atomo - roma tre universitywebusers.fis.uniroma3.it/iucci/fisica/atomi_ molecole_composti.pdf ·...
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Democrito IV secolo A.C.
Lavoisier Legge della conservazione della massa
es. C + O2 CO2
Dalton (1808) Teoria atomica
Avogadro Volumi uguali di gas contengono un ugual
numero di MOLECOLE (NA)
Cannizzaro Determinazione dei PESI MOLECOLARI
in base alle densità relative dei gas
(drel = dA/dB = MA/MB)
e poi dei PESI ATOMICI
E = mc2
ATOMO
INSIEME DI ATOMI TENUTI INSIEME DA LEGAMI CHIMICI
Es H2O 2 atomi H + 1 atomo O
H2SO4 2 atomi H + 1 atomo S + 4 atomi O
PESO MOLECOLARE SOMMA DEI PESI ATOMICI MOLTIPLICATI PER I
RISPETTIVI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI
PM H2O = 2 x PAH +PAO = 2 x1,008 +15,9999 = 18,015 18 u.m.a.
PM H2SO4= 2 x PAH +PAS +4 x PAO = 2 x1 +32 + 4 x16 = 98 u.m.a.
MOLE PESO IN GRAMMI PARI A:
a) GRAMMOATOMO IL PESO ATOMICO DELL’ELEMENTO
b) GRAMMOMOLECOLA IL PESO MOLECOLARE DEL COMPOSTO
Una mole contiene un numero di particelle (atomi o molecole) pari al
NUMERO DI AVOGADRO N = 6,022 x1023
Esempio: 1 mole di acqua (H2O) pesa 18 g; quante moli ci sono in un litro di acqua?
1 litro 1 Kg = 1000 g n = g/PM = 1000/18 = 55,5 moli g = n x PM
MOLECOLA
Esperimento di Thompson
Hr
v
m
e
Esperimento di Millikan
Misura e/m elettrone
Misura e elettrone
atomo di Thompson
mg=zeE
Atomo: protoni
elettroni
neutroni
Skuola.it
Tutorvista.com
reich-chemistry.wikispaces.com
Esperimento di Rutherford
Particelle a
+n
e-
lnf.infn.it
wikipedia
Struttura
dell’atomoRaggio 10-10 m = 1Å
ATOMO
NUCLEO (+)
ELETTRONI (-)
FORZEELETTROSTATICHE
PROTONI (+)
NEUTRONI
FORZENUCLEARI
CARICA MASSA (kg)
PROTONE +1,6 x 10-19 C (+e) 1,673 x10-27
NEUTRONE 0 1,673 x10-27
ELETTRONE -1,6 x 10-19 C (-e) 9,11 x10-31
N. ELETTRONI = N. PROTONI
N. PROTONI N. ATOMICO (Z)
N. PROTONI + N. NEUTRONI N.DI MASSA (A)
C12
6
A
ZC
13
6C
14
6ISOTOPI
UGUALE N. ATOMICO
DIVERSO N. DI MASSA
16O 17O 18O
% 99,762 0,038 0,20
abbondanza 0,99762 0,00038 0,0020
isotopica relativa
1H 2H = D 3H = T
UNITA’ DI MASSA ATOMICA = 1/12 DELLA MASSA DI 12C
PESO ATOMICO = MASSA DELL’ ATOMO A
1/12 DELLA MASSA DI 12C
MISCELA ISOTOPICA
PESO ATOMICO di un elemento = Si xi mi
xi = abbondanza isotopica relativa
mi = massa dell’isotopo
Isotopi
Modelli atomici
Atomo di Rutherford (modello planetario)
Gli elettroni si muovono intorno al nucleo
secondo orbite circolari
Problema: per le leggi della fisica questo
sistema è instabile!
L’elettrone dovrebbe emettere energia sotto
forma di radiazione elettromagnetica e
ricadere sul nucleo in 10-11 s
Atomo di Bohr:
L’energia dell’elettrone è QUANTIZZATA
Non può variare con continuità ma solo assumere alcuni valori
+n
e-
= lunghezza d’onda
= frequenza (Hz) = numero d’onda (cm-1)
= c a = 1
E = h. = h.c. = h.c
h = costante di Planck
1 mm = 10-3 m
1 mm = 10-6 m
1 nm = 10-9 m
RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA
ONDA
CORPUSCOLO= FOTONE
RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA: Campo elettromagnetico oscillante
che si propaga alla velocità della luce c = 3,0 x108 m/s nel vuoto
raggi raggi X UV IR onde radiomicroonde
1 pm 1 nm 1 mm 1 mm 1 m
crescente
crescente visibile
400 nm 780 nm
RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA
• Emissione di corpo nero (Max Planck)
E=h quantizzazione dell’energia
Effetto fotoelettrico (Einstein)
Efotone = h W= h0
KE= 1/2mv2 = h - W= h(-0)
'
Energ
iaFrequenza
Atomo di Bohr
2
222
2
nhrvm
20
22
r4
Ze
r
mv
r4
Zemv
0
22
ATOMO di IDROGENO e ATOMI IDROGENOIDI
f. centripeta Coulomb
Quantizzazione del momento angolare
n = 1, 2, 3……. numero quantico
h = costante di Planck =6,626.10-34 J.s
quantizzazione del raggio atomico
Z=1 rn = n2a0 r = a0 , 4a0, 9a0 , 16a0 ……
2
nhmvr
rπε4
Ze
mrπ4
hn
m
1
πr2
nhmv
0
2
22
2222
Z
an
mZe
hnr 0
2
2
022
Å 529,0πme
εh a
2
02
0
raggio di Bohr
a0
4a0
9a0
2
2
0222
42
0
2
0
22
n
ZE
hn8ε
emZ
r8ππ
Ze
r4ππ
Ze
2
mvE
0
----
Energia= cinetica + potenziale
r4
Zemv
0
22
2
022
mZe
hnr
20
4
0h8
meE
2
quantizzazione dell’energia
Z= 1 En = - E0, - E0/4, - E0/9 , - E0/16 …
n = 1 stato fondamentale n > 1 stati eccitati
-- 0 2
122
nnn
1
n
1
n=1 E=E0
n=2 E=E0/4
n=3 E=E0/9
E
n1, n2 numeri interi e
semplici
n1<n2
RH = 1,09677 m-1
+
e-
SPETTRI DI EMISSIONE ATOMICI (SPETTRI A RIGHE)
SPETTRO DELL’IDROGENO
n1 = 1 serie di Lyman (UV)
n1 = 2 serie di Balmer
(visibile)
n1 = 3 serie di Paschen (IR)
= 1 = RH (1 - 1) E = h.c.= = -E0 (1 - 1)
n n
n n
SPETTRI DI EMISSIONE ATOMICI
E
n=1
n=2
n=3n=4
Lyman
Balmer
Paschen
MECCANICA QUANTISTICA
4
htE
4
hx)mv(
De Broglie Duplice natura CORPUSCOLARE e ONDULATORIA della materia
HEISENBERG PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE
e-
m4
hxv
FUNZIONI D’ONDA
1dV 2
04
dx
d2
2
2
2
04
zyx 2
2
2
2
2
2
2
2
mv
h 22
22
vm
h 0
h
vm4
zyx 2
222
2
2
2
2
2
2
0)VE(h
m8
zyx 2
2
2
2
2
2
2
2
-
- EV
zyxm8
h2
2
2
2
2
2
2
2
= (x,y,z) Funzione matematica che descrive il comportamento dell’elettrone.
EQUAZIONE DI SCHROEDINGER:
Consente di calcolare le FUNZIONI D’ONDA
le ENERGIE relative (autovalori)
DENSITA’ DI PROBABILITA’ 2
2dV probabilità di trovare l’elettrone nell’elemento di volume dV
onda stazionaria in 3D
½mv2 = KE= E-V
Energia cinetica Energia potenziale
H=E
(Esempio: particella nella scatola)x=0 x=L
LEsempio: Particella nella scatola
Scatola unidimensionale (x) di lunghezza L
Nella scatola V=0 fuori dalla scatola V= =(x)
- E
dx
d
m8
h2
2
2
2
-
- 2
2
2
2
2
kEh
m8
dx
d Eh
m8k
2
2
= A sen(kx) + B cos(kx)
x = 0 = 0 B = 0 = A sen(kx)
x = L = 0 kL= n
L
nk
x
L
nAsen
nL Eh
m82
2
2mL8
hn E
22
n quantizzazione dell’energia
1dxL
0
2 L
2A
x
L
nsen
L
2
-
- E
r4
e
zyxm8
h
0
2
2
2
2
2
2
2
2
2
FUNZIONI D’ONDA ORBITALI
(x,y,z) = (r,q,f) = n,l,m n, l, m numeri quantici
Principale n = 1, 2, 3,…..
Secondario l = 0,1,…..n-1 n valori di l
Magnetico m = +l, …0, … -l 2l+1 valori di m
ATOMO DI IDROGENO
Equazione di Schroedinger
n determina l’energia e le dimensioni degli orbitali
En = - E0/n2
l, m determinano la forma e l’orientamento degli orbitali
Meccanica CLASSICA ORBITA
Meccanica QUANTISTICA ORBITALE
r = (x2+y2+z2)
n l m n,l,mOrbitale N° tot
1 0 0 1,0,01s 1 1
2 0 0 2,0,02s 1 4
1 -1, 0, + 1 2,1,-1 ;2,1,0 ; 2,1,12p 3
0 0 3,0,03s 1
3 1 -1, 0, + 1 3,1,-1; 3,1,0; 3,1,13p 3 9
2 -2,-1, 0, + 1,+2 3,2,-2; 3,2,-1; 3,2,0; 3, 2,1 ; 3,2,23d 5
0 0 4,0,04s 1
4 1 -1, 0, + 1 4,1,-1; 4,1,0; 4,+1,14p 3 16
2 -2,-1, 0, + 1,+2 4,2,-2; 4,2, -1; 4,2,0; 4,2,1; 4,2,24d 5
3 -3,-2,-1, 0,
+ 1,+2, +3
4,3,-3; 4,3,-2; 4,3,-1; 4,3,0;
4,3,1; 4,3,2; 4,3,3
4f 7
l 0 1 2 3
s p d f
n valori di l
2l+1 valori di m
n2 orbitali
Numeri quantici
n=1, l=0 1,0,0 = 1s
Probabilita’ Radiale 4r22
Orbitale 1s
n=2 l=0 2,0,0 = 2s
1s2s
Orbitali s
1s
r
2
DENSITA' DIPROBABILITA'
0a
r
30
s1 ea
1 -
0
s1
a
r2
30
2 ea
1 -
r
22r2
PROBABILITA'RADIALE
a0
n=2 l=0 m=0 2s 1
n= 2 l= 1 m =0, 1 2p 2,1,-1 ; 2,1,0 ; 2,1,1 3
px pz py
n2 =4
x
y
z
x
y
z
x
y
z
pzpx py
Orbitali p
x
y z
x
y
dxz
x
y
z
x y
z
dxydyz
dx2-y2dz2
n= 3 l=0 m=0 3s 1 n2 =9
n= 3 l= 1 m =0, 1 3p 3
n= 3 l= 2 m =0, 1, 2 3d 5
Orbitali d
n= 4 l=0 m=0 4s 1 n2 =16
n= 4 l= 1 m =0, 1 4p 3
n= 4 l= 2 m =0, 1, 2 4d 5
n= 4 l= 3 m =0, 1, 2 , 3 4f 7
4f
8 lobi
Orbitali f
dcssi.istm.cnr.it
Riepilogo
-n numero quantico principale n = 1, 2, 3……
energia E= -E0
Determina n2
dimensioni
per ogni valore di n ci sono n2 orbitali
- l numero quantico secondario l = 0, 1, 2…n-1
determina la forma degli orbitali (2l lobi)
Per ogni n, può assumere n valori
-m numero quantico magnetico m = 0, 1, 2… l
determina la direzione degli orbitali
Per ogni l, può assumere (2l + 1) valori
-ms numero quantico di spin ms = 1/2
determina il verso di rotazione dell’elettrone su se stesso
ATOMI POLIELETTRONICI
Impossibile risolvere esattamente l’equazione di Schroedinger
Soluzione con metodi approssimativi n,l,m
Forma degli orbitali come per l’atomo di idrogeno
Energia degli orbitali dipende da n,l
Effetto di schermo S (elettroni su orbitali interni)
Carica nucleare Z Carica nucleare efficace Zeff
Zeff = Z-S S=Sisi
RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI
-Principio di Aufbau
-Principio di esclusione di Pauli
-Principio della massima molteplicità
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f< 5d<6p<7s<5f
Aufabu
I periodo
II periodo
Z
1
2
H
He
1s1
1s2
1s
Z
3 Li [He] 2s1
2s
4 Be [He] 2s2
5 B [He] 2s22p1
6 C [He] 2s22p2
2p
7 N [He] 2s22p3
8 O [He] 2s22p4
9 F [He] 2s22p5
10 Ne [He] 2s22p6
Riempimento orbitali
III periodoZ
11 Na [Ne] 3s1
3s
12 Mg [Ne] 3s2
13 Al [Ne] 3s23p1
14 Si [Ne] 3s23p2
3p
15 P [Ne] 3s23p3
16 S [Ne] 3s23p4
17 Cl [Ne] 3s23p5
18 Ar [Ne] 3s23p6
IV periodo Riempimento orbitali d: elementi di transizione
Riempimento orbitali f: terre rare
PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI
POTENZIALE DI IONIZZAZIONE I
M(g) + I1 M+(g) + e- I1 potenziale di prima ionizzazione
M+ ione (catione) monovalente
M+(g) + I2 M2+
(g) + e- I2 potenziale di seconda ionizzazione
M 2 + catione bivalente
AFFINITA’ ELETTRONICA Ae
X(g) + e- X-(g) + Ae Ae negativa X- anione
METALLI I basso Ae bassa
NON METALLI I alto Ae alta (fortemente negativa)
I cresce al crescere del gruppo
decresce al crescere del periodo
Ae cresce (diventa più negativa) al crescere del gruppo
decresce al crescere del periodo
ELETTRONEGATIVITA’
s1
s2
s2p s2p3 s2p5
s2p2 s2p4
s2p6
Riempimento orbitali d
Riempimento orbitali f
I II III IV V VI VII VIIITavola periodica
Proprietà fisiche
Proprietà chimiche
LEGAME CHIMICO
ATOMI MOLECOLE
- FORMULA BRUTA (es. H2O, C2H4, H2SO4)
- FORMULA DI STRUTTURA (isomeri)
LEGAME CHIMICO
IONICO
COVALENTE
METALLICO
OMEOPOLARE
POLARE
FORZE INTERMOLECOLARI
VAN DER WAALS
LEGAME IDROGENO
ENERGIA DI LEGAME
r0= distanza di legame
El= energia di legame
El=D energia di dissociazione
attrazione
repulsione
H + HH2
LEGAME IONICOIoni positivi e negativi (anioni) tenuti insieme da interazioni elettrostatiche
Ioni positivi (cationi) elementi aventi basso I (metalli)
Ioni negativi (anioni) elementi aventi alta Ae (non metalli)
Na+(g) + Cl-
(g) NaCl (s) Eret
Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) Hf
CICLO DI BORN-HABER
Na(s) Na(g) Hsub
Na(g) Na+(g) + e- I1
½ Cl2(g) Cl(g) ½ D
Cl(g) + e- Cl-(g) Ae
Na+(g) + Cl-
(g) NaCl (s) Eret
Hf = Hsub + I1 + ½ D+ Ae + Eret
Energia reticolare
MisuraCl- Cl-
Cl-Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-Cl-
Na+
Na+Na+
Na+
Na+
Na+
Na+Na+
Na+
Na(s) +
1/2 Cl2(g)NaCl(s)
H°f
Na(g)
Cl(g)1/2 D
Hsub
Na+(g)
Cl-(g)
I1
Ae
Eret
Costanti di Madelung
.....R2
e6
R3
e8
R2
e12
R
e6E
.......R2;RR3;RR2R
0
2
0
2
0
2
0
2
MAD
030201
--
Cl- Cl-
Cl-Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-Cl-
Na+
Na+Na+
Na+
Na+
Na+
Na+Na+
Na+
R0
R1
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
R2R3
LEGAME COVALENTE
Teoria a coppia di elettroni (Lewis )
Teoria del legame di valenza (VB)
H2
1s
H-H
r
Cl2 Cl-Cl
H
Cl
3s2 3p5
MOLECOLE BIATOMICHE OMONUCLEARI:
1s
3p 3p
H . H.
Cl .:
::
Cl. :
::
1s 3p
1s
H
Cl
3s2 3p5
MOLECOLE BIATOMICHE ETERONUCLEARI:LEGAME COVALENTE POLARE
H Cl
H Cl
+ -mHCl = .rHCl
m = .r % = me.r
HCl H. Cl. :
::
x100%ion
ELETTRONEGATIVITA’
Mulliken xA=½(I+Ae)_______________ ___
Pauling (EA-B)teor= EA-A.EB-B = (EA-B)sper- (EA-B)teor xA-xB=0,102
%ion=1-exp{-[¼(xA-xB)2]}
x
y
z
px
pypz
N
2s2 2p3
px py pz
x
px
py
pz
1 +
2
2s22p3
N:.
.. N
:.
..
N N
Legami multipli
py
pz
O
2s2 2p4
px py pz
y
legame
legame
O O
Legame singolo
Legame doppio
Legame triplo
Orbitali s
Orbitali p ,
E> E
Etriplo > Edoppio > Esingolo
O:.
. O
:.
.
O O
::
MOLECOLE POLIATOMICHE
O
2s2 2p4
N
2s2 2p3
H2O O
H H
O
H H
angolo dilegame (104°)
O
H H
-
+
2
+
2
m
N
HH
H
NH3
HNO2
ON
O H
N
OOH
C
2s2 2p2Bivalente no! TETRAVALENTE
CH4 4 legami equivalenti
2s2 2p2
2s 2p3
ibrido sp3
4 orbitali ibridiequivalenti isoenergetici
- ++ - +
sp3 = N (2s + 2px + 2py + 2pz )
ORBITALI IBRIDI
CH
H
H
HC
HH
H
H
2s2 2p2
2s 2p3
ibridi sp2
px py pz
pz
sp2 = N (2s + 2px + 2py )
x
y
+
++ -- -
120°
L’orbitale pz non ibridizzato rimane lungo l’asse z
al piano degli orbitali ibridi
pz
x
y
z
CC
H
H
H
H
CCH
H
H
H
Orbitali ibridi: legami
Orbitale non ibrido: legame
sp2sp2
sp2
x
yz
pz
pz
sp = N (2s + 2px )2s2 2p2
2s 2p3
ibridi sp
pzpypx
pzpyxx
orbitali py e pz non ibridizzati
tra loro e al piano degli orbitali ibridiOrbitali ibridi: 2 legami
Orbitali non ibridi: 2 legame
C2H2 H-CC-H
CO2 O = C = O
C OOC HCH
+-
+ -+ -
+
+
s
px
180°
sp
SOMMARIO
sp3
sp2 p
sp p
Ibridazione sp3 tetraedrica
angoli di 109°
4orbitali ibridi 4 legami
Ibridazione sp2 trigonale planare
angoli di 120°
3 orbitali ibridi 3 legami
1 orbitale p non ibridato al piano
1 legame
Ibridazione sp lineare
angoli di 180°
2 orbitali ibridi 2 legami
2 orbitali p non ibridati 2 legame
6 legami S
F
F
F
F
F
F
nc
SF6 S
sp3d2
s p
d
x
y
z
dz2 dx2-y2
d2sp3
PF5 P
sp3d
s p d
dsp2 s, px, py dx2-y2
5 legami P
F
F
F
F
F
n c = 5
[FeF6]3-
[PtCl4]2-
VALENCE SHELL ELECTRON PAIRS REPULSION
(VSEPR)
nc = 2 H-Be-H
B
nc = 3 B
F
F
F
Be
nc=2 180°
lineare
nc=3 120°
trigonale
planare
sp2
nc=4 109,5°
tetraederica
sp3
nc=5
bipiramide
trigonale
dsp3
nc=6 90°
ottraederica
d2sp3
120°
90°
1
nc = 5
PF5 5 legami P
F
F
F
F
F
nc = 6
SF6 6 legami S
F
F
F
F
F
F
E se ci sono legami ?
Solo legami + lone pair determinano la geometria molecolare
C = OH-O
H-O
3 120°
NOOH
2 lp 120°
H-CN
2 180°
O=C=O
2 180°
O
O
H H
N
N
HH
H
C
C
H
H HH
nc =4
LEGAME DATIVO
N+
2s 2p3
N
HH
H
H
+
N
2s22p3
N
HH
H
d H
+
H+
3 H
H+ + NH3 NH4+
HNO3
O
O H
NOOHO-
N+
O
+
-
O
O H
O
N
d
d
NOOH
O
RISONANZA
C
CH
HC
C
H
H
CC
H
H
CC
H
H
C
CH
HC
C
H
H
C
CH
HC
C
H
H
CC
H
H
C6H6
HNO2 H+ + NO2-
HNO3 H+ + NO3-
-
H-Cl H-Cl H+ Cl-
NOO
O
+
-
-
NOO
O
+
-
-N
OO
O
+-
-
NOO-
NOO
-
Orbitale Molecolare
a-
E
+E
-E
E
1s 1s
LCAO
Linear Combination of Atomic Orbitals
MO= A B
b= A+ B Orbitale di legame
a= A- B Orbitale di antilegame
Ordine di legame
1s 1s
+
-
+ +
+
+ -
E orbitali atomici
orbitali molecolari
di legame
di antilegame
LCAO Si combinano orbitali di pari: a) Energia, b)Simmetria ( o )
2s2s
2p 2p
E
O2
2s2s
2p 2p
E
N2
E
+
-
E
+
-
2s
2s
2p
2p
E
C OCO
2pz
E
,
,
*
* *C
CH
HC
C
H
H
CC
H
H
1s
2p
E
n.l.
H HF F
+ + + +
+ + + +
+ + + +e-e-e-
e- e- e-
RETICOLO CRISTALLINO
IONI METALLICI
ELETTRONI DI VALENZA
MARE DI FERMI
BANDA DI VALENZA(PIENA)
BANDA DI CONDUZIONE(VUOTA)
NA
NA
BANDA DI ENERGIA
NA/2 LIVELLI PIENI
NA/2 LIVELLI VUOTI
LEGAME METALLICO
Na
Mg
BANDA DI VALENZA
BANDA DI CONDUZIONE
conduttore
isolante
E
semiconduttore
E
Isolante E ~ 5eV
Semiconduttore
E ~ 0,61 eV
Semiconduttori es. Si
+
Drogaggio p es. B
e-
Drogaggio n es. P
FORZE INTERMOLECOLARI
dipolo-dipolo
Van der Waals dipolo- dipolo indotto
dipolo indotto- dipolo indotto
Legame idrogeno
Energia
Legami covalenti 100-1000 KJ/mole
Forze intermolecolari 0,1-10 KJ/mole
Solidi > liquidi >> gas 0
Gas reali> gas ideali =0
FORZE DI VAN DER WAALS
+ -
dipolo indotto -dipolo indotto
+ -
+ -
molecole apolari
dipoloinstantaneo
dipolo indotto E=-c
d6
Es F2, Cl2, Br2, I2
+ -
+ -
dipolo-dipolo
+ - + -
+ -
dipolo-dipolo indotto
distanza
Ener
gia
LEGAME IDROGENO
CH3 C
O
O-H
CH3C
O
H-O
C
CH
OC
CH
CC
H
H
CO
H
H
X__H………Y
- -
cem.msu.edu
O
H H
O
H H
O
H H
O
H H
O
H H
O
H HO
H H
O
H H
NUMERO DI OSSIDAZIONE
Es. HCl H+ Cl- H = +1 Cl = -1
H2O 2 H+ O2- H = +1 O = -2
Es. NaCl Na+ Cl- Na = +1 Cl = -1
Es. H-H, O=O , Cu, Fe NOX = 0
H: +1, (tranne che negli idruri metallici es. NaH –1)
O: -2, (tranne che nei perossidi –1)
Metalli alcalini (I gruppo): +1
Metalli alcalino-terrosi (II gruppo): +2
H2SO4 H = +1; O = -2; S = +6 2x1+4x(-2)+6=0
Na2CO3 Na = +1; O = -2; C = +4 2x1+3x(-2)+4=0
Es. NO3- O = -2; N = +5 3x(-2)+5= -1
NH4+ H = +1; N = -3 4x1-3 = +1
NOMENCLATURA
Razionale (IUPAC) Tradizionale
Composti dei metalli (ionici)
non metalli (covalenti)
Composti binari:
-con l’ossigeno (OSSIDI)
l’ossigeno ha numero di ossidazione NOX= –2.
- con l’idrogeno (IDRURI)
l’idrogeno ha numero di ossidazione NOX= 1.
2Na +1/2 O2 Na2O ossido di sodio NOX= +1
Ca +1/2 O2 CaO ossido di calcio NOX= +2
Se il metallo forma due ossidi diversi in cui presenta diverso NOX
Razionale: Si indica il NOX del metallo
Tradizionale - OSO per il NOX più basso, -ICO per il NOX più alto.
Fe +1/2 O2 FeO NOX= +2 Ossido di ferro (II) - ferroso
2Fe +3/2 O2 Fe2O3 NOX= +3 Ossido di ferro (III) - ferrico
2Cu +1/2 O2 Cu2O NOX= +1 ossido di rame (I) - rameoso
Cu +1/2 O2 CuO NOX= +2 ossido di rame (II) - rameico
OSSIDI METALLICI
OSSIDI DEI NON METALLI (ANIDRIDI )
Razionale: numeri greci per indicare il n. di atomi dell’elemento
Tradizionale: - OSA per il NOX più basso, -ICA per il NOX più alto.
CO2 NOX = +4 diossido di carbonio anidride carbonica
SO2 NOX = +4 diossido di zolfo anidride solforosa
SO3 NOX = +6 triossido di zolfo anidride solforica
N2O NOX= +1 ossido di diazoto
NO NOX= +2 ossido di azoto
N2O3 NOX = +3 triossido di diazoto anidride nitrosa
NO2 NOX = +4 diossido di azoto
N2O5 NOX = +5 pentaossido di diazoto anidride nitrica
Più di due anidridi : NOX più basso di tutti prefisso IPO-;
NOX più alto di tutti prefisso PER-.
Es. Cl2O NOX = +1 Anidride ipoclorosa
Cl2O3 NOX = +3 Anidride clorosa
Cl2O5 NOX = +5 Anidride clorica
Cl2O7 NOX = +7 Anidride perclorica
Esistono anche composti nei quali l’ossigeno presenta
numero di ossidazione –1;
tali composti prendono il nome di perossidi:
Es. H2O2 perossido di ossigeno, o acqua ossigenata
Na2O2 perossido di sodio
I perossidi metallici contengono lo ione O22-.
Alcuni metalli formano superossidi contenenti lo ione O2-.
KO2 superossido di potassio
Nel difluoruro di ossigeno F2O l’ossigeno ha NOX=+2
Per reazione con l’acqua gli ossidi metallici formano IDROSSIDI.
Na2O +H2O 2 Na(OH) idrossido di sodio
CaO +H2O Ca(OH)2 idrossido di calcio
FeO +H2O Fe(OH)2 idrossido di ferro (II) - ferroso
Fe2O3 +3H2O 2 Fe(OH)3 idrossido di ferro (III) - ferrico
Gli idrossidi in acqua si dissociano rilasciando ioni metallici e ioni OH-
(ossidrile).
Na(OH) Na+ + OH-
Idrossido di sodio ione sodio
Fe(OH)2 Fe+2 + 2 OH-
Idrossido di ferro (II) ione ferro +2
(Idrossido ferroso ) (ione ferroso)
Gli ossidi dei non metalli reagiscono con l’acqua producendo ACIDI.
CO2 + H2O H2CO3 acido carbonico
SO2 + H2O H2SO3 acido solforoso
SO3 + H2O H2SO4 acido solforico
N2O3 + H2O 2 HNO2 acido nitroso
N2O5 + H2O 2 HNO3 acido nitrico
Cl2O + H2O 2 HClO acido ipocloroso
Cl2O3 + H2O 2 HClO2 acido cloroso
Cl2O5 + H2O 2 HClO3 acido clorico
Cl2O7 + H2O 2 HClO4 acido perclorico
Gli acidi possono distinguersi anche per il diverso grado di IDRATAZIONE;
massimo grado di idratazione prefisso ORTO,
minimo grado di idratazione prefisso META.
grado di idratazione intermedio prefisso PIRO.
Es P2O5 + 3H2O 2 H3PO4 acido ortofosforico (o fosforico)
P2O5 + 2H2O 2 H4P2O7 acido pirofosforico
P2O5 + H2O 2 HPO3 acido metafosforico
Gli acidi in acqua si dissociano in ioni H+ ed ANIONI.
ACIDO suffisso -ICO ANIONE suffisso -ATO,
ACIDO suffisso -OSO ANIONE suffisso -ITO.
Es. HNO3 acido nitrico NO3- ione nitrato +H+
HNO2 acido nitroso NO2- ione nitrito + H+
Da un acido diprotico o poliprotico possono derivare più di un anione.
Es. H2CO3 acido carbonico
HCO3- ione idrogenocarbonato (bicarbonato)
CO3-2 ione carbonato
H3PO4 acido ortofosforico (o fosforico)
H2PO4- ione diidrogenofosfato
HPO42- ione idrogenofosfato
PO43- ione fosfato
I metalli formano IDRURI ionici, nei quali l’idrogeno ha NOX= –1.
Es. NaH (idruro di sodio), CaH2 (idruro di calcio)
I non metalli formano idruri covalenti :
CH4 metano NH3 ammoniaca H2O acqua
Dall’ammoniaca deriva lo ione ammonio (NH4+).
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Elementi VI e VII gruppo: idruri a carattere acido (IDRACIDI)
Razionale: elemento –URO di idrogeno
Tadizionale: acido –IDRICO; ione -URO
Cl2 +H2 2 HCl cloruro di idrogeno acido cloridrico
S+ H2 H2S solfuro di idrogeno acido solfidrico
HCl H+ + Cl- ione cloruro
H2S H+ + HS- ione idrogenosolfuro (bisolfuro)
HS-H+ + S2- ione solfuro
IDRURI
I sali sono composti ionici formati da ANIONI e CATIONI.
Ca(OH)2 +2HCl CaCl2 + 2H2O CaCl2 = cloruro di calcio
NaOH + HCl NaCl +H2O NaCl = cloruro di sodio
2 Na(OH) + H2CO3 Na2CO3 + 2H2O Na2CO3= carbonato di sodio
Le cariche negative (anioni) devono bilanciare quelle positive (cationi).
Clorato di sodio (ione sodio Na+ + ione clorato ClO3-) NaClO3
Fosfato di calcio (ione calcio Ca2+ + ione fosfato PO43-) Ca3(PO4)2
Idrogenosolfato di sodio (ione Na+ + ione idrogenosolfato HSO4-)
NaHSO4
Solfato di sodio (ione sodio Na+ + ione solfato SO42-) Na2SO4
Cloruro di ferro (II) - ferroso (ione Fe2+ + ione cloruro Cl-) FeCl2
Cloruro di ferro (III) - ferrico (ione Fe3+ + ione cloruro Cl- ) FeCl3
Solfuro di alluminio: Al2S3 Al3+ S2- Al2S3