Alessandro Saba

Lezione 4 Chimica

InsegnamentoBIOCHIMICA E BIOLOGIA

ModuloCHIMICA E BIOCHIMICA

Lezione 4

Nomenclaturadei

Composti Inorganici

Premesse

La nomenclatura delle sostanze chimiche egrave un insieme dinorme e regole che permettono1) data la formula chimica di un composto la sua

identificazione con un nome scientifico univoco2) noto il nome di un composto la scrittura della sua

formula chimica

Tipi di Nomenclatura (1)

Esistono tre tipi principali di nomenclatura- Nomenclatura tradizionale adotta esclusivamente

suffissi e prefissi (ipo- -oso -ico per-) per indicare lostato di ossidazione degli atomi costituenti la molecola

- Nomenclatura secondo la notazione di Stock indica glistati di ossidazione con cifre romane poste tra parentesi

- Nomenclatura IUPAC adotta esclusivamente prefissinumerici arcaici per contare tutti gli atomi presenti nelcomposto (mono- di- tri- tetra- penta- esa- epta- hellip)

International Union for Pure and Applied Chemistry

Tipi di Nomenclatura (2)

Esiste poi una denominazione classica o comune di alcunicomposti generalmente non basata su regole ben definite

H2O nome comune acquanome IUPAC monossido di diidrogeno

NH3 nome comune ammoniacanome IUPAC triidruro di azoto

Esempi di nomenclatura

Tradizionale di Stock IUPACFeCl3 cloruro ferrico cloruro di ferro (III) tricloruro di ferro

SnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) diossido di stagno

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (1)Con i metalli alcalini e alcalino-terrosi IDRURI a carattere ionicosalino

Es NaH idruro di sodio [ENNa 220 ENCa 100 ENH 093] CaH2 idruro di calcio

A paritagrave di ΔEN la percentuale di carattere ionico di un legame puograve esserediversa Infatti KI LiBr e HF hanno ΔEN simile ma percentuale dicarattere ionico differente (vedi grafico)

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (2)Con i non-metalli IDRURI a carattere covalente

Es SiH4 silano BH3 borano (o idruro di B) AsH3 arsina

Nota Spesso il termine idruro viene usato impropriamente A rigore negli idruri H dovrebbe sempre avere no = -1

Composti Binari dellrsquo Idrogeno (3)

Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni) IDRACIDINegli idracidi il legame covalente egrave fortemente polarizzato

Es HF acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI acido iodidrico o ioduro di idrogeno

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Lezione 4

Nomenclaturadei

Composti Inorganici

Premesse

La nomenclatura delle sostanze chimiche egrave un insieme dinorme e regole che permettono1) data la formula chimica di un composto la sua

identificazione con un nome scientifico univoco2) noto il nome di un composto la scrittura della sua

formula chimica

Tipi di Nomenclatura (1)

Esistono tre tipi principali di nomenclatura- Nomenclatura tradizionale adotta esclusivamente

suffissi e prefissi (ipo- -oso -ico per-) per indicare lostato di ossidazione degli atomi costituenti la molecola

- Nomenclatura secondo la notazione di Stock indica glistati di ossidazione con cifre romane poste tra parentesi

- Nomenclatura IUPAC adotta esclusivamente prefissinumerici arcaici per contare tutti gli atomi presenti nelcomposto (mono- di- tri- tetra- penta- esa- epta- hellip)

International Union for Pure and Applied Chemistry

Tipi di Nomenclatura (2)

Esiste poi una denominazione classica o comune di alcunicomposti generalmente non basata su regole ben definite

H2O nome comune acquanome IUPAC monossido di diidrogeno

NH3 nome comune ammoniacanome IUPAC triidruro di azoto

Esempi di nomenclatura

Tradizionale di Stock IUPACFeCl3 cloruro ferrico cloruro di ferro (III) tricloruro di ferro

SnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) diossido di stagno

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (1)Con i metalli alcalini e alcalino-terrosi IDRURI a carattere ionicosalino

Es NaH idruro di sodio [ENNa 220 ENCa 100 ENH 093] CaH2 idruro di calcio

A paritagrave di ΔEN la percentuale di carattere ionico di un legame puograve esserediversa Infatti KI LiBr e HF hanno ΔEN simile ma percentuale dicarattere ionico differente (vedi grafico)

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (2)Con i non-metalli IDRURI a carattere covalente

Es SiH4 silano BH3 borano (o idruro di B) AsH3 arsina

Nota Spesso il termine idruro viene usato impropriamente A rigore negli idruri H dovrebbe sempre avere no = -1

Composti Binari dellrsquo Idrogeno (3)

Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni) IDRACIDINegli idracidi il legame covalente egrave fortemente polarizzato

Es HF acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI acido iodidrico o ioduro di idrogeno

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Nomenclaturadei

Composti Inorganici

Premesse

La nomenclatura delle sostanze chimiche egrave un insieme dinorme e regole che permettono1) data la formula chimica di un composto la sua

identificazione con un nome scientifico univoco2) noto il nome di un composto la scrittura della sua

formula chimica

Tipi di Nomenclatura (1)

Esistono tre tipi principali di nomenclatura- Nomenclatura tradizionale adotta esclusivamente

suffissi e prefissi (ipo- -oso -ico per-) per indicare lostato di ossidazione degli atomi costituenti la molecola

- Nomenclatura secondo la notazione di Stock indica glistati di ossidazione con cifre romane poste tra parentesi

- Nomenclatura IUPAC adotta esclusivamente prefissinumerici arcaici per contare tutti gli atomi presenti nelcomposto (mono- di- tri- tetra- penta- esa- epta- hellip)

International Union for Pure and Applied Chemistry

Tipi di Nomenclatura (2)

Esiste poi una denominazione classica o comune di alcunicomposti generalmente non basata su regole ben definite

H2O nome comune acquanome IUPAC monossido di diidrogeno

NH3 nome comune ammoniacanome IUPAC triidruro di azoto

Esempi di nomenclatura

Tradizionale di Stock IUPACFeCl3 cloruro ferrico cloruro di ferro (III) tricloruro di ferro

SnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) diossido di stagno

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (1)Con i metalli alcalini e alcalino-terrosi IDRURI a carattere ionicosalino

Es NaH idruro di sodio [ENNa 220 ENCa 100 ENH 093] CaH2 idruro di calcio

A paritagrave di ΔEN la percentuale di carattere ionico di un legame puograve esserediversa Infatti KI LiBr e HF hanno ΔEN simile ma percentuale dicarattere ionico differente (vedi grafico)

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (2)Con i non-metalli IDRURI a carattere covalente

Es SiH4 silano BH3 borano (o idruro di B) AsH3 arsina

Nota Spesso il termine idruro viene usato impropriamente A rigore negli idruri H dovrebbe sempre avere no = -1

Composti Binari dellrsquo Idrogeno (3)

Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni) IDRACIDINegli idracidi il legame covalente egrave fortemente polarizzato

Es HF acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI acido iodidrico o ioduro di idrogeno

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Premesse

La nomenclatura delle sostanze chimiche egrave un insieme dinorme e regole che permettono1) data la formula chimica di un composto la sua

identificazione con un nome scientifico univoco2) noto il nome di un composto la scrittura della sua

formula chimica

Tipi di Nomenclatura (1)

Esistono tre tipi principali di nomenclatura- Nomenclatura tradizionale adotta esclusivamente

suffissi e prefissi (ipo- -oso -ico per-) per indicare lostato di ossidazione degli atomi costituenti la molecola

- Nomenclatura secondo la notazione di Stock indica glistati di ossidazione con cifre romane poste tra parentesi

- Nomenclatura IUPAC adotta esclusivamente prefissinumerici arcaici per contare tutti gli atomi presenti nelcomposto (mono- di- tri- tetra- penta- esa- epta- hellip)

International Union for Pure and Applied Chemistry

Tipi di Nomenclatura (2)

Esiste poi una denominazione classica o comune di alcunicomposti generalmente non basata su regole ben definite

H2O nome comune acquanome IUPAC monossido di diidrogeno

NH3 nome comune ammoniacanome IUPAC triidruro di azoto

Esempi di nomenclatura

Tradizionale di Stock IUPACFeCl3 cloruro ferrico cloruro di ferro (III) tricloruro di ferro

SnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) diossido di stagno

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (1)Con i metalli alcalini e alcalino-terrosi IDRURI a carattere ionicosalino

Es NaH idruro di sodio [ENNa 220 ENCa 100 ENH 093] CaH2 idruro di calcio

A paritagrave di ΔEN la percentuale di carattere ionico di un legame puograve esserediversa Infatti KI LiBr e HF hanno ΔEN simile ma percentuale dicarattere ionico differente (vedi grafico)

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (2)Con i non-metalli IDRURI a carattere covalente

Es SiH4 silano BH3 borano (o idruro di B) AsH3 arsina

Nota Spesso il termine idruro viene usato impropriamente A rigore negli idruri H dovrebbe sempre avere no = -1

Composti Binari dellrsquo Idrogeno (3)

Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni) IDRACIDINegli idracidi il legame covalente egrave fortemente polarizzato

Es HF acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI acido iodidrico o ioduro di idrogeno

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Tipi di Nomenclatura (1)

Esistono tre tipi principali di nomenclatura- Nomenclatura tradizionale adotta esclusivamente

suffissi e prefissi (ipo- -oso -ico per-) per indicare lostato di ossidazione degli atomi costituenti la molecola

- Nomenclatura secondo la notazione di Stock indica glistati di ossidazione con cifre romane poste tra parentesi

- Nomenclatura IUPAC adotta esclusivamente prefissinumerici arcaici per contare tutti gli atomi presenti nelcomposto (mono- di- tri- tetra- penta- esa- epta- hellip)

International Union for Pure and Applied Chemistry

Tipi di Nomenclatura (2)

Esiste poi una denominazione classica o comune di alcunicomposti generalmente non basata su regole ben definite

H2O nome comune acquanome IUPAC monossido di diidrogeno

NH3 nome comune ammoniacanome IUPAC triidruro di azoto

Esempi di nomenclatura

Tradizionale di Stock IUPACFeCl3 cloruro ferrico cloruro di ferro (III) tricloruro di ferro

SnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) diossido di stagno

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (1)Con i metalli alcalini e alcalino-terrosi IDRURI a carattere ionicosalino

Es NaH idruro di sodio [ENNa 220 ENCa 100 ENH 093] CaH2 idruro di calcio

A paritagrave di ΔEN la percentuale di carattere ionico di un legame puograve esserediversa Infatti KI LiBr e HF hanno ΔEN simile ma percentuale dicarattere ionico differente (vedi grafico)

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (2)Con i non-metalli IDRURI a carattere covalente

Es SiH4 silano BH3 borano (o idruro di B) AsH3 arsina

Nota Spesso il termine idruro viene usato impropriamente A rigore negli idruri H dovrebbe sempre avere no = -1

Composti Binari dellrsquo Idrogeno (3)

Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni) IDRACIDINegli idracidi il legame covalente egrave fortemente polarizzato

Es HF acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI acido iodidrico o ioduro di idrogeno

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Tipi di Nomenclatura (2)

Esiste poi una denominazione classica o comune di alcunicomposti generalmente non basata su regole ben definite

H2O nome comune acquanome IUPAC monossido di diidrogeno

NH3 nome comune ammoniacanome IUPAC triidruro di azoto

Esempi di nomenclatura

Tradizionale di Stock IUPACFeCl3 cloruro ferrico cloruro di ferro (III) tricloruro di ferro

SnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) diossido di stagno

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (1)Con i metalli alcalini e alcalino-terrosi IDRURI a carattere ionicosalino

Es NaH idruro di sodio [ENNa 220 ENCa 100 ENH 093] CaH2 idruro di calcio

A paritagrave di ΔEN la percentuale di carattere ionico di un legame puograve esserediversa Infatti KI LiBr e HF hanno ΔEN simile ma percentuale dicarattere ionico differente (vedi grafico)

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (2)Con i non-metalli IDRURI a carattere covalente

Es SiH4 silano BH3 borano (o idruro di B) AsH3 arsina

Nota Spesso il termine idruro viene usato impropriamente A rigore negli idruri H dovrebbe sempre avere no = -1

Composti Binari dellrsquo Idrogeno (3)

Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni) IDRACIDINegli idracidi il legame covalente egrave fortemente polarizzato

Es HF acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI acido iodidrico o ioduro di idrogeno

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (1)Con i metalli alcalini e alcalino-terrosi IDRURI a carattere ionicosalino

Es NaH idruro di sodio [ENNa 220 ENCa 100 ENH 093] CaH2 idruro di calcio

A paritagrave di ΔEN la percentuale di carattere ionico di un legame puograve esserediversa Infatti KI LiBr e HF hanno ΔEN simile ma percentuale dicarattere ionico differente (vedi grafico)

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (2)Con i non-metalli IDRURI a carattere covalente

Es SiH4 silano BH3 borano (o idruro di B) AsH3 arsina

Nota Spesso il termine idruro viene usato impropriamente A rigore negli idruri H dovrebbe sempre avere no = -1

Composti Binari dellrsquo Idrogeno (3)

Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni) IDRACIDINegli idracidi il legame covalente egrave fortemente polarizzato

Es HF acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI acido iodidrico o ioduro di idrogeno

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Composti Binari dellrsquoIdrogeno (2)Con i non-metalli IDRURI a carattere covalente

Es SiH4 silano BH3 borano (o idruro di B) AsH3 arsina

Nota Spesso il termine idruro viene usato impropriamente A rigore negli idruri H dovrebbe sempre avere no = -1

Composti Binari dellrsquo Idrogeno (3)

Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni) IDRACIDINegli idracidi il legame covalente egrave fortemente polarizzato

Es HF acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI acido iodidrico o ioduro di idrogeno

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Composti Binari dellrsquo Idrogeno (3)

Con gli elementi del gruppo VIIA (alogeni) IDRACIDINegli idracidi il legame covalente egrave fortemente polarizzato

Es HF acido fluoridrico o fluoruro di idrogenoHCl acido cloridrico o cloruro di idrogenoHBr acido bromidrico o bromuro di idrogenoHI acido iodidrico o ioduro di idrogeno

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Con i metalli dei gruppi IA IIA e IIIA OSSIDI a carattere ionicoEs Na2O ossido di sodio o sodico

CaO ossido di calcio o calcico

Con gli altri metalli OSSIDI a carattere covalenteEs FeO ossido ferroso (Fe no +2)

Fe2O3 ossido ferrico (Fe no +3)

Con non metalli ANIDRIDI a carattere covalenteEs SO2 anidride solforosa (S no +4)

SO3 anidride solforica (S no +6)CO anidride carboniosa o monossido di C (C no +2)CO2 anidride carbonica (C no +4)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (1)Ossidi Basici (Ossidi) e Ossidi Acidi (Anidridi)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashico

Nota la formula generale degli lsquorsquoossidirsquorsquo egrave XyOz Lrsquounica eccezione egrave il fluoruro drsquoossigeno OF2 nel quale O precede lrsquoaltro elemento (ENO lt ENF)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (2)con Cloro e Azoto

Con il Cloro (no +1 +3 +5 +7)Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

Con lrsquoAzoto (no +1 +2 +3 +4 +5)N2O protossido di azoto (N no +1)NO ossido di azoto (N no +2)N2O3 anidride nitrosa (N no +3)NO2 diossido di azoto (N no +4)N2O4 diossido di azoto dimero (N no +4)N2O5 anidride nitrica (N no +5)

NOMENCLATURA

no unico -icodue no ndashoso

ndashicopiugrave di due no ipo- -oso

-oso-icoper- -ico

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Con elementi anfoteri OSSIDI ANFOTERI

Sono elementi anfoteri Zn +2 Al +3 Sn +2 e +4 Pb +2 e +4 Sb +3Cr +3 Mn +4

Es SnO ossido stannoso ossido di stagno (II) o monossido di stagnoSnO2 ossido stannico ossido di stagno (IV) o diossido di stagnoCr2O3 ossido cromico ossido di cromo (III) o triossido di dicromoAl2O3 ossido alluminico ossido di alluminio o triossido di alluminio

(nome comune allumina)

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (3)Ossidi Anfoteri

Nota Cr +2 (metallo) CrO ossido cromoso o ossido di cromoCr +3 (anfotero) Cr2O3 ossido cromico o triossido di dicromo

(sesquiossido di cromo)Cr +6 (non metallo) CrO3 anidride cromica o triossido di cromo

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (4)Ossidi e Anidridi

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

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1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Composti Binari dellrsquo Ossigeno (5)Perossidi e Superossidi

I perossidi contengono un gruppo perosso (-O-O-) che puograve essere

legato in maniera covalente o ionica (come O2-2)

Es H2O2 perossido di idrogenoNa2O2 perossido di sodioCaO2 perossido di calcio

I superossidi sono composti di natura ionica nei quali lo ione

superossido (O2-1) egrave legato a un metallo alcalino

Es NaO2 superossido di sodioKO2 superossido di potassio

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

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1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

La loro nomenclatura segue quella degli ossidi corrispondenti

sostituendo ldquoossidordquo con ldquoidrossidordquo

La loro formula si costruisce scrivendo il simbolo del metallo

seguito da un numero di gruppi ossidrilici (OH) uguale alla valenza

del metallo

Es NaOH idrossido di sodioFe(OH)2 idrossido ferrosoFe(OH)3 idrossido ferricoCuOH idrossido rameosoCu(OH)2 idrossido rameico

Idrossidi Ossidi + H2O(idrogeno ossigeno metallo)

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Detti anche ACIDI OSSIGENATI

Es anidride solforosa SO2 + H2O = H2SO3 acido solforosoanidride solforica SO3 + H2O = H2SO4 acido solforicoanidride carbonica CO2 + H2O = H2CO3 acido carbonico

Altri H3PO4 H3PO3 HNO3 HNO2

Ossoacidi Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Gli acidi di non-metalli dei gruppi IVA e VA a eccezione di C e Npossono legare piugrave di una molecola di H2O Si parla di forme meta- eorto-

Es da P4O10 H3PO4 = acido orto-fosforico

HPO3 = acido meta-fosforico

2H3PO4 ndash H2O = H4PO7 acido piro-fosforico

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Ossoacidi del Cl Anidridi + H2O(idrogeno ossigeno non-metallo)

Cl2O anidride ipo-clorosa (Cl no +1)

H2Cl2O2 rarr HClO acido ipo-clor-oso

Cl2O3 anidride clorosa (Cl no +3)

H2Cl2O4 rarr HClO2 acido clor-oso

Cl2O5 anidride clorica (Cl no +5)

H2Cl2O6 rarr HClO3 acido clor-ico

Cl2O7 anidride per-clorica (Cl no +7)

H2Cl2O8 rarr HClO4 acido per-clor-ico

1

2

3

4

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

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Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Ioni Positivi (cationi)

Ioni Metallici (i metalli cedono e-)Es Na+ ione sodico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Ioni Poliatomici (addizione di H+ a molecole neutre che hanno coppie di e- libere)

Es NH4+ ione ammonio

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Ioni Negativi (anioni)Si ottengono sottraendo ioni H+ dagli acidi (idracidi o ossoacidi)

Es HCl rarr Cl- ione cloruro (ac cloridrico)

HF rarr F- ione floruro (ac fluoridrico)

HCN rarr CN- ione cianuro (ac cianidrico)

H2SO3 rarr SO32- ione solfito (ac solforoso)

H2SO4 rarr SO42- ione solfato (ac solforico)

H2CO3 rarr CO32- ione carbonato (ac carbonico)

H2CO3 rarr HCO3- ione bicarbonato

In realtagrave H2SO4 rarr HSO4- (ione bisolfato o idrogeno solfato)

HSO4- rarr SO4

2- (ione solfato)

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

HClO acido ipo-clor-oso (Cl no +1)

ClO- ione ipo-clor-ito

HClO2 acido clor-oso (Cl no +3)

ClO2- ione clor-ito

HClO3 acido clor-ico (Cl no +5)

ClO3- ione clor-ato

HClO4 acido per-clor-ico (Cl no +7)

ClO4- ione per-clor-ato

1

2

3

4

Ioni Negativi del Cl (anioni)

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Sali (1)

- Il sale egrave quindi costituito generalmente da ioni positivi rarr generalmente ioni metallici ioni negativi rarr generalmente lrsquo anione di un acido

- Ioni negativi e ioni positivi devono essere bilanciati alivello delle cariche a dare una molecola neutra

- Sono quindi composti di natura ionica

- Si formano per lo piugrave per reazione trametalli o loro derivati (ossidi idrossidi) non-metalli o loro derivati (anidridi acidi)

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Sali (2)

Metallo Catione Valenza Acido Anione Valenza SALE

Ca Ca2+ 2 H2SO4 SO42- 2 CaSO4

calcio ione calcio ac solforico ione solfato solfato di calcio

Al Al3+ 3 H2SO3 SO32- 2 Al2(SO3)3

alluminio ione alluminio ac solforoso ione solfito solfito di alluminio

Fe Fe2+ 2 HCl Cl- 1 FeCl2ferro ione ferroso ac cloridrico ione cloruro cloruro ferroso

Fe Fe3+ 3 H2S S- 2 Fe2S3ferro ione ferrico ac Solfidrico ione solfuro solfuro ferrico

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

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1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Esercizio 1

H2SO4 H = +2 O = 4(-2) S = +6 Tot = 0HNO3 H = +1 O = 3(-2) N = +5 Tot = 0NH3 H = 3(+1) N = -3 Tot = 0HClO3 H = +1 O = 3(-2) Cl = Tot = 0H2SO3 H = O = S = Tot = ClO4

- O = Cl = Tot = -1PO4

3- O = P = Tot =

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

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Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Esercizio 2

Scrivere la formula dei seguenti composti

1 Anidride carbonica2 Ossido ferrico3 Idrossido di ammonio4 Cloruro di sodio5 Idruro ferrico6 Acido cloridrico7 Ammoniaca8 Anidride solforica9 Idrossido di potassio10 Ossido ferrico11 Ossido di azoto12 Ossido di calcio

13 Solfato ferrico14 Solfato ferroso15 Ione solfato16 Acido fluoridrico17 Acido nitrico18 Cloruro di ammonio19 Carbonato di alluminio20 Fluoruro di potassio21 Ione cloruro22 Anidride carboniosa23 Cianuro ferrico24 Acqua ossigenata

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

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Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Esercizio 3

Scrivere il nome dei seguenti composti

1 Fe2O3

2 HNO3

3 HNO2

4 NaOH5 KCl6 SO2

7 H2O2

8 ZnS9 Cu2SO4

10 CuSO4

11 SO3

12 H2S

13 H2SO4

14 Na2CO3

15 Fe(CN)2

16 Fe(CN)3

17 HI18 H2O19 HBr20 H3PO4

21 HCl22 KOH23 Al2O3

24 AgNO3

Libro di testo consigliato

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1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Libro di testo consigliato

R Breschi A Massagli ldquoStechiometriardquo

1993 ETS

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

Stefani M e Taddei N Chimica Biochimica e Biologia Applicata (2008 Ed Zanichelli)

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Reazioni Chimiche

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

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Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Reazioni Chimiche (1)

La REAZIONE CHIMICA egrave la trasformazione di uno o piugravecomposti in altre specie ovvero egrave un processo nel quale si hala rottura di legami chimici presenti nei reagenti conformazione di nuovi legami e costituzione dei prodotti

Una reazione chimica egrave rappresentata dalla seguenteequazione di reazione

A + B C + D

Dove A e B rappresentano i reagenti e C e D i prodotti

Doppia freccia ( ) per reazioni di equilibrio (reversibili) incui il processo puograve avvenire in entrambi i sensi

Freccia unidirezionale (rarr o larr) per reazioni irreversibilicon trasformazione completa dei reagenti

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

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Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Reazioni Chimiche (2)

IMPORTANTEnellrsquoimpostare una reazione le formule dei reagenti e deiprodotti devono corrispondere allrsquo effettiva costituzionedella sostanza

Esempio

lrsquo azoto egrave coinvolto come N2 (e non N) lrsquo ossigeno come O2 (e non O) lrsquo idrogeno come H2 (e non H)

2 NaClO = 2 NaCl + O2

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

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Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

- reazioni di Ossidoriduzione o REDOX con scambio die- in cui alcuni elementi variano il loro no

- reazioni non REDOX senza variazione del no deglielementi Tra queste sono di particolare importanzale reazioni Acido-Base

Classificazione delle Reazioni Chimiche (A)

Si distinguono 2 categorie principali che differisconoper la possibilitagrave di avere o meno uno scambio di e- tra iregenti

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

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Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (1)

ACIDI molecole che rilasciano protoni (H+)

HA A- + H+

Es HNO3 NO3- + H+

BASI molecole che acquistano protoni (H+) orilasciano ioni ossidrili (OH-)

1 B + H+ BH+ NH3 + H+ NH4+

2 BOH B+ + OH- KOH K+ + OH-

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

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Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Acidi e Basi secondo Broslashnsted-Lowry (2)

In soluzione acquosa bisogna tenere in considerazioneH2O

ACIDI HA A- + H+ HA + H2O A- + H3O+

Es HNO3 + H2O NO3- + H3O+

BASI B + H+ BH+ B + H2O BH+ + OH-

Es NH3 + H2O NH4+ + OH-

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

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Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (1)

Le reazioni tra un acido e una base prendono il nome dildquoreazioni acido-baserdquo o ldquoreazioni di salificazionerdquo

Es HCl + NaOH rarr NaCl + H2Oacido base sale

dove lo ione H+ rilasciato dallrsquoacido viene neutralizzatodallrsquoOH- rilasciato dalla base con formazione di H2O

Il sale che si forma egrave un composto ionico

Reazioni Acido-Base e Formazione di Sali (2)

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Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

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Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

- Sono reazioni caratterizzate dal trasferimento dielettroni da una specie chimica allrsquoaltra

- La semireazione che porta alla perdita di elettroniviene chiamata ossidazione

- La semireazione che porta allrsquoacquisto di elettroniviene chiamata riduzione

- Nelle reazioni redox egrave importante conoscere ilnumero di ossidazione (no) di ciascun atomo perindividuare gli elettroni messi in gioco nellareazione stessa

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Reazioni di Ossidoriduzione (REDOX)

Esempio

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

- Ossidazione Zn rarr Zn2+ + 2e-

- Riduzione Cu2+ + 2e- rarr Cu

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

- In una reazione chimica il numero totale di atomi diogni elemento deve essere lo stesso nei due latidellrsquoequazione

- Il procedimento che comporta il rispetto di questoprincipio egrave detto bilanciamento della reazione in cuisi usano i coefficienti stechiometrici che indicano irapporti quantitativi molari tra le sostanze coinvoltenella reazione

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Principi Fondamentali per il Bilanciamento delle Reazioni

- Bilanciamento degli elettroni (numeri di ossidazione)nel caso di reazioni di ossidoriduzione il numero di e-

ceduti dal riducente deve essere uguale al numero die- acquistati dallrsquoossidante

- Bilanciamento delle cariche la somma delle caricheelettriche deve essere la stessa dalla parte deireagenti e dei prodotti

- Bilanciamento delle masse il n di atomi di unostesso elemento deve essere lo stesso dalla parte deireagenti e dei prodotti

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O

Esercizi

Bilanciare le seguenti reazioni

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

MnO2 + Br- + H+ = Mn2+ + Br2 + H2O

MnO4- + Sn2+ + H+ = Mn2+ + Sn4+ + H2O