atomo = particella “chimicamente elementare”

non sintetizzabile da particelle subatomiche di massa inferiore (in assenza di forze elettromagnetiche e/o gravitazionali sufficienti)

particelle subatomiche = protoni,

neutroni,

elettroni.

in ogni atomo

il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni.

Questo numero viene denominato Numero Atomico, Z.

Si riconoscono così 109 specie atomiche, con Z da 1 a 109, che vengono definite

Elementi Chimici

indicati con un simbolo che corrisponde alla prima lettera, o alle prime due lettere, del nome latino.

Idrogeno, H, Elio, He, Litio, Li, Berillio, Be, Boro, B, Carbonio, C, Azoto, N, Ossigeno, O, Fluoro, F, Neon, Ne, Sodio, Na, Magnesio, Mg, Alluminio, Al, Silicio, Si, Fosforo, P, Zolfo, S, Cloro, Cl, Argon, Ar, Potassio, K, Calcio, Ca

Il numero atomico è caratteristico delle proprietà chimiche della corrispondente specie atomica, cioè della sua capacità di legarsi ad altri atomi per formare oggetti pluriatomici denominati Molecole.

Le forze che tengono insieme gli atomi di una molecola sono dette legami chimici e corrispondono a un cambiamento della localizzazione degli elettroni atomici quando due o più atomi vengono a trovarsi a distanza sufficientemente breve.

Semplicimolecole con un solo tipo di atomo

Sostanze

Composti molecole con atomi di specie differente

H2, O2, S8, Al, Fe, Ne, Cl2

H2O, NH3, CH4, H2SO4

Le molecole di interesse biologico, proteine, acidi nucleici, amido, grassi, ecc., possono avere alcune decine, o centinaia, o migliaia di atomi.

Elettrone: carica elettrica –1; massa trascurabile.

Protone: carica elettrica +1; massa = 1 Dalton

Neutrone: carica elettrica 0; massa = 1 Dalton

Nucleo Atomico = Z protoni + neutroni

diametro 10-14 m

nel nucleo è concentrata

quasi tutta la massa atomica

ATOMO = nucleo + Z elettroni

diametro 10-10 m

massa atomica (massa protoni + massa neutroni)

Il numero di neutroni nel nucleo degli atomi di un elemento di numero atomico Z non obbedisce ad una regola semplice.

Il nucleo dell’atomo di idrogeno ha un solo protone, ma nessun neutrone.

A partire dall’Elio (Z = 2) fino al Ca (Z = 20) il numero di neutroni tende ad uguagliare quello dei protoni.

Questa tendenza si perde per Z più elevati e non è una regola precisa nemmeno per gli elementi con Z < 20.

Atomi della stessa specie, cioè con identico Z, ma differente numero di neutroni nel rispettivo nucleo formano una famiglia di isotopi.

Gli isotopi di un elemento hanno pertanto lo stesso Z, ma massa atomica differente.

Tutti gli elementi hanno due o più isotopi.

Isotopo del H: Deuterio, D, oppure 2H. Z = 1

massa atomica = 2 Da; nucleo = un protone + un neutrone

Isotopi del Li: , 6Li e 7Li. Z =3

6Li: massa atomica = 6 Da; nucleo = 3 protoni + 3 neutroni

7Li: massa atomica = 7 Da; nucleo = 3 protoni + 4 neutroni

isotopi instabili

isotopi stabili

elementi con Z minore

processi di decadimento

• trasformazione di un neutrone in protone con emissione di un elettrone (particella );

• cattura di un elettrone esterno con trasformazione di un protone in neutrone;

• emissione di una particella , cioè di una coppia di neutroni e una coppia di protoni (nucleo di He).

RADIOATTIVITA’

I a 1 H

1.008

II a

III a

IV a

V a

VI a

VIIa

2 He

4.003

3 Li

6.939

4 Be

9.012

5 B

10.81

6 C

12.01

7 N

14.01

8 O

16.00

9 F

19.00

10 Ne

20.18

11 Na

22.99

12 Mg

24.31

III b

IV b

V b

VI b

VIIb

VIII

I b

II b

13 Al

26.08

14 Si

28.09

15 P

30.97

16 S

32.07

17 Cl

35.45

18 Ar

39.95

19 K

39.10

20 Ca

40.08

21 Sc

44.96

22 Ti

47.90

23 V

50.94

24 Cr

52.00

25 Mn

54.94

26 Fe

55.85

27 Co

58.93

28 Ni

58.71

29 Cu

63.55

30 Zn

65,39

31 Ga

69.72

32 Ge

72.61

33 As

74.92

34 Se

78.96

35 Br

79.90

36 Kr

83.80

37 Rb

85.47

38 Sr

87.62

39 Y

88.91

40 Zr

91.22

41 Nb

92.91

42 Mo

95.94

43 Tc

(99)

44 Ru

101.1

45 Rh

102.9

46 Pd

106.4

47 Ag

107.9

48 Cd

112.4

49 In

114.8

50 Sn

118.7

51 Sb

121.8

52 Te

127.6

53 I

126.9

54 Xe

131.3

55 Cs

132.9

56 Ba

137.3

57 La

138.9

72 Hf

178.5

73 Ta

181.0

74 W

183.8

75 Re

186.2

76 Os

190.2

77 Ir

192.2

78 Pt

195.1

79 Au

197.0

80 Hg

200.6

81 Tl

204.4

82 Pb

207.2

83 Bi

209.0

84 Po

(209)

85 At

(210)

86 Rn

(222)

87 Fr

(223)

88 Ra

226.0

89 Ac

227.0

104

(261)

105

(262)

106

(263)

107

(262)

108

(265)

109

(266)

Serie

dei

Meta

lli

Alc

ali

ni

Meta

lli

Alc

ali

no

Terro

si

Meta

lli

Terro

si

Alo

ge

ni

Ga

s N

ob

ili

Serie dei Lantanidi

58 Ce

140.1

59 Pr

140.9

60 Nd

14.24

61 Pm

(147)

62 Sm

150.3

63 Eu

152.0

64 Gd

155.2

65 Tb

158.9

66 Dy

12.50

67 Ho

164.9

68 Er

167.3

69 Tm

168.9

70 Yb

173.0

71 Lu

175.0

90 Th

232.0

91 Pa

(231)

92 U

238.0

93 Np

(237)

94 Pu

(242)

95 Am

(243)

96 Cm

(247)

97 Bk

(249)

98 Cf

(251)

99 Es

(254)

100 Fm

(253)

101 Md

(256)

102 No

(254)

103 Lw

(257)

Serie degli Attinidi

distribuzione isotopica di un elemento

% dei vari isotopi dell’elemento su tutti gli atomi di quell’elemento esistenti sulla Terra.

Essa dipende da:

(a) il tempo trascorso dall’epoca della separazione del nostro pianeta dal Sole,

(b) il ricambio di atomi prodotto dalle reazioni chimiche che, più o meno lentamente, trasformano i corpi e/o li rinnovano secondo cicli biologici, meteorologici, geologici, ecc..

La distribuzione isotopica di ogni famiglia si “aggiorna” mediamente nella stessa misura in tutti i punti della Terra con progressiva riduzione dell’abbondanza degli isotopi instabili.

La massa atomica, M.A., di un elemento = “media pesata” delle masse dei suoi isotopi:

M.A. = ∑i (fi Mi),

dove fi è l’abbondanza dell’isotopo i-esimo di massa Mi.

unità di massa = Dalton (Da)

corrisponde alla dodicesima parte della massa del 12C, il cui nucleo contiene 6 protoni e 6 neutroni.

Il volume dell’atomo è prevalentemente occupato dalla “nuvola elettronica”, la quale, nonostante la sua trascurabile massa, è responsabile di tutte le proprietà chimiche dell’atomo.

Il ruolo degli elettroni è legato alla loro grandissima mobilità: gli elettroni sono soggetti alla forza elettrostatica attrattiva del nucleo, ma restano distanti da questo a causa della loro velocità, che è prossima alla velocità della luce nel vuoto (c = 3 1010 m s-1).

 

Se due atomi si avvicinano quanto basta perché gli elettroni del primo “sentano” il campo elettrico del nucleo del secondo e le forze repulsive dei suoi elettroni, la distribuzione nello spazio delle “nuvole elettroniche” dei due atomi si modifica per dare origine ad una nuova distribuzione che coinvolge entrambi i nuclei: si crea così un legame chimico.

elettroni interni

non prendono parte alla formazione dei legami chimici, poiché restano localizzati intorno al proprio nucleo e ne “schermano” in parte il campo elettrostatico.

elettroni esterni” o elettroni di valenza,

sono trattenuti da forze minori e sono quindi disponibili a modificare la propria distribuzione nello spazio all’approssimarsi di un atomo estraneo.

La distribuzione nello spazio della nuvola elettronica di un atomo, denominata struttura elettronica, dipende dal numero complessivo di elettroni, cioè dal numero atomico dell’elemento.

Nel suo continuo spostamento ad elevata velocità, ogni elettrone impegna una regione dello spazio definibile, sia per estensione che per geometria, con una funzione delle coordinate cartesiane dell’elettrone e del tempo, denominata orbitale atomico.

la funzione matematica “orbitale” permette di definire l’energia dell’elettrone e la regione dello spazio nella quale è probabile trovare l’elettrone.

atomo idrogenoide, costituito da un nucleo di un solo protone e quindi da un solo elettrone:

È un atomo fittizio per il quale è relativamente facile definire le funzioni “orbitali atomici”

principale, n, 1; individua i livelli di energia possibili.

orbitale, l; 0 l (n-1); geometria della regione dello spazio in cui è più probabile trovare l’elettrone.

magnetico, m; - l m + l; indica piccole variazioni di energia dell’elettrone in presenza di un campo magnetico.

di spin, s; può assumere due valori: s = +1/2, s= -1/2

Gli orbitali atomici di un atomo idrogenoide sono distinguibili con 4 numeri quantici, denominati rispettivamente

l = 1 orbitali p

m = -1 m = 0 m = +1

l = 0 orbitale s per n 1

per n 2

l = 2 (per n 3)

m = -2 m = -1 m = 0 m = +1 m = +2

orbitali d

Si può immaginare di “costruire la struttura elettronica” di un atomo andando a collocare un elettrone dopo l’altro nell’orbitale libero ad energia più bassa. In questa operazione si devono tenere presenti due principi della meccanica quantistica.

Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che un dato orbitale, definito da n, l e m, può “ospitare” due elettroni, uno con s = + ½ , l’altro con s = - ½.

Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali, corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere “occupati” ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo successivamente “completati” col secondo elettrone avente spin di segno opposto.

Elemento Z Struttura Elettronica H He

1 2

1s1 1s2

Li Be B C N O F

Ne

3 4 5 6 7 8 9 10

1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2px

1 1s2 2s2 2px

12py1

1s2 2s2 2px12py

12pz1

1s2 2s2 2px22py

12pz1

1s2 2s2 2px22py

22pz1

1s2 2s2 2px22py

22pz2

Na Mg Al Si P S Cl Ar

11 12 13 14 15 16 17 18

1s2 2s2 2px22py

22pz2 3s1

1s2 2s2 2px22py

22pz2 3s2

1s2 2s2 2px22py

22pz2 3s23px

1 1s2 2s2 2px

22py22pz

2 3s23px13py

1 1s2 2s2 2px

22py22pz

2 3s23px13py

13pz1

1s2 2s2 2px22py

22pz2 3s23px

23py13pz

1 1s2 2s2 2px

22py22pz

2 3s23px23py

23pz1

1s2 2s2 2px22py

22pz2 3s23px

23py23pz

2

La propensione a realizzare la struttura elettronica stabile del gas nobile con Z più vicino determina in modo preponderante la cosiddetta Affinità Elettronica degli elementi .

Gli elementi che hanno da 1 a 3 elettroni in più rispetto al gas nobile, tendono a rilasciarli verso altri atomi, trasformandosi così in ioni positivi, cioè cationi: questi elementi hanno bassa affinità elettronica. Gli elementi che sono in difetto di 1 o due elettroni rispetto al gas nobile tendono ad acquisire questi elettroni da altri atomi, trasformandosi così in ioni negativi, cioè anioni: questi elementi hanno elevata affinità elettronica.

Si definisce Energia di prima Ionizzazione, E.I., l’energia necessaria per allontanare un elettrone dall’atomo che diventa uno ione con carica elettrica +1.

Gli elementi che hanno 1 o 2 elettroni negli orbitali s formano sostanze con spiccato carattere “metallico”: sono cioè lucenti e bianchi allo stato puro, sono altamente reattivi poiché tendono a cedere facilmente gli elettroni esterni (Na+, Mg++, ecc.), hanno bassa affinità elettronica. Quelli che formano cationi con carica +1 sono denominati Elementi (o metalli) Alcalini, mente quelli che formano cationi con carica 2+ sono denominati Elementi (o metalli) Alcalino – terrosi.

 Gli elementi con 5 elettroni negli orbitali p sono i cosiddetti Alogeni i quali tendono ad acquisire un elettrone da atomi estranei con formazione di ioni negativi (anioni) con carica –1 (F-, Cl-, Br-, ecc). Hanno elevata affinità elettronica.  

La Molecola

è la parte più piccola di una data sostanza che ha tutte le proprietà della sostanza stessa.

È una definizione approssimativa che non tiene conto di importanti proprietà fisiche, a cominciare dallo stato di aggregazione (cioè, solido, liquido, gas) della sostanza, il quale dipende largamente dalle interazioni tra molecole.

La definizione può valere per sostanze allo stato gassoso, poiché in questo stato di aggregazione le molecole sono particelle identiche per massa, numero e tipo di atomi costituenti, e interagiscono poco tra loro.

Il simbolo, o Formula, della molecola è semplicemente la successione dei simboli degli elementi che la costituiscono; se un elemento entra a far parte della molecola con n atomi, il simbolo di quell’elemento compare col numero n al piede.

La molecola di acqua è formata da due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno: la sua formula è H2O.

L’acido solforico ha molecole costituite da due atomi di idrogeno, un atomo di zolfo e quattro atomi di ossigeno: la sua formula è H2SO4.

L’ordine col quale vengono riportati i simboli degli elementi all’interno della formula di una molecola è quello che meglio evidenzia le caratteristiche chimiche principali della sostanza.

 

Quando la sostanza è l’ossido di un elemento, la formula della molecola riporta solamente il simbolo dell’elemento e il simbolo dell’ossigeno; questo è sempre collocato all’estremo destro della formula della molecola: Na2O, MgO, Cl2O7, NO2, SO3, SO2, ecc..

Altre molecole hanno come caratteristica principale di dissociarsi quando vengano disciolte in acqua: le “porzioni” di molecola così formate costituiscono gruppi di atomi più fortemente legati tra loro; essi vanno pertanto indicati in modo che la formula della molecola faccia “intravedere” questo comportamento.

L’idrossido di sodio è costituito da un atomo di Na, un atomo di O e un atomo di H, appartiene alla famiglia delle basi: sciolto in acqua si dissocia in ioni Na+ e ioni OH-. Per questo motivo la sua formula viene scritta come NaOH

L’idrossido di calcio sciolto in acqua si dissocia in uno ione Ca++ e due ioni OH-. Per questo motivo la sua formula viene scritta come Ca(OH)2.

Gli acidi si dissociano, in soluzione acquosa, con formazione di anioni (ioni con carica negativa) e ioni H3O+

HCl + H2O H3O+ + Cl-

Nella formula di queste molecole vede indicato per primo il simbolo dell’idrogeno seguito da quello degli elementi che formano l’anione.

Se l’anione contiene ossigeno, il simbolo “O” è indicato per ultimo.

acido nitrico

HNO3 + H2O (NO3)- + H3O+

acido ortofosforico

H3PO4 + 3H2O (PO4)3- + 3 H3O+

acido solforico

H2SO4 + 2H2O (SO4)2- + 2 H3O+

I sali sono sostanze elettricamente neutre che, sciolte in acqua, liberano cationi metallici (ioni con carica positiva) e anioni.

nella loro formula il simbolo del metallo viene indicato per primo seguito dal simbolo dell’anione .

solfato di sodio

Na2SO4 2Na+ + (SO4)2-.

fosfato di sodio

Na3PO4 3Na+ + (PO4)3-.

Nei composti che contengono atomi di idrogeno che non si

staccano dalla molecola per formare ioni H3O+, il simbolo H è

l’ultimo della formula della molecola:

NH3 (ammoniaca) = tri-idruro di azoto

CH4 (metano) = tetra-idruro di carbonio

NaH = idruro di sodio

La formula della molecola, nella sua semplicità, contiene molte informazioni. Innanzitutto ci dice che la sostanza che la molecola “rappresenta” ha una composizione precisa: ogni elemento contribuisce alla massa complessiva della molecola in misura esattamente definita rispetto a quella di tutti gli altri elementi (legge delle proporzioni definite e costanti).

Ciò dipende dal fatto che ogni elemento entra a far parte della molecola con un definito numero di atomi, ciascuno dei quali ha una massa definita, uguale alla rispettiva M.A..

La somma di questi contributi corrisponde alla Massa Molecolare, M.M., ovviamente espressa in Da.

Grammo-molecola o Mole = massa di un composto pari ad un numero di grammi (massa e quindi anche grammi peso) uguale al numero di Da della corrispondente M.M. (o M.A. se si tratta di molecola monoatomica).

Il numero di molecole che formano una mole è lo stesso per tutti i composti (conclusione che discende direttamente dalla legge delle proporzioni definite e costanti): esso è denominato: 

Numero di Avogadro, N = 6.02 1023 molecole mol-1.

Gli elementi che formano una molecola sono presenti in Quantità Equivalenti tra loro:

un atomo di O è equivalente a due atomi di H (nella molecola H2O); ovvero 16 g di ossigeno (M.A. dell’elemento) equivalgono a 2 g di idrogeno(2 M.A. dell’elemento).

un atomo di Cl è equivalente a un atomo di H (nella molecola HCl); ovvero 35.45 g di cloro equivalgono a 1 g di idrogeno.

un atomo di Cl è equivalente a un atomo di Na (nella molecola NaCl); ovvero 35.45 g di cloro equivalgono a 23 g di sodio.

due atomi di Na equivalgono a un atomo di O (nella molecola Na2O); ovvero 46 g di sodio equivalgono a 16 g di ossigeno.

un atomo di Mg equivale a un atomo di O (nella molecola MgO); ovvero 24.3 g di magnesio (M.A. dell’elemento) equivalgono a 16 g di ossigeno.

Esempi

Composto Nome

NO monossido di Azoto

N2O monossido di biAzoto

NO2 biossido di Azoto

N2O3 triossido di biAzoto

N2O4 tetrossido di biAzoto

CsCl

NaCl

H2O

CO2

Il Bilanciamento delle Equazioni Chimiche

reagenti prodotti

aA + bB === cC+dD

Coefficienti stechiometrici

Si risale ai coefficienti stechiometrici che garantiscono il bilancio di massa valutando attentamente la formula dei composti coinvolti, cioè il numero di atomi di ogni specie chimica coinvolta.

N2 + 3H2 = 2 NH3

L’equazione bilanciata permette di calcolare facilmente la massa di H2 che reagisce esattamente con un data massa di N2 senza

lasciare eccessi dell’uno o dell’altro composto. Se, ad esempio, la massa di N2 è pari a 10 g, basterà calcolare quante moli di N2

corrispondono a 10 g:

357.0

28

10

NM.M.N

N 12

22 molg

gmassan

Il numero di moli di idrogeno che equivalgono a (cioè, reagiscono esattamente con) 0.357 moli di N2 è 3 volte tanto,

cioè 1.071 moli di idrogeno che corrispondono a:

 1.071mol M.M.(H2) = 1.071 mol 2 g mol-1

= 2.143 g di idrogeno

  La quantità di NH3 formata corrisponde a (0.36 2) moli, cioè,

(0.357 2) mol M.M.(NH3) = 0.714 mol 17 g mol-1

= 12.143 g di ammoniaca.

Si osservi che la massa complessiva dei reagenti, cioè massa(N2) + massa(H2), coincide (e non poteva essere

diversamente) con quella complessiva dei prodotti, massa(NH3).

Le equazioni chimiche dovrebbero essere scritte aggiungendo, accanto ad ogni composto, il rispettivo stato di aggregazione, cioè (g) per gas, (s) per solido, (l) per liquido, (aq) per in soluzione acquosa.

CaCO3 (s) = CaO(s) + CO2(g)

Quando almeno uno dei composti coinvolti nella reazione è portatore di una carica elettrica, cioè è uno ione, il bilanciamento corretto dell’equazione implica anche la conservazione della carica elettrica complessiva:

2 H2O = (H3O)+ + (OH)-

Nelle reazioni redox almeno due specie atomiche presenti

nei reagenti vedono mutare la rispettiva equivalenza rispetto

all’ossigeno, equivalenza che viene denominata

Numero di Ossidazione.

Reazioni Redox o Ossido -Riduzioni

Il numero di ossidazione, N.O. , corrisponde ad una carica elettrica fittizia, multiplo, positivo o negativo, della carica elettronica.

La carica complessiva, somma dei N.O. di tutti gli atomi della formula molecolare del composto, deve essere nulla, se si tratta di una molecola neutra, o essere uguale alla carica reale del composto, se questo è una specie ionica.

Riferimento N.O.

Elemento libero, cioè singolo atomo, o combinato con se stesso (Na, O2, Cl2, O3)

0

Ossigeno -2

Idrogeno +1

Alogeni negli alogenuri (NaCl, KBr, ecc.) -1

Metalli alcalini (Li, Na, K, ecc.) +1

Metalli alcalino terrosi (Be, Mg, Ca, ecc.) +2

Ossigeno nei perossidi (H2O2) -1

Idrogeno negli idruri metallici (NaH, MgH2,

ecc.)-1

Alcuni elementi possono assumere N.O. differente, a seconda della molecola di cui fanno parte.

Fe ha:

N.O. = +2 in FeO (ossido ferroso),

N.O. = +3 in Fe2O3 (ossido ferrico).

S ha:

N.O. = +4 in SO2 (biossido di zolfo o anidride solforosa),

N.O. = +6 in SO3 (triossido di zolfo o anidride solforica)

in H2SO4 (acido solforico) e nello ione

solfato SO4=.

N ha:

N.O. = –3 in NH3 (ammoniaca)

N.O. = +5 nell’acido nitrico HNO3.

Nelle Reazioni Redox almeno due elementi, appartenenti a due differenti composti (reagenti), modificano il proprio N.O. nel passaggio da reagenti a prodotti:

uno dei due elementi “si riduce” , cioè vede diminuire il proprio N.O.,

l’altro elemento “si ossida” , cioè vede aumentare il proprio N.O..

“riduzione” acquisto di elettroni

“ossidazione” perdita di elettroni.

Il composto che si ossida “cede elettroni” e quindi ha il ruolo di RIDUCENTE,

Il composto che si ossida “acquista elettroni” e quindi ha il ruolo di OSSIDANTE.

E’ importante ricordare che un dato composto non è sempre e

comunque riducente o ossidante, poiché questo ruolo è relativo alla

specifica reazione che di volta in volta si considera.

Il bilancio di massa (e di carica se sono implicate specie

ioniche) di una reazione redox si fissa in due stadi successivi:

1. bilancio redox,

2. bilancio complessivo.

1. bilancio redox

numero di elettroni ceduti

dal composto dell’elemento

che si ossida

numero di elettroni acquisiti

dal composto dell’elemento che

si riduce.

=

numero di atomi dell’elemento che muta di N.O.

Il numero elettroni ceduti e/o acquisiti da ogni molecola reagente

salto di N.O.

reagenti prodotti. =

N.O. 0 +1 +1 0

Na + H2O → Na2O + H2

elettroni scambiati 1e ↓ 2 x1e↑

coefficiente stechiometrico del riducente

numero di elettroni acquisiti dall’ossidante

coefficiente stechiometrico dell’ossidante

numero di elettroni ceduti dal riducente

Na perde elettroni: il suo N.O. aumenta riducente

H2O acquista elettroni: il N.O. di H cala ossidante

=

=

=

=

Questi coefficienti non devono essere più modificati: l’unica variazione possibile è moltiplicare entrambi i coefficienti per uno stesso numero, in modo che comunque non venga modificato il loro rapporto.

2 Na + H2O → Na2O + H2

Si definisce “equivalente redox” la quantità di una sostanza che corrisponde allo scambio di un elettrone.

Peso Equivalente Redox

Massa Molecolare / numero di equivalenti della molecola.

In questo esempio, il bilancio redox porta anche al

bilancio complessivo della reazione.

Ma non è sempre così.

N.O. +2 0 +3 -2

FeCl2 + O2 + H2O → Fe2O3 + HCl

Elettroni scambiati 1e↓ 2 x2e↑

bilancio redox,

4 FeCl2 + O2 + H2O → 2 Fe2O3 + 8 HCl

Gli atomi di H necessari per le 8 molecole di HCl imposte dal bilancio redox devono provenire esclusivamente dalle molecole i cui elementi non subiscono variazioni di N.O.: nel nostro caso H2O. Sono dunque

necessarie 4 molecole di H2O.

bilancio complessivo,

 4 FeCl2 + O2 + 4 H2O → 2 Fe2O3 + 8 HCl

+7 +2 +3 +2

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O

5e↑ 1e↓

bilancio redox.

KMnO4 + 5 FeSO4 + H2SO4 → ½ K2SO4 + 5/2 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O

bilancio complessivo.

 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 → K2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + 8 H2O

Sono stati raddoppiati entrambi i coefficienti del bilancio redox, bilanciando i gruppi (SO4) con il numero necessario di molecole di

H2SO4.

Osserviamo che il gruppo di atomi (SO4) si conserva nel corso della

reazione: ciò significa che il N.O. dello zolfo non cambia; tutto il

gruppo (SO4) bilancia 2 atomi di H in H2SO4: dunque il gruppo

(SO4) si comporta come un elemento con N.O. = -2.

Ne viene che l’elemento Fe deve avere N.O. = +2 in FeSO4

e N.O. = +3 in Fe2(SO4)3.

Analogamente Mn deve avere N.O. = +2. in MnSO4.

Il valore +7 del N.O. di Mn in KMnO4 si ricava facilmente

ricordando che ogni atomo di O ha N.O. = -2 e che l’elemento

alcalino potassio, K, ha N.O. = +1.

Nomenclatura dei Composti Chimici

composti binari (costituiti da due elementi )

“ossido di…” Uno dei due elementi è O.

il secondo elemento ha un solo N.O.

Na2O ossido di sodio

CaO ossido di calcio

Al2O3 ossido di alluminio.

Uno dei due elementi è O.

il secondo elemento ha più di un N.O.

la denominazione diventa “ossido di …”, “biossido di….”, “triossido di…”, “tetrossido di …”, ecc., se sono presenti uno, due, tre, quattro atomi di ossigeno, seguito dal nome del secondo elemento aggiungendo, tra parentesi, il valore del suo N.O. in numero romano (I, II, III, IV, ecc.). .

se il secondo elemento ha N.O. = +1, si aggiunge il prefisso “proto” al termine ossido

CO ossido di carbonio (II)

CO2 biossido di carbonio

SiO2 biossido di silicio

FeO ossido di ferro (II), ossido ferroso

Fe2O3 ossido di ferro (III), ossido ferrico

N2O protossido di azoto, oppure, ossido di azoto (I)

NO ossido di azoto (II)

NO2 biossido di azoto, oppure ossido di azoto (IV)

N2O5 pentossido di azoto, oppure ossido di azoto (V)

ClO ossido di cloro (II)

ClO2 biossido di cloro, oppure ossido di cloro (IV)

composti binari (costituiti da due elementi )

La molecola non contiene atomi di O

nome dell’elemento con maggiore elettronegatività

termine con desinenza “uro”

Cloro cloruro

Zolfo (Solfo) solfuro

Idrogeno idruro (idrogenuro)

Azoto (Nitro) nitruro

Carbonio carburo

Silicio siliciuro

caso particolare del gruppo biatomico (CN), cianuro, che si comporta come un elemento ad elevata elettronegatività.

segue il nome del secondo elemento

NaH idruro di sodio

KCl cloruro di potassio

CaF2 floruro di calcio

MgI2 ioduro di magnesio

SiF4 floruro di silicio

Na3N nitruro di sodio

SiC carburo di silicio

KCN cianuro di potassio

Se l’elemento con minore elettronegatività è H e la molecola tende a formare ioni (H3O)+ in ambiente

acquoso, la denominazione del composto è

“acido …drico”:

HCl acido cloridrico

H2S acido solfidrico

HI acido iodidrico

HCN acido cianidrico

Molecola con più di due atomi.

Si “costruisce” il nome sulla base di quello attribuito a particolari raggruppamenti di atomi. Ad esempio, un acido, il cui anione contiene atomi di O e uno o più atomi di un secondo elemento, viene denominato ossi-acido; il corrispondente anione, cioè il gruppo di atomi sui quali si ripartisce la carica (o le cariche) negative, è un ossi-anione.

Il nome dell’ossi-anione proviene dal nome dell’elemento diverso da O.

Se questo elemento può assumere due valori di N.O.

desinenza “ito” per N.O. minore

desinenza “ato” per N.O. minore

(SO3)2- solfito

(SO4)2- solfato

(NO2)- nitrito

(NO3)- nitrato

Se questo elemento può assumere più di due valori di N.O.

prefisso “ipo” al nome con desinenza “ito” per indicare un N.O. minore

prefisso “per” al nome con desinenza “ato” per indicare un N.O. maggiore

(ClO)- ipoclorito

(ClO2)- clorito

(ClO3)- clorato

(ClO4)- perclorato

(MnO4)- permanganato

Se l’elemento che caratterizza l’ossianione forma due specie differenti, dove tuttavia esso assume lo stesso N.O., si utilizza il prefisso “orto” nel nome dell’ossianione con maggior numero di atomi di O, e il prefisso “meta” in quello dell’ossianione con minor numero di atomi di O.

(PO2)3- ipofosfito

(PO3)3- fosfito

(PO4)3- ortofosfato

(PO3)- metafosfato

Gli ossi-acidi corrsipondenti hanno il nome dell’ossi-anione con desinenza modificata in “oso” se quella dell’ossi-anione è “ito”, oppure in “ico” se quella dell’ossi-anione è “ato”.

HNO2 acido nitroso

HNO3 acido nitrico

H2SO3 acido solforoso

H2SO4 acido solforico

HClO acido ipocloroso

HClO4 acido perclorico

HPO3 acido metafosforico