Paolo Colombi: esercitazioni_chimica_05
- ottobre 10
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La formula minima o empirica di un composto rappresenta il rapporto
numerico tra gli atomi presenti nella molecola.
La formula molecolare di un composto rappresenta il numero reale degli
atomi presenti nella molecola.
Sommario
La struttura di Lewis indica la sequenza e la disposizione relativa degli atomi
che costituiscono la molecola e la completa distribuzione di tutti gli elettroni di
valenza presenti nella molecola o ione.
- Strutture Lewis
-! Cenni di nomenclatura inorganica
Ammoniaca: NH3
Paolo Colombi (www.ing.unibs.it/~colombi)
Laboratorio di Chimica per le Tecnologie (www.chem4tech.it)
tel. 0303715475
e-mail: [email protected]
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FORMULA MINIMA FORMULA MOLECOLARE e STRUTTURA DI LEWIS
ELEMENTI DI CHIMICA
Esercitazione 5
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NB: Ogni
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ELETTRONI DI VALENZA: sono gli elettroni del guscio esterno, i responsabili principali
delle proprietà chimiche di un atomo e quindi della natura dei legami chimici che
vengono a stabilirsi fra esso ed altri atomi.
Si usa rappresentare convenzionalmente gli atomi in modo da evidenziare soltanto la
loro configurazione elettronica esterna, trascurando quella di livelli interni completi.
Bromo, Br (Z=35)
[Ar] 4s24p5
Br
Titanio, Ti (Z=22)
Sodio, Na (Z=11)
[Ne] 3s1
Na
Gallio, Ga (Z=21)
[Ar] 4s23d104p1
[Ar] 4s23d2
Ti
Ga
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Acido solforico: H2SO4
indica una coppia di elettroni
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Schema per la determinazione della struttura di Lewis
1. Si scrive lo scheletro della molecola tenendo presente che:
-! l'atomo di H è sempre terminale (legato ad un solo atomo);
-! l'atomo centrale è quello a più bassa elettronegatività.
2. Si contano gli elettroni di valenza degli atomi nella molecola. (sulla
base degli atomi che la costituiscono ed eventualmente tenendo conto di
cariche positive o negative)
3. Si sistemano per primi (a coppie) gli elettroni di legame.
4. Si completano gli ottetti degli atomi legati a quello centrale.
5. Se avanzano elettroni si collocano sull'atomo centrale.
6. Se l'atomo centrale non ha 8 elettroni attorno a sé si formano doppi o tripli
legami.
La migliore struttura :
•! ha la più piccola carica formale
•! la carica formale negativa viene assunta dagli atomi più elettronegativi
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Scrivere la struttura di Lewis di una molecola (esempio PCl3)
LEGAMI DOPPI
1. Scrivere lo scheletro della struttura molecolare
L’elemento con il più piccolo valore della EMEV si trova al centro della struttura
esempio: molecola PCl3 EMEV(P) (1,39 MJ/mole); EMEV(Cl) (1,59MJ/mole)
esempio: molecola H2CO (formaldeide)
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H
H (1,31 MJ/mole ); C (1,41MJ/mole); O (1,91MJ/mole)
C
2. Calcolare il numero totale di e- di valenza
O
H
H
3. Due elettroni di valenza per ogni legame dello scheletro.
26-6=20 elettroni di non legame
C
4. Disporre gli elettroni di non legame partendo dagli atomi
esterni (ottetto).
H
carbonio ed ossigeno condividono due coppie di
elettroni formando un doppio legame
Totale e- (26) - [e- di legame (6) - e- atomi esterni (18)] = 2
H
C
NB: Il simbolo
equivale al simbolo
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ed indica una coppia di elettroni.
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GLI ATOMI GENERALMENTE CHE FORMANO LEGAMI DOPPI E TRIPLI SONO C,N,O,P,S
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Scrivere la formula di struttura (o struttura di Lewis) per
Le proprietà manifestate da una specie chimica (molecola o ione) non sempre possono
essere spiegate in base ad una sola formula di struttura. Alcune proprietà sono accordo
con una certa formula di struttura, altre con una formula di struttura diversa.
a.! CH4
O
S
O
O
S
O
La lunghezza del legame doppio è minore della lunghezza del
legame singolo fra gli stessi elementi.
Sperimentalmente la lunghezza di legame* tra gli atomi di ossigeno
risultano essere identiche (1,278 Å).
La molecola è un ibrido di risonanza fra le due strutture di Lewis.
*LA LUNGHEZZA DI LEGAME E’ LA DISTANZA FRA DUE NUCLEI DI ATOMI LEGATI
O
H
TEORIA della RISONANZA
ESEMPIO: per il diossido di zolfo sono ammesse due strutture equivalenti
O
b. NH4+
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c. NH3
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Scrivere la formula di struttura (o struttura di Lewis) per
a.!
BH4–
b.
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Scrivere la formula di struttura (o struttura di Lewis) per lo ione HCO2–
ClO–
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Quale è la migliore rappresentazione di Lewis per l’ossido di diazoto?
N!N-O
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N=N=O
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NOMENCLATURA
N–N!O
Le regole di nomenclatura attualmente in uso sono state
formulate dalla COMMISSIONE dell’UNIONE di CHIMICA PURA e
APPLICATA (IUPAC) nel 1985. In base a tali regole è possibile
stabilire la formula del composto e risalire al nome dalla formula.
http://www.acdlabs.com/iupac/nomenclature/
•! Ad ogni numero atomico (Z) corrisponde un dato
elemento.
•! Ogni elemento può essere rappresentato con un simbolo.
[N!N-O]
Primo gruppo
metalli alcalini
Secondo gruppo
metalli alcalino terrosi
Sesto gruppo
calcogeni
Settimo gruppo
alogeni
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pag: 13
Dal nome dell’elemento si ricava la radice da usare nella formula dei relativi
composti, o togliendo la “o” finale, o la “io” finale oppure, per terminazioni
differenti, lasciando il nome dell’elemento tal quale.
Elemento
Radice
Esempio
Ferro
ferr-
Ossido ferroso
Iodio
iod-
Iodato, ioduro
Rame
rame-
Ossido rameico
Nichel
nichel-
Idrato nicheloso
Le più importanti eccezioni a queste regole sono:
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1
mono-
2
di-
Esempi
3
tri-
simbolo
Nome IUPAC
Nome classico
4!
tetra-
O
(mono)ossigeno
ossigeno atomico
5!
penta-
O2
diossigeno
ossigeno
6!
esa-
O3
triossigeno
ozono
7!
epta-
F2
difluoro
fluoro
8!
otta-
P4
tetrafosforo
fosforo bianco
9!
nona-
S8
ottazolfo
zolfo
Esempio
Azoto
Nitr-
Nitrito, Nitrato
Zolfo
Solfor-, solf-
Acido solforico, solfato
Fosforo
Fosfor-, fosf
Acido fosforico, fosfato
Arsenico
Arseni-, arsen-
Arseniato, acido arsenico
Manganese
Mangan-
Ossido manganoso
11! undeca
Stagno
Stann-
Idrato stannoso
12! dodeca
Oro
Aur-
Cloruro Aurico
Composti binari
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10! deca
pag: 15
AB
M, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At,I, Br, Cl, O, F
pref-B-uro di pref-A
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Composti binari dell’idrogeno
I composti binari, costituiti solo da due elementi, si scrivono indicando a
sinistra l’elemento che precede nella serie
Nomenclatura IUPAC
Nomenclatura classica
L’idrogeno si può trovare in due stati di ossidazione:
n.o. = -1 IDRURI
n.o = +1 ACIDI X-idrici.
B-uro A-suff
Esempi
simbolo
Nome IUPAC
Nome classico
NaCl
cloruro di sodio
cloruro di sodio
Hg2Cl2
dicloruro di dimercurio
cloruro mercuroso*
HgCl2
dicloruro di mercurio
cloruro merucurico*
FeCl3
tricloruro di ferro
cloruro ferrico
FeI2
diioduro di ferro
ioduro ferroso
*-ico quando A è nel suo stato alto di ossidazione
-oso quando A è nel suo stato basso di ossidazione
pag: 14
Il nome dell’elemento deve essere preceduto da un un prefisso che indica il numero di
atomi in ogni molecola
Radice
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Molecole poliatomiche di sostanze elementari
Elemento
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n.o.(H)= -1
n.o.(H)= +1
simbolo
Nome IUPAC
Nome classico
LiH
idruro di litio
idruro di litio
BeH2
diidruro di berillio
idruro di berillio
BH3
triidruro di boro
borano
B2H6
esaidruro di diboro
diborano
NH3
triidruro di azoto
ammoniaca
simbolo
Nome IUPAC
Nome classico
H2S
solfuro di diidrogeno
acido solfidrico
HF
fluoruro di idrogeno
acido fluoridrico
HCl
cloruro di idrogeno
acido cloridrico
HBr
bromuro di idrogeno
acido bromidrico
pag: 16
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Composti binari dell’ossigeno
Nomenclatura classica
pref-ossido di pref-X
ossidi/anidridi
Carattere basico ! ossidi
Carattere acido ! anidridi
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(O+metallo)
(O+non-metallo)
Prefissi e suffissi di ossidi e anidridi
simbolo
Nome IUPAC
Nome classico
Li2O
ossido di dilitio
ossido di litio
Na2O
ossido di disodio
ossido di sodio
Na2O2
diossido di disodio
perossido di sodio
KO2
diossido di potassio
superossido di potassio
CaO
ossido di calcio
calce viva
Al2O3
triossido di dialluminio
allumina
FeO
ossido di ferro
ossido ferroso
Fe2O3
triossido di diferro
ossido ferrico (sesquiossido di ferro)
per-A-ico
quando A è nel suo massimo stato di ossidazione (es. Cl+7)
A-ico
quando A è nel suo stato alto di ossidazione (es. Cl+5)
SnO
ossido di stagno
ossido stannoso
A-oso
quando A è nel suo stato basso di ossidazione (es. Cl+3)
SnO2
diossido di stagno
ossido stannico
ipo-A-oso
quando A è nel suo minimo stato di ossidazione (es. Cl+1)
B2O3
triossido di diboro
anidride borica
CO2
diossido di carbonio
anidride carbonica
SiO2
diossido di silicio
anidride silicica (silice)
Nei perossidi, l'Ossigeno ha no. di ossidazione -1.
Nei superossidi, l'Ossigeno ha no. di ossidazione -1/2.
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pag: 18
Esempi
Tranne OF2 sono del tipo XmOn
Nomenclatura IUPAC
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Idrossidi (prodotti di idratazione di ossidi basici)
Esempi
simbolo
Nome IUPAC
Nome classico
SO2
diossido di zolfo
anidride solforosa
SO3
triossido di zolfo
anidride solforica
Cl2O
ossido di dicloro
anidride ipoclorosa
Cl2O3
triossido di dicloro
anidride clorosa
Cl2O5
pentaossido di dicloro
anidride clorica
Esempi
Cl2O7
eptaossido di dicloro
anidride perclorica
simbolo
Nome IUPAC
Nome classico
NaOH
idrossido di sodio
soda caustica
Ca(OH)2
diidrossido di calcio
Fe(OH)2
diidrossido di ferro
idrossido ferroso
Fe(OH)3
triidrossido di ferro
idrossido ferrico
Del tipo M(OH)n
Nomenclatura IUPAC
pref-idrossido di M
Nomenclatura classica
idrossido M-suff
calce spenta
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pag: 21
Ossoacidi (prodotti di idratazione di ossidi acidi)
Del tipo HjXkOl dove X è un metallo in alto stato di ossidazione o un non metallo.
La nomenclatura corretta di questi composti specifica.
1.! lo stato di ossidazione dell’elemento X mediante i prefissi ipo-X-oso,X-oso,Xico,per-X-ico in ordine crescente di numero di ossidazione.
2. Il grado di idratazione dell’acido (orto- alta idratazione, meta- bassa idratazione)
Si definisce orto l'acido che contiene il maggior numero possibile di molecole
d'acqua.
L'acido meta contiene una molecola d'acqua in meno rispetto all'orto.
Il termine di (o piro) si usa invece per indicare gli ossiacidi che derivano dalla
condensazione di due molecole di un ortoacido. (La formula bruta degli acidi 'di' si
costruisce quindi raddoppiando gli elementi dell'acido orto e sottraendo due
idrogeni e un ossigeno.)
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pag: 22
simbolo
Nome IUPAC
simbolo
Nome IUPAC
HNO2
acido nitroso
HClO
acido ipocloroso
HNO3
acido nitrico
HClO2
acido cloroso
H2CO3
acido carbonico
HClO3
acido clorico
HBO2
acido metaborico
HClO4
acido perclorico
H3BO3
acido ortoborico
H2CrO4
acido cromico
H3PO3
acido fosforoso
H2SO3
acido solforoso
H3PO4
acido ortofosforico
H2SO4
acido solforico
HPO3
acido metafosforico
H2S2O3
acido tiosolforico
H4P2O7
acido pirofosforico
3. La presenza di legami perossidici O–O (prefisso perosso-).
Tioacidi: con questo termine si indica la sostituzione di un O con S in un ossiacido.
Esempio: H2S2O3, acido tiosolforico (ipotetico).
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pag: 23
… meta- orto- piroAd esempio, del Fosforo si conoscono tre acidi fosforici (no. ox. P = +5):
metafosforico = (HPO3)n
ortofosforico = H3PO4
pirofosforico = H4P2O7
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Il terzo acido fosforico, il pirofosforico (o difosforico) deriva dalla condensazione di due
molecole di acido ortofosforico. Lo ione pirofosfato è un composto molto importante dal
punto di vista biologico.
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pag: 24
I sali
I sali semplici sono prodotti dalla sostituzione di tutti gli idrogeni di un acido. Il
loro nome si ottiene dal nome dell’acido da cui il sale formalmente deriva,
sostituendo i prefissi e i suffissi che caratterizzavano l’acido
Il primo, detto polimetafosforico, esiste in forme polimeriche (questo il motivo della
scrittura col pedice n della sua formula bruta) e ha qualche interesse solo per la chimica
inorganica. I suoi sali più comuni sono i tri- e i tetrametafosfati.
Il secondo è detto comunemente acido fosforico. E' un acido triprotico e forma
quindi tre tipi di sali: Fosfati neutri (ione PO43-), monoidrogenofosfati (ione HPO42-), e
diidrogenofosfati (ione H2PO2-).
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per-A-ico
per-A-ato
A-ico
A-ato
A-oso
A-ito
ipo-A-oso
ipo-A-ito
a cui segue la specificazione dell’atomo o del gruppo che ha sostituito gli atomi
di idrogeno.
Esempi
simbolo
Nome IUPAC
BaHPO3
fosfito di bario
simbolo
Nome IUPAC
Li2SO3
solfito di dilitio
NaNO2
nitrito di sodio
(NH4)2SO4
solfato di ammonio
Ca(NO3)2
nitrato di calcio
KMnO4
permanganato di potassio
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pag: 25
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Schema riassuntivo composti ossigeno
NH4+
(ammonio)
H3O+
(idronio)
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pag: 26
Ioni poliatomici comuni
Carica +1
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Composti comuni
pag: 27
Carica -1
Carica -2
OH- idrossido
CO32- (carbonato)
(ossidrile)
SO42- (solfato)
NO3- (nitrato)
SO32- (solfito)
NO2 (nitrito)
CrO42- (cromato)
ClO4- (perclorato)
Cr2O72- (bicromato)
ClO3 (clorato)
HPO42ClO2- (clorito)
(idrogenofosfato)
ClO (ipoclorito)
CN- (cianuro)
C2H3O2- (acetato)
MnO4- (permanganato)
HCO3- (idrogenocarbonato)
H2PO4- (diidrogenofosfato)
Carica -3
PO43(fosfato)
pag: 28
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10
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Esercizi di verifica
Nome correte
Nome
Formula
Bicarbonato
Candeggina
Gesso da lavagna
Pirite
Gesso
Calce viva
Calce spenta
Calcare, calce
Soda caustica
Soda
Marmo
Stucco
Quarzo
Sale da cucina
Aceto
Idrogenocarbonato di sodio
Ipoclorito di sodio
Carbonato di calcio
Bisolfuro di ferro (II)
Solfato di calcio biidrato
Ossido di Calcio
Calce spenta
Calcare
Idrossido di sodio
Carbonato di sodio decaidrato
Carbonato di calcio
Solfato di calcio semiidrato
Biossido di silicio
Cloruro di sodio
Acido acetico
NaHCO3
NaClO
CaCO3
FeS2
CaSO4 2H2O
CaO
Ca(OH)2
CaCO3
NaOH
Na2CO3 10H2O
CaCO3
CaSO4 !H2O
SiO2
NaCl
CH3COOH
Scrivere la struttura di Lewis per
a)! Acido solforico
b)! Acido (orto)fosforico
[a.
b.
]