Università degli Studi di Bologna
Anno Accademico 2001/2002
Facoltà di Ingegneria
Corso di Laurea in Ingegneria Chimica
Esercitazioni di fondamenti di
Chimica
Martino Colonna
Dipartimento di Chimica Applicata e Scienza dei Materiali
Viale Risorgimento, 2 – 40136 Bologna
Tel. 051 2093215
e-mail: [email protected]
Orario Ricevimento:
Giovedì dalle 10.00 alle 12.00 presso il D.I.C.A.S.M.
Reazioni Chimiche
Reazioni ed Equazioni Chimiche
Reazione chimica
Trasformazione di una o più sostanze (reagenti) in una o più sostanze (prodotti)
Equazioni chimiche
Traduzione scritta delle reazioni chimiche
Occorre conoscere le formule chimiche di tutti i reagenti e di tutti i prodotti di reazione.
L’equazione chimica ha un significato quantitativo quando è bilanciata
êopportuni numeri interi (coefficienti stechiometrici) per soddisfare:
¶ principio di conservazione della massa
· principio di conservazione della carica
(per le equazioni chimiche scritte in forma ionica)
Principio di conservazione della massa: il numero totale degli atomi di tutti gli elementi
presenti nei prodotti di reazione deve essere uguale al numero totale degli atomi di tutti gli
elementi presenti nei reagenti.
Principio di conservazione della carica: la somma algebrica delle cariche degli ioni dei
prodotti deve essere uguale a quella dei reagenti.
Generica equazione chimica:
aA+bB
lL+mM
Informazioni ricavabili dall’equazione:
Le sostanze A e B sono i reagenti
Le sostanze L e M sono i prodotti
Il simbolo
indica che i reagenti si trasformano
completamente nei prodotti. Se la reazione è incompleta si usa
il simbolo
I numeri a, b, l, m che precedono le formule sono i
coefficienti stechiometrici e indicano il numero di ogni specie
reagente e di ogni specie prodotta (atomi, molecole, ioni, ecc.)
Numero di molecole (atomi, ioni, ecc.)
Numero di moli
a moli di A reagiscono con b moli di B
per formare
l moli di L e m moli di M
Esempio di bilanciamento di una reazione di scambio
K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + KOH
K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2KOH
Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O
NaOH + H2SO4 →Na2SO4 + H2O
2NaOH + H2SO4 →Na2SO4 + 2H2O
Fe3+ + NH3 + H2O → NH4+ + Fe(OH)3
Fe3+ + 3NH3 + 3H2O → 3NH4+ + Fe(OH)3
Coefficienti stechiometrici
numeri interi (indicano il numero di atomi, molecole, ioni, ecc. di reagenti e di
prodotti che partecipano alla reazione)
numeri non interi (indicano il numero di moli dei reagenti e il numero di moli dei
prodotti che partecipano alla reazione)
A(x)
(g) indica che la sostanza è gassosa
(l) indica che la sostanza è liquida
(s) indica che la sostanza è solida
(aq) indica una soluzione acquosa della sostanza
Rapporti ponderali nelle reazioni chimiche
nota la quantità di un reagente, determinare la quantità necessaria di un altro
reagente
nota la quantità di un prodotto, determinare la quantità di reagente necessaria
per ottenerlo
note le quantità di reagenti, determinare la quantità di uno o più prodotti
ottenibili (calcolo del reagente in difetto)
calcolo della resa o rendimento di una reazione
Rendimento di una reazione chimica
aA+bB
lL+mM
Rendimento di una reazione chimica
(del prodotto L rispetto al reagente A)
nL,f
nL - nL,o a
= ∗ ⋅100 =
⋅ ⋅100
l
nL
nA,o
nL,f = numero di moli di L che si sono formate
n*L = numero di moli di L che si formerebbero se tutto il reagente A si
trasformasse completamente
nL = numero di moli di L al termine della reazione
nL,o = numero di moli di L iniziali
nA,o = numero di moli di A iniziali
Il valore del rendimento è importante perché indica quanto è stato
sfruttato un reagente.
Nota la quantità di un reagente, determinare la
quantità necessaria di un altro reagente
La reazione di formazione dell’ammoniaca è la seguente:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Quante moli di H2 reagiscono con 3 moli di N2 e quante moli
di NH3 si formano?
______________________
1 mol N2 : 3 mol H2 = 3 mol N2 : x mol H2
x = 9 mol H2
1 mol N2 : 2 mol NH 3 = 3 mol N2 : x mol NH 3
x = 6 mol NH3
Nota la quantità di un prodotto, determinare la
quantità di reagente necessaria per ottenerlo
La reazione di formazione dell’ammoniaca è la seguente:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Quante molecole di H2 e N2 hanno reagito se si formano 4
molecole di NH 3?
1 molecola N2 : 2 molecole NH3 = x molecole N2 : 4 molecole NH3
x = 2 mol N2
3 molecole H2 : 2 molecole NH3 = x molecole H2 : 4 molecole NH3
x = 6 mol H2
Nota la quantità di un reagente, determinare la
quantità necessaria di un altro reagente
Calcolare quanti grammi di HCl reagiscono con 60.0 g di
Ca(OH)2 , secondo la reazione:
Ca(OH)2 + 2 HCl
_________________________
CaCl2 + 2 H2O
n Ca(OH)2 = m Ca(OH)2 / M Ca(OH)2 = 60.0 g / 74.09 g·mol-1 = 0.81 mol
1 mol Ca(OH)2 : 2 mol HCl = 0.81 mol Ca(OH)2 : x mol HCl
n HCl = x = 1.62 mol
m HCl = n HCl · M HCl = 1.62 mol · 36.46 g·mol-1 = 59.1 g
Note le quantità di reagenti, determinare la quantità di uno
o più prodotti ottenibili (calcolo del reagente in difetto)
Calcolare quanti grammi di Al2(SO4)3 si ottengono da 300 g di Al(OH)3 e 800 g di
H2SO4, secondo la reazione:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O
_________________________
n Al(OH)3 = m Al(OH)3 / M Al(OH)3 = 300 g / 78.00 g·mol-1 = 3.85 mol
n H2SO4 = m H2SO4 / M H2SO4 = 800 g / 98.07 g·mol-1 = 8.16 mol
Quantità teorica di H2SO4 (n* H2SO4) che reagirebbe con 3.85 mol di Al(OH)3:
2 mol Al(OH)3 : 3 mol H2SO4 = 3.85 mol Al(OH)3 : x mol H2SO4
n* H2SO4 = x = 5.77 mol
Al(OH)3: reagente in difetto
H2SO4: reagente in eccesso
Il calcolo deve essere impostato sul reagente in difetto.
2 mol Al(OH)3 : 1 mol Al2(SO4)3 = 3.85 mol Al(OH)3 : x mol Al2(SO4)3
n Al2(SO4)3 = x = 1.93 mol
m Al2(SO4)3 = n Al2(SO4)3 · M Al2(SO4)3 = 1.93 mol · 342.14 g·mol-1 = 659 g
Calcolo della resa o rendimento di una reazione
Calcolare il rendimento della reazione
CaCO3 → CaO + CO2
Sapendo che riscaldando 300 g di CaCO3 si ottengono 135 g di CaO.
_________________________
n CaCO3 = m CaCO3 / M CaCO3 = 300 g / 100.0 g·mol-1 = 3.0 mol
n CaO = m CaO / M CaO = 135 g / 56.0 g·mol-1 = 2.4 mol
CaCO3 : CaO = 1 : 1
n* CaO = 3 mol (quantità teorica di CaO che si formerebbe da 3.0 mol
di CaCO3)
ηCaO/CaCO3 = (n CaO / n* CaO) · 100 = (2.4/3.0) · 100 = 80.3%
Reazioni di
ossidoriduzione
Reazioni senza trasferimento di elettroni
(reazioni di scambio, neutralizzazione, dissociazione)
Esempio di reazione di scambio
BaCl2(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + Ba(NO3)2 (aq)
In forma ionica:
Ba2+(aq) + 2 Cl-(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq)
AgCl(s) + Ba2+(aq) + NO3-(aq)
Non si ha modificazione della struttura elettronica degli ioni:
la reazione avviene senza trasferimento di elettroni
Reazione bilanciata:
BaCl2(aq) + 2 AgNO3(aq)
2 AgCl(s) + Ba(NO3)2 (aq)
Reazioni con trasferimento di elettroni
(reazioni di ossidoriduzione)
Esempio di reazione di ossidoriduzione
CuSO4(aq) + Zn(s)
ZnSO4(aq) + Cu(s)
In forma ionica:
Cu2+(aq) + SO42-(aq) + Zn(s)
Zn2+(aq) + SO42-(aq) + Cu(s)
Modifica della struttura elettronica attraverso uno scambio di elettroni:
1. Zn Zn2+ + 2 e2. Cu2+ + 2 e- Cu
Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
Reazione bilanciata:
CuSO4(aq) + Zn(s)
ZnSO4(aq) + Cu(s)
Definizioni
Semi-reazione di ossidazione
Reazione con scambio di elettroni
Semi-reazione di riduzione
Semi-reazione di ossidazione:
semi-reazione in cui una specie chimica perde elettroni
Semi-reazione di riduzione:
semi-reazione in cui una specie chimica acquista elettroni.
Esempio:
Zn Zn2+ + 2 eCu2+ + 2 e- Cu
ossidazione
riduzione
Una ossidazione può avvenire soltanto se avviene contemporaneamente
una riduzione (reazioni di ossidoriduzione o redox).
Ossidante: specie chimica che acquista elettroni (che si riduce)
Riducente specie che perde elettroni (che si ossida).
In una reazione redox:
numero di elettroni ceduti dalla specie riducente
=
numero di elettroni acquistati dalla specie ossidante
I coefficienti stechiometrici devono essere calcolati in modo da soddisfare questa
condizione
Composti ionici
Esempio:
Ag+ + NO3- + Fe
Semi-reazioni:
Ag + Fe2+ + NO3-
a) Ag+ + 1 e- Ag
b) Fe Fe2+ + 2 e-
Bilanciamento degli elettroni scambiati:
riduzione (1 elettrone scambiato)
ossidazione (2 elettroni scambiati)
(Ag+ + 1 e- Ag)
Fe Fe2+ + 2 e2 Ag+ + Fe
Reazione bilanciata:
2 Ag+ + 2 NO3- + Fe
2
2 Ag + Fe2+
2 Ag + Fe2+ + 2 NO3-
Composti neutri o ioni complessi a struttura
covalente
(il trasferimento di elettroni non é completo)
H2 + Cl2
2 HCl
legame covalente H-Cl con trasferimento parziale di elettroni da H a Cl
H Cl
H +-Cl
-
La carica di ciascun atomo dovrebbe essere espressa da un numero frazionario di
difficile determinazione
Definizione di numero di ossidazione: rappresenta la carica formale,
espressa in numero di elettroni, che nella formazione di un composto
l’atomo cede o assume, schematizzando il composto come completamente
ionico ed assegnando il gli elettroni di legame all’atomo più
elettronegativo.
Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni
quando si lega con altri atomi
Numero di ossidazione
Composti covalenti - Trasferimento elettronico completo
HCl
attribuzione formale degli elettroni di legame al Cl (più elettroneg.)
H
Cl
carica formale +1 n.o. H = +1
carica formale -1 n.o. Cl = -1
Composti ionici - Trasferimento elettronico completo
CuCl2
il n.o. di ciascun ione coincide con la carica dello ione stesso
Cu
Cl
Cu2+ carica effettiva +2
Cl- carica effettiva -1
n.o. Cu = +2
n.o. Cl = -1
Definizione generale di reazione redox
Una reazione redox é una reazione in cui una specie chimica aumenta il suo n.o.
(ossidandosi) e una specie chimica diminuisce il suo n.o. (riducendosi)
Regole per la determinazione del numero di ossidazione
Il n.o. di un atomo di una qualsiasi specie chimica allo stato
elementare é uguale a zero
Na, Fe, C, H2, Cl2, P4, S8, ecc.
n.o. = 0
Il n.o. di un qualsiasi ione monoatomico é uguale alla carica dello ione
Ione
n.o.
Na+
+1
Ba2+
+2
Fe3+
+3
Br-1
S2-2
Il n.o. dell’idrogeno nei suoi composti é sempre uguale a +1, ad
eccezione degli idruri in cui é uguale a -1
n.o.H = +1
n.o.H = -1
HCl, H2O, HNO3, NH3, NH4+, ecc.
NaH, CaH2, B2H6, ecc.
Il n.o. dell’ossigeno nei suoi composti é sempre uguale a -2, ad
eccezione dei perossidi in cui é uguale a -1 e dei composti con il
fluoro in cui é uguale a +2
n.o.O = -2
n.o.O = -1
n.o.O = +2
H2O, BaO, H2SO4, Cl2O5, ecc.
H2O2, Na2O2, ecc.
OF2
Regole per la determinazione del numero di ossidazione
La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in un composto neutro deve essere
uguale a zero
La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in uno ione poliatomico (NH4+, SO42-,
PO43-, ecc.) deve essere uguale alla carica dello ione
Gli elementi dei gruppi IA, IIA, IIIA del sistema periodico nei loro composti hanno
sempre n.o. positivo che si identifica con il numero di appartenenza del gruppo
Gruppo
n.o.
IA
+1
IIA
+2
IIIA
+3
Il n.o. massimo di un atomo di un elemento non può essere superiore al numero
del gruppo di appartenenza
Gruppo
n.o.MAX
IVA
+4
VA
+5
VIA
+6
VIIA
+7
Esempi di calcolo del numero di ossidazione
___________________________________________________________________________
1) Calcolare il numero di ossidazione del Mn nel KMnO4.
_________________________
K
n.o. +1
O
n.o. -2
La molecola è neutra per cui:
n.o. Mn + n.o. K + 4 n.o. O = 0
Mn
n.o. +7
___________________________________________________________________________
2) Calcolare il numero di ossidazione del P nel H2PO4-.
_________________________
H
n.o. +1
O
n.o. -2
La molecola è elettricamente carica (-1) per cui:
2 n.o. H + n.o. P + 4 n.o. O = -1
P
n.o. +5
Esempi di calcolo del numero di ossidazione
3) Calcolare il numero di ossidazione dell’azoto N nei seguenti composti.
NO
NO2
HNO3
N2O5
_________________________
NO
n.o. N
+2
NO2
n.o. N
+4
HNO3
n.o. N
+5
N2O5
n.o. N
+5
______________________________________________________________________
4) Calcolare il numero di ossidazione del cromo Cr nei seguenti composti.
Cr2O3
Cr2O72_________________________
Cr2O3
n.o. Cr
+3
Cr2O72n.o. Cr
+6
Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione
Metodo diretto
I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O
Determinare i numeri di ossidazione:
(0)
I2
+
(+1)(+5)(-2)
(+1)(+5)(-2)
HNO3
HIO3
(+4)(-2)
+
(+1)(-2)
NO2
+
H2O
Unire con frecce gli atomi che variano il loro n.o.:
(0)
I2
+
(+1)(+5)(-2)
(+1)(+5)(-2)
HNO3
HIO3
(+4)(-2)
+
NO2
(+1)(-2)
+
H2O
Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione
Metodo diretto
Valutare la variazione del n.o. degli atomi e moltiplicarli per il numero di
elettroni:
(0)
I2
+
(+1)(+5)(-2)
(+1)(+5)(-2)
HNO3
HIO3
(+4)(-2)
+
NO2
(+1)(-2)
+
H2O
-5e- x 2= - 10e 1eMoltiplicare le specie chimiche che si ossidano e si riducono in modo che il numero di elettroni
ceduti sia uguale a quelli scambiati:
I2 + 10 HNO3 → 2 HIO3 + 10 NO2 + H2O
Valutare i coefficienti stechiometric delle altre specie chimiche in modo che sia rispettato il
principio di conservazione della massa e della carica:
I2 + 10 HNO3 → 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O
Soluzioni e modi di esprimere la composizione
Soluzione ð sistema a più componenti fisicamente omogeneo
Solvente
liquido
nel quale viene
omogeneamente disperso un
mi
mi
wi =
=
mtot ∑ mi
ni
ni
Xi =
=
ntot ∑ ni
ni
Mi =
V sol
Soluto
solido
liquido
gassoso
Frazione ponderale
Frazione molare
Molarità (mol/l)
Nel caso in cui siano presenti due denominazioni la nuova
nomenclatura verrà esposta a sinistra mentre quella tradizionale
a destra
Ioni positivi (cationi)
Ioni positivi monoatomici
Ione+ nome del metallo + stato di ossidazione
ê notazione di Stock
ê suffisso oso (n.o. ↓) o ico (n.o. ↑)
Cu2+
Cu+
Fe3+
Fe2+
Na+
Ca2+
Zn2+
Ione
Ione
Ione
Ione
Ione
Ione
Ione
rame (II)
rame (I)
ferro (III)
ferro (II)
sodio
calcio
zinco
Ione
Ione
Ione
Ione
Ione
Ione
Ione
rameico
rameoso
ferrico
ferroso
sodio
calcio
zinco
Ioni positivi poliatomici,
Ione+ nome dell’elemento legato all’idrogeno + desinenza onio
Eccezione:
H3O+
PH4+
Ione ossonio
Ione fosfonio
NH4+
Ione ammonio
Ioni negativi (anioni)
Ioni negativi monoatomici
Ione+ nome dell’elemento + desinenza uro (in inglese ide)
BrFS2P3N3-
Ione bromuro
Ione fluoruro
Ione solfuro
Ione fosfuro
Ione nitruro
Ioni negativi poliatomici
Ione+ nome dell’elemento + desinenza uro
Eccezioni:
S22C22CN-
Ione disolfuro
Ione (di)carburo
Ione cianuro
O2OHO22H-
Ione
Ione
Ione
Ione
ossido
idrossido
perossido
idruro
ione ossidrile
Nelle formule, il costituente elettropositivo deve essere posto per primo, per
esempio:
KCl,
CaSO4,
Al(NO3)3
Nel caso di composti binari tra non metalli, secondo la pratica corrente, deve
essere posto per primo il costituente che precede nella serie:
B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F.
H
H
H
BB
FF
CC
N
N
O
Si
Si
PP
SS
Cl
Cl
As
As
Se
Se
Br
Br
Sb
Sb
Te
Te
II
O
At
At
perciò:
NH3 e non H3N
CH4 e non H4C
Composti binari
Composti formati da due sole specie atomiche
La desinenza uro viene assunta dall’elemento piu’ elettronegativo
NaCl
KI
NaF
LiH
AlN
SiC
GaAs
CdSe
Si3N4
Cloruro di sodio
Ioduro di potassio
Fluoruro di sodio
Idruro di litio
Nitruro di alluminio
Carburo di silicio
Arseniuro di gallio
Seleniuro di cadmio
Nitruro di silicio
Eccezione:
i composti dell’ossigeno vengono chiamati ossidi anziché ossigenuri
Ossidi doppi
CaO
CO
CO2
SO3
SO2
NO
NO2
Ossido di calcio
Ossido di carbonio
Diossido di carbonio
Triossido di zolfo
Diossido di zolfo
Ossido di azoto
Diossido di azoto
Anidride carbonica
Anidride solforica
Anidride solforosa
BaTiO3
Triossido di bario e titanio(IV)
Titanato di bario
Indicazione del numero di atomi nei composti
ê prefissi mono, di, tri, tetra, penta, esa, epta….
Mono spesso si omette; inoltre si omettono i prefissi quando la valenza
dell’elemento è una sola
OF2
CaCl2
CS2
(Di)fluoruro di ossigeno
(Di)cloruro di calcio
(Di)solfuro di carbonio
Quando gli elementi presentano più n.o.
ê notazione di Stock (per l’elemento meno elettronegativo)
ê suffisso oso (n.o. ↓) o ico (n.o. ↑)
FeCl2
FeCl3
CuCl
CuCl2
SnCl2
SnCl4
Cloruro di ferro (II)
Dicloruro di ferro
Cloruro di ferro (III)
Tricloruro di ferro
Cloruro di rame (I)
(Mono)cloruro di rame
Cloruro di rame (II)
Dicloruro di rame
Cloruro di stagno (II)
Dicloruro di stagno
Cloruro di stagno (IV)
Tetracloruro di stagno
Composti intermetallici
TiS2
Disiliciuro di titanio
Cloruro ferroso
Cloruro ferrico
Cloruro rameoso
Cloruro rameico
cloruro stannoso
cloruro stannoso
Idrossidi
Composti formati da un catione metallico e da uno o più gruppi OH- che ne
neutralizzano la carica.
Idrossido + nome del metallo + stato di ossidazione
ê notazione di Stock
ê suffisso oso (n.o. ↓) o ico (n.o. ↑)
NaOH
Idrossido di sodio
Mg(OH)2
Idrossido di magnesio
Fe(OH)3
Idrossido di ferro(III)
Idrossido ferrico
Fe(OH)2
Idrossido di ferro(II)
Idrossido ferroso
Idracidi
Composti formati dall’idrogeno con elementi non metallici del VI e VII gruppo)
ê regole per i composti binari
ê Acido + nome dell’elemento non metallico + suffisso idrico
HCl
HBr
HF
H2S
HCN
Nomi d’uso
H2O
NH3
PH3
AsH3
SbH3
SiH4
B2H6
Cloruro di idrogeno
Bromuro di idrogeno
Fluoruro di idrogeno
Solfuro di diidrogeno
Cianuro di idrogeno
Acqua
Ammoniaca
Fosfina
Arsina
Stibina
Silano
Diborano
Acido
Acido
Acido
Acido
Acido
cloridrico
bromidrico
fluoridrico
solfidrico
cianidrico
Ossoanioni
ê Ione + nome dell’elemento non metallico + stato di ossidazione (suffisso ito
per n.o. ↓ o ato per n.o. ↑)
ê Ione + nome dell’elemento non metallico + suffisso ato + stato di ossidazione
(notazione di Stock) + numero di atomi di ossigeno (prefissi di, tri, …)
SO42-
Ione tetraossosolfato (VI)
Ione solfato
SO32-
Ione triossosolfato (IV)
Ione solfito
NO3-
Ione triossonitrato (V)
Ione nitrato
NO2-
Ione diossonitrato (III)
Ione nitrito
SiF62-
Ione esafluorosilicato
Quando il non metallo presenta più di due n.o.
ê uso dei prefissi per (n.o. ↑) e ipo (n.o. ↓)
ClO4-
Ione tetraossoclorato (VII)
Ione perclorato
ClO3-
Ione triossoclorato (V)
Ione clorato
ClO2-
Ione diossoclorato (III)
Ione clorito
ClO-
Ione monossoclorato (I)
Ione ipoclorito
Composti ternari
Acidi ossigenati (ossoacidi
)
(ossoacidi)
Composti formati da un atomo di un elemento non metallico legato (con legami
covalenti) ad uno o più gruppi OH e ad eventuali atomi di ossigeno.
ê Acido + nome dell’elemento non metallico + stato di ossidazione (suffisso oso
per n.o. ↓ o ico per n.o. ↑)
ê Acido + nome dell’elemento non metallico + suffisso ico + stato di ossidazione
(notazione di Stock) + numero di atomi di ossigeno (prefissi di, tri, …)
HNO3
Acido triossonitrico (V)
Acido nitrico
HNO2
Acido diossonitrico (III)
Acido nitroso
H2SO4
Acido tetraossosolforico (VI)
Acido solforico
H2SO3
Acido triossosolforico (IV)
Acido solforoso
Quando il non metallo presenta più di due n.o.
ê uso dei prefissi per (n.o. ↓) e ipo (n.o. ↑)
HClO4
Acido tetraossoclorico (VII)
Acido perclorico
HClO3
Acido triossoclorico (V)
Acido clorico
HClO2
Acido diossoclorico (III)
Acido cloroso
HClO
Acido (mono)ossoclorico (I)
Acido ipocloroso
Nomi tradizionali degli anioni ammessi dalla IUPAC insieme a quelli
dell’acido corrispondente
Ione
Acido
3BO3
Borato
H3BO3
Borico
CO32-
Carbonato
H2CO3
Carbonico
SiO44-
(Orto)silicato
H4SiO4
(Orto)silicico
NO2-
Nitrito
HNO2
Nitroso
NO3-
Nitrato
HNO3
Nitrico
PO43-
(Orto)fosfato
H3PO4
(Orto)fosforico
SO32-
Solfito
H2SO3
Solforoso
SO42-
Solfato
H2SO4
Solforico
ClO-
Ipoclorito
HClO
Ipocloroso
ClO2-
Clorito
HClO2
Cloroso
ClO3-
Clorato
HClO3
Clorico
ClO4-
Perclorato
HClO4
Perclorico
CrO42-
Cromato
H2CrO4
Cromico
Cr2O72-
Dicromato
H2Cr2O7
Dicromico
MnO42-
Manganato
H2MnO4
Manganico
MnO4-
Permanganato
HMnO4
Permanganico
Acidi con un diverso contenuto di H2O vengono indicati con i prefissi:
orto (maggior numero molecole H2O)
meta (minor numero molecole H2O)
H3PO4
Acido ortofosforico
n H3PO4 - n H2OÕ (HPO3)n
Acido metafosforico
H4SiO4
Acido ortosilicico
n H4SiO4 - n H2OÕ (H2SiO3)n
Acido metasilicico
Gli acidi meta hanno una struttura polimerica. L’acido che si ottiene da due
molecole di acido orto - una molecola di H2O è indicato con il prefisso di (vecchia
nomenclatura piro)
2 H3PO4 - H2OÕ H4P2O7
Acido difosforico
2 H2SO4 - H2OÕ H2S2O7
Acido disolforico
2 H3CrO4 - H2OÕ H4Cr2O7
Acido dicromico
