ATOMO - Roma Tre Universitywebusers.fis.uniroma3.it/iucci/Fisica/Atomi_ molecole_composti.pdf ·...

transcript

Democrito IV secolo A.C.

Lavoisier Legge della conservazione della massa

es. C + O2 CO2

Dalton (1808) Teoria atomica

Avogadro Volumi uguali di gas contengono un ugual

numero di MOLECOLE (NA)

Cannizzaro Determinazione dei PESI MOLECOLARI

in base alle densità relative dei gas

(drel = dA/dB = MA/MB)

e poi dei PESI ATOMICI

E = mc2

INSIEME DI ATOMI TENUTI INSIEME DA LEGAMI CHIMICI

Es H2O 2 atomi H + 1 atomo O

H2SO4 2 atomi H + 1 atomo S + 4 atomi O

PESO MOLECOLARE SOMMA DEI PESI ATOMICI MOLTIPLICATI PER I

RISPETTIVI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI

PM H2O = 2 x PAH +PAO = 2 x1,008 +15,9999 = 18,015 18 u.m.a.

PM H2SO4= 2 x PAH +PAS +4 x PAO = 2 x1 +32 + 4 x16 = 98 u.m.a.

MOLE PESO IN GRAMMI PARI A:

a) GRAMMOATOMO IL PESO ATOMICO DELL’ELEMENTO

b) GRAMMOMOLECOLA IL PESO MOLECOLARE DEL COMPOSTO

Una mole contiene un numero di particelle (atomi o molecole) pari al

NUMERO DI AVOGADRO N = 6,022 x1023

Esempio: 1 mole di acqua (H2O) pesa 18 g; quante moli ci sono in un litro di acqua?

1 litro 1 Kg = 1000 g n = g/PM = 1000/18 = 55,5 moli g = n x PM

MOLECOLA

Esperimento di Thompson

Esperimento di Millikan

Misura e/m elettrone

Misura e elettrone

atomo di Thompson

mg=zeE

Atomo: protoni

elettroni

neutroni

Skuola.it

Tutorvista.com

reich-chemistry.wikispaces.com

Esperimento di Rutherford

Particelle a

lnf.infn.it

wikipedia

Struttura

dell’atomoRaggio 10-10 m = 1Å

NUCLEO (+)

ELETTRONI (-)

FORZEELETTROSTATICHE

PROTONI (+)

NEUTRONI

FORZENUCLEARI

CARICA MASSA (kg)

PROTONE +1,6 x 10-19 C (+e) 1,673 x10-27

NEUTRONE 0 1,673 x10-27

ELETTRONE -1,6 x 10-19 C (-e) 9,11 x10-31

N. ELETTRONI = N. PROTONI

N. PROTONI N. ATOMICO (Z)

N. PROTONI + N. NEUTRONI N.DI MASSA (A)

6ISOTOPI

UGUALE N. ATOMICO

DIVERSO N. DI MASSA

16O 17O 18O

% 99,762 0,038 0,20

abbondanza 0,99762 0,00038 0,0020

isotopica relativa

1H 2H = D 3H = T

UNITA’ DI MASSA ATOMICA = 1/12 DELLA MASSA DI 12C

PESO ATOMICO = MASSA DELL’ ATOMO A

1/12 DELLA MASSA DI 12C

MISCELA ISOTOPICA

PESO ATOMICO di un elemento = Si xi mi

xi = abbondanza isotopica relativa

mi = massa dell’isotopo

Isotopi

Modelli atomici

Atomo di Rutherford (modello planetario)

Gli elettroni si muovono intorno al nucleo

secondo orbite circolari

Problema: per le leggi della fisica questo

sistema è instabile!

L’elettrone dovrebbe emettere energia sotto

forma di radiazione elettromagnetica e

ricadere sul nucleo in 10-11 s

Atomo di Bohr:

L’energia dell’elettrone è QUANTIZZATA

Non può variare con continuità ma solo assumere alcuni valori

= lunghezza d’onda

= frequenza (Hz) = numero d’onda (cm-1)

= c a = 1

E = h. = h.c. = h.c

h = costante di Planck

1 mm = 10-3 m

1 mm = 10-6 m

1 nm = 10-9 m

RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA

CORPUSCOLO= FOTONE

RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA: Campo elettromagnetico oscillante

che si propaga alla velocità della luce c = 3,0 x108 m/s nel vuoto

raggi raggi X UV IR onde radiomicroonde

1 pm 1 nm 1 mm 1 mm 1 m

crescente

crescente visibile

400 nm 780 nm

RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA

• Emissione di corpo nero (Max Planck)

E=h quantizzazione dell’energia

Effetto fotoelettrico (Einstein)

Efotone = h W= h0

KE= 1/2mv2 = h - W= h(-0)

iaFrequenza

Atomo di Bohr

ATOMO di IDROGENO e ATOMI IDROGENOIDI

f. centripeta Coulomb

Quantizzazione del momento angolare

n = 1, 2, 3……. numero quantico

h = costante di Planck =6,626.10-34 J.s

quantizzazione del raggio atomico

Z=1 rn = n2a0 r = a0 , 4a0, 9a0 , 16a0 ……

rπε4

Å 529,0πme

raggio di Bohr

r8ππ

r4ππ

Energia= cinetica + potenziale

quantizzazione dell’energia

Z= 1 En = - E0, - E0/4, - E0/9 , - E0/16 …

n = 1 stato fondamentale n > 1 stati eccitati

-- 0 2

n=1 E=E0

n=2 E=E0/4

n=3 E=E0/9

n1, n2 numeri interi e

semplici

RH = 1,09677 m-1

SPETTRI DI EMISSIONE ATOMICI (SPETTRI A RIGHE)

SPETTRO DELL’IDROGENO

n1 = 1 serie di Lyman (UV)

n1 = 2 serie di Balmer

(visibile)

n1 = 3 serie di Paschen (IR)

= 1 = RH (1 - 1) E = h.c.= = -E0 (1 - 1)

SPETTRI DI EMISSIONE ATOMICI

n=3n=4

Balmer

Paschen

MECCANICA QUANTISTICA

hx)mv(

De Broglie Duplice natura CORPUSCOLARE e ONDULATORIA della materia

HEISENBERG PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE

FUNZIONI D’ONDA

0)VE(h

= (x,y,z) Funzione matematica che descrive il comportamento dell’elettrone.

EQUAZIONE DI SCHROEDINGER:

Consente di calcolare le FUNZIONI D’ONDA

le ENERGIE relative (autovalori)

DENSITA’ DI PROBABILITA’ 2

2dV probabilità di trovare l’elettrone nell’elemento di volume dV

onda stazionaria in 3D

½mv2 = KE= E-V

Energia cinetica Energia potenziale

(Esempio: particella nella scatola)x=0 x=L

LEsempio: Particella nella scatola

Scatola unidimensionale (x) di lunghezza L

Nella scatola V=0 fuori dalla scatola V= =(x)

= A sen(kx) + B cos(kx)

x = 0 = 0 B = 0 = A sen(kx)

x = L = 0 kL= n

n quantizzazione dell’energia

FUNZIONI D’ONDA ORBITALI

(x,y,z) = (r,q,f) = n,l,m n, l, m numeri quantici

Principale n = 1, 2, 3,…..

Secondario l = 0,1,…..n-1 n valori di l

Magnetico m = +l, …0, … -l 2l+1 valori di m

ATOMO DI IDROGENO

Equazione di Schroedinger

n determina l’energia e le dimensioni degli orbitali

En = - E0/n2

l, m determinano la forma e l’orientamento degli orbitali

Meccanica CLASSICA ORBITA

Meccanica QUANTISTICA ORBITALE

r = (x2+y2+z2)

n l m n,l,mOrbitale N° tot

1 0 0 1,0,01s 1 1

2 0 0 2,0,02s 1 4

1 -1, 0, + 1 2,1,-1 ;2,1,0 ; 2,1,12p 3

0 0 3,0,03s 1

3 1 -1, 0, + 1 3,1,-1; 3,1,0; 3,1,13p 3 9

2 -2,-1, 0, + 1,+2 3,2,-2; 3,2,-1; 3,2,0; 3, 2,1 ; 3,2,23d 5

0 0 4,0,04s 1

4 1 -1, 0, + 1 4,1,-1; 4,1,0; 4,+1,14p 3 16

2 -2,-1, 0, + 1,+2 4,2,-2; 4,2, -1; 4,2,0; 4,2,1; 4,2,24d 5

3 -3,-2,-1, 0,

+ 1,+2, +3

4,3,-3; 4,3,-2; 4,3,-1; 4,3,0;

4,3,1; 4,3,2; 4,3,3

l 0 1 2 3

s p d f

n valori di l

2l+1 valori di m

n2 orbitali

Numeri quantici

n=1, l=0 1,0,0 = 1s

Probabilita’ Radiale 4r22

Orbitale 1s

n=2 l=0 2,0,0 = 2s

Orbitali s

DENSITA' DIPROBABILITA'

PROBABILITA'RADIALE

n=2 l=0 m=0 2s 1

n= 2 l= 1 m =0, 1 2p 2,1,-1 ; 2,1,0 ; 2,1,1 3

px pz py

pzpx py

Orbitali p

dxydyz

dx2-y2dz2

n= 3 l=0 m=0 3s 1 n2 =9

n= 3 l= 1 m =0, 1 3p 3

n= 3 l= 2 m =0, 1, 2 3d 5

Orbitali d

n= 4 l=0 m=0 4s 1 n2 =16

n= 4 l= 1 m =0, 1 4p 3

n= 4 l= 2 m =0, 1, 2 4d 5

n= 4 l= 3 m =0, 1, 2 , 3 4f 7

8 lobi

Orbitali f

dcssi.istm.cnr.it

Riepilogo

-n numero quantico principale n = 1, 2, 3……

energia E= -E0

Determina n2

dimensioni

per ogni valore di n ci sono n2 orbitali

- l numero quantico secondario l = 0, 1, 2…n-1

determina la forma degli orbitali (2l lobi)

Per ogni n, può assumere n valori

-m numero quantico magnetico m = 0, 1, 2… l

determina la direzione degli orbitali

Per ogni l, può assumere (2l + 1) valori

-ms numero quantico di spin ms = 1/2

determina il verso di rotazione dell’elettrone su se stesso

ATOMI POLIELETTRONICI

Impossibile risolvere esattamente l’equazione di Schroedinger

Soluzione con metodi approssimativi n,l,m

Forma degli orbitali come per l’atomo di idrogeno

Energia degli orbitali dipende da n,l

Effetto di schermo S (elettroni su orbitali interni)

Carica nucleare Z Carica nucleare efficace Zeff

Zeff = Z-S S=Sisi

RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI

-Principio di Aufbau

-Principio di esclusione di Pauli

-Principio della massima molteplicità

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f< 5d<6p<7s<5f

Aufabu

I periodo

II periodo

3 Li [He] 2s1

4 Be [He] 2s2

5 B [He] 2s22p1

6 C [He] 2s22p2

7 N [He] 2s22p3

8 O [He] 2s22p4

9 F [He] 2s22p5

10 Ne [He] 2s22p6

Riempimento orbitali

III periodoZ

11 Na [Ne] 3s1

12 Mg [Ne] 3s2

13 Al [Ne] 3s23p1

14 Si [Ne] 3s23p2

15 P [Ne] 3s23p3

16 S [Ne] 3s23p4

17 Cl [Ne] 3s23p5

18 Ar [Ne] 3s23p6

IV periodo Riempimento orbitali d: elementi di transizione

Riempimento orbitali f: terre rare

PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI

POTENZIALE DI IONIZZAZIONE I

M(g) + I1 M+(g) + e- I1 potenziale di prima ionizzazione

M+ ione (catione) monovalente

M+(g) + I2 M2+

(g) + e- I2 potenziale di seconda ionizzazione

M 2 + catione bivalente

AFFINITA’ ELETTRONICA Ae

X(g) + e- X-(g) + Ae Ae negativa X- anione

METALLI I basso Ae bassa

NON METALLI I alto Ae alta (fortemente negativa)

I cresce al crescere del gruppo

decresce al crescere del periodo

Ae cresce (diventa più negativa) al crescere del gruppo

decresce al crescere del periodo

ELETTRONEGATIVITA’

s2p s2p3 s2p5

s2p2 s2p4

Riempimento orbitali d

Riempimento orbitali f

I II III IV V VI VII VIIITavola periodica

Proprietà fisiche

Proprietà chimiche

LEGAME CHIMICO

ATOMI MOLECOLE

- FORMULA BRUTA (es. H2O, C2H4, H2SO4)

- FORMULA DI STRUTTURA (isomeri)

LEGAME CHIMICO

IONICO

COVALENTE

METALLICO

OMEOPOLARE

POLARE

FORZE INTERMOLECOLARI

VAN DER WAALS

LEGAME IDROGENO

ENERGIA DI LEGAME

r0= distanza di legame

El= energia di legame

El=D energia di dissociazione

attrazione

repulsione

H + HH2

LEGAME IONICOIoni positivi e negativi (anioni) tenuti insieme da interazioni elettrostatiche

Ioni positivi (cationi) elementi aventi basso I (metalli)

Ioni negativi (anioni) elementi aventi alta Ae (non metalli)

Na+(g) + Cl-

(g) NaCl (s) Eret

Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) Hf

CICLO DI BORN-HABER

Na(s) Na(g) Hsub

Na(g) Na+(g) + e- I1

½ Cl2(g) Cl(g) ½ D

Cl(g) + e- Cl-(g) Ae

Na+(g) + Cl-

(g) NaCl (s) Eret

Hf = Hsub + I1 + ½ D+ Ae + Eret

Energia reticolare

MisuraCl- Cl-

Cl-Cl-

Na+Na+

Na(s) +

1/2 Cl2(g)NaCl(s)

Cl(g)1/2 D

Na+(g)

Cl-(g)

Costanti di Madelung

.....R2

.......R2;RR3;RR2R

030201

Cl- Cl-

Cl-Cl-

Na+Na+

LEGAME COVALENTE

Teoria a coppia di elettroni (Lewis )

Teoria del legame di valenza (VB)

Cl2 Cl-Cl

3s2 3p5

MOLECOLE BIATOMICHE OMONUCLEARI:

H . H.

3s2 3p5

MOLECOLE BIATOMICHE ETERONUCLEARI:LEGAME COVALENTE POLARE

+ -mHCl = .rHCl

m = .r % = me.r

HCl H. Cl. :

x100%ion

ELETTRONEGATIVITA’

Mulliken xA=½(I+Ae)_______________ ___

Pauling (EA-B)teor= EA-A.EB-B = (EA-B)sper- (EA-B)teor xA-xB=0,102

%ion=1-exp{-[¼(xA-xB)2]}

2s2 2p3

px py pz

2s22p3

Legami multipli

2s2 2p4

px py pz

legame

Legame singolo

Legame doppio

Legame triplo

Orbitali s

Orbitali p ,

Etriplo > Edoppio > Esingolo

MOLECOLE POLIATOMICHE

2s2 2p4

2s2 2p3

angolo dilegame (104°)

2s2 2p2Bivalente no! TETRAVALENTE

CH4 4 legami equivalenti

2s2 2p2

2s 2p3

ibrido sp3

4 orbitali ibridiequivalenti isoenergetici

- ++ - +

sp3 = N (2s + 2px + 2py + 2pz )

ORBITALI IBRIDI

2s2 2p2

2s 2p3

ibridi sp2

px py pz

sp2 = N (2s + 2px + 2py )

++ -- -

L’orbitale pz non ibridizzato rimane lungo l’asse z

al piano degli orbitali ibridi

Orbitali ibridi: legami

Orbitale non ibrido: legame

sp2sp2

sp = N (2s + 2px )2s2 2p2

2s 2p3

ibridi sp

pzpypx

pzpyxx

orbitali py e pz non ibridizzati

tra loro e al piano degli orbitali ibridiOrbitali ibridi: 2 legami

Orbitali non ibridi: 2 legame

C2H2 H-CC-H

CO2 O = C = O

C OOC HCH

+ -+ -

SOMMARIO

Ibridazione sp3 tetraedrica

angoli di 109°

4orbitali ibridi 4 legami

Ibridazione sp2 trigonale planare

angoli di 120°

3 orbitali ibridi 3 legami

1 orbitale p non ibridato al piano

1 legame

Ibridazione sp lineare

angoli di 180°

2 orbitali ibridi 2 legami

2 orbitali p non ibridati 2 legame

6 legami S

dz2 dx2-y2

dsp2 s, px, py dx2-y2

5 legami P

n c = 5

[FeF6]3-

[PtCl4]2-

VALENCE SHELL ELECTRON PAIRS REPULSION

(VSEPR)

nc = 2 H-Be-H

nc = 3 B

nc=2 180°

lineare

nc=3 120°

trigonale

planare

nc=4 109,5°

tetraederica

bipiramide

trigonale

nc=6 90°

ottraederica

nc = 5

PF5 5 legami P

nc = 6

SF6 6 legami S

E se ci sono legami ?

Solo legami + lone pair determinano la geometria molecolare

C = OH-O

3 120°

2 lp 120°

2 180°

LEGAME DATIVO

2s 2p3

2s22p3

H+ + NH3 NH4+

NOOHO-

RISONANZA

HNO2 H+ + NO2-

HNO3 H+ + NO3-

H-Cl H-Cl H+ Cl-

Orbitale Molecolare

Linear Combination of Atomic Orbitals

MO= A B

b= A+ B Orbitale di legame

a= A- B Orbitale di antilegame

Ordine di legame

E orbitali atomici

orbitali molecolari

di legame

di antilegame

LCAO Si combinano orbitali di pari: a) Energia, b)Simmetria ( o )

H HF F

+ + + +

+ + + +e-e-e-

e- e- e-

RETICOLO CRISTALLINO

IONI METALLICI

ELETTRONI DI VALENZA

MARE DI FERMI

BANDA DI VALENZA(PIENA)

BANDA DI CONDUZIONE(VUOTA)

BANDA DI ENERGIA

NA/2 LIVELLI PIENI

NA/2 LIVELLI VUOTI

LEGAME METALLICO

BANDA DI VALENZA

BANDA DI CONDUZIONE

conduttore

isolante

semiconduttore

Isolante E ~ 5eV

Semiconduttore

E ~ 0,61 eV

Semiconduttori es. Si

Drogaggio p es. B

Drogaggio n es. P

FORZE INTERMOLECOLARI

dipolo-dipolo

Van der Waals dipolo- dipolo indotto

dipolo indotto- dipolo indotto

Legame idrogeno

Energia

Legami covalenti 100-1000 KJ/mole

Forze intermolecolari 0,1-10 KJ/mole

Solidi > liquidi >> gas 0

Gas reali> gas ideali =0

FORZE DI VAN DER WAALS

dipolo indotto -dipolo indotto

molecole apolari

dipoloinstantaneo

dipolo indotto E=-c

Es F2, Cl2, Br2, I2

dipolo-dipolo

+ - + -

dipolo-dipolo indotto

distanza

LEGAME IDROGENO

X__H………Y

cem.msu.edu

NUMERO DI OSSIDAZIONE

Es. HCl H+ Cl- H = +1 Cl = -1

H2O 2 H+ O2- H = +1 O = -2

Es. NaCl Na+ Cl- Na = +1 Cl = -1

Es. H-H, O=O , Cu, Fe NOX = 0

H: +1, (tranne che negli idruri metallici es. NaH –1)

O: -2, (tranne che nei perossidi –1)

Metalli alcalini (I gruppo): +1

Metalli alcalino-terrosi (II gruppo): +2

H2SO4 H = +1; O = -2; S = +6 2x1+4x(-2)+6=0

Na2CO3 Na = +1; O = -2; C = +4 2x1+3x(-2)+4=0

Es. NO3- O = -2; N = +5 3x(-2)+5= -1

NH4+ H = +1; N = -3 4x1-3 = +1

NOMENCLATURA

Razionale (IUPAC) Tradizionale

Composti dei metalli (ionici)

non metalli (covalenti)

Composti binari:

-con l’ossigeno (OSSIDI)

l’ossigeno ha numero di ossidazione NOX= –2.

- con l’idrogeno (IDRURI)

l’idrogeno ha numero di ossidazione NOX= 1.

2Na +1/2 O2 Na2O ossido di sodio NOX= +1

Ca +1/2 O2 CaO ossido di calcio NOX= +2

Se il metallo forma due ossidi diversi in cui presenta diverso NOX

Razionale: Si indica il NOX del metallo

Tradizionale - OSO per il NOX più basso, -ICO per il NOX più alto.

Fe +1/2 O2 FeO NOX= +2 Ossido di ferro (II) - ferroso

2Fe +3/2 O2 Fe2O3 NOX= +3 Ossido di ferro (III) - ferrico

2Cu +1/2 O2 Cu2O NOX= +1 ossido di rame (I) - rameoso

Cu +1/2 O2 CuO NOX= +2 ossido di rame (II) - rameico

OSSIDI METALLICI

OSSIDI DEI NON METALLI (ANIDRIDI )

Razionale: numeri greci per indicare il n. di atomi dell’elemento

Tradizionale: - OSA per il NOX più basso, -ICA per il NOX più alto.

CO2 NOX = +4 diossido di carbonio anidride carbonica

SO2 NOX = +4 diossido di zolfo anidride solforosa

SO3 NOX = +6 triossido di zolfo anidride solforica

N2O NOX= +1 ossido di diazoto

NO NOX= +2 ossido di azoto

N2O3 NOX = +3 triossido di diazoto anidride nitrosa

NO2 NOX = +4 diossido di azoto

N2O5 NOX = +5 pentaossido di diazoto anidride nitrica

Più di due anidridi : NOX più basso di tutti prefisso IPO-;

NOX più alto di tutti prefisso PER-.

Es. Cl2O NOX = +1 Anidride ipoclorosa

Cl2O3 NOX = +3 Anidride clorosa

Cl2O5 NOX = +5 Anidride clorica

Cl2O7 NOX = +7 Anidride perclorica

Esistono anche composti nei quali l’ossigeno presenta

numero di ossidazione –1;

tali composti prendono il nome di perossidi:

Es. H2O2 perossido di ossigeno, o acqua ossigenata

Na2O2 perossido di sodio

I perossidi metallici contengono lo ione O22-.

Alcuni metalli formano superossidi contenenti lo ione O2-.

KO2 superossido di potassio

Nel difluoruro di ossigeno F2O l’ossigeno ha NOX=+2

Per reazione con l’acqua gli ossidi metallici formano IDROSSIDI.

Na2O +H2O 2 Na(OH) idrossido di sodio

CaO +H2O Ca(OH)2 idrossido di calcio

FeO +H2O Fe(OH)2 idrossido di ferro (II) - ferroso

Fe2O3 +3H2O 2 Fe(OH)3 idrossido di ferro (III) - ferrico

Gli idrossidi in acqua si dissociano rilasciando ioni metallici e ioni OH-

(ossidrile).

Na(OH) Na+ + OH-

Idrossido di sodio ione sodio

Fe(OH)2 Fe+2 + 2 OH-

Idrossido di ferro (II) ione ferro +2

(Idrossido ferroso ) (ione ferroso)

Gli ossidi dei non metalli reagiscono con l’acqua producendo ACIDI.

CO2 + H2O H2CO3 acido carbonico

SO2 + H2O H2SO3 acido solforoso

SO3 + H2O H2SO4 acido solforico

N2O3 + H2O 2 HNO2 acido nitroso

N2O5 + H2O 2 HNO3 acido nitrico

Cl2O + H2O 2 HClO acido ipocloroso

Cl2O3 + H2O 2 HClO2 acido cloroso

Cl2O5 + H2O 2 HClO3 acido clorico

Cl2O7 + H2O 2 HClO4 acido perclorico

Gli acidi possono distinguersi anche per il diverso grado di IDRATAZIONE;

massimo grado di idratazione prefisso ORTO,

minimo grado di idratazione prefisso META.

grado di idratazione intermedio prefisso PIRO.

Es P2O5 + 3H2O 2 H3PO4 acido ortofosforico (o fosforico)

P2O5 + 2H2O 2 H4P2O7 acido pirofosforico

P2O5 + H2O 2 HPO3 acido metafosforico

Gli acidi in acqua si dissociano in ioni H+ ed ANIONI.

ACIDO suffisso -ICO ANIONE suffisso -ATO,

ACIDO suffisso -OSO ANIONE suffisso -ITO.

Es. HNO3 acido nitrico NO3- ione nitrato +H+

HNO2 acido nitroso NO2- ione nitrito + H+

Da un acido diprotico o poliprotico possono derivare più di un anione.

Es. H2CO3 acido carbonico

HCO3- ione idrogenocarbonato (bicarbonato)

CO3-2 ione carbonato

H3PO4 acido ortofosforico (o fosforico)

H2PO4- ione diidrogenofosfato

HPO42- ione idrogenofosfato

PO43- ione fosfato

I metalli formano IDRURI ionici, nei quali l’idrogeno ha NOX= –1.

Es. NaH (idruro di sodio), CaH2 (idruro di calcio)

I non metalli formano idruri covalenti :

CH4 metano NH3 ammoniaca H2O acqua

Dall’ammoniaca deriva lo ione ammonio (NH4+).

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Elementi VI e VII gruppo: idruri a carattere acido (IDRACIDI)

Razionale: elemento –URO di idrogeno

Tadizionale: acido –IDRICO; ione -URO

Cl2 +H2 2 HCl cloruro di idrogeno acido cloridrico

S+ H2 H2S solfuro di idrogeno acido solfidrico

HCl H+ + Cl- ione cloruro

H2S H+ + HS- ione idrogenosolfuro (bisolfuro)

HS-H+ + S2- ione solfuro

IDRURI

I sali sono composti ionici formati da ANIONI e CATIONI.

Ca(OH)2 +2HCl CaCl2 + 2H2O CaCl2 = cloruro di calcio

NaOH + HCl NaCl +H2O NaCl = cloruro di sodio

2 Na(OH) + H2CO3 Na2CO3 + 2H2O Na2CO3= carbonato di sodio

Le cariche negative (anioni) devono bilanciare quelle positive (cationi).

Clorato di sodio (ione sodio Na+ + ione clorato ClO3-) NaClO3

Fosfato di calcio (ione calcio Ca2+ + ione fosfato PO43-) Ca3(PO4)2

Idrogenosolfato di sodio (ione Na+ + ione idrogenosolfato HSO4-)

NaHSO4

Solfato di sodio (ione sodio Na+ + ione solfato SO42-) Na2SO4

Cloruro di ferro (II) - ferroso (ione Fe2+ + ione cloruro Cl-) FeCl2

Cloruro di ferro (III) - ferrico (ione Fe3+ + ione cloruro Cl- ) FeCl3

Solfuro di alluminio: Al2S3 Al3+ S2- Al2S3

ATOMO - Roma Tre Universitywebusers.fis.uniroma3.it/iucci/Fisica/Atomi_ molecole_composti.pdf ·...

Documents