide ciascuna quantità per la massa atomica di ciascun elemento, in modo da ottenere il numero di

mole di quell’elemento in 100g: S=50.05/21.066=1.56mol e O=49.95/15.999=3.12mol.

A questo punto si guarda il rapporto tra le due moli: 3.12/1.56=2, dunque la formula sarà: SO .

2

RIASSUMENDO:

Le reazioni chimiche:

Il processo nel quale una o più sostanze si trasformano in una o più sostanze differenti è detto reazione

chimica. Atomi e molecole reagiscono chimicamente l’uno con l’altro come singole unità e il numero di

ciascun tipo di atomi non cambia in una reazione. Il numero di atomi di un dato elemento deve essere lo

stesso, sia nei prodotti che nei reagenti.

Bilanciare una equazione chimica:

1. Identificare reagenti e prodotti, rispettivamente sul lato destro e sinistro dell’uguale.

2. Iniziare a bilanciare l’equazione provando diversi coefficienti, in modo da avere lo stesso numero di

atomi di ogni elemento su entrambi i lati dell’equazione. I PEDICI NON VANNO MODIFICATI.

3. Iniziare con il bilanciare gli elementi che compaiono una sola volta su entrambi i lati dell’equazione, ma

in numero diseguale di atomi.

4. Finire con il bilanciare di conseguenza gli elementi restanti.

N.B. È di uso comune utilizzare l’insieme di coefficienti stechiometrici più basso possibile (purché siano tutti

numeri interi).

Significato dei coefficienti stechiometrici:

ESEMPIO: 2C H +7O =4CO +6H O

2 6 2 2 2

Questa equazione ci dice che 2 molecole di etano reagiscono con 7 molecole di ossigeno per dare 4

molecole di anidride carbonica e 6 molecole d’acqua. I coefficienti danno un’informazione quantitativa.

Se ho a disposizione 10 molecole di etano, quante molecole di anidride carbonica ottengo?

In questo caso il fattore di conversione è: 2 molecole di etano/4 molecole di anidride carbonica, quindi:

Quantità di reagenti e di prodotti:

L’approccio generale per riassumere i problemi di stechiometria si può riassumere in 4 fasi:

1. Scrivere un’equazione bilanciata per la reazione.

2. Convertire le quantità date dei reagenti in numero di moli.

3. Usare il rapporto molare dall’equazione bilanciata (i coefficienti) per calcolare il numero di moli di

prodotti formati.

4. Convertire le moli dei prodotti in grammi.

N.B. I passaggi 2-4 possono essere riassunti in un’unica espressione.

ESEMPIO: 2CH OH+3O =2CO +4H O:

3 2 2 2

Se 209g di metanolo sono utilizzati per la combustione, quanta massa di acqua viene prodotta?

Grammi CH OH —> moli CH OH —> moli H O —> grammi H O

3 3 2 2

Bilanciamenti redox:

Una reazione redox è una reazione di ossidoriduzione in cui: le specie che si ossidano perdono elettroni, le

specie che si riducono acquistano elettroni.

Numero di ossidazione: è la carica che l’atomo avrebbe se gli elettroni di legame fossero tutti assegnati

all’atomo più elettronegativo. Non ha valori fisici, ma serve solamente a giustificare il rapporto con cui gli

atomi si combinano.

Regole per l’assegnazione dei numeri di ossidazione:

1. Negli elementi allo stato puro ogni atomo ha numero di ossidazione pari a zero. 3+

2. Per gli ioni composti da un solo atomo il numero di ossidazione è pari alla carica dello ione. Fe avrà

-

quindi carica +3, I avrà carica -1. I metalli alcalini hanno tutti numero di ossidazione +1, i metalli

alcalino-terrosi +2, l’alluminio ha sempre +3.

3. Il numero di ossidazione dell’ossigeno è nella maggior parte dei casi -2. Eccezioni: nello ione perossido è

-1, nello ione superossido è -1/2.

4. Il numero di ossidazione dell’idrogeno è nella maggior parte dei casi +1. Eccezioni: se l’idrogeno è

legato a metalli in composti binari il suo numero di ossidazione è -1.

5. Il numero di ossidazione degli alogeni (F, Cl, Br, I) è nella maggior parte dei casi -1. Eccezioni: quando Cl,

Br e I sono legati ad altri alogeni, solo l’alogeno più elettronegativo ha numero di ossidazione -1.

Quando si combinano con l’ossigeno Cl, Br e I hanno numero di ossidazione positivo perché l’ossigeno è

più elettronegativo.

6. La somma dei numeri di ossidazione di tutti gli elementi in una molecola o in uno ione poliatomico deve

essere pari alla carica sulla molecola o sullo ione. In una molecola neutra la somma è quindi 0. Mentre

4+

ad esempio nello ione ammonio poliatomico NH deve essere +1.

Regole per bilanciare una reazione redox:

1. Si bilanciano da una parte le specie implicate nello scambio di elettroni.

2. Si bilanciano le altre specie (che non siano O e H).

3. Si completa il tutto aggiungendo H O e contando H e O.

2

Regole per bilanciare una reazione redox con il metodo ionico-elettronico:

1. Scrivere l’equazione non bilanciata della reazione in forma ionica.

2. Separare l’equazione in due semireazioni.

3. Bilanciare ogni semireazione in base al numero ed al tipo di atomi e di cariche. Per le reazioni in

+

ambiente acido, aggiungere H O per bilanciare gli atomi di ossigeno e aggiungere H per bilanciare gli

2

atomi di idro