Categoria: Chimica Generale e Inorganica

GAS REALI

Il comportamento di un gas reale è approssimabile a quello di un gas ideale in certi intervalli di pressione e temperatura, mentre in altre condizioni può discostarsi anche in maniera significativa.

Le maggiori deviazioni dal comportamento ideale sono dovute a due fattori:

Il volume occupato da una singola particella gassosa.
La presenza di interazioni tra le particelle.

Il fattore di compressibilità

Per un gas ideale il rapporto PV/nRT = 1 per ogni valore di pressione e temperatura.

Per un gas reale si introduce una nuova grandezza chiamata fattore di compressibilità Z:

$Z =\frac{PV}{nRT}$

Tanto più il comportamento del gas reale si avvicina quello ideale, tanto più il valore di Z tende a 1.

A valori più bassi di pressione, il valore di Z può scendere al di sotto di 1. Questo può essere spiegato considerando un gas reale più comprimibile di un gas ideale in virtù delle forze di attrazione tra le particelle che facilitano il loro avvicinamento.

A parità di pressione esercitata, il recipiente contenente un gas reale viene ridotto a un volume minore rispetto a quello contenente un gas ideale.

$\frac{P\cdot V_{reale}}{nRT}<\frac{P\cdot V_{ideale}}{nRT}$

A più alti valori di pressione inizia a farsi sentire l’effetto del volume occupato dalle singole particelle che rende più difficoltosa la compressione. A parità di pressione esercitata, è questa volta il recipiente contenente il gas ideale a essere ridotto a un volume minore rispetto a quello contenente un gas reale.

$\frac{P\cdot V_{reale}}{nRT}>\frac{P\cdot V_{ideale}}{nRT}$

Al crescere della temperatura vi è un incremento dell’energia cinetica posseduta dalle particelle le quali acquistano anche una maggiore mobilità. Questi effetti rendono meno consistente l’attrazione tra le particelle così come tendono ad aumentare la loro distanza vanificando l’effetto del volume proprio di ciascuna di essa. Aumentando la temperatura, il comportamento di un gas reale è approssimabile a quello di un gas ideale.

EQUAZIONE DI VAN DER WAALS

Johannes Van Der Waals propose una correzione all’equazione di stato dei gas ideali, tenendo conto dell’effetto del volume occupato da una singola particella e delle interazioni di natura attrattiva presenti.

L’equazione di Van Der Walls può essere scritta come:

$(P+\frac{an^{2}}{V^{2}})(V-nb)=nRT$

CORREZIONE DEL VOLUME

Il termine volume può essere corretto tenendo conto che le particelle gassose non sono puntiformi ma occupano uno spazio (covolume) che non è accessibile a un’altra particella.

V= V_ideale – nb

n = numero di moli di gas
b = costante legata alle dimensioni delle particelle

CORREZIONE DELLA PRESSIONE

Quando una molecola urta contro la parete del recipiente, la forza d’impatto viene attenuata dall’attrazione esercitata delle altre particelle al centro. Questo effetto è tanto più marcato quanto maggiore è la densità di particelle nel recipiente e quanto maggiore è l’effetto intrinseco d’interazione.

P_reale < P_ideale

Nell’equazione di stato dei gas ideali occorre introdurre un termine correttivo che aggiunga alla pressione misurata un termine proporzionale al livello d’interazione tra le particelle e al quadrato della densità tra le particelle.

$P_{ideale}= P_{reale} + \frac{an^{2}}{V^{2}}$

n = numero di moli
a = termine che tiene conto dell’effetto intrinseco delle interazioni tra le particelle

Le molecole che interagiscono tra loro più fortemente sono quelle che risentono maggiormente della deviazione dal comportamento ideale. Un esempio è rappresentato dall’ammoniaca le cui molecole interagiscono tra loro più fortemente rispetto alle molecole di idrogeno e azoto in virtù dei legami a idrogeno.

CONCETTI CHIAVE:

I gas reali hanno un comportamento che si discosta da quello ideale.
A più basse pressioni l’effetto delle attrazioni rende un gas reale più comprimibile di uno ideale.
A più alte pressioni l’effetto del covolume rende un gas reale meno comprimibile di uno ideale.
L’equazione di Van Der Waals corregge l’equazione di stato dei gas ideali tenendo conto di questi effetti.

pH e pOH

pH

Il pH si ottiene calcolando l’opposto del logaritmo decimale dalla concentrazione di ioni H⁺.

pH = -log₁₀ [H⁺]

Se la concentrazione degli ioni H⁺ è uguale a 10^-1 M allora il valore di pH risulta pari a 1.

Se la concentrazione degli ioni H⁺ è uguale a 10^-10 M allora il valore di pH risulta pari a 10.

Se la concentrazione degli ioni H⁺ è uguale a 10^-7 M allora il valore di pH risulta pari a 7.

All’aumentare della concentrazione di ioni H⁺ corrisponde un abbassamento del valore del pH.

Una soluzione può definirsi:

Acida se pH<7
Neutra se pH=7
Basica se pH>7

Il pH viene misurato in una scala che va da 0 a 14 che corrisponde a concentrazioni di ioni H⁺che vanno da 1M a 10^-14M. Sebbene siano rari, possono esistere valori di pH negativi per soluzioni in cui la concentrazione di ioni H⁺è superiore a 1M e valori di pH superiori a 14, per soluzioni in cui la concentrazione di ioni H⁺è inferiore a 10^-14M.

pOH

Il pOH si ottiene calcolando l’opposto del logaritmo decimale dalla concentrazione di ioni OH^–.

pOH = -log₁₀ [OH^–]

Se la concentrazione degli ioni OH^– è uguale a 10^-1 M allora il valore di pOH risulta pari a 1.

Se la concentrazione degli ioni OH^– è uguale a 10^-10 M allora il valore di pOH risulta pari a 10.

Se la concentrazione degli ioni OH^– è uguale a 10^-7 M allora il valore di pOH risulta pari a 7.

All’aumentare della concentrazione di ioni OH^– corrisponde un abbassamento del valore del pOH.

Una soluzione può definirsi:

Acida se pOH >7
Neutra se pOH=7
Basica se pOH < 7

Il pOH viene misurato in una scala che va da 0 a 14 che corrisponde a concentrazioni di ioni OH^–che vanno da 1M a 10^-14M. Sebbene siano rari, possono esistere valori di pOH negativi per soluzioni in cui la concentrazione di ioni OH^–è superiore a 1M e valori di pOH superiori a 14, per soluzioni in cui la concentrazione di ioni OH^–è inferiore a 10^-14M.

Relazione tra pH e pOH

Si può individuare una relazione tra pH e pOH secondo cui:

pH + pOH = 14

Se volessimo tradurre questa relazione in termini di concentrazioni si può scrivere:

[H⁺]·[OH^–] = 10^-14

CONCETTI CHIAVE

Il pH misura la concentrazione di ioni H⁺ in soluzione e può essere calcolato come pH = -log₁₀[H⁺].
Il pOH misura la concentrazione di ioni OH^– in soluzione e può essere calcolato come pOH = -log₁₀[OH^–].
La relazione tra pH e pOH è pH + pOH = 14.

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE BASICA

La costante di dissociazione basica K_b è una costante d’equilibrio utilizzata per descrivere la reazione di una base in acqua. Tanto più elevato è il valore di K_b tanto maggiore è la forza della base.

Si prenda la seguente reazione di idrolisi basica:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺+ OH^–

La costante di dissociazione basica può essere scritta come:

$K_{b}= \frac{[NH_{4}^{+}][OH^{-}]}{[NH_{3}]}$

Valori elevati di K_bindicano che al raggiungimento dell’equilibrio chimico, i prodotti sono presenti in maggiore quantità rispetto ai reagenti. Questo è il comportamento tipico delle basi forti.

Bassi valori di K_b indicano il prevalere della concentrazione dei reagenti rispetto ai prodotti una volta raggiunte le condizioni di equilibrio chimico. Questo è il comportamento tipico delle basi deboli.

Un ulteriore modo per descrivere la costante di dissociazione basica è quello di utilizzare la pK_b di una base. Analogamente a quanto visto per il pH, il termine pK_bindica:

pK_b = -log₁₀K_b

Basi poliprotiche

Le basi poliprotiche sono basi in grado di accettare più di uno ione H⁺. A ogni reazione è associata una specifica costante di dissociazione basica K_b.

PO₄^3- + H₂O ⇄ HPO₄^2- + OH^– K_b1 = 2,40 · 10^-2

HPO₄^2- + H₂O ⇄ H₂PO₄^–+ OH^– K_b2 = 1,60 · 10^-7

H₂PO₄^– + H₂O ⇄ H₃PO₄ + OH^– K_b3 = 1,40 · 10^-12

Relazione tra costante di dissociazione acida e basica

Per ogni reazione di idrolisi basica è possibile scrivere la reazione di idrolisi acida dell’acido coniugato:

Idrolisi basica: NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺+ OH^– K_b = 1,79 · 10^-5

Idrolisi acida: NH₄⁺ + H₂O ⇄ H₃O⁺+ NH₃ K_a = 5,59 · 10^-10

Esiste una relazione tra K_a e K_b secondo cui:

K_a · K_b = K_w

K_w = 1,00 · 10^-14

CONCETTI CHIAVE:

La costante di dissociazione basica K_b misura la forza di una base.
Alti valori di K_bappartengono a basi che si reagiscono fortemente in acqua.
Bassi valori di K_b appartengono a basi che si reagiscono debolmente in acqua.
Le basi poliprotiche sono in grado di accettare più di uno ione H⁺.
La relazione tra K_a e K_b è la seguente: K_a · K_b = K_w

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE ACIDA

La costante di dissociazione acida K_a è una costante d’equilibrio utilizzata per descrivere la reazione di dissociazione di un acido. Tanto più elevato è il valore di K_a tanto maggiore è la forza dell’acido.

Si prenda la seguente reazione:

CH₃COOH + H₂O ⇄ CH₃COO^–+ H₃O⁺

La costante di dissociazione acida può essere scritta come:

$K_{a}= \frac{[H_{3}O^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}$

Valori elevati di K_aindicano che al raggiungimento dell’equilibrio chimico, la forma dissociata dell’acido (numeratore), prevale sulla forma indissociata (denominatore). Questo è il comportamento tipico degli acidi forti.

Bassi valori di K_a indicano il prevalere della forma indissociata dell’acido rispetto alla forma dissociata una volta raggiunte le condizioni di equilibrio chimico. Questo è il comportamento tipico degli acidi deboli.

Un ulteriore modo per descrivere la costante di dissociazione acida è quello di utilizzare la pK_a di un acido. Analogamente a quanto visto per il pH, il termine pK_aindica:

pK_a = -log₁₀K_a

Acidi poliprotici

Gli acidi poliprotici sono acidi in grado di donare più di uno ione H⁺. A ogni dissociazione è associata una specifica costante di dissociazione. All’aumentare del numero di dissociazioni la K_a assume un valore minore.

H₃AsO₄ + H₂O ⇄ H₃O⁺ + H₂AsO₄^– I Dissociazione Ka₁ = 6,46 · 10^-3

H₂AsO₄^– + H₂O ⇄ H₃O⁺ + HAsO₄^2- II Dissociazione Ka₂ = 1,15 · 10^-7

HAsO₄^2- + H₂O ⇄ H₃O⁺ + AsO₄^3- III Dissociazione Ka₃ = 3,16 · 10^-12

Relazione tra costante di dissociazione acida e basica

Per ogni reazione di dissociazione acida è possibile scrivere la reazione di idrolisi basica della base coniugata dell’acido:

Dissociazione acida: CH₃COOH + H₂O ⇄ CH₃COO^–+ H₃O⁺ Ka = 1,75 · 10^-5

Idrolisi basica: CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH+ OH^– K_b = 5,71 · 10^-10

Esiste una relazione tra K_a e K_b secondo cui:

K_a · K_b = K_w

K_w = 1,00 · 10^-14

CONCETTI CHIAVE:

La costante di dissociazione acida K_a misura la forza di un acido.
Alti valori di K_aappartengono ad acidi che si dissociano fortemente in acqua.
Bassi valori di K_a appartengono ad acidi che si dissociano debolmente in acqua.
Gli acidi poliprotici sono in grado di donare più di uno ione H⁺.
La relazione tra K_a e K_b è la seguente: K_a · K_b = K_w

IDRACIDI

Gli idracidi sono composti binari che hanno formula HX:

H è l’atomo di idrogeno che compare sempre come primo nella formula.
X può essere uno dei seguenti non metalli: fluoro, cloro, bromo, iodio, astato, zolfo, selenio, tellurio, azoto e gruppo cianidrico.

Nella formula degli idracidi, l’idrogeno ha sempre numero d’ossidazione +1, mentre il non metallo ha numero d’ossidazione negativo.

NOMENCLATURA IDRACIDI

NOMENCLATURA IUPAC

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare i composti seguendo la regola dell’incrocio, partendo dal composto che compare come secondo e poi citando quello che compare come primo. All’elemento che compare come secondo viene aggiunto il suffisso uro.

Prima di ogni elemento viene indicato un prefisso che identifica in maniera inequivocabile il numero di atomi presenti.

HF – Fluoruro di idrogeno

HCl – Cloruro di idrogeno

HBr – Bromuro di idrogeno

HI – Ioduro di idrogeno

HAt – Astaturo di idrogeno

H₂S – Solfuro di diidrogeno

H₂Se – Seleniuro di diidrogeno

H₂Te – Tellururo di diidrogeno

HN₃ – Triazoturo di idrogeno

HCN – Cianuro di idrogeno

NOMENCLATURA TRADIZIONALE

La nomenclatura tradizionale non prevede l’utilizzo di prefissi. La nomenclatura viene costruita seguendo il seguente schema:

ACIDO + NOME DEL NON METALLO + IDRICO

HF – Acido fluoridrico

HCl – Acido cloridrico

HBr – Acido bromidrico

HI – Acido iodidrico

HAt – Acido astatidrico

H₂S – Acido solfidrico

H₂Se – Acido selenidrico

H₂Te – Acido telluridrico

HN₃ – Acido azotidrico

HCN – Acido cianidrico

CONCETTI CHIAVE:

Gli idracidi hanno formula HX (idrogeno + non metallo).
L’idrogeno, che compare sempre come primo, ha numero d’ossidazione +1.
Il non metallo, che compare sempre come secondo, ha numero d’ossidazione negativo.
La nomenclatura tradizionale prevede l’utilizzo dello schema: ACIDO + NOME DEL NON METALLO + IDRICO.

ESERCIZIO SVOLTO 1:

Nominare il seguente composto seguendo le regole della nomenclatura IUPAC, tradizionale e notazione di Stock:

CoH₃

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare prima l’idrogeno e poi il cobalto (regola dell’incrocio) ciascun preceduto dal prefisso che ne identifica il numero di atomi.

CoH₃ – Triidruro di cobalto

La nomenclatura tradizionale prevede di nominare prima l’idrogeno e poi il cobalto (regola dell’incrocio) senza alcun prefisso che ne identifichi il numero di atomi. In presenza di più numeri d’ossidazione del metallo, quello più basso è accompagnato dal suffisso oso, mentre quello più alto dal suffisso ico.

Nel composto CoH₃ il cobalto ha numero d’ossidazione +3. Guardando la tavola periodica, si osserva come il cobalto abbia numeri d’ossidazione +2 e +3. Pertanto, il suffisso da attribuire al metallo in questo caso è ico.

CoH₃ – Ossido cobaltico

La notazione di Stock prevede nel formulare il nome, l’utilizzo del seguente schema:

IDRURO di METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

CoH₃ – Idruro di cobalto (III)

ESERCIZIO SVOLTO 2:

Determinare la formula del seguente composto:

IDRURO PIOMBOSO

Il composto rientra nella categoria degli idruri metallici. Guardando la tavola periodica, si evidenzia come il piombo appartenga al gruppo IVA e abbia come numeri di ossidazione +2 e +4, mentre l’idrogeno abbia numero d’ossidazione -1. Il suffisso oso indica che il metallo ha il numero d’ossidazione positivo più basso, ovvero +2.

Essendo il composto nel complesso neutro esso deve essere costituito da due atomi di idrogeno e uno di piombo:

PbH₂

IDRURI

Gli idruri sono composti binari che possono essere suddivisi in:

Idruri metallici costituiti da METALLO + IDROGENO.
Idruri non metallici costituiti da NON METALLO + IDROGENO.

Nella formula degli idruri, l’idrogeno compare sempre come secondo, mentre il metallo o il non metallo compare sempre come primo.

Negli idruri metallici, l’idrogeno ha numero d’ossidazione uguale a -1;

Negli idruri non metallici, l’idrogeno ha numero d’ossidazione uguale a +1.

NOMENCLATURA IDRURI

NOMENCLATURA IUPAC

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare i composti seguendo la regola dell’incrocio, partendo dal composto che compare come secondo e poi citando quello che compare come primo. Ciascun elemento è accompagnato da un prefisso che identifica in maniera univoca il numero di atomi che lo costituisce.

CaH₂ – Diidruro di calcio

FeH₃ – Triidruro di ferro

PdH₄ – Tetraidruro di palladio

NH₃ – Triidruro di azoto

NOMENCLATURA TRADIZIONALE

La nomenclatura tradizionale non prevede l’utilizzo di prefissi. In presenza di metalli con due stati di ossidazione, a quello avente numero d’ossidazione più basso si aggiunge il suffisso oso, mentre a quello con più alto numero d’ossidazione si aggiunge il suffisso ico.

Gli idruri di non metalli conservano ancora il proprio nome d’uso e pertanto non seguono le consuete regole della nomenclatura tradizionale.

MgH₂ – Idruro di magnesio

LiH – Idruro di litio

CuH – Idruro rameoso

CuH₂ – Idruro rameico

HgH₂ – Idruro mercurico

NH₃ – Ammoniaca (idruro di non metallo)

CH₄ – Metano (idruro di non metallo)

PH₃– Fosfina (idruro di non metallo)

AsH₃– Arsina (idruro di non metallo)

SiH₄ – Silano (idruro di non metallo)

NOTAZIONE DI STOCK

La notazione di Stock si utilizza solo nel caso di idruri metallici, in presenza di metalli che presentano più numeri di ossidazione. Si utilizza il seguente schema:

IDRURO di METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

Alcuni esempi:

FeH₃ – Idruro di ferro (III)

AuH – Idruro di oro (I)

PtH₂ – Idruro di platino (II)

PbH₄ – Idruro di piombo (IV)

CONCETTI CHIAVE:

Gli idruri dei metalli hanno formula MH (metallo + idrogeno) e l’idrogeno ha numero d’ossidazione -1.
Gli idruri dei non metalli hanno formula nMH (non metallo + idrogeno) e l’idrogeno ha numero d’ossidazione +1.
Nella formula chimica degli idruri, l’idrogeno compare sempre per secondo.
Gli idruri dei non metalli non seguono le regole della nomenclatura tradizionale ma conservano ancora dei nomi d’uso.

ESERCIZIO SVOLTO 1:

Nominare il seguente composto seguendo le regole della nomenclatura IUPAC, tradizionale e notazione di Stock:

CoH₃

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare prima l’idrogeno e poi il cobalto (regola dell’incrocio) ciascun preceduto dal prefisso che ne identifica il numero di atomi.

CoH₃ – Triidruro di cobalto

CoH₃ – Ossido cobaltico

La notazione di Stock prevede nel formulare il nome, l’utilizzo del seguente schema:

IDRURO di METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

CoH₃ – Idruro di cobalto (III)

ESERCIZIO SVOLTO 2:

Determinare la formula del seguente composto:

IDRURO PIOMBOSO

Essendo il composto nel complesso neutro esso deve essere costituito da due atomi di idrogeno e uno di piombo:

PbH₂

ANIDRIDI

Gli ossidi acidi, chiamati anidridi nella nomenclatura tradizionale, sono composti binari costituiti da un non metallo e dall’ossigeno. Si chiamano in questo modo poiché una volta disciolti in acqua, formano ossiacidi in grado di conferire alle soluzioni carattere acido.

Un esempio è l’anidride solforica che una volta disciolta in acqua dà la seguente reazione:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

In questi composti, l’ossigeno ha sempre numero d’ossidazione -2, mentre il non metallo ha numero d’ossidazione positivo.

NOMENCLATURA ANIDRIDI

NOMENCLATURA IUPAC

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare i composti seguendo la regola dell’incrocio, partendo dal composto che compare come secondo e poi citando quello che compare come primo. Ciascun elemento è accompagnato da un prefisso che identifica in maniera univoca il numero di atomi che lo costituisce.

SO₂ – Biossido di zolfo

I₂O₇ – Eptaossido di diiodio

B₂O₃ – Triossido di diboro

CO₂ – Biossido di carbonio

NOMENCLATURA TRADIZIONALE

La nomenclatura tradizionale non prevede l’utilizzo di prefissi. Questi composti vengono preceduti dal termine anidride seguito dal nome del non metallo con uno specifico suffisso che può variare a seconda del numero d’ossidazione del non metallo stesso:

Se il non metallo presenta solo un numero d’ossidazione positivo possibile, tale suffisso è ica. Un esempio è il boro che presenta solo +3 come numero d’ossidazione e forma il seguente composto:

B₂O₃ – Anidride borica

Se il non metallo presenta due possibili numeri d’ossidazione positivi, il più basso ha suffisso osa, mentre il più alto ica. Un esempio è lo zolfo che ha due numeri d’ossidazione positivi che sono +4 e +6.

SO₂ – Anidride solforosa

SO₃ – Anidride solforica

Se il non metallo presenta quattro possibili numeri d’ossidazione positivi, allora si segue il seguente schema:

a) Stato d’ossidazione più basso: anidride ipo + non metallo + osa

b) Stato d’ossidazione intermedio basso: anidride non metallo + osa

c) Stato d’ossidazione intermedio alto: anidride non metallo + ica

d) Stato d’ossidazione più alto: anidride per + non metallo + ica

Un esempio è il cloro che ha quattro numeri d’ossidazione positivi che sono +1, +3, +5, +7 e che forma i seguenti composti:

a) Cl₂O – anidride ipoclorosa

b) Cl₂O₃ – anidride clorosa

c) Cl₂O₅ – anidride clorica

d) Cl₂O₇ – anidride perclorica

NOTAZIONE DI STOCK

La notazione di Stock si utilizza solo nel caso di non metalli che presentano più numeri di ossidazione. Si utilizza il seguente schema:

OSSIDO di NON METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

Alcuni esempi:

SO₂ – Ossido di zolfo (IV)

Br₂O₅ – Ossido di bromo (V)

I₂O – Ossido di iodio (I)

N₂O₅ – Ossido di azoto (V)

ALCUNE ECCEZIONI NELLA NOMENCLATURA TRADIZIONALE:

Alcuni composti, nonostante siano formati da non metallo+ossigeno, non rientrano della categoria delle anidridi in quanto non hanno caratteristiche tipiche degli ossidi acidi. La nomenclatura tradizionale si adatta al comportamento chimico del composto.

Un esempio è il monossido di carbonio CO che non rientra nella categoria delle anidridi nonostante sia formato da un non metallo e dall’ossigeno. Il suo nome è ossido di carbonio o ossido carbonioso e NON anidride carboniosa.

Altre eccezioni sono gli ossidi di azoto. Solo gli ossidi dell’azoto con numeri d’ossidazione +3 e +5 hanno caratteristiche chimiche tipiche degli ossidi acidi.

N₂O – Protossido d’azoto

NO – Ossido nitrico

N₂O₃ – Anidride nitrosa

N₂O₄ – ipoazotide

N₂O₅ – Anidride nitrica

CONCETTI CHIAVE:

Gli ossidi dei non metalli sono detti anche ossidi acidi perché in acqua formano ossiacidi.
La nomenclatura di questi composti segue le regole della nomenclatura IUPAC e tradizionale.
La notazione di Stock si utilizza solo in presenza di non metalli aventi più numeri d’ossidazione.
Alcuni ossidi di non metalli non mostrano un comportamento caratteristico delle anidridi .

ESERCIZIO SVOLTO:

Nominare il seguente composto seguendo le regole della nomenclatura IUPAC, tradizionale e notazione di Stock:

P₂O₃

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare prima l’ossigeno e poi il fosforo (regola dell’incrocio) ciascun preceduto dal prefisso che ne identifica il numero di atomi.

P₂O₃ – Triossido di difosforo

La nomenclatura tradizionale prevede di utilizzare il termine anidride seguito dal nome del non metallo con uno specifico suffisso che può variare a seconda del numero d’ossidazione. In presenza di due numeri d’ossidazione positivi del non metallo, quello più basso è accompagnato dal suffisso osa, mentre quello più alto dal suffisso ica.

Nel composto P₂O₃ il fosforo ha numero d’ossidazione +3. Guardando la tavola periodica, si osserva come il fosforo abbia numeri d’ossidazione +3 e +5. Pertanto, il suffisso da attribuire al non metallo in questo caso è osa.

P₂O₃ – Anidride fosforosa

La notazione di Stock prevede nel formulare il nome, l’utilizzo del seguente schema:

OSSIDO di NON METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

P₂O₃ – Ossido di fosforo (III)

OSSIDI BASICI

Gli ossidi basici sono composti binari costituiti da un metallo e dall’ossigeno. Si chiamano in questo modo poiché una volta disciolti in acqua, formano idrossidi in grado di conferire alle soluzioni carattere basico.

Un esempio è l’ossido di magnesio che una volta disciolto in acqua dà la seguente reazione:

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

In questi composti, l’ossigeno ha sempre numero d’ossidazione -2, mentre il metallo ha numero d’ossidazione positivo.

NOMENCLATURA OSSIDI BASICI

NOMENCLATURA IUPAC

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare i composti seguendo la regola dell’incrocio, partendo dal composto che compare come secondo e poi citando quello che compare come primo. Ciascun elemento è accompagnato da un prefisso che identifica in maniera univoca il numero di atomi che lo costituisce.

La formula per la costruzione del nome è il seguente:

Prefisso + Ossido + di + Nome del metallo

Alcuni esempi:

Na₂O – Monossido di disodio o Ossido di disodio (Il prefisso mono può anche essere omesso).

Fe₂O₃ – Triossido di diferro

Al₂O₃ – Triossido di dialluminio

Mn₂O₇ – Eptaossido di dimanganese

NOMENCLATURA TRADIZIONALE

CaO – Ossido di calcio

Li₂O – Ossido di litio

Cu₂O – Ossido rameoso

CuO – Ossido rameico

SnO – Ossido stannoso

SnO₂ – Ossido stannico

NOTAZIONE DI STOCK

La notazione di Stock si utilizza solo nel caso di metalli che presentano più numeri di ossidazione. Si utilizza il seguente schema:

OSSIDO di METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

Alcuni esempi:

FeO – Ossido di ferro (II)

Mn₂O₅ – Ossido di manganese (V)

CrO₃ – Ossido di cromo (VI)

Au₂O₃ – Ossido di oro (III)

ALCUNE ECCEZIONI NELLA NOMENCLATURA TRADIZIONALE:

Alcuni composti, nonostante siano formati da metallo+ossigeno, mostrano un comportamento anfotero. Questo è tipico di alcuni ossidi di metalli di transizione che presentano diversi numeri d’ossidazione. Gli ossidi del metallo con più bassi numeri d’ossidazione hanno in genere comportamento basico, mentre quelli dello stesso metallo con più alti numeri d’ossidazione hanno caratteristiche tipiche degli ossidi acidi (anidridi). Anche la nomenclatura tradizionale si adatterà al comportamento chimico del composto.

Un esempio sono gli ossidi del manganese e del cromo:

MnO – Ossido manganoso

Mn₂O₃ – Ossido manganico

MnO₂ – Diossido di manganese

MnO₃ – Anidride manganica

Mn₂O₇ – Anidride permanganica

CrO – Ossido cromoso

Cr₂O₃ – Ossido cromico

CrO₃ – Anidride cromica

CONCETTI CHIAVE:

Gli ossidi dei metalli sono detti anche ossidi basici perché in acqua formano idrossidi.
La nomenclatura di questi composti segue le regole della nomenclatura IUPAC e tradizionale.
La notazione di Stock si utilizza solo in presenza di metalli aventi più numeri d’ossidazione.
Alcuni ossidi di metalli mostrano un comportamento tipico degli ossidi acidi (anidridi).

ESERCIZIO SVOLTO 1:

Nominare il seguente composto seguendo le regole della nomenclatura IUPAC, tradizionale e notazione di Stock:

Ni₂O₃

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare prima l’ossigeno e poi il nichel (regola dell’incrocio) ciascun preceduto dal prefisso che ne identifica il numero di atomi.

Ni₂O₃ – Triossido di dinichel

La nomenclatura tradizionale prevede di nominare prima l’ossigeno e poi il nichel (regola dell’incrocio) senza alcun prefisso che ne identifichi il numero di atomi. In presenza di più numeri d’ossidazione del metallo, quello più basso è accompagnato dal suffisso oso, mentre quello più alto dal suffisso ico.

Per la regola dell’elettroneutralità, nel composto Ni₂O₃, il nichel ha numero d’ossidazione +3.

Guardando la tavola periodica, si osserva come il nichel abbia numeri d’ossidazione +2 e +3. Pertanto, il suffisso da attribuire al metallo in questo caso è ico.

Ni₂O₃ – Ossido nichelico

La notazione di Stock prevede nel formulare il nome, l’utilizzo del seguente schema:

OSSIDO di METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

Ni₂O₃ – Ossido di nichel (III)

ESERCIZIO SVOLTO 2:

Determinare la formula del seguente composto:

OSSIDO DI SODIO

Indicare che tipologia di nomenclatura è stata utilizzata? (IUPAC, tradizionale, Stock)

Guardando la tavola periodica si evidenzia come il sodio sia un elemento del Gruppo IA e abbia come unico numero di ossidazione +1, mentre l’ossigeno abbia numero d’ossidazione -2. Pertanto il composto, essendo nel complesso neutro, deve essere costituito da due atomi di sodio e un atomo di ossigeno.

Soluzione: Na₂O

Secondo la nomenclatura IUPAC questo si chiamerebbe ossido di disodio.

La notazione di Stock non viene utilizzata dal momento che il sodio ha solo un numero di ossidazione.

Pertanto, si può concludere che il composto è stato riportato secondo la nomenclatura tradizionale.

LEGGE DI CHARLES

Secondo la legge di Charles, in condizioni isobare (pressione costante), il volume occupato da un certo quantitativo di gas ideale è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta.

V = kT

V è il volume
T è la temperatura espressa in gradi Kelvin (K)
k è la costante di proporzionalità tra il volume e la temperatura

Quando l’aria viene riscaldata, si espande diminuendo la propria densità. Lo scienziato Jacques Charles misurò l’effetto delle variazioni di temperatura su diversi campioni d’aria. A pressione costante, il grafico del volume in funzione della temperatura per diverse quantità di gas, è una retta con intercetta sull’asse delle ascisse a -273,15°C (Figura 1). Questa temperatura rappresenta la più bassa raggiungibile e per questo prende il nome di zero assoluto.

Figura 1 – Volume occupato da diverse quantità di gas in funzione della temperatura

Le diverse rette riportate in Figura 1 sono associate a diverse quantità di gas. All’aumentare del numero moli di gas, si assiste a un aumento della pendenza della retta. La parte tratteggiata della retta è stata ricavata attraverso un’estrapolazione in quanto non misurabile sperimentalmente. Molti gas, a tali temperature, diventano liquidi.

V = kT (a pressione e n° di moli di gas costanti)

La temperatura è espressa in gradi Kelvin K = °C + 273,15

CONCETTI CHIAVE:

La legge di Charles afferma la proporzionalità diretta che vi è per una certa quantità di gas tra la sua temperatura assoluta e il volume occupato in condizioni isobare.
La legge di Charles si applica a tutti i gas il cui comportamento viene assunto come ideale.
La legge di Charles rappresenta uno dei capisaldi per la formulazione dell’equazione di stato dei gas ideali.

ESERCIZIO SVOLTO:

Se a 25°C il volume occupato da un certo quantitativo di gas è pari a 1,5 m³, quanto volume occupa lo stesso gas a 75°C?

Apparentemente potrebbe sembrare che la temperatura sia triplicata e con essa anche il volume occupato dal gas. Tuttavia, occorre fare una grande attenzione all’unità di misura con cui la temperatura è riportata.

Per prima cosa bisogna convertire la temperatura da gradi Celsius a gradi Kelvin.

25°C = 298,15 K

75°C = 348,15 K

A questo punto è possibile utilizzare la proporzione:

T₁ : V₁ = T₂ : V₂

$\mathbf{V_{2} = V_{1}\cdot \frac{T_{2}}{T_{1}}=1,5 m^{3}\cdot \frac{348,15 K}{298,15 K}=1,75 m^{3}}$

LEGGE DI BOYLE

Secondo la legge di Boyle, il volume occupato da un gas ideale, in condizioni isoterme (temperatura costante), è inversamente proporzionale alla pressione a cui il gas è soggetto.

PV = k

P è la pressione.
V è il volume.
k è una costante.

S’immagini di avere delle molecole di gas all’interno di un contenitore a pareti rigide. Da un punto di vista microscopico, la pressione all’interno del contenitore è legata al numero di urti che le molecole esercitano contro le pareti del contenitore. Riducendo il volume del contenitore si assiste a un avvicinamento reciproco delle molecole e al conseguente incremento del numero di urti contro le pareti (Figura 1).

Figura 1 – Effetto di una riduzione del volume sul numero di urti per un gas ideale

Il grafico presente in Figura 2 mostra come per ottenere un raddoppio della pressione occorra un dimezzamento del volume, a un incremento triplo della pressione corrisponda una riduzione di tre volte il volume iniziale e così via.

Figura 2 – Volume di un gas ideale in funzione della sua pressione

A temperatura costante il volume di un gas è direttamente proporzionale al reciproco della pressione applicata (Figura 3).

Figura 3 – Volume di un gas ideale in funzione del reciproco della pressione.

$V \;proporzionale\;a\; \frac{1}{P}$ (a temperatura e n° di moli di gas costanti)

$V = k\cdot \frac{1}{P}$

PV = k

Per mantenere costante questo prodotto, è necessario che al raddoppiare di uno vi sia il dimezzamento dell’altro. Questa legge, che prende il nome di Legge di Boyle o legge pressione-volume, vale per tutti i tipi di gas il cui comportamento venga assunto come ideale.

CONCETTI CHIAVE:

La legge di Boyle afferma che il volume occupato da un gas è inversamente proporzione alla pressione a cui è sottoposto in condizioni isoterme.
La legge di Boyle si applica a tutti i tipi di gas il cui comportamento venga assunto come ideale.
La legge di Boyle rappresenta uno dei capisaldi per la formulazione dell’equazione di stato dei gas ideali o perfetti.