Schemi di elementi di chimica e chimica fisica per esame

NOME COMPOSTO DA COSA è FORMATO NOME TRADIZIONALE

Perossidi Metallo + ossigeno (n.o.=- Perossido + nome metallo

1)

Ossido basico Metallo + ossigeno (n.o.=- Ossido + nome metallo

2) Se sono presenti due n.o.

del metallo:

- OSO (più basso)

- ICO (più alto)

Ossido acido o anidride Non metallo (più di un n.o.) Anidride + nome non

+ ossigeno metallo stesse regole



degli ossidi basici: i non

metalli presentano più di 2

n.o. (no fluoro)

- IPO + OSA (più

basso)

- OSA (intermedio)

- ICA (intermedio)

- PER + ICA (più alto)

Idruro Idrogeno + metallo Idruro + nome metallo (se

Uguale agli ossidi presenta due n.o.:

- OSO

- ICO

Idracidi Idrogeno + non metallo Acido + nome non metallo

(generalmente alogeni): F, + -idrico

Cl, Br, I + S

Sali binari Metallo + non metallo Nome non metallo – URO +

Sali corrispondenti degli idracidi (deriva da un idracido) nome metallo. Se

-a

H X X

 presentano due n.o.:

a - OSO

- ICO

COMPOSTI TERNARI

NOME COMPOSTO DA COSA è FORMATO NOME TRADIZIONALE

Idrossidi Metallo + ossigeno + Idrossido di + nome metallo

idrogeno (OH – gruppo Se il metallo presenta due

ossidrile) ossido basico + n.o.:

 - OSO

acqua. Ione ossidrile carica - ICO

sempre -1.

Ossiacidi Idrogeno + non metallo + Acido + nome anidride al

ossigeno (H X O ) ossido maschile

a b c Eccezioni: gli acidi

acido + acqua fosforici! Per avere l’acido

fosforico bisogna

aggiungere 3 molecole

d’acqua all’anidride

fosforica.

Meta- (una molecola di

acqua) HPO 3

Piro- (due molecola di

acqua) H P O

4 2 4

Orto- (acido fosforico): (tre

molecola di acqua) H PO

3 4

Sali ternari Metallo + non metallo + Per - ……. – ato più alto

ossigeno (deriva da un ……. – ato

ossiacido) ……. – ito

Aggiungo anione Ipo - ……. – ito più

basso

I sali sono generalmente dati dalla combinazione di un

acido con una base, ad esempio un idrossido. Per

scrivere la formula chimica di un sale basta combinare

l’anione dell’acido considerato con un catione metallico. Dal momento

che l’anione di un acido si comporta come un gruppo unico, la

combinazione con il catione metallico può essere eseguita in modo

semplice semplificando la struttura del sale a quella di un composto binario. Il nome del

catione viene assegnato come per gli idrossidi.

STRUTTURE DI LEWIS

Come scrivere le formule di struttura

1. Si conta il numero totale di elettroni di valenza presenti:

2 3 2 4 1

⟹ N: 2s 2p ; O: 2s 2p ; H: 1s = 5 + (6 x 3) +1 =24

2. Si scrive un unico legame covalente tra l'atomo centrale e ciascuno degli atomi

circostanti

Ho così utilizzato 8 e- dei 24 totali

3. Si completa l’ottetto iniziando dagli atomi più elettronegativi fino a raggiungere il

numero di e- di valenza

4. Si verifica se tutti gli atomi hanno ottetto completo

Come disegnare una formula di struttura?

REGOLA DELL’OTTETTO: ogni elemento raggiunge la stabilità completando il guscio di

valenza con otto elettroni, pertanto condivide, cede o acquista elettroni fino all’ottenimento

dell’ottetto completo. H ed He, invece, possono ospitare al massimo due elettroni nel guscio

di valenza. non è rappresentare la vera geometria nello spazio;



Eccezioni:

Regole base:

- L’atomo centrale è in genere l’atomo singolo o il meno elettronegativo o quello con

valenza più alta.

- Per scrivere un acido, al non metallo o al semimetallo si uniscono tanti ossidrili quanti

sono gli idrogeni presenti e solo dopo si legano gli elementi restanti.

- Per scrivere un idrossido, si uniscono gli ossidrili al metallo.

- Per scrivere un sale, si procede in modo analogo a quanto visto per gli acidi ma

sostituendo gli idrogeni con i metalli.

Suggerimento:

Per capire quando e a chi assegnare doppi legami e legami dativi bisogna ricordare la

struttura di Lewis dei singoli elementi. Ad esempio, un elemento che ha dei doppietti solitari è

molto probabilmente un donatore nel legame dativo.

CARICA FORMALE

Per verificare la correttezza delle formule di struttura si calcola la carica formale per ciascun

componente, cioè la carica assegnata a

ciascun atomo assumendo che gli elettroni di

legame siano equamente condivisi

indipendentemente dall’elettronegatività

degli atomi stessi.

REAZIONI CHIMICHE E BILANCIAMENTI coefficiente stechiometrico

Spesso ogni formula chimica è preceduta da un , il quale

specifica il numero di molecole o moli di ciascuna sostanza e serve a descrivere

quantitativamente il processo.

Se nella reazione sono coinvolte specie che modificano il loro numero di ossidazione (per

ossidazione o per riduzione), non è sufficiente bilanciare le masse ma è necessario bilanciare

reazione redox ossidoriduzione

anche le cariche: si parla di o di .

aumenta

Specie che si ossida (detta anche specie riducente): il suo numero di



ossidazione diminuisce

Specie che si riduce (detta anche specie ossidante): il suo numero di



ossidazione

Regole per il bilanciamento di reazioni redox:

1. Assegnare il numero di ossidazione agli atomi che partecipano alla reazione;

2. Individuare le specie ossidante e riducente;

3. Calcolare il numero di elettroni trasferiti per ogni specie individuata, ricordando di

moltiplicare ognuno dei numeri per il numero di atomi contribuenti;

4. Assegnare i coefficienti stechiometrici alle specie ossidante e riducente in modo tale da

uguagliare il numero di elettroni ceduti e acquistati (bilanciamento delle cariche);

5. Bilanciare gli altri elementi secondo il semplice bilanciamento delle masse.

L’azoto si riduce, il rame si ossida. Tuttavia, dal momento che l’azoto dell’acido nitrico è

coinvolto sia in una reazione redox che in una reazione di scambio semplice, si può

semplificare il bilanciamento considerando la reazione inversa, ovvero bilanciando da destra

verso sinistra:

A questo punto si procede con il bilanciamento delle masse:

CONCENTRAZIONE

Percento in peso (%m/m) Percento in volume (%v/v)

Percento peso/volume (%m/v)

Molarità (M) e Molalità (m)

Frazione molare (Χ)

TEORIE ACIDO-BASE

Gli acidi e le basi sono classi di elettroliti le cui proprietà vengono definite da diverse teorie

che ampliano progressivamente i concetti di acidità e basicità.

➢ Teoria di Arrhenius (Acido specie che in soluzione acquosa libera ioni H+. Base specie che

in soluzione acquosa libera ioni OH)

➢ Teoria di Br ø nsted-Lowry (Acido specie che in soluzione acquosa libera ioni H+. Nella

semireazione riportata nell’esempio, CH COOH si comporta da acido. Analogamente, H O+

3 3

si comporta da acido nella semireazione . Base specie che in soluzione acquosa acquista

ioni H+. Nella semireazione riportata nell’esempio, H O si comporta da base.

2

Analogamente, CH COO- si comporta da base nella semireazione .) Si parla di

3

coppie acido-base coniugate.

➢ Teoria di Lewis (Acido specie in grado di accettare doppietti elettronici. In altre parole



forma legami dativi come accettore. Base specie in grado di donare doppietti elettronici. In



altre parole forma legami dativi come donatore.)

pH E pOH

Anfiprotica: l’acqua è in grado di comportarsi sia da base che da acido.

Reazione di autoionizzazione o autoprotolisi dell’acqua

c d a b

Aa + Bb Cc + Dd Kw= ( [C] + [D] ) / ( [A] + [B] )



Prodotto ionico dell’acqua Kw:

+ -

- [H O ] = [OH ] = 10-7 mol/L. soluzione neutra

3 + -

- [H O ] > [OH ] per una soluzione acida

3 - +

- [OH ] > [H O ] per una soluzione basica

3 +

pH= -log a in soluzioni molto diluite ([H ]<1M) il pH diventa pH = -log [H+ ]

H +

CALCOLO DEL pH DI UNA SOLUZIONE – ACIDI E BASI FORTI si dissociano

completamente

Acidi forti HA

Ma è sempre necessario usare l’equazione rigorosa? No, dipende dalla concentrazione di HA!

-7 -8

a) Ca < 10 - 10 M

-7 -8

Se Ca ≈ 10 il pH si avvicinerà molto a 7, mentre sotto 10 M il pH sarà pari a 7 (a

25°C!).

-7 -6

b) 10 < Ca < 5·10 MIn queste condizioni il contributo in [H O+] da parte di H O non è

3 2

trascurabile se paragonato agli [H+ ] forniti da HA. È necessario utilizzare l’equazione

rigorosa (1) e, risolvendo per [H O +], si ottiene:

3

-6

c) 5·10 M < Ca < 1M

In queste condizioni il contributo dell’acqua è trascurabile, ovvero, in termini

matematici, è possibile trascurare il rapporto K /[H O+]=[OH- ] nell’equazione (2)

w 3

ottenendo Ca = [H O+]: ecco perché, per soluzioni diluite, diciamo che pH = -logCa !

3

d) Ca > 1M

In queste condizioni la soluzione è talmente concentrata da non poter più confondere

aH3O + con [H O+]. Si ha quindi che pH = -log a

3 H3O+

Base forte BOH o B

CALCOLO DEL pH DI UNA SOLUZIONE – ACIDI E BASI DEBOLI

Acidi deboli

in acidi forti la dissociazione è uguale per tutti (negli acidi deboli no)

Base debole

C *V =C *V

in in fin fin

SOLUZIONE TAMPONE

Una soluzione tampone è una miscela di un acido debole con la relativa base

coniugata (oppure una base debole con il relativo acido coniugato) che è in grado di

tamponare variazioni di pH in seguito a piccole aggiunte di un acido o di una base. Il rapporto

tra le specie coniugate, però, non può essere qualsiasi ma deve rispettare la condizione.

1.1 - Ca/Cb<10, o alternativamente 0.1 - Cb/Ca < 10.

Tale condizione permette di

individuare la zona tampone in

una curva di titolazione nel

range di pH = pKa ± 1. Ad

esempio, una soluzione di acido

acetico, il quale ha pKa = 4.74,

si comporterà da tampone se in presenza di una quantità di acetato tale da rispettare la

condizione sopraindicata o, in altre parole, se tale soluzione (acido acetico + acetato) si

troverà ad un pH compreso tra 3.74 e 5.74.

IDROLISI

I sali forti sono completamente dissociati in soluzioni acquose. Un sale come NaCl è costituito

da ioni Na+ e Cl- che derivano da base e acido forti, rispettivamente. Di conseguenza tali ioni

non torneranno mai indietro a formare l’acido o la base di partenza ma resteranno in questa

forma. Questo è il motivo per cui una soluzione di NaCl presenta un pH neutro, cosa che

naturalmente può essere estesa a tutti i sali i cui componenti derivano da acidi e basi forti. Se

però anche uno solo dei due costituenti è la specie coniugata di un acido o una