covalente puro 100% ionico 2

6.2.2 - La polarità del legame
Per poter interpretare davvero il comportamento di una sostanza e
quindi classificarla, è indispensabile conoscere non solo il numero di
legami presenti, in modo da individuare il rapporto con cui gli atomi
sono legati tra loro, ma anche il tipo di legame formatosi.
In realtà questa distinzione così netta non esiste, come vedrai quando
approfondirai il concetto di legame nei prossimi anni, e sarebbe più
opportuno parlare di predominanza del carattere ionico o
predominanza del carattere covalente del legame, visto che quelle
rappresentate sono delle condizioni estreme. Tuttavia, questa
interpretazione è comoda e non comporta grossi errori se il livello di
approccio all’argomento non diventa troppo approfondito.
Secondo questa interpretazione il parametro più utilizzato per
individuare facilmente le proprietà del legame caratteristico di una
sostanza è la differenza di elettronegatività che più di ogni altra
2
100%
IONICO
COVALENTE
PURO
proprietà indica immediatamente il comportamento relativo degli atomi
coinvolti.
Possiamo a questo punto riuscire a prevedere velocemente, senza
complicati calcoli matematici, sia il numero sia il tipo di legami che gli
atomi possono formare: il trasferimento di un elettrone da un atomo
all’altro avverrà quanto più bassa è l’energia di ionizzazione (primi
Gruppi della Tavola Periodica) di un elemento e quanto più alta è
l’affinità elettronica dell’altro (ultimi Gruppi della Tavola Periodica) o in
altri termini quanto maggiore è la loro differenza di elettronegatività
(∆EN).
74
In linea di massima è possibile prevedere che:
➡ il carattere di un legame covalente puro si assume quando ∆EN = 0
➡ la polarità del legame cresce col crescere del ∆EN
➡ iI legame è covalente polare fino a ∆EN = 2;
➡ si ha un legame prevalentemente ionico quando ∆EN > 2;
➡ il carattere di un legame si assume ionico quando ∆EN > 3.
Come al solito la Tavola Periodica, evidenziando le proprietà degli
elementi coinvolti nel legame, ci permette di prevederne il
comportamento chimico degli atomi coinvolti, cioè la loro reattività, e
quindi anche le caratteristiche della sostanza che si formerà.
ESERCIZI
1. Stabilire quale è il legame più polare tra C–F, N–F e O–F.
2. Prevedere come varia il valore del momento dipolare del legame X–
Cl, passando da X = Al a X = S
3. Distinguere tra i seguenti composti quali hanno un legame ionico e
quali solo legami covalenti LiOH, CH3ONa, CH3OH, H2S, Mg(OH)2,
CHCl3
4. Distinguere all’interno della singola molecola i legami in ordine di
polarità
6.3 - IL NUMERO DI OSSIDAZIONE
Nella chimica, il linguaggio simbolico è molto importante: per
velocizzare l’interpretazione del comportamento chimico di una sostanza,
ci si serve di un comodo metodo basato sull’utilizzo di un numero che
individua, per ogni elemento all’interno di un composto,
contemporaneamente il numero di elettroni impiegati ed il suo
comportamento. Si tratta del numero di ossidazione.
Proviamo ad interpretare meglio il concetto espresso da questa
definizione attraverso degli esempi rappresentativi.
Riferendoci come al solito al Cloro, proviamo ad indicare con il numero
di ossidazione, i diversi comportamenti che questo atomo può assumere,
a secondo dell’elemento con cui è legato e del suo rapporto di
combinazione.
Il numero di ossidazione rappresenta la carica reale
o formale che l’atomo di un elemento assumerebbe,
all’interno di una molecola, se gli elettroni coinvolti
nei legami si attribuissero completamente
all’elemento più elettronegativo
75
Esempio
76
Nelle sostanze studiate, il Cloro ha mostrato comportamenti diversi e ciò
è evidenziato simbolicamente dal diverso numero di ossidazione (N.O.),
mentre l’Idrogeno ha sempre impegnato un solo elettrone, tendendo a
cederlo (N.O.=+1) e l’Ossigeno ha sempre attirato le coppie di elettroni
di legame (N.O.= -2).
In linea generale quindi possiamo affermare che:
✓ il valore assoluto del numero di ossidazione indica il numero di
elettroni impegnati dall’atomo nella molecola studiata,
✓ il segno positivo indica che nella molecola l’atomo è meno
elettronegativo e quindi che gli elettroni di legame si allontanano,
✓ il segno negativo indica che nella molecola l’atomo è più
elettronegativo e quindi tende ad attirare gli elettroni di legame,
✓ il valore nullo per il numero di ossidazione indica che nella molecola
la differenza di elettronegatività tra gli atomo impegnati nel legame è
nulla e quindi gli elettroni sono perfettamente condivisi.
Ricordando le caratteristiche del legame covalente omeopolare, possiamo
affermare che
Gli atomi di tutte le sostanze
elementari hanno Numero di
Ossidazione uguale a zero.
e che
Gli atomi di uno stesso elemento possono
possedere Numeri di Ossidazione diversi se
manifestano differenti comportamenti
Naturalmente non dobbiamo mai dimenticare che questi, che sembrano
degli automatismi, in realtà sono il risultato della configurazione
elettronica dell’atomo che influenza la reattività di tutti gli elementi.
Per questo motivo nella tavola periodica sono riportati i numeri di
ossidazione di tutti gli elementi ed è subito evidente che gli elementi che
hanno la stessa reattività dovuta ad un’identica distribuzione degli
elettroni nell’ultimo livello, hanno numeri di ossidazione identici.
Infatti gli elementi del I gruppo - un elettrone nell’ultimo livello - hanno
tutti il numero di ossidazione pari a +1, i metalli alcalino terrosi - due
elettroni nell’ultimo livello - hanno tutti il numero di ossidazione +2, gli
alogeni - sette elettroni nell’ultimo livello - hanno tutti il numero di
ossidazione -1 e così via.
77
Nella tabella sottostante sono riportati i numeri di ossidazione di alcuni
tra gli elementi più comuni della Tavola Periodica, per gli atomi con più
valori il primo rappresenta il comportamento chimico più frequente.
I
1°
II
III
IV
V
VI
VII
O
-2/-1
F
-1
H
+1/-1
2°
Li +1
Be
+2
B
+3
C
+4/+2
N
+5/+3
+4/+2+1
-2/-3
3°
Na
+1
Mg
+2
Al
+3
Si
+4
P
+5/+3
S
+6/+4
-2
Cl
+7/+5/+3/+1
-1
4°
K
+1
Ca
+2
Ga
+3
Ge
+4
As
+5/+3
Se
+6/+4
-2
Br
+5/+3/+1
-1
5°
Rb
+1
Sr
+2
6°
Cs
+1
Ba
+2
I
+7/+5/+1
-1
Pb
+2/+4
Per gli elementi di transizione si faccia riferimento alla Tavola Periodica
completa allegata nel capitolo precedente.
Esistono delle regole empiriche che permettono di ricavare il numero di
ossidazione di un elemento all’interno di una molecola se non lo si
conosce, ma ne rimandiamo la trattazione al paragrafo successivo, perché
ormai abbiamo tutte le conoscenze per classificare e dare un nome
all’enorme numero di composti che caratterizzano quella che viene
chiamata la Chimica Inorganica.
ESERCIZIO
Ricavare i numeri di ossidazione per gli atomi di tutte le molecole di cui
avete rappresentato le configurazioni di Lewis nelle esercitazioni
precedenti.
78
6.4 - COME SI CHIAMANO LE SOSTANZE
I composti chimici attualmente conosciuti sono circa 5 milioni e il loro
numero aumenta di circa 500 mila ogni anno.
Un numero così grande di sostanze, ha necessariamente bisogno di essere
organizzato secondo regole semplici, chiare ed universalmente condivise.
Lo scopo della nomenclatura è quello di fornire regole per individuare
un composto, attribuendogli in modo chiaro e univoco un nome e una
formula.
6.4.1 - Tipologie di nomenclatura
Vi sono essenzialmente due tipologie di Nomenclatura:
La Nomenclatura Tradizionale: essa prevede l’uso di prefissi e suffissi,
in base al numero di ossidazione dei vari elementi
La Nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry): si tratta della nomenclatura ufficiale, introdotta a partire
dagli anni ’70 del secolo scorso, che sta progressivamente soppiantando
la nomenclatura tradizionale
Le regole della nomenclatura sono affidate a Commissioni Permanenti
della IUPAC, sono in continua evoluzione e seguono di pari passo lo
sviluppo stesso della chimica.
La nomenclatura IUPAC prevede l’indicazione del numero di atomi di
ogni elemento presente all’interno del composto ed in alcuni casi il
numero di ossidazione viene indicato tra parentesi a fianco del nome del
composto.
Alcuni nomi tradizionali, fortemente radicati nell’uso comune, quali
acqua H2O, ammoniaca (NH3) o metano (CH4), sono stati accettati
come internazionalmente validi.
In questo lavoro è stata privilegiata la Nomenclatura Tradizionale in
quanto ancora molto in vigore nella didattica chimica e solo in alcuni casi
sono stati ripresi alcuni composti e rinominati con la Nomenclatura
Ufficiale.
6.4.2 - Regole convenzionali per l’attribuzione dei N di ossidazione
Le principali regole per l'attribuzione dei numeri di ossidazione (nox)
sono le seguenti:
1. il nox delle sostanze elementari (H2, O2, Na, Fe etc) è sempre zero
poiché ci troviamo di fronte ad atomi di uno stesso elemento, aventi
perciò la stessa elettronegatività; più in generale quando in una
molecola due atomi di uno stesso elemento si uniscono con legame
covalente, gli elettroni di legame non vanno attribuiti a nessuno dei
due atomi;
2. il nox di uno ione è uguale alla sua carica
Mg2+ (nox = +2);
Cl1- (nox = -1),
3. l'idrogeno presenta sempre nox +1 tranne che nei composti in cui si
lega direttamente con i metalli alcalini (elementi del I gruppo A) e
79
alcalino-terrosi (elementi del II gruppo A), che risultano essere gli
unici elementi più elettropositivi dell'idrogeno: in tali composti l'H ha
nox -1,
4. l'ossigeno ha sempre nox -2 tranne che:
a. nei composti dove l'ossigeno impegna uno dei suoi due
elettroni per legarsi ad un altro atomo di ossigeno. Secondo
quanto previsto dalla regola numero 1 in questo caso gli
elettroni del legame tra atomi uguali non vanno attribuiti,
mentre viene attribuito all'ossigeno l'altro elettrone utilizzato
per legarsi ad altri elementi: un esempio di questi composti è
il perossido di idrogeno o acqua ossigenata H2O2
H−O−O−H
pertanto in questo caso il nox dell’ossigeno sarà -1;
b. quando l’ossigeno si lega con il Fluoro, l’unico elemento più
elettronegativo dell’ossigeno, ed in questo caso il suo numero
di ossidazione nox = +2,
5. il Fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo della tabella
periodica, ed avendo bisogno di un solo elettrone per raggiungere
l'ottetto, ha sempre nox -1,
6. gli altri elementi del VII gruppo A hanno anch'essi nox -1, tranne
quando si legano con elementi più elettronegativi, come ad esempio
l'ossigeno, in tal caso presentano nox positivi,
7. in generale il nox più elevato di un elemento corrisponde al
numero del gruppo a cui appartiene: così gli elementi del primo
gruppo presentano nox +1, quelli del secondo +2, quelli del terzo +3
e così via fino agli elementi del settimo gruppo i cui elementi
presentano come nox più elevato +7; ciò è valido per i Gruppi A
mentre per quelli B non esistono regole generali ma saranno attribuiti
seguendo la loro distribuzione elettronica ed in particolare la
tipologia di composti che gli stessi elementi dei Gruppi B possono
dare sperimentalmente,
8. gli elementi del VII gruppo A oltre al nox +7 possono presentare nox
+5, +3, +1, -1 ed in taluni casi +4,
gli elementi del VI gruppo A oltre al nox + 6 possono presentare nox
+4, +2, -2 ed in taluni casi +3,
gli elementi del V gruppo A oltre al nox + 5 possono presentare nox
+3, -3 ed in taluni casi +1,+2, +4,
gli elementi del IV gruppo A altre al nox +4 possono presentare nox
+2,
9. in una specie chimica neutra la somma dei nox di tutti gli atomi che
la compongono deve sempre essere nulla cioè pari a zero,
10. in uno ione poliatomico (formato da più atomi) la somma dei nox dei
diversi atomi deve sempre essere pari alla carica totale dello ione.
80
La conoscenza dei numeri di ossidazione ci permette di costruire in modo
semplice i principali composti chimici, che divideremo in composti
Binari e composti Ternari
Esempi
1) Per calcolare il numero di ossidazione dello zolfo nell'anidride
solforica SO3, si procederà in questo modo:
Esempio
a) ciascun atomo di ossigeno presenta nox -2 (regola n° 4);
b) complessivamente i tre atomi presentano nox -6;
c) affinché la somma dei nox sia zero,
lo zolfo deve presentare nox + 6.
-
Esempio
2) Per calcolare il nox dello zolfo nello ione poliatomico HSO4 si
procederà in questo modo:
a) i quattro atomi di ossigeno presentano complessivamente nox – 8
(regola 4 – nox di ciascun ossigeno -2)
b) l'idrogeno presenta nox + 1 (regola n° 3).
c) sommando il nox degli ossigeni e dell'idrogeno si ottiene - 7
d) affinché la somma di tutti i nox dia la carica complessiva dello
ione -1, lo zolfo deve presentare nox +6.
Per costruire un composto chimico è necessario
conoscere i numeri di ossidazione degli
elementi componenti.
In base alla tipologia degli elementi componenti una sostanza, possiamo
distinguere i composti in binari, ternari, quaternari etc..
6.5 - I COMPOSTI BINARI
I composti binari sono formati da atomi di due soli elementi chimici.
Convenzionalmente si scrivono ponendo per primo l'elemento meno
elettronegativo, seguito dall'elemento più elettronegativo.
Il simbolo di ciascun elemento è seguito da un numero a pedice, detto
indice. Gli indici indicano il rapporto numerico tra gli atomi dei vari
elementi che costituiscono il composto.
Per determinare gli indici in modo semplice, è sufficiente utilizzare il nox
del primo elemento come indice del secondo e viceversa.
Vogliamo, ad esempio, scrivere la formula di un composto binario
formato da atomi dell’elemento A il cui numero di ossidazione sia +2 e
da atomi dell’elemento B il cui numero di ossidazione sia -3:
✓ scriviamo i simboli dei due elementi uno vicino all’altro
! +3 −2
e sopra il simbolo scriviamo il nox
AB
€
81
✓ poi “incrociamo i numeri”: scriviamo il nox
(senza segno) del primo elemento (A) in basso
a destra del secondo elemento (B) e viceversa.
AB
!
2
3
Si noti che l'elemento con il numero di ossidazione negativo (il più
elettronegativo) è stato scritto per secondo.
€
Tale metodo di costruzione dei composti binari garantisce la neutralità
della molecola. Infatti nella molecola sono presenti 3 atomi di A per un
totale di 6 cariche positive e 2 atomi di B per un totale di 6 cariche
negative.
Suggerimento
Qualora, dopo aver calcolato gli indici, questi
risultino divisibili per uno stesso numero, gli indici
vanno semplificati, tranne alcuni casi particolari
Ad esempio nella molecola di acqua ossigenata H2O2 non si opera alcuna
semplificazione.
Vogliamo, ad esempio, costruire un composto binario partendo dagli
elementi X con numero di ossidazione +4 e Y con numero di ossidazione
-2, si otterrà
! +4
−2
XY
Esempio
€
!X 2Y 4
!X
Y
2
6.5.1 - Idruri dei metalli
Sono composti binari formati da Idrogeno legato con atomi di metalli
€ In tali composti€ l'idrogeno presenta nox -1 (ione
più elettropositivi.
idruro H-) e quindi nella formula va scritto per secondo.
Gli idruri dei metalli alcalini (I gruppo A) che presentano nox +1, hanno
formula generale
Me H
Gli idruri dei metalli alcalino terrosi (II gruppo A), che presentano tutti
nox +2, hanno formula generale
MeH2
Il loro nome è formato dal termine "idruro" seguito dal nome del
metallo:
NaH (idruro di sodio)
MgH2 (idruro di magnesio).
Gli idruri sono altamente reattivi. Reagiscono con l’acqua generando
idrogeno. Oggi gli idruri sono studiati al fine di essere usati nei serbatoi
delle automobili alimentate ad idrogeno; come spugne, capaci di
consentire uno stoccaggio di carburante e quindi facilitarne l’utilizzo
diretto a richiesta; oppure per garantire alle automobili alimentate a celle
combustibili una elevata autonomia.
82
6.5.2 - Idruri dei non-metalli e semi-metalli
Sono composti binari dell’idrogeno con i semimetalli e non metalli.
Si tratta di gas spesso infiammabili all’aria.
Formula
Nome comune
Nomenclatura IUPAC
CH4
Metano
Tetraidruro di carbonio
SiH4
Silano
Tetraidruro di silicio
NH3
Ammoniaca
PH3
Fosfina
Triidruro di fosforo
AsH3
Arsina
Triidruro di arsenico
Triidruro di azoto
Esempio
L’idruro di sodio è un
solido cristallino
incolore.
Fonte: Wikipedia
6.5.3 - Idracidi
Gli idracidi sono composti binari formati da un non metallo e
dall’idrogeno.
I principali idracidi si formano dall'unione dell'idrogeno con i non metalli
del VII gruppo A (alogeni) e con lo zolfo (non metallo del VI gruppo A).
Il nome degli idracidi secondo la nomenclatura tradizionale si forma
facendo seguire al sostantivo "acido" l’aggettivo costruito prendendo il
nome del non metallo, seguito dalla desinenza -idrico.
La Nomenclatura Ufficiale IUPAC chiama questi composti ponendo il
suffisso –uro al nome del non-metallo seguito da idrogeno a sua volta
preceduto dal prefisso (1 mono; 2 di oppure bi; 3 tri; 4 tetra; 5 penta; 6
esa; 7 epta) che indica il numero di idrogeni presenti.
Ad esempio, la notissima formula chimica HCl rappresenta, secondo la
nomenclatura tradizionale, l’Acido Cloridrico; con la nomenclatura
IUPAC si chiamerà Cloruro di monoIdrogeno.
Formula
composto
Esempio
Nomenclatura tradizionale Nomenclatura IUPAC
HF
acido fluoridrico
HCl
acido cloridrico
H2S
acido solfidrico
HBr
acido bromidrico
HI
acido iodidrico
fluoruro di
monoidrogeno
cloruro di
monoidrogeno
solfuro di diidrogeno
bromuro di
monoidrogeno
ioduro di monoidrogeno
N.B.: Esiste un idracido nei composti ternari: HCN (acido cianidrico)
83
6.5.4 - Ossidi o Ossidi Basici
Sono composti binari formati da atomi di un metallo che si legano
con l'ossigeno (nox -2).
Si formano per la reazione di un metallo con l'ossigeno molecolare:
Metallo + O2 → Ossido
La reazione avviene velocemente con i metalli dei primi gruppi, che
presentano forte carattere metallico ed è più lenta con gli altri metalli.
Secondo la nomenclatura tradizionale, il nome degli Ossidi è formato
dalla parola "ossido" seguito dal nome del metallo; se il metallo presenta
diversi nox a quello maggiore viene attribuita la desinenza –ico, a quello
con nox minore la desinenza –oso.
Normalmente i metalli che formano ossidi non presentano un numero di
nox superiore a due unità.
In sintesi:
Me (Metallo) nox = + x
Esempio
Esempio
Me2Ox (Ossido di “nome del Metallo”)
Ricorda che per la scrittura di tutti i composti binari vale la regola
dell’incrocio studiata nel paragrafo 3.5.
Esempi:
Na (+1) Na2O (ossido di sodio)
Me(Metallo) nox = +x oppure +y con x <y
Me2Ox (Ossido nome del Metallo –oso)
Me2Oy (Ossido nome del Metallo –ico)
Cu (+1, +2)
Cu2O ossido rameoso
CuO ossido rameico
Secondo la nomenclatura ufficiale, il nome degli Ossidi è formato dalla
parola "ossido" preceduto dal prefisso (1 –mono; 2 –di; 3 –tri; 4 – tetra; 5
–penta;6 –esa; 7 –epta) che indica il numero di ossigeni presenti e seguito
dal nome del metallo, anch’esso preceduto dal prefisso che indica il
numero di atomi del metallo presenti nella formula.
Elemento
Li
Ca
Cu
L’ossido ferroso (sopra)
è una polvere nera.
L’ossido ferrico (sotto)
è il principale
componente della
ruggine.
Fonte: Wikipedia
84
Fe
Sn
nox
+1
+2
+1
+2
+2
+3
+2
+4
Formula Nome tradizionale Nome IUPAC
Li2O
Ossido di litio
Ossido di litio
CaO
Ossido di calcio Ossido di calcio
Cu2O
Ossido rameoso Ossido di dirame
CuO
FeO
Fe2O3
SnO
SnO2
Ossido rameico
Ossido ferroso
Ossido ferrico
Ossido stannoso
Ossido tannico
Ossido di rame
Ossido di ferro
Triossido di ferro
Ossido di stagno
Diossido di stagno
6.5.5 - Anidridi o Ossidi Acidi
Le anidridi sono composti binari formati da atomi di non metalli
legati con l'ossigeno.
Si formano per la reazione di un non-metallo con l'ossigeno molecolare:
Non Metallo + O2 → Anidride
La reazione è rapida con i non metalli che presentano forte carattere nonmetallico, più lenta con gli altri non-metalli.
Secondo la Nomenclatura Tradizionale il nome delle Anidridi è
formato dalla parola "anidride" seguito dal nome del non-metallo; se il
non-metallo presenta diversi nox a quello maggiore viene attribuita la
desinenza –ica, a quello a nox minore la desinenza –osa.
I non-metalli che formano anidridi presentano diversi nox e normalmente
non superiori a quattro valori
NMe (Non-Metallo) nox = + x Me2Ox (Anidride Non-Metallo-ica)
Esempio:
Boro (+3)
B2O3 (Anidride Borica)
NMe(Non-Metallo) nox = +x, oppure +y con x <y
N2Ox (Anidride Non-Metallo –osa)
N2Oy (Anidride NonMetallo –ica)
Esempio
Esempio:
Zolfo (+4, +6)
+4 < +6
SO2 (Anidride Solforosa) con lo zolfo +4
SO3 (Anidride Solforica) con lo zolfo +6
NMe(Non-Metallo) nox = +x, +y, +t con x valore minore rispetto a y ed y
valore minore rispetto a t (x<y<t)
NMe2Ox (Anidride ipo – NonMetallo –osa)
NMe2Oy (Anidride del Metallo –osa)
NMe2Ot (Anidride del Non-Metallo –ica)
Esempio
Esempio:
Iodio (+1, +5, +7)
I2O (Anidride ipoIodosa) I2 O5 (Anidride Iodica)
I2 O7 (Anidride Iodica o perIodica)
NMe(Non-Metallo) nox = +x, +y, +t, +z con x valore minore rispetto a y;
y valore minore rispetto a t e t valore minore rispetto a z (x<y<t<z)
NMe2Ox (Anidride ipo – NonMetallo –osa)
NMe2Oy (Anidride del NonMetallo –osa)
NMe2Ot (Anidride del NonMetallo –ica)
NMe2Oz (Anidride per- NonMetallo –ica
Esempio
85
Esempio
Esempio:
Cloro (+1,+3, +5, +7)
Cl2O (Anidride ipoClorosa) Cl2 O5 (Anidride Clorica) Cl2 O3 (Anidride Clorosa)
Cl2 O7 (Anidride perClorica)
Secondo la Nomenclatura Ufficiale IUPAC il nome delle Anidridi è
formato parola "ossido" preceduto dal prefisso (1 mono; 2 di; 3 tri; 4
tetra; 5 penta; 6 esa; 7 epta) che indica il numero di ossigeni presenti e
seguito dal nome del metallo, anch’esso preceduto dal prefisso che indica
il numero di atomi del metallo presenti nella formula.
Riassumendo:
Elemento nox Formula Nome tradizionale
B
C
S
P
Cl
+3
+4
+2
+4
+6
+3
+5
+1
+3
+4
+5
+7
B2O3
CO2
CO
SO2
SO3
P2O3
P2O5
Cl2O
Cl2O3
ClO2
Cl2O5
Cl2O7
Anidride borica
Anidride carbonica
Anidride carboniosa
Anidride solforosa
Anidride solforica
Anidride fosforosa
Anidride fosforica
Anidride ipoclorosa
Anidride clorosa
Diossido di cloro
Anidride clorica
Anidride perclorica
Nome IUPAC
Triossido di Boro
Diossido di carbonio
Monossido di carbonio
Diossido di zolfo
Triossido di zolfo
Triossido di difosforo
Pentossido di difosforo
Monossido di diCloro
Triossido di diCloro
Diossido di cloro
Pentossido di diCloro
Eptossido di diCloro
6.5.6 - Composti binari minori
Un tipo particolare di composti con ossigeno sono i Perossidi e i
superossidi
I perossidi sono composti in cui è presente il “gruppo perossido” (− O −
O −) unito ad elementi più elettropositivi. Nei perossidi ciascun atomo di
ossigeno presenta nox -1.
Il loro nome è formato dalla parola "perossido" seguito dal nome
dell'elemento legato.
Esempio
Perossido di idrogeno H2O2 (commercialmente chiamata acqua
ossigenata)
N. B: Esistono perossidi anche nei composti ternari: H2SO5
perossosolforico e K2 S2 O8 perossodisolfato
I superossidi sono composti contenenti lo ione superossido: O2l'Ossigeno ha nox di ossidazione -½ come ad esempio nel superossido di
potassio: KO2
86
SINTESI
87
6.6 - I COMPOSTI TERNARI
I composti ternari sono formati da atomi di tre elementi chimici.
Due importanti classi di composti ternari, gli idrossidi e gli acidi
ossigenati o ossiacidi, si formano per reazione tra gli Ossidi e le Anidridi
e l'acqua. Questi nuovi composti oltre a contenere ossigeno contengono
anche idrogeno.
Un composto ternario che contenga
idrogeno e ossigeno viene scritto in modo
diverso a seconda che presenti un
carattere acido o basico.
se si tratta di un acido vengono messi in evidenza gli atomi di idrogeno,
scrivendo per primo l'idrogeno seguito dal simbolo chimico del non
metallo X ed infine dall'ossigeno.
ACIDO OSSIGENATO HxXyOz
se si tratta di un idrossido vengono messi in evidenza i gruppi ossidrili
(-OH), scrivendo per primo il simbolo dell'elemento metallico Y seguito
da tanti gruppi ossidrili racchiusi tra parentesi tonde, quanti ne richiede il
numero di ossidazione "n" del metallo.
IDROSSIDO Y(OH)n
Alcuni composti possono comportarsi come acido o come base, a
seconda delle sostanze con cui reagiscono e per questo sono detti
composti anfoteri. La loro formula chimica può essere quindi scritta
come quella di un acido o come quella di un idrossido in relazione al
particolare comportamento che presentano in una data reazione.
6.6.1 - Idrossidi
Gli idrossidi sono composti ternari formati da un metallo, da ossigeno
e da idrogeno.
Essi si formano quando un ossido reagisce con una o più molecole
d'acqua:
L’Idrossido rameico è
un solido blu chiaro.
Fonte: Wikipedia
88
Ossido + acqua → Idrossido
Queste sostanze hanno carattere basico più o meno spiccato: questo
significa che esse, quando vengono poste in acqua, tendono a liberare
ioni ossidrile - OH-. Questo comportamento, è legato alla presenza, nella
molecola, di atomi di un metallo che rendono polare il legame con i
gruppi ossidrilici (OH-).
Sull'atomo di ossigeno dell'ossidrile si intensifica in tal modo la parziale
carica negativa, mentre sul metallo si forma una parziale carica positiva,
che, una volta in acqua, ne facilita la liberazione come catione e la
separazione dei gruppi OH-.
Secondo la Nomenclatura Tradizionale il nome degli Idrossidi si
ottiene da quello dell'ossido corrispondente, sostituendo il termine
"idrossido" al termine "ossido".
NaOH
Fe(OH)2
Idrossido di Sodio
Idrossido Ferroso il Fe ha nox = +2
Fe(OH)3 Idrossido Ferrico il Fe ha nox = +3
Esempio
Secondo la Nomenclatura Ufficiale IUPAC il nome degli Idrossidi è
formato dalla parola "idrossido"preceduto dal prefisso (1 mono; 2 di; 3
tri; 4 tetra; 5 penta;6 esa; 7 epta) che indica il numero di ossidrili
presenti, seguito dal nome del metallo.
NaOH monoIdrossido di Sodio, il sodio ha nox +1
Fe(OH)2 diIdrossido di Ferro, il ferro ha nox +2
Fe(OH)3 triIdrossido di Ferro il ferro ha nox +3
Esempio
Per costruire la formula di un idrossido, è sufficiente far seguire al
simbolo del metallo tanti gruppi ossidrile quanti ne richiede il numero di
ossidazione del metallo.
Ad esempio dall'ossido di sodio si ottiene l'idrossido di sodio
Esempi
(Na nox=+1)
Na2O + H2O → 2NaOH
mentre dall'ossido di calcio si ottiene l'idrossido di calcio
(Ca nox=+2)
CaO + H2O → Ca(OH)2
e dall'ossido rameico si ottiene l'idrossido rameico
(Cu nox= +1;+2)
Cu2O + H2O → 2Cu(OH)2
6.6.2 - Acidi Ossigenati o Ossiacidi
Gli idrossidi sono composti ternari formati da un non-metallo, da
ossigeno e da idrogeno.
Essi si formano si formano facendo reagire un'anidride con una o più
molecole d'acqua.
Anidride + acqua → Acido
89
Queste sostanze hanno carattere acido più o meno spiccato: questo
significa che esse, quando vengono poste in acqua, tendono a liberare
ioni idrogeno - H+.
Questo comportamento è legato alla presenza nella molecola di atomi di
un non metallo, elemento elettronegativo che attirando gli elettroni di
legame li allontana dagli atomi di idrogeno, indebolendo quindi il
legame. Sugli atomi di idrogeno si forma una parziale carica positiva che
ne facilita la liberazione in acqua come ioni H+. Per questo si parla di
acidi quando essi sono presenti in acqua.
Esempi
Esempi:
SO2 + H2O → H2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Secondo la Nomenclatura Tradizionale il nome degli Ossiacidi si
ottiene da quello dell'anidride corrispondente, sostituendo il termine
"acido" al termine "anidride".
H2SO3
Acido Solforoso, lo zolfo ha nox = +4
Secondo la Nomenclatura Ufficiale IUPAC il nome degli Ossiacidii è
formato dalla parola "acido" seguito da “osso” a sua volta preceduto dal
prefisso (1 mono; 2 di; 3 tri; 4 tetra; 5 penta;6 esa; 7 epta) che indica il
numero di atomi di ossigeno presenti, seguito dal nome del non-metallo
sempre con il suffisso -ico, a cui si pone tra parentesi il numero di
ossidazione del non-metallo scritto con numero romano.
H2SO3 Acido triossoSolforico (IV), lo zolfo ha nox = +4
H2SO4 Acido tetraossoSolforico (VI), lo zolfo ha nox = +6
Acidi meta - piro - orto
Le anidridi di alcuni elementi non metallici, come fosforo, arsenico,
antimonio, boro, silicio, possono reagire con un diverso numero di
molecole di acqua e formare ossiacidi che sono indicati con i prefissi
meta, piro, orto.
In particolare si usa il prefisso
✓ meta se all'anidride si aggiunge 1 molecola di acqua,
✓ piro se si aggiungono 2 molecole d'acqua,
✓ orto se se ne aggiungono 3 molecole d'acqua
Esempi
Esempi:
P2O3 + H2O → H2P2O4 = 2HPO2 acido metafosforoso
acido diossoFosforico (III)
P2O3 + 2H2O → H4P2O5 90
acido pirofosforoso
acido pentossodiFosforico (III)
P2O3 +3H2O → H6P2O6 = 2H3PO3 acido ortofosforoso
acido triossoFosforico (III)
P2O5 + H2O → H2P2O6 = 2HPO3 acido metafosforico
acido triossoFosforico(V)
P2O5 + 2H2O → H4P2O7 acido pirofosforico
acido eptaossodiFosforico(V)
N.B.
L’acido ortofosforico è
utilizzato come correttore
di acidità nelle bevande
gassate come quelle a
base di cola.
P2O5 +3H2O → H6P2O8 = 2H3PO4
acido ortofosforico
acido tetraossoFosforico(V)
B2O3 + H2O → H2B2O4 = 2HBO2 acido metaborico
acido diossoBorico (III)
B2O3 +3H2O → H6B2O6 = 2H3BO3 acido ortoborico
acido triossoBorico (III)
SiO2 + H2O → H2SiO3 acido metasilicico
acido triossoSilicico (IV)
SiO2 + 2 H2O → H4SiO4 L’acido borico in
soluzione acquosa
diluita al 3-5% è
utilizzato come
disinfettante.
Fonte: Wikipedia
acido ortosilicico (eccezione)
acido tetraossoSilicico(IV)
Poliacidi
Si possono considerare derivati dalla reazione tra due o più molecole
di anidridi con una o più molecole di acqua.
La nomenclatura tiene conto del numero di atomi del non metallo che
caratterizza il composto
Esempi:
2 CrO3 + H2O → H2Cr2O7 acido bicromico
acido eptaossodiCromico (VI)
Esempi
3 SiO2 + 2H2O → H4Si3O8 acido trisilicico
acido ottaossotriSilicico (IV)
2 B2O3 + H2O → H2B4O7 acido tetraborico
acido eptaossotetraBorico (III)
91
6.7 - DISSOCIAZIONE E IONIZZAZIONE
6.7.1 - Dissociazione di un idrossido (Base)
Un idrossido nella cui formula è presente un solo gruppo ossidrile è detto
monoprotico, se i gruppi ossidrili sono due è detto biprotico etc.
Un idrossido monoprotico come l'idrossido di potassio si dissocia in
acqua in questo modo:
KOH + H2O → K+acq + OH-acq
con la scrittura “acq” (oppure “aq”) posta in basso a destra, si indica che
gli ioni sono attorniati da molecole di acqua, cioè sono in soluzione
acquosa.
Un idrossido poliprotico presenta tante dissociazioni quanti sono i gruppi
ossidrile contenuti nella sua molecola.
L'idrossido di calcio può dare teoricamente due dissociazioni
Ca(OH) 2 + H2O → CaOH+acq + OH -acq
CaOH+acq + H2O → Ca2+acq + OH -acq
Gli idrossidi (basi) “forti” sono dei composti che in acqua si dissociano
completamente: l’idrossido di calcio è una base forte, è totalmente
dissociato, quindi la reazione di dissociazione si scriverà in forma
sintetica:
Ca(OH)2 + H2O → Ca2+acq + 2OH -acq
L’idrossido di rame, invece, è una base meno forte: quando si scrive la
reazione di dissociazione è meglio scrivere entrambe le singole
dissociazioni:
Cu(OH)2 + H2O → CuOH+acq + OH -acq
CuOH+acq + H2O → Cu2+acq + OH -acq
Un idrossido si dice forte quando in
soluzione acquosa è completamente o quasi
completamente dissociato in cationi e ioni;
un idrossido si dice debole quando la
dissociazione è solo parziale.
La forza di un idrossido si può prevedere in linea di massima,
osservando se il metallo appartiene o meno ad uno dei primi gruppi
chimici.
In generale un idrossido è forte quando il metallo che lo forma è un
metallo alcalino o alcalino-terroso: così mentre l'idrossido di rame è
debole, l'idrossido di sodio o quello di calcio è forte
92
6.7.2 - Ionizzazione di un acido
Un acido le cui molecole sono formate da un solo atomo di idrogeno è
detto monoprotico, se gli atomi di idrogeno sono due è detto biprotico
etc.
Un acido monoprotico come l'acido nitrico si ionizza in acqua nel modo
seguente:
HNO3 + H2O → H+acq + NO3-acq
Un acido poliprotico presenta invece tante ionizzazioni quanti sono gli
atomi di idrogeno contenuti nella sua molecola. L'acido carbonico, ad
esempio, può dare due ionizzazioni:
H2CO3 + H2O→ H+acq + HCO3-acq
HCO3- + H2O→ H+acq + CO32-acq
Naturalmente è possibile scrivere l'intera ionizzazione in forma sintetica:
H2CO3 + H2O → 2H+acq + CO32-acq
Un acido si dice forte quando in soluzione
acquosa è molto o completamente
dissociato in anioni e ioni H+,
un acido si dice debole quando la
ionizzazione non è completa.
La forza di un acido si può prevedere osservando il numero di atomi di
idrogeno e di ossigeno presenti nella sua molecola. In generale, può
ritenersi forte quando la differenza tra il numero di atomi di ossigeno ed
il numero di atomi di idrogeno è uguale o maggiore di due, debole in
caso contrario. Così mentre l'acido carbonico H2CO3 (3 - 2 = 1) è debole,
l'acido nitrico HNO3 (3 - 1 = 2) è forte.
6.8 - I SALI
I sali sono composti chimici che derivano dagli acidi per sostituzione
di uno o più ioni H+ con cationi metallici.
I sali sono composti che possono presentare solubilità diverse in acqua:
alcuni sono molto solubili, altri poco solubili ma la frazione di un sale
che si scioglie in acqua è comunque totalmente dissociata negli ioni che
lo costituiscono.
Per costruire la formula chimica di un sale è necessario:
1. procedere alla ionizzazione dell'acido,
2. sostituire agli ioni H+ il catione metallico,
3. scrivere gli opportuni indici, in modo da rendere neutra la molecola
(si utilizzerà il nox del metallo come indice dell'anione e viceversa),
4. procedere alla eventuale semplificazione degli indici.
93
Esempio
Esemplifichiamo la procedura costruendo il sale di sodio dell'acido
cloridrico
1. ionizziamo l'acido cloridrico
HCl → H+ + Cl2. lo ione sodio Na+ va a prendere il posto degli atomi di idrogeno
Na Cl
3. il nox del sodio (+1) diventa l'indice dell'anione, mentre il nox
dell'anione (-1) diventa l'indice del catione.
Il sale di sodio dell’acido cloridrico sarà quindi NaCl
Esempio
Proviamo ora a costruire il sale di calcio dell'acido solforico
1. ionizziamo l'acido solforico
H2SO4 → 2H+ + SO42-
Il solfato di calcio CaSO4
è chiamato anche gesso.
Fonte: Wikipedia
2. lo ione calcio Ca2+ va a prendere il posto degli atomi di idrogeno
CaSO4
3. il nox del calcio (+2) diventa l'indice dell'anione, mentre il nox
dell'anione (-2) diventa l'indice del catione.
Ca2(SO4)2
4. si procede quindi alla semplificazione
CaSO4
Il sale di calcio dell’acido solforico sarà quindi CaSO4
I sali si possono formare sia utilizzando un anione proveniente da un
acido completamente dissociato, ed in tal caso sono detti sali neutri, sia
da un acido parzialmente dissociato. In tal caso l'anione possiede ancora
atomi di idrogeno nella sua molecola e il sale che si forma è detto sale
acido.
Esempio
Ad esempio l'acido ortofosforico può formare tre tipi di sali utilizzando
gli anioni provenienti dalle tre ionizzazioni successive
H3PO4 → H+ + H2PO4- anione biacido
H2PO4- → H+ + HPO42- HPO42- → H+ + PO43-
anione monoacido
anione neutro
Se vogliamo costruire i tre sali di alluminio utilizzando i tre anioni,
sapendo che Al ha nox + 3
La fluorite è un minerale
formato da fluoruro di
calcio CaF.
Fonte: Wikipedia
94
Al(H2PO4)3 Al2(HPO4)3 Al3(PO4)3 sale biacido
sale monoacido
sale neutro
Nella Nomenclatura Tradizionale i nomi dei sali derivano dagli anioni
derivanti dalle possibili ionizzazioni degli acidi corrispondenti, ai quali si
devono cambiare le desinenze, secondo lo schema seguente:
- IDRICO
▶
- URO
- OSO
- ICO
▶
▶
- ITO
- ATO
ed aggiungendo il nome del metallo con l’uso del suffisso –oso oppure –
ico se il metallo stesso ha diversi nox: in particolare nox minore (suffisso
–oso) nox maggiore (suffisso –ico)
NaCl
L’anione Cl- deriva dall’acido Cloridrico, quindi è chiamato Cloruro: il
sale si chiamerà Cloruro di sodio
Esempi
FeCl2
L’anione Cl- deriva dall’acido Cloridrico, quindi è chiamato Cloruro: il
sale si chiamerà Cloruro Ferroso in quanto il Ferro ha nox +2
FeCl3
L’anione Cl- deriva dall’acido Cloridrico, quindi è chiamato Cloruro: il
sale si chiamerà Cloruro Ferrico in quanto il Ferro ha nox +3
CaSO3
L’anione SO3-- deriva dall’acido Solforoso, quindi è chiamato Solfito:
il sale si chiamerà Solfito di Calcio
FeSO3
L’anione SO3-- deriva dall’acido Solforoso, quindi è chiamato Solfito: il
sale si chiamerà Solfito Ferroso in quanto il Ferro ha nox +2
Fe2(SO3)3
L’anione SO3-- deriva dall’acido Solforoso, quindi è chiamato Solfito: il
sale si chiamerà Solfito Ferrico in quanto il Ferro ha nox +3
K2CO3
L’anione CO3-- deriva dall’acido Carbonico, quindi è chiamato
Carbonato: il sale si chiamerà Carbonato di Potassio
SnCO3
L’anione CO3-- deriva dall’acido Carbonico, quindi è chiamato
Carbonato: il sale si chiamerà Carbonato Stannoso; in quanto lo Stagno
ha nox +2
95
Esempio
Sn(CO3)2
L’anione CO3-- deriva dall’acido Carbonico, quindi è chiamato
Carbonato: il sale si chiamerà Carbonato Stannico; in quanto lo Stagno
ha nox +4
Secondo la Nomenclatura Ufficiale IUPAC i nomi dei sali si formano
dagli anioni derivanti dalle possibili dissociazioni degli acidi
corrispondenti cambiando le desinenze secondo lo schema seguente:
✴ si indica il numero di ossidazione del non- metallo
✴ si antepone, nel caso di Sali contenenti ossigeno, la parola
“osso”preceduta dal prefisso (1 mono; 2 di; 3 tri; 4 tetra; 5 penta;6
esa; 7 epta) che indica il numero di ossigeni presenti
✴ si aggiunge il nome del metallo preceduto dal prefisso numerico che
indica il numero di metalli presenti con l’indicazione del nox dello
stesso metallo.
Esempi
NaCl
l’anione Cl- deriva dall’acido Cloridrico, quindi è chiamato Cloruro: il
sale si chiamerà monoCloruro di sodio
FeCl2
l’anione Cl- deriva dall’acido Cloridrico, quindi è chiamato Cloruro: il
sale si chiamerà diCloruro di Ferro (II)
FeCl3
l’anione Cl- deriva dall’acido Cloridrico, quindi è chiamato Cloruro: il
sale si chiamerà triCloruro di Ferro (3)
CaSO4
l’anione SO4-- deriva dall’acido Solforico, quindi è chiamato Solfato: il
sale si chiamerà triossoSolfato (4) di Calcio
FeSO3
l’anione SO3-- deriva dall’acido Solforoso, quindi è chiamato Solfato: il
sale si chiamerà triossoSolfato (IV) di Ferro (II)
Fe2(SO4)3
l’anione SO4-- deriva dall’acido Solforico, quindi è chiamato Solfato: il
sale si chiamerà triossoSolfato (IV) di diFerro (II)
K2CO3
l’anione CO3-- deriva dall’acido Carbonico, quindi è chiamato
Carbonato: il sale si chiamerà triossoCarbonato(4)di diPotassio
96
SnCO3
l’anione CO3-- deriva dall’acido Carbonico, quindi è chiamato
Carbonato: il sale si chiamerà triossoCarbonato (4) di Stagno (2)
Sn(CO3)2
l’anione CO3-- deriva dall’acido Carbonico, quindi è chiamato
Carbonato: il sale si chiamerà triossoCarbonato (4) di Stagno (4)
Per gli anioni non neutri (sali acidi in quanto non tutti gli atomi di
Idrogeno sono stati allontanati dall’acido), derivanti da acidi poliprotici
la loro nomenclatura sarà:
Nomenclatura Tradizionale (che indicheremo con N.T.)
Nomenclatura Ufficiale (IUPAC)(che indicheremo con N.U.)
KHCO3 l’anione deriva dall’acido Carbonico: HCO3-
Esempi
IdrogenoCarbonato di Potassio (N.T.)
triossoIdrogenoCarbonato (4) di Sodio(N.U.)
Fe(HSO3)2 l’anione deriva dall’acido Solforoso: HSO3IdrogenoSolfito Ferroso (N.T.)
monoIdrogenotriossoSolfato (4) di Ferro (2) (N.U.)
Fe(H2PO4)3 anione derivante (dall’acido ortoFosforico)H2PO4
IdrogenoortoFosfatoFerrico (N.T.)
diIdrogenotetraossoFosfato(5)di Ferro(3) (N.U.)
Alcuni sali acidi utilizzano ancora la vecchia denominazione.
Ad esempio il carbonato monoacido di sodio NaHCO3 è detto anche
bicarbonato di sodio
Il solfato ferroso
FeSO4 (sopra) è un
solido blu-verde
inodore. E’ nocivo.
Il solfato ferrico (sotto)
Fe2(SO4)3 è un solido
bruno-giallo, inodore.
Fonte: Wikipedia
97
SINTESI
98
ESERCIZI DI FINE MODULO
1. Associare i prefissi con i numeri
epta
tetra
mono
deca
esa
tri
di
penta
2. Scrivere i nomi dei seguenti ossidi con la Nomenclatura Tradizionale e IUPAC
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
Na2O
CaO
FeO
Fe2O3
Al2O3
K2O
CuO
Cu2O
3. Dare il nome Tradizionale e IUPAC alle seguenti Anidridi
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
SO2
SO3
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
CO
CO2
N2O3
N2O5
As2O5
99
4. Associa i seguenti idrossidi con i relativi nomi.
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
Pb(OH)2
Idrossido Rameoso
diidrossido di Rame
Fe(OH)2
Idrossido Ferrico
monoidrossido di Rame
Fe(OH)3
Idrossido Piomboso
diidrossido di Rame
CuOH
Idrossido Rameico
diidrossido di Piombo
Cu(OH)2
Idrossido Ferroso
diidrossido di Ferro
5. Dare il nome Tradizionale e IUPAC ai seguenti idracidi
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
HCl
HF
HBr
HI
H2S
6. Associa i seguenti Acidi Ossigenati con il relativo nome attraverso o nome attraverso la
nomenclatura universale (IUPAC)
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
H2SiO3
acido Fosforico
acido tetraossoFosforico(V)
H2CO3
acido Solforico
acido triossoSilicico (IV)
H2SO4
acido Carbonico
acido triossoCarbonico (IV)
H3PO3
acido Nitrico
acido triossoNitrico (V)
H2SO3
acido Solforoso
acido triossoSolforico (IV)
H3PO4
acido Fosforoso
acido triossoFosforico (III)
HNO3
acido Nitroso
acido diossoNitrico (III)
HNO2
acido Silicico
acido triossoSilicico (IV)
7. L'ossido di potassio, reagendo con l'acqua, forma:
a. un sale
b. una soluzione basica
c. una soluzione acida
d. potassio libero
e. non avviene nessuna reazione
100
8. Negli ossiacidi inorganici:
a. gli atomi di idrogeno acidi sono legati sempre all'atomo centrale
b. gli atomi di idrogeno acidi presentano legami ionici con gli atomi di ossigeno
c. gli atomi di idrogeno acidi sono legati in modo covalente agli atomi di ossigeno
d. il legame tra idrogeno e ossigeno è un legame a ponte di idrogeno
e. l'atomo centrale ha carattere spiccatamente metallico
9. Il nitrito ferrico si ottiene dalla reazione tra:
a. acido nitrico + idrossido ferroso
b. acido nitrico + idrossido ferrico
c. acido nitroso + idrossido ferroso
d. acido nitroso + ossido ferroso
e. acido nitroso + idrossido ferrico
10. ESERCIZIO GUIDATO
In ciascun enunciato c’è qualcosa di sbagliato. Indicare il nome o la formula corretti
nome corretto
formula corretta
BaCl è detto cloruro di bario
Il solfuro di sodio ha la
formula (Na)2SO3
Il solfato di ferro (II) ha la
formula Fe2(SO4)3
Il carbonato di cesio ha la
formula Cs2(CO3)
a)
b)
c)
d)
Risoluzione:
La carica dello ione Ba2+ quindi dovrà essere neutralizzata da 2 ioni ClVi sono due errori. Lo ione sodio è monoatomico e quindi non richiede parentesi. Lo ione solfuro è
S2-, non SO32- (detto “solfito”). La formula corretta è Na2S.
I numeri in parentesi si riferisce alla carica dello ione, non al numero di ioni nella formula.. Fe2+ è il
catione; è quindi necessario 1 ione SO42- per neutralizzare la sua carica. La formula corretta è FeSO4.
Le parentesi non sono necessarie quando è presente soltanto una specie di ione poliatomico. La
formula corretta è Cs2CO3.
11. Scrivere le formule per i nomi, o i nomi per le formule, dei seguenti acidi:
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
acido clorico
HF
acido nitroso
acido solforoso
HBrO
101
12. Spiegare perché la seconda parte di ciascun enunciato è sbagliata e correggerla:
CORREZIONE
Il fosfato di Litio è (Li)4PO4
L’idrossido di alluminio è AlOH3
Mg(HCO3) è il carbonato di manganese(II)
Cr(NO3)3 è il nitruro cromico(III)
Ca(NO2)2 è il nitrato di cadmio
13. ESERCIZIO GUIDATO
Determinare i nomi dei seguenti anioni e i nomi e le formule degli acidi da cui derivano:
IONE
NOME DELL’ANIONE
FORMULA DELL’ACIDO
BrIO3CNSO42NO2Risoluzione:
a) L’anione è lo ione bromuro; l’acido è l’acido bromidrico HBr.
b) L’anione è lo ione iodato; l’acido è l’acido iodico HIO3.
c) L’anione è lo ione cianuro; l’acido è l’acido cianidrico HCN.
d) L’anione è lo ione solfato; l’acido è l’acido solforico H2SO4.
e) L’anione è lo ione nitrito; l’acido è l’acido nitroso HNO2
14. ESERCIZIO GUIDATO
Rispondere alle seguenti domande:
a) Qual è la formula del disolfuro di carbonio?
b) Qual è il nome di PCl5?
c) Si scrivano il nome e la formula del composto le cui molecole sono costituite da 2 atomi di N e da 4
atomi di O.
Risoluzione:
a) Il prefisso di- significa “due”. La formula è CS2.
b) P è il simbolo del fosforo; ci sono 5 atomi di cloro, che sono indicati dal prefisso penta-. Il nome è
pentacloruro di fosforo.
c) L’azoto (N) è scritto per primo nella formula (numero del gruppo più basso). La formula del composto
è N2O4; il nome è tetraossido di diazoto (ipoazotide).
102
15. Scrivere il nome o la formula:
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
SO3
monossido di diazoto
SiO2
anidride nitrica
16. ESERCIZIO GUIDATO
Spiegare cosa c’è di sbagliato nel nome o nella formula nella seconda parte di ciascun enunciato e la
si corregga:
a) SF4 è il pentafluoruro di monozolfo.
b) La formula dell’eptaossido di dicloro è Cl2O6.
c) N2O3 è il diazotriossido.
Risoluzione:
a) Vi sono due errori. Il prefisso per “quattro” è tetra-, non penta-; il prefisso mono- non è necessario se
c’è soltanto un atomo del primo elemento. Il nome corretto è tetrafluoruro di zolfo.
b) Il prefisso epta- indica “sette”, non “sei”. La formula corretta è Cl2O7.
c) È necessario il nome completo del primo elemento nella formula, che deve comparire per secondo nel
nome del composto. Il nome corretto è triossido di diazoto.
17. Spiegare cosa c’è di sbagliato nella seconda parte dell’enunciato e correggerla:
CORREZIONE
S2Cl2 è il dicloruro disolforoso
La formula del monossido di azoto è N2O
BrCl3 è il bromuro di tricloro
18. Dare i nomi ai seguenti composti:
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
CaS
NaF
AlBr3
Mg2C
103
19. Dare i nomi ai seguenti composti sia con il vecchio metodo sia con il sistema IUPAC:
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
CrCl3
Mn2O3
Hg2Cl2
CuO
SnO2
PbS
P2O5
20. Dare il nome ai seguenti composti sia con il vecchio metodo sia con il sistema IUPAC:
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
NaNO2
K3PO4
FeCO3
KMnO4
BaSO4
Fe2(CO3)3
21. Dare il nome ai seguenti composti sia con il vecchio metodo sia con il sistema IUPAC:
Formula
Nome Tradizionale
SiO2
ClF3
XeF4
N2O5
22. Individuare la formula dell'acido ipocloroso:
a) HClO
b) HClO2
c) HClO3
d) HClO4
23. La formula NO3 rappresenta il composto: a) anidride nitrosa
b) anidride nitrica
c) ossido di azoto
d) ossido di stagno
104
Nome IUPAC
24. Scrivere le formule o i nomi negli spazi bianchi:
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
fosfato monosodico
seleniuro di litio
ioduro di sodio
solfato cromico
cianuro di nichel (II)
ossido di manganese(III)
solfuro stannico
pentafluoruro di antimonio
25. Qual è la formula dell'idrossido mercuroso? 27. Individuare la formula errata fra le seguenti
proposte
a) Hg(OH) 2
a) Na3PO3
b) Hg(OH)
b) Li2SO3
c) HgOH
c) Hg2O
d) Hg(OH)4
d) HCO3
26. Individuare l’acido piro
28. Individuare il sale che non esiste
a) H3CO3
a) Carbonato acido di Sodio
b) HBO2
b) Nitrito basico di Calcio
c) H4P2O7
c) Solfuro acido di Calcio
d) H3AsO4
d) Cloruro basico d’Argento
29. ESERCIZIO GUIDATO
Determinare i nomi per le formule, o le formule per i nomi, dei seguenti composti:
a) Fe(ClO4)2
b) Solfito di sodio
c) Ba(OH)2 · 8H2O
Risoluzione:
a) ClO4- è lo ione perclorato; poiché ha carica -1, il catione deve essere Fe2+. Il nome è perclorato di
ferro (2) oppure con nomenclatura ufficiale tetraossoClorato(7) di Ferro(2). (Il nome comune è
perclorato ferroso).
b) Lo ione sodio è Na+; lo ione solfito è SO32-. Perciò, 2 ioni Na+ neutralizzano 1 ione SO32-. La formula
è Na2SO3.
c) Ba2+ è lo ione bario; OH- è lo ione idrossido. In ciascuna unità formula vi sono 8 (octa- oppure otta-)
molecole d’acqua. Il nome è idrossido di Bario octa oppure ottaidrato.
105
30. Scrivere le formule o i nomi negli spazi bianchi:
Formula
Nome Tradizionale
Nome IUPAC
nitrato di alluminio
solfuro stannoso
carbonato di potassio
solfato cromico
solfuro di molibdeno (IV)
tricloruro di boro
fosfuro di calcio
cloruro di stagno (IV)
tetraossosolfato (VI) di rame (II)
triossocarbonato (IV) di ferro (II)
triossocarbonato (IV) di ferro (II)
triossosolfato (IV) di disodio
diossoclorato (III) di potassio
tetraossosolfato (IV) di di rame (I)
Sn(BrO4)4
KClO
CaCO3
Cu2SO4
Na2SO4
Sn(BrO)2
anidride nitrica
carbonato di calcio
ossido mercurico
perclorato di potassio
diidrossido di magnesio (II)
solfuro di stronzio (II)
cloruro rameico
106