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Premessa di Roberta Meinardi

Quotidianamente, nella gestione delle nostre vasche, ci troviamo di fronte a questioni di chimica che, per molti di noi, rappresentano uno scoglio insormontabile. Per questo motivo, nel mio piccolo, ho pensato di esporre un breve e il più semplice possibile excursus sulle nozioni di base della chimica inorganica che spero aiuterà molti di noi ad una maggiore comprensione di tali problematiche.


Atomo - Ione - Molecola

La materia con cui interagiamo in ogni momento della nostra vita è costituita da elementi oppure composti, a seconda che siano essi formati da una sola specie atomica oppure da una miscela di atomi di diverso tipo. Come tutti noi sappiamo, l’atomo è la più piccola particella che mantiene inalterate le proprietà chimiche dell’elemento che va a costituire (elemento, non composto). Esso è formato da un nucleo, in cui si trovano particelle neutre (neutroni) e cariche positivamente (protoni), e da uno spazio intorno al nucleo nel quale si trovano le particelle cariche negativamente (elettroni), in diversi “strati” chiamati orbitali e posti più o meno ravvicinati al nucleo.

disegno_1

Rappresentazione dell’atomo secondo il modello di Bohr

Quando due o più atomi, uguali o diversi, interagiscono e si legano uno all’altro si parla di molecole: la molecola, pertanto è un raggruppamento di più atomi, con caratteristiche chimiche specifiche. Quando un materiale è costituito da molecole formate da atomi uguali si parla di elemento, quando le molecole sono formate da atomi diversi si parla di composto. Per fare un esempio, il gas ossigeno è un elemento (formato da molecole contenenti due atomi di ossigeno), mentre il gas anidride carbonica è un composto (formato da molecole contenenti un atomo di carbonio e due atomi di ossigeno).

disegno 2

L’ossigeno è un atomo che può combinarsi in vari modi a formare elementi differenti


disegno 3L’acqua è un composto, come ben sappiamo, costituito da due atomi di idrogeno associati ad un atomo di ossigeno; la molecola che si crea è dotata di particolari caratteristiche elettrochimiche che conferiscono al liquido le ben note proprietà di cui tutti siamo a conoscenza tra cui l’elevato punto di ebollizione, le proprietà come solvente, ecc.

Infine abbiamo gli ioni, che sono atomi o gruppi di atomi dotati di una carica elettrica, positiva oppure negativa: nel primo caso prendono il nome di cationi, nel secondo di anioni. Gli atomi sono illustrati in una tabella, che prende il nome di tavola periodica degli elementi, la quale riporta informazioni utili per poter conoscere diverse caratteristiche delle singole specie atomiche, fondamentali per comprenderne il comportamento e la capacità di reagire tra di loro. In questa tabella gli elementi possono essere suddivisi in 4 gruppi:

1) i metalli: sono la maggior parte degli elementi e sono atomi con tendenza a cedere elettroni, quindi acquisendo una carica positiva e divenendo pertanto cationi; comprendono sodio (Na), magnesio (Mg), alluminio (Al), potassio (K), calcio (Ca), ferro (Fe), rame (Cu), zinco (Zn).

2) i non-metalli: sono relativamente pochi e hanno la capacità di accettare elettroni, acquisendo carica negativa e diventando anioni; comprendono idrogeno (H), carbonio (C), azoto (N), ossigeno (O), fluoro (F), fosfato (P), zolfo (S), cloro (Cl).

3) i semi-metalli: possono presentare un comportamento metallico oppure non-metallico, quindi all’occorrenza possono diventare anioni oppure cationi; comprendono per esempio il boro (B) e il silicio (Si).

4) i gas nobili: sono elementi caratterizzati da una struttura atomica stabile, pertanto non hanno tendenza né a cedere, né ad accettare elettroni; essi comprendono l’elio (He), il neon (Ne), l’argo (Ar), il kripto (Kr), lo xeno (Xe) e il rado (Rn).

 

Valenza ionica

La capacità di combinazione dei vari atomi è data dalla cosiddetta valenza ionica o numero di ossidazione: questo rappresenta la capacità degli atomi di cedere o accettare elettroni che si trovano nella porzione più esterna della struttura atomica (ovvero negli orbitali più esterni). In altre parole, il numero di ossidazione rappresenta il numero di elettroni che l’atomo può cedere o acquisire. La capacità di combinazione degli elementi è infatti una questione meramente elettrica. Il numero di ossidazione è un numero positivo per i cationi (Fe²+ Na+ Ca²+) e negativo per gli anioni (Cl-- S4-). Alcuni elementi presentano più di una possibile valenza (nel senso che, se nello strato esterno hanno 4 elettroni, potrebbero cederli tutti oppure solo 3 o solo 2; abbiamo anche detto che taluni elementi possono, in base alla situazione, comportarsi come anioni o come cationi, quindi per esempio in una situazione avere valenza +1 e in un’altra avere valenza di -1); per fare un esempio cito il cloro Cl, i cui numeri di ossidazione sono cinque:

+1 -> Cl2O

+3 -> Cl2O3

+5 -> Cl2O5

+7 -> Cl2O7

-1 -> HCl in tal caso il cloro si comporta in modo particolare, legandosi all’idrogeno e originando un acido che prende il nome di idracido; altri elementi non-metallici che si possono comportare analogamente sono il fluoro, il bromo, lo iodio e lo zolfo.

La maggior parte dei composti è formata da molecole ottenute dalla combinazione di ioni metallo e ioni non-metallo (ad esempio il semplice cloruro di sodio che tutti noi conosciamo NaCl, costituito da un atomo di sodio e uno di cloro), ma esistono composti formati dall’associazione di soli ioni non-metallo (la stessa acqua H2O è formata da 2 atomi di idrogeno e 1 di ossigeno). Non esistono composti ottenuti dall’associazione di due o più ioni metallo. Le formule chimiche rappresentano il tipo di atomo contenuto in una data molecola e il numero di ciascuna specie atomica, che va scritto piccolo, in basso e a destra della specie atomica cui fa riferimento. Inoltre, nelle formule, si scrive a sinistra il simbolo dello ione metallo, o meglio dello ione che cede elettroni, e a destra quello dello ione non-metallo, che accetta gli elettroni, tenendo presente che la somma totale delle valenze deve essere nulla. Per esempio cloruro di sodio NaCl: +1 -1 = 0; anidride carbonica CO2: in questo caso abbiamo due non-metalli, perciò il carbonio, che può avere valenza negativa oppure positiva, avrà in questo caso valenza +4: +4 -2x2 = +4 -4 = 0.

Reazioni di ossidazione

Tutti gli ioni, metallo e non-metallo, possono reagire con l’ossigeno, formando degli ossidi, che possono essere basici, se formati da metalli, o acidi, se formati da non-metalli. Per ottenere la formula chimica di un ossido è sufficiente invertire i numeri di ossidazione dei 2 atomi che lo compongono e semplificare, qualora sia possibile.

Esempi:

alluminio + ossigeno -> Al³+ + O²- -> Al2O3

calcio + ossigeno -> Ca²+ + O²- -> Ca2O2 -> CaO

La nomenclatura è leggermente diversa per metalli e non-metalli:

- per i metalli: • “ossido di -” quando il metallo ha una sola valenza; esempio: l’alluminio ha sola valenza +3, perciò il suo ossido sarà “ossido di alluminio” ovvero Al2O3.

• ossido + nome dell’elemento con il suffisso –oso quando si utilizza la valenza minore, -ico quando si usa la maggiore; esempio: il ferro può avere valenza +2 oppure +3, perciò possiamo avere “ossido ferrico” Fe2O3 oppure “ossido ferroso” FeO (entrambe le valenze sono 2, quindi si semplifica).

- per i non-metalli: stessa regola, ma anziché utilizzare il termine “ossido”, si utilizza il termine anidride, quindi per esempio se noi facciamo reagire il carbonio con l’ossigeno, dato che il carbonio ha due valenze (+2 e +4) possiamo ottenere “anidride carbonica” CO2 oppure “monossido di carbonio” CO (in tal caso si utilizza preferibilmente il nome IUPAC, quello comune dovrebbe essere anidride carboniosa, ma non viene utilizzato). Alcuni non-metalli, come il cloro, presentano più di due possibili valenze: in questo caso, gli ossidi del cloro vengono chiamati “anidride ipoclorosa” Cl2O (valenza +1), “anidride clorosa” Cl2O3 (valenza +3), “anidride clorica” Cl2O5 (valenza +5) e “anidride perclorica” Cl2O7 (valenza +7).

Idrossidi e acidi

Quando ossidi basici e anidridi reagiscono con l’acqua, si formano rispettivamente gli idrossidi e gli acidi. Il procedimento per ottenere la formula chimica è differente per le due categorie:

- per gli idrossidi è sufficiente fare la stessa operazione effettuata per l’ossido basico, ma utilizzando il gruppo ossidrile OH al posto del solo ossigeno O, ovviamente racchiudendo il gruppo tra parentesi, quando la valenza del metallo è diversa da 1.

Esempi:

idrossido di sodio -> NaOH

idrossido di alluminio -> Al(OH)3

idrossido ferroso -> Fe(OH)2

idrossido ferrico -> Fe(OH)3.

- per gli acidi si deve fare una somma di anidride + acqua, mettendo sempre davanti il simbolo dell’idrogeno, seguito da quello del composto che reagisce con l’ossigeno a formare l’anidride, infine quello dell’ossigeno e semplificando quando serve.

Esempi:

anidride carbonica CO2 + H2O -> H2CO3 o acido carbonico

anidride nitrosa N2O3 + H2O ? H2N2O4 -> HNO2 o acido nitroso

anidride nitrica N2O5 + H2O ? H2N2O6 -> HNO3 o acido nitrico.

Idracidi

Come già accennato, cloro, bromo, iodio, fluoro e zolfo si possono comportare in modo particolare, reagendo con l’idrogeno e utilizzando una valenza -1 (tranne lo zolfo che utilizza una valenza -2); da tali reazioni si ottengono gli idracidi. La nomenclatura prevede l’utilizzo di “acido” + il nome dell’elemento con suffisso -idrico: HCl o acido cloridrico, HF o acido fluoridrico, BH o acido bromidrico, HI o acido iodidrico e H2S o acido solfidrico.

Reazioni di salificazione

Finalmente arriviamo a quel gruppo di sostanze con le quali di solito abbiamo a che fare nel nostro hobby, cioè i sali. Essi si ottengono dalla sostituzione, nella formula di un acido, degli idrogenioni H+ con ioni metallo prelevati per esempio da un idrossido, bilanciando le valenze come abbiamo fatto finora.

Per la nomenclatura:

- se l’acido di partenza ha suffisso –oso, il nome del sale avrà suffisso –ito

- se il nome dell’acido ha suffisso –ico, il nome del sale avrà suffisso –ato.

- se l’acido di partenza è un idracido, il nome del sale avrà suffisso –uro.

La porzione “metallica” del sale mantiene lo stesso nome del corrispondente idrossido. Al termine della stesura della reazione i vari composti vanno bilanciati in modo che gli atomi dei singoli elementi siano uguali nei reagenti e nei prodotti (per la legge di conservazione della massa, gli atomi che c’erano devono continuare ad esserci).

Esempi:

acido nitroso + idrossido ferrico -> 3HNO2 + Fe(OH)3 -> Fe(NO2)3 + 3H2O -> nitrito ferrico + acqua

acido solforico + idrossido di potassio -> H2SO4 + 2KOH -> K2SO4 + 2H2O -> solfato di potassio + acqua

acido cloridrico + idrossido di sodio -> HCl + NaOH -> NaCl + H2O -> cloruro di sodio + acqua.

Possiamo anche ottenere sali dalla reazione tra due sali di partenza attraverso le cosiddette reazioni di doppio scambio; dalla reazione otterremo due nuovi sali.

Esempio:

cloruro di sodio + solfato di potassio -> NaCl + K2SO4 -> Na2SO4 + KCl -> solfato di sodio + cloruro di potassio.

 

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