Ominide 11 punti

Nomenclatura dei composti chimici organici e inorganici

Nomenclatura tradizionale e nomenclatura sistematica (IUPAC)
La nomenclatura ha origine dalla distinzione degli elementi in metalli e non metalli. Da qui si fanno derivare due serie parallele di composti (serie basica e serie acida).
O2 H2O
Metallo Ossido (basico) Idrossido (base)

O2 H2O non Metallo Anidride (Ossido acido) Acido (Ossiacido)


La nomenclatura tradizionale si basa sull’uso di prefissi e suffissi correlati allo stato di ossidazione degli atomi.

La nomenclatura iupac ha l’obiettivo di rendere immediatamente evidenti il numero di atomi o gruppi chimici presenti in una molecola, facendoli precedere da opportuni prefissi moltiplicativo (che coincidono ovviamente con il loro indice).

Nella tabella seguente sono riportati alcuni prefissi moltiplicativi


1 mono 11 undeca
2 di (bis) 12 dodeca
3 tri (tris) 13 trideca
4 tetra (tetrakis) 14 tetradeca
5 penta (pentakis) 15 pentadeca
6 esa (esakis) 16 esadeca
7 epta (eptakis) 17 eptadeca
8 octa (octakis) 18 octadeca
9 nona (nonakis) 19 nonadeca
10 deca (decakis) 20 icosa
(octa=otta, epta=etta)


Numero di ossidazione (n.o.) o stato di ossidazione.

Si definisce numero di ossidazione o stato di ossidazione la carica, reale o formale, che acquista un atomo quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo.


La carica è reale nei composti ionici ed in tal caso coincide con il numero di cariche portate dallo ione.
Ad esempio nel cloruro di sodio NaCl, costituito da uno ione sodio Na+ e da uno ione cloro Cl-, il sodio presenta n.o.+1, mentre il cloro presenta n.o.-1.

La carica è formale nei composti covalenti. Ad esempio nell'acqua H2O, gli elettroni di legame vengono assegnati all'ossigeno più elettronegativo, il quale assume perciò convenzionalmente 2 cariche negative e presenta n.o. -2. Ciascuno dei due idrogeni presenta quindi n.o. +1.

Il numero di ossidazione si scrive sopra il simbolo chimico sotto forma di numero relativo
+4
Pb

Lo stato di ossidazione si scrive ad esponente del simbolo chimico o racchiuso tra parentesi tonde come numero romano PbIV Pb(IV)

Ciascun elemento chimico può presentare più di un numero di ossidazione.

Vengono date di seguito alcune regole per l'attribuzione dei numeri di ossidazione.

• il n.o. delle sostanze elementari (H2, O2, Na, Cu 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.

• Il n.o. di uno ione è pari alla sua carica

Ca2+ (no +2) Al3+ (n.o. +3) S2- (n.o. -2)

• L'idrogeno presenta sempre n.o. +1 tranne che quando si lega direttamente con metalli più elettropositivi (idruri), ed in cui ha dunque n.o. -1.

• L'ossigeno ha sempre no -2 tranne quando forma un legame covalente puro con se stesso (perossidi –O-O-) dove presenta n.o. -1. (secondo quanto previsto dalla regola numero 1 gli elettroni del legame tra atomi uguali non vanno attribuiti, mentre viene attribuito all'ossigeno l'altro elettrone utilizzato per legarsi ad altri elementi)

• il fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo della tabella periodica, ed avendo bisogno di un solo elettrone per raggiungere l'ottetto, ha sempre n.o. -1

• Gli altri elementi del VII gruppo A hanno anch'essi no -1, tranne quando si legano con elementi più elettronegativi, come ad esempio l'ossigeno, in tal caso presentano nox positivi.

• In generale il n.o. più elevato di un elemento corrisponde al numero d'ordine del gruppo cui appartiene. Così gli elementi del primo gruppo presentano n.o. +1, quelli del secondo +2, quelli del terzo +3 e così via fino agli elementi del settimo gruppi che presentano come n.o. più elevato +7.

• sempre in generale, quando un elemento presenta più di un n.o., il valore di quest'ultimo diminuisce di 2 unità alla volta.
Così gli elementi del VII gruppo oltre al no.. +7 possono presentare no +5, +3, +1, -1.
gli elementi del VI gruppo oltre al no + 6 possono presentare n.o. +4, +2, -2.

• In una specie chimica neutra la somma dei n.o. di tutti gli atomi che la compongono deve sempre essere nulla.

• In uno ione poliatomico la somma dei n.o. dei diversi atomi deve sempre essere pari alla carica totale dello ione.

Le ultime due regole ci permettono, partendo da una formula chimica, di calcolare il numero di ossidazione incognito della maggior parte degli elementi.
Ad esempio:
1. calcoliamo il numero di ossidazione dello zolfo S nell'anidride solforosa SO2, procediamo come segue:

-2
SO2 ciascun atomo di ossigeno presenta n.o. -2; complessivamente i due atomi presentano n.o. -4; indico con x i n.o. di S
x-4=0 x=+4 affichè la somma dei n.o. sia zero lo zolfo deve presentare nox + 4

+4 -2
SO2

2. Calcoliamo il n.o.del carbonio nello ione poliatomico ( H C O3)-

+1 x -2
( H C O3)- i tre atomi di ossigeno presentano complessivamente no - 6,
l'idrogeno presenta no + 1.
(-6+x+1) = -1 x= +4 Affinchè la somma di tutti i no dia la carica complessiva dello ione
pari a -1, il carbonio deve presentare no +4.

+1+4-2
( H C O3)-

3. Calcoliamo il n.o.del fosforo nel composto H4P2O7

+1+2x -2
H4P2 O7
i sette atomi di ossigeno presentano complessivamente n.o. – 14

l'idrogeno presenta complessivamente n.o. + 4.
(14+2x+4) = -1 2 x = -10
x=+5 Affinchè la somma algebrica dei n.o. sia zero , P2 deve presentare
n.o.+ 10 pertanto ogni atomo di fosforo deve presentare n.o. +5
+1+5 -2
H4P2 O7


Regole per la costruzione dei composti binari

I composti binari sono formati da due soli elementi chimici.
Convenzionalmente si scrivono ponendo per primo l'elemento meno elettronegativo, seguito dall'elemento più elettronegativo.
Vi sono comunque eccezioni a tele regola di cui diremo
Il simbolo di ciascun elemento è seguito da un numero a pedice, detto indice, che indica quanti atomi di quell' elemento sono presenti nel composto.
Gli indici sono apposti in modo tale che, sommando i rispettivi no.., la molecola risulti neutra. Per calcolare gli indici in modo semplice è sufficiente utilizzare il no.. del primo elemento come indice del secondo e viceversa.

Ad esempio se vogliamo scivere la formula di un composto binario formato da un elemento A il cui numero di ossidazione sia +2 e da un composto B il cui numero di ossidazione sia -3, otterremo

+2 -3
A + B = A 3B2

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.
Qualora dopo aver calcolato gli indici questi risultino divisibili per uno stesso numero, gli indici vanno semplificati, tranne alcuni casi particolari (vedi ad esempio alcuni perossidi).

Fanno eccezione alcuni composti, la cui formula è necessario conoscere, come ad esempio il perossido di idrogeno, H2O2, in cui gli indici non vanno semplificati.

Sali


Ossidi basici

Gli ossidi sono composti chimici che si ottengono dalla reazione di un metallo con l’ossigeno.


Metallo + O2 → ossido

La loro formula si scrive facendo seguire al simbolo del metallo quello dell’ossigeno. All’ossigeno si da come indice il numero di ossidazione del metallo al metallo quello dell’ossigeno

M 2 O n M simbolo metallo
O simbolo ossigeno
n numero di ossidazione del metallo 2 numero di ossidazione dell’ossigeno
esempio:

Li + O2 Li2 O ossido di litio bilanciando la reazione 4 Li + O2 2 Li2 O
Nomenclatura tradizionale:
Quando il metallo ha un solo
OSSIDO di ……………………..
numero di ossidazione
Quando il metallo ha due numeri OSSIDO…………….OSO n° più basso
di ossidazione OSSIDO…………….ICO n° più alto

Ad esempio:

• Na2O [n.o. +1] prende il nome di ossido di sodio
• FeO [n.o. +2] prende il nome di ossido ferroso
• Fe2O3 [n.o. +3] prende il nome di ossido ferrico

Nomenclatura iupac si numerano gli atomi del metallo dell’ossigeno presenti nel composto usando gli opportuni prefissi: Ad esempio:
• Li2O prende il nome di ossido di dilitio
• Al2O3 prende il nome di triossido di dialluminio
• FeO prende il nome di ossido di ferro
• Fe2O3 prende il nome di triossido di diferro
Proprietà chimiche:
Gli ossidi basici sono tutti composti ionici e quindi esistono tutti allo stato solido. La maggior parte ha un comportamento basico cioè le loro soluzioni presentano un
pH > 7. La basicità degli ossidi è dovuta alla loro capacità di generare in soluzione ioni OH - (ossidrili) che sono responsabili della colorazione blu del tornasole.
OH -
CaO + H2O → Ca(OH) 2 (aq) → Ca 2+ +2
Formule e nomenclatura dei principali ossidi basici.
gruppo metallo n.o. formula Nome tradizionale Nome iupac

1A Li
Na
K
+1 Li2O Na2O
K2O Ossido di litio
Ossido di sodio
Ossido di potassio Ossido di dilitio
Ossidi di disodio
Ossido di dipotassio


IIA Be
Mg
Ca
Sr
Ba

+2 BeO
MgO
CaO
SrO
BaO Ossido di berillio
Ossido di magnesio
Ossido di calcio
Ossido di stronzio Ossido di bario Ossido di berillio
Ossido di magnesio
Ossido di calcio
Ossido di stronzio
Ossido di bario
IIIA Al
Ga +3 Al2O3
Al2O3 Ossido di alluminio Ossido di gallio triossido di dialluminio triossido di digallio
IVA Sn


Pb
+2,+4
SnO
SnO2

PbO
PbO2 Ossido stannoso
Ossido tannico

Ossido piomboso Ossido piombico monossido di stagno
diossido di stagno

monossido di piombo diossido di piombo
VA Sb


Bi +3,+5 Sb2O3
Sb2O3

Bi2O3
Bi2O3 Ossido antimonioso
Ossido antimonico

Ossido bismutoso
Ossido bismutico triossido di diantimonio
pentossido di diantimonio

triossido di dibismuto pentossido di dibismuto

M
E
T
A
L
L
I


D
I

T
R
A
N
S
I
Z
I
O N
E

Cr


Mn


Fe


Co


Ni


Cu


Zn

Hg


Ag

Au
+2+3


+2+4


+2+3


+2+3


+2+3


+1+2


+2

+1+2


+1

+1+3 CrO
Cr2O3

MnO
MnO2

FeO
Fe2O3

CoO
Co2O3

NiO
Ni2O3

Cu2O
CuO2

ZnO

Hg2O
HgO

Ag2O*

Au2O*
Au2O3* Ossido cromoso
Ossido cromico

Ossido manganoso
Ossido manganico

Ossido ferroso
Ossido ferriico

Ossido cobaltoso
Ossido cobaltico

Ossido nicheloso
Ossido nichelico

Ossido rameoso
Ossido rameico

Ossido di zinco

Ossido mercurioso
Ossido mercurico

Ossido di argento

Ossido auroso
Ossido aurico
monoossido di cromo
triossido di dicromo

monossido di manganese
diossido di manganese

monossido di ferro
diossido di diferro

monossido di cobalto
triossido di dicobalto

monossido di nichel
triossido di dinichel

monossido di dirame
diossido di rame

Ossido di zinco

monossido di dimercurio
monossido di mercurio

Ossido di diargento

ossido di dioro triossido di dioro
*di difficile
formazione


Ossidi acidi o anidridi

Le anidridi o ossidi acidi sono composti chimici che si ottengono dalla reazione di un non metallo con l’ossigeno.


Non metallo + O2 → ossido acidi (anidride)

La loro formula si scrive facendo seguire al simbolo del non metallo quello dell’ossigeno. All’ossigeno si da come indice il numero di ossidazione del non metallo al non metallo quello dell’ossigeno.
X 2 O n X simbolo non metallo
O simbolo ossigeno
n numero di ossidazione del metallo 2 numero di ossidazione dell’ossigeno

Esempio:
+1 -2
Cl + O 2 Cl2O bilanciando la reazione 4 Cl + O 2 2Cl2O

La nomenclatura tradizionale si attiene alle regole adottate per gli ossidi basici salvo che il termine ossido di, viene sostituito con anidride.

Quando il non metallo ha un solo
ANIDRIDE …………………ICA
numero di ossidazione
Quando il non metallo ha due numeri di ANIDRIDE………………….OSA
ossidazione ANIDRIDE………………….ICA n° più alto
ANIDRIDE IPO…………….OSA
Quando il non metallo ha quattro ANIDRIDE………………….OSA Da n.o. più basso
numeri di ossidazione ANIDRIDE……………. ……ICA a più alto
ANIDRIDE PER…………….ICA
Ad esempio
• N2O 3 (n.o.+3) anidride nitrosa
• N2O5 (n.o.+5) anidride nitrica
• Cl2O (n.o.+1) anidride ipoclorosa
• Cl2O3 (n.o.+3) anidride clorosa
• Cl2O5 (n.o.+5) anidride clorica
• Cl2O7 (n.o.+7) anidride perclorica
Nomenclatura IUPAC Si numerano gli atomi del non metallo e dell’ossigeno presenti nel composto usando gli opportuni prefissi: Ad esempio:
• N2O3 prende il nome di triossido di diazoto
• Cl2O7 prende il nome di eptossido di dicloro
• P2O5 prende il nome dii pentossido di diferro
Proprietà chimiche:
.La maggior parte degli ossidi acidi ha un comportamento acido cioè le loro soluzioni presentano un pH < 7. La loro acidità è dovuta alla capacità di generare in soluzione ioni H+ che sono responsabili della colorazione rossa del tornasole

H+
SO2 + H2O → H2 SO4 (aq) → 2 + + S O4-
N.B. Alcuni metalli di transizione come il cromo il manganese formano ossidi a carattere acido mentre il carbonio (non metallo) forma anche un ossido basico
• CO prende il nome di ossido di carbonio (e non anidride carbonosa)
• CrO prende il nome di ossido cromoso
• Cr2O3 prende il nome di ossido cromico
• CrO3 prende il nome di anidride cromica
• MnO prende il nome di ossido manganoso
• Mn2O3 prende il nome di ossido manganico
• MnO2 prende il nome di biossido di manganese
• MnO3 prende il nome di anidride manganica
• Mn2O7 prende il nome di anidride permanganica
Formule e nomenclatura dei principali ossidi acidi:
gruppo Non metallo n.o. formula Nome tradizionale Nome iupac
IIIA B +3 B2O3
Anidride borica triossido di diboro

IVA C
Si +4 CO2 SiO2 Anidride carbonica Anidride silicica


VA N


P


As

+3+5


3+5


3+5 N2O3
N2O5

P2O3
P2O3

As2O3
AlsO3 Anidride nitrosa Anidride nitrico

Anidride fosforosa Anidride fosforica

Anidride arseniosa
Anidride arsenica triossido di diazoto
pentossido di diazoto

triossido di difosforo
pentossido di difosforo

triossido di diarsenico pentossido di diarsenico
IIIA S
+4
+6 SO2
SO3 Anidride solforosa Anidride solforica diossido di zolfo triossido di zolfo
IVA Cl

+1
+3
+5
+7

+1
+3
+5

+1
+5
+7

Cl2O Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7

Br2O
Br2O3
Br2O5

I2O
I2O5
I2O7 Anidride ipocloroso
Anidride ipoclorosa
Anidride clorica
Anidride perclorica

Anidride ipobromoso Anidride bromosa Anidride bromica

Anidride iodoso Anidride iodica
Anidride periodico monossido di dicloro triossido di dicloro pentossido di dicloro
eptossido di di cloro

monossido di dibromo triossido di dibromo
pentossido di dibromo

monossido di diiodio pentossido di di iodio eptossido di di iodio
Cr


Mn +6


+4
+6
+7
CrO3


MnO2
MnO3
Mn2O7 Anidride cromica


Anidride manganosa Anidride manganica
Anidride permanganica Triossido di cromo


diossido di manganese triossido di manganese eptossido di manganese
Idruri

Gli Idruri sono i composti che l'idrogeno forma con elementi meno elettronegativi, pertanto l’idrogeno presenta pertanto no -1 (ione idruro H-) e quindi nella formula va scritto per secondo.

Gli idruri hanno formula generale XHn
con X simbolo del metallo o del non metallo n = no dell’elemento X

La nomenclatura tradizionale e IUPAC coincidono per gli idruri. Il loro nome è formato dal termine "idruro di" seguito dal nome dell’elemento.

La nomenclatura IUPAC prevede naturalmente l’uso di opportuni prefissi moltiplicativi

Nome iupac Nome tradizionale
KH idruro di potassio idruro di potassio
Li H idruro di litio idruro di litio
NaH idruro di sodio idruro di sodio
MgH2 diidruro di magnesio idruro di magnesio
CaH2 diidruro di calcio idruro di calcio
AlH3
triidruro di alluminio idruro di alluminio
NH3 triidruro di azoto* idruro di azoto ammoniaca**
PH3 triidruro di fosforo idruro di fosforo fosfina*
. CH4 tetradruro di carbonio idruro di carbonio metano*

Proprietà chimiche:

Questi composti reagiscono violentemente con l’acqua rendendo basica la soluzione (si formano ioni OH e pH 7).


LiH + H2O → Li (OH) + H2

Li+ + (OH)-


* NH3 ,PH3, CH4 sono definiti idruri covalenti perchè l’idrogeno e il non metallo sono legati da un legame covalente


**In realtà l’azoto è più elettronegativo dell’idrogeno ed il composto andrebbe scritto H3N (nitruro di idrogeno), ma l’ammoniaca presenta comunque carattere basico e si conviene dunque di non scrivere gli idrogeni per primi, come avviene per gli idracidi.


Perossidi
Hanno un atomo di ossigeno in più rispetto a quello dei corrispondenti ossidi.
Per scrivere la loro formula è sufficiente scrivere la formula dell’ossido corrispondente e aumentare l’indice dell’ossigeno di una unità.
In questi composti l’ossigeno ha n.o= -1
Esempio: Na2O ossido di sodio Na2O2 perossido di sodio
Ba2O ossido di bario Ba2O2 perossido di bario
H 2O ossido di idrogeno H2O2 perossido di idrogeno


Idrossidi

Gli idrossidi sono composti chimici che si ottengono dalla reazione di un ossido basico con una più molecole di acqua.

Ossido + nH2O → Idrossido

Gli idrossidi hanno formula generale Me(OH)n Me simbolo metallo
n numero di ossidazione del metallo
(OH) ossidrile

La loro formula si scrive facendo seguire al metallo tanti gruppi ossidrili o idrossidi (OH) quanti ne richiede il suo numero di ossidazione.

Ad esempio dall'ossido di potassio si ottiene l'idrossido di potassio

K2O + H2O → K(OH) bilanciando la reazione K2O + H2O → 2K(OH)

Reazioni di sintesi di alcuni idrossidi

Li2O + H2O → 2Li (OH) idrossido di litio

MgO + H2O → Mg(OH) 2 idrossido di Magnesio

Al2O3+ 3 H2O → 2 Al(OH)3 idrossido di Alluminio

Nomenclatura tradizionale.
Adotta lo stesso metodo utilizzato per gli ossidi con la sola differenza che il termine “ossido di si sostituisce con “idrossido di
Quando il metallo ha un solo numero di ossidazione IDROSSIDO di ……………………..
Quando il metallo ha due numeri di IDROSSIDO…………….OSO n° più basso
ossidazione IDROSSIDO…………….ICO n° più alto

Ad esempio:
• KOH prende il nome di idrossido di potassio
• Ca(OH)2 prende il nome di idrossido di calcio
• Fe(OH)3 prende il nome di idrossido ferrico
• Fe(OH)2 prende il nome di idrossido ferroso


Nomenclatura IUPAC

Per gli idrossidi, la nomenclatura IUPAC si attiene alle stesse regole adottate per gli ossidi, con la sola differenza che il termine *ossido di si sostituisce con *idrossido di. Ad esempio:
• Al(OH)3 prende il nome di triidrossido di alluminio
• Fe(OH)3 prende il nome di triidrossido di ferro

Nome sistematico (IUPAC) Nome tradizionale
Mg(OH)2 diidrossido di magnesio idrossido di magnesio
LiOH idrossido di litio idrossido di litio
Al(OH)3 triidrossido di alluminio idrossido di alluminio
Pb(OH)2 diidrossido di piombo (II) idrossido piomboso
Pb(OH)4 tetraidrossido di piombo (IV) idrossido piombico


Proprietà chimiche:
Sono dei composti ionici pertanto sono tutti solidi.
Le loro soluzioni acquose sono caratterizzate dalla presenza dello ione OH pertanto hanno carattere basico e colorano di blu una cartina al tornasole.
Gli idrossidi dei metalli alcalini (Li, Na, K) e dei metalli alcalino terrosi (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) sono basi forti perchè completamente dissociati in ioni in soluzione acquosa.
Es: Na OH + H2O (aq) Na (aq) +OH(aq)
Mg(OH) 2+ H2O (aq) Mg2+ (aq) +OH- (aq)


Formule e nomenclatura dei principali ossidi basici.
gruppo metallo n.o. formula Nome tradizionale Nome iupac

1A Li
Na
K
+1 LiOH
NaOH
KOH Idrossido di litio
Idrossido di sodio
Idrossido di potassio Idrossido di dilitio
Idrossidi di disodio
Idrossido di dipotassio


IIA Be
Mg Ca
Sr
Ba

+2 Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2 Idrossido di berillio
Idrossido di magnesio
Idrossido di calcio
Idrossido di stronzio
Idrossido di bario didrossido di berillio diidrossido di magnesio diidrossido di calcio diirossido di stronzio diidrossido di bario
IIIA Al
Ga +3 Al(OH)3
Al(OH)3 Idrossido di alluminio Idrossido di gallio triidrossido di dialluminio triidrossido di digallio
IVA Sn


Pb
+2,+4
Sn(OH)2
SnOH)4

Pb(OH)2
Pb(OH)4 Idrossido stannoso
Idrossido stannico

Idrossido piomboso
Idrossido piombico diidrossido di stagno
tetraidrossido di stagno

diidrossido di piombo tetraidroossido di piombo
VA Sb

Bi +3 Sb(OH)3

Bi(OH)3

triidrossido di antimonio

triidrossido di di bismuto

M
E
T
A
L
L
I


D
I

T
R
A
N S
I
Z
I
O
N
E

Cr


Mn


Fe


Co


Ni


Cu


Zn

Hg


Ag
+2+3


+2+4


+2+3


+2+3


+2+3


+1+2


+2

+1+2


+1

Cr(OH)2
Cr(OH)3

Mn(OH)2
Mn(OH)4

Fe(OH)2
Fe(OH)3

Co(OH) 2
Co(OH)3

Ni(OH) 2
Ni(OH)3

Cu(OH)
Cu(OH)2

Zn(OH) 2

Hg(OH)
Hg(OH) 2

Ag(OH)

Idrossido cromoso
Idrossido cromico

Idrossido manganoso
Idrossido manganico

Idrossido ferroso
Idrossido ferriico

Idrossido cobaltoso
Idrossido cobaltico

Idrossido nicheloso
Idrossido nichelico

Idrossido rameoso
Idrossido rameico

Idrossido di zinco

Idrossido mercurioso
Idrossido mercurico

Idrossido di argento

biidroossido di cromo
triidrossido di cromo

diidrossido di manganese
tetraidrossido di manganese

diidrossido di ferro
triidrossido di ferro

diidrossido cobalto
triidrossido di cobalto

diidrossido di nichel
triidrossido di nichel

monoidrossido di rame
diidrossido di rame

diidrossido di zinco

monoidrossido di mercurio
diidrossido di mercurio

idrossido di argento


Idracidi


Gli idracidi sono i composti che l'idrogeno forma con elementi più elettronegativi, in cui presenta pertanto nox +1 (H+ presenta carattere acido) e quindi nella formula va scritto per primo.
I principali idracidi si formano dall'unione dell'idrogeno con i non metalli del VII gruppo A (alogeni) e con i non metalli del VI gruppo A.

Gli idracidi hanno formula generale

HnX con n = nox dell’elemento X

Esempio:

H + Cl HCl acido cloridrico

H + S H2 S acido solfidrico


Nella nomenclatura tradizionaleIl nome degli idracidi si forma facendo seguire al termine "acido" il nome del non metallo seguito dalla desinenza -idrico.


Nella nomenclatura IUPAC l’idracido è trattato come un composto binario privo di ossigeno. L’elemento più elettronegativo prende la desinenza –uro, seguito dalla termine “di idrogeno” (eventualmente con gli opportuni prefissi moltiplicativi

Nome sistematico (IUPAC) Nome tradizionale

HF fluoruro di idrogeno acido fluoridrico
HCl cloruro di idrogeno acido cloridrico
HBr bromuro di idrogeno acido bromidrico
HI ioduro di idrogeno acido Iodidrico
H2S solfuro di diidrogeno acido solfidrico
H2Se seleniuro di diidrogeno acido selenidrico
H2Te

Altri idracidi sono
tellururo di diidrogeno acido telluridrico
HCN H−C≡N cianuro di idrogeno acido cianidrico
HN3 H−N=N≡N azoturo di idrogeno acido azotidrico

Ossiacidi (acidi)

Gli ossiacido (acido) sono composti chimici che si ottengono dalla reazione di un ossido basico con una più molecole di acqua.


anidride + nH2O → Ossiacido (acido)


Hanno formula generale

Hm X On dove X simbolo non-metallo m numero di atomi di H n numero di atomi di O

Per scrivere la formula di un acido è sufficiente sommare all'anidride 2 atomi di idrogeno e 1 di ossigeno per ogni molecola d'acqua che viene aggiunta, ovvero contare il numero di atomi di idrogeno, non metallo e ossigeno dei reagenti e semplificando quando possibile.

Ad esempio .

CO2 + H2O → H2CO3 anidride carbonica acido carbonico

N2O5 + H2O → H2N2O6 → 2HNO
anidride nitrica acido nitrico

S O2 + H2O → H 2 S O3 anidride solforosa acido solforoso

S O3 + H2O → H 2 S O4
’ anidride solforica acido solforico

Nomenclatura tradizionale.
Nella nomenclatura tradizionale il nome dell’ acido si ottiene da quello dell'anidride corrispondente, sostituendo il termine "acido" al termine "anidride" e mantenendo inalterato il prefisso mentre il suffisso passa dal femminile al maschile.

Il non metallo ha un solo
ANIDRIDE ………………….ICA
numero di ossidazione ACIDO …………… …..ICO
ANIDRIDE ……………. OSA Il non metallo ha due numeri di ACIDO …………………………. OSO
ossidazione
ANIDRIDE …………….ICA ACIDO …………………………. ICO
ANIDRIDE IPO ………………….. OSA ACIDO IPO ………………... OSO
ANIDRIDE …………………..OSA
Il non metallo ha quattro numeri di ossidazione
ANIDRIDE ……………. …….ICA ACIDO …………………………… OSO
ACIDO ……………. ……… ICO
ANIDRIDE PER……………………ICA ACIDO PER………………………. ICO


La nomenclatura tradizionale prevede inoltre particolari prefissi per indicare acidi con diversi gradi di idratazione (metaacidi, piroacidi, ortoacidi).

Ad esempio:


P2O5 + H2O → 2HPO3 (acido metafosforico)

P2O5 + 2H2O → H4P2O7 (acido pirofosforico)

P2O5 + 3H2O →2H3PO4 (acido ortofosforico)

Nomenclatura IUPAC

La nomenclatura IUPAC prevede per tutti gli acidi la desinenza –ico ed opportuni prefissi moltiplicativi per indicare il numero di atomi di ossigeno (osso), di eventuali altri gruppi e del non metallo.

Propietà chimiche

Nelle soluzioni acquose si rompono i legami covalenti O-H fortemente polarizzati e si liberano ioni H+ pertanto colorano di rosso una cartina al tornasole.

Principali ossiacidi .


REAZIONE FORMULA
NOME TRADIZIONALE
NOME IUPAC

+4 +4
C O2 + H2O → H2CO3 an. carbonica

acido carbonico


acido triossocarbonico ((IV)

+ 4 +4
S O2 + H2O → H2S O3 an. solforosa
+ 6 +6
S O3 + H2O → H2S O4
an. solforica

acido solforoso

acido solforico
acido triossosolforico (IV)


acido tetraossosolforico (VI)
+ 3 +3
N2O3 + H2O → 2HNO2
An.nitrosa

+ 5 +5
N2O5+ H2O → 2HNO3
An. nitrica

+ 3 +3
P2O3+3H2O → 2H3PO3
An. fosforosa
+ 5 +5
P2O5+3H2O → 2H3PO4
An. fosforica
Acido nitroso

Acido nitrico


Acido (orto)fosforoso


Acido (orto)fosforico


Acido diossonitrico(III)

Acido triossonitrico(V)


Acido triossofosforico(III)


Acido tetroossoifosforico(V)

Cl2O+H2O → 2HClO an.ipoclorosa
+ 3 +3
Cl2O3 +H2O → 2HClO2
an.clorosa
+5 +5
Cl2O5 +H2O → 2HCLO 3 an.clorica
+7 +7
Cl2O7 +H2O → 2HClO5 an.perclorica

+ 1 +1
Br2O +H2O → 2HBrO
An ipobromosa
+ 3 +3
Br2O3+H2O → 2HBrO2 an.bromosa
+5 +5
Br2O5+H2O → 2HBrO 3 an.bromica

+ 1 +1
I2O +H2O → 2H I O an..ipoiodosa

+ 5 +5
I2O5 +H2O → 2HIO 3 an.iodica
acido ipocloroso


acido cloroso


acido clorico


acido perclorico

acido ipobromoso


acido bromoso


acido bromico

acido ipoiodoso


acido iodico

acido monossoclorico (I)


acido diossoclorico (III)


acido triossoclorico (V)


acido pentaossoclorico (VII)

acido monossobromico (I)


acido diossobromico (III)


acido triossobromico (V)

acido monossoionico (I)


acido triossoiodico (III)


+7 +7
I2O7 +H2O → 2H IO 4 an.periodica

acido periodico

acido monossoiodico (V)

CrO3+H2O → 2H2CrO 4 an.cromica

2CrO3+H2O → 2H2Cr2O7

+7 +7
Mn2O7 +H2O → 2HMnO4
Acido cromico


Acido bicromico


Acido permanganico

acido tetroossocromico


acido eptoossocromico


acido tetroossomanganico


Acidi meta-, orto-,piro


REAZIONE FORMULA
NOME TRADIZIONALE


+3 +3
B2O3 + H2O → 2H BO2
An. borica

+3 +3
B2O3 + 3H2O → 2H BO3
An. borica


Acido metaborico

Acido ortoborico

+3 +3
P2O5 + H2O → 2H P O3 an. fosforosa

+3 +3
P2O5 + 2H2O→ H 4P2O7 an.fosforosa

+3 +3
P2O5 + 3H2O→ 2H 3P O4 an. fosforosa

+5 +5
P2O5 + H2O → 2H PO3 an. fosfoica

+5 +5
P2O5 + 2H2O → H4P2O7 an. fosforica

+5 +5
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 an. Fosforica

acido metafosforoso


acido pirofosforoso

acido ortofosforoso


acido metafosforico


acido pirofosfoico

acido ortofosforico
+4 +4
2SiO2 + 4H2O → 2H4SiO4 an. Silicica
acido ortosilicico

Radicale o residuo di un acido

I radicali o residui degli acidi sono gli anioni poliatomici che derivano dalla perdita degli atomi di idrogeno di un acido.
Essi hanno tante cariche negative quanti sono gli atomi di idrogeno persi.

La formula di tali composti è pertanto costituita dalla formula dell’acido privata di uno o più atomi di idrogeno. Il numero di atomi di H persi corrisponde al n.o. del residuo.

Esempio:

HClO → ClO-

H

H2S O 4 → S O 4-2

2H


H3PO4 → P O 4-3

3H

Radicali degli acidi vengono denominati premettendo la parola ione e sostituendo i sufissi degli acidi secondo la seguente regola

ACIDO RESIDUO ACIDO
IPO……………………. OSO IPO…………………………..ITO
…………………………..OSA ……………………………….ITO
…………………………. ICO ……………………………….ATO
PER……………………. ICO PER………………………….ATO
…………………………IDRICO ……………………………….URO


ACIDO NOME RESIDUO NOME DEL RESIDUO

H 2 C O3
acido carbonico
C O32-
Carbonato
H 2 S O3

H 2 S O4

acido solforoso
acido solforico

S O32-

S O4 2-
Solfito

Solfato

H N O2

H N O3

H3 PO3

H3 PO4
Acido nitroso

Acido nitrico

Acido ortofosforoso

Acido ortofosforico

N O2 -

N O3 -

P O33-

P O43-
Nitrito

Nitrato

(orto) fosfito

(orto)fosfato

HClO

HClO2

HClO3

HClO4

acido ipocloroso

acido cloroso

acido clorico acido

acido perclorico
ClO-

ClO2-

ClO3-

ClO4-

Ipoclorito

Clorito

Clorato

perclorato

HBrO

HBrO2

HBrO3

HIO

HIO3

HIO4
acido ipobromoso

acido bromoso

acido bromico

acido ipoiodoso

acido iodico

acido periodico
BrO-

BrO2-

BrO3-

IO-

IO3-

IO4-
Ipobromito

bromito

bromato

Ipoiodito

iodato

periodato

H2CrO4

H2Cr2O7

HMnO4

H4SiO4
Acido cromico

Acido bicromico

Acido permanganico

Acido ortosiliciico
CrO42

Cr2O72-

MnO4-

SiO44-
cromato

bicromato

permanganato

ortosilicato
I Sali

I Sali degli acidi derivano formalmente dalla sostituzione di uno o più ioni H+ degli acidi con uno ione metallico (catione) o con lo ione ammonio NH+4

Nella nomenclatura tradizionale i nomi dei Sali si formano da quelli degli acidi corrispondenti cambiando le desinenze secondo lo schema seguente

−oso → −ito
−ico → −ato
−idrico → −uro

ed eventualmente usando i termini “monoacido” “biacido” etc per i Sali acidi

La nomenclatura IUPAC prevede per tutti i Sali la desinenza –ato ed opportuni prefissi moltiplicativi per indicare il numero di atomi di ossigeno (osso) e di eventuali altri gruppi. Se è necessario un prefisso moltiplicativo per un costituente che a sua volta inizia con un prefisso moltiplicativo, il costituente va messo fra parentesi ed il prefisso utilizzato è quello indicato, fra parentesi, nella Tabella dei prefissi moltiplicativi (bis, tris, tetrakis….)


Per scrivere la formula di un sale e necessario seguire le seguenti regole:

1) Scrivere la formula dello ione metallico (o dello ione ione ammonio eventualmente se il sale è un sale di ammonio)
2) Ricavare la formula del radicale dell’acido (anione) eliminando gli atomi di idrogeno. Parto a ritroso dall’anidride

Anidride + acqua→ acido→ radicale dell’acido

1) Accoppiare catione e anione secondo il metodo della carica incrociata, ossia dare come indice al metallo il valore assoluto della carica del radicale e a questo ultimo il valore assoluto della carica del metallo, semplificando gli indici se possibile.

2) Se si tratta di un sale binario l’accoppiamento è incrociato:

Esempio:

Formula nitrato di sodio

Metallo (Catione): Na

Anidride nitrica + H2O→ acido nitrico→ ione nitrato radicale acido

N2O5 + H2O→ HNO3 → NO3- ione nitrato

H


Na+ + NO- 3→ Na NO3 nitrato di sodio


Formula solfito di alluminio

Catione: Al

Anidride solforosa + H2O→ acido solforoso→ ione solfito

SO2+ H2O→ H2SO3 → SO3 -2

2H

AL+3 + SO3 -2→ Al2 (SO3)3


La formazione dei sali può essere ottenuta con una delle seguenti reazioni:

METALLO + NON-METALLO*


* sale binario

Ad esempio.

1) Prepariamo il solfito di potassio :

Utilizziamo il metodo:

metallo +acido→ sale + H2

il metallo è il potassio simbolo K n.o. +1 K+

Lo zolfo S può assumere numeri di ossidazione +4 e +6, il solfito deriva dall’acido solforoso in cui lo zolfo è preso con il numero di ossidazione più basso, cui corrisponde l’anidride solforosa. sommando a questa una molecola di acqua atterremo l’acido solforo so. e da questo il radicale solfito

S + O2 → S O2 anidride solforosa

S O2 + H2O → H 2 S O3 acido solforoso


H 2 S O3 → S O3- 2 solfito radicale dell’acido

2H

Il metallo ha n.o +1, il radicale –2, per la regola delle cariche incrociate daremo a K come indice il n.o del radicale (2) e al radicale il n.o. di K (1)

K + H 2 S O3 → K2( S O3) + H2 solfito di potassio bilanciando la reazione

2K + H 2 S O3 → K2( S O3) + H2

2) Prepariamo il solfato di alluminio:


Utilizziamo il metodo:

Idrossido + acido → sale + acqua

L’alluminio ha un unico n.o. +3
Il solfato deriva dall’acido solforico pertanto per lo zolfo che ha 2 n.o. +4e +6 dovrò prendere il n.o.
più alto


Idrossido di alluminio + acido solforico→ solfato di alluminio+ acqua

4AL+ 3O2 → 2 Al2O3 ossido di Alluminio

Al2O3+ 3 H2O → 2 Al(OH)3 idrossido di Alluminio

4S + 3O 2 → 2S 2O3 anidride solforica

S O3 + H2O → H 2 S O4 acido solforico


H 2 S O4 → (S O4)-2 ione solfato radicale dell’acido

2H


Al(OH)3 → AL+3 metallo n.o +3

3OH-

Al(OH)3 + H 2 S O4→ Al2 (S O4)3 solfato di alluminio bilanciando la reazione

2Al(OH)3 + 3H 2 S O4→ Al2 (S O4)3 + 6 H2O


Dalla reazione si sviluppano 6 molecole di acqua


3) Prepariamo il nitrato ferrico:

Utilizziamo il metodo:

Ossido + acido→ sale


Ossido ferrico+ acido nitrico→ nitrato ferrico

2Fe + 3O2 → 2Fe2 O3 ossido ferrico


4N+ 5O2 → 2 N2O5 anidride nitrica

N2O5+ H2O → H2N2O6 → 2HNO3

Fe2 O3 → Fe ione ferrico

HNO3 → (NO3) nitrato

Fe2 O3 + HNO3→ Fe (NO3) 3 + H2O bilanciando la reazione

Fe2 O3 +6 HNO3→ 2Fe (NO3) 3 + 6 H2O

3) Prepariamo il cloruro di sodio

Utilizziamo il metodo:

metallo + non-metallo → sale

sodio+ cloro → cloruro di sodio

Na+ Cl → NaCl

4) Prepariamo il solfuro di potassio

Utilizziamo il metodo:

metallo + acido → sale

potassio + acido solforico→ solfuro di sodio


H2+S → H2S → S

2H

K+ H2S → K2S bilanciando la reazione

2K+ H2S → K2S + H2

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. (monoacido se conserva un idrogeno, biacido se ne conserva due etc)

Reazione di sintesi

Ione solfato


Ad esempio l’acido ortofosforico può formare tre tipi di Sali utilizzando gli anioni provenienti dalle tre dissociazioni successive


H3PO4 → H+ + H2PO4- anione biacido

H2PO4- → H+ + HPO42- anione monoacido

HPO42- → H+ + PO43- anione neutro

Nome sistematico (IUPAC) Nome tradizionale
CaSO3 triossosolfato (IV) di calcio solfito di calcio
CuSO4 tetraossosolfato (VI) di rame (II) solfato rameico
Na2SO4 tetraossosolfato (VI) di sodio solfato di sodio
Fe(NO2)2 bis(diossonitrato) (III) di Ferro (II) nitrito ferroso
NaNO3 triossonitrato (V) di sodio nitrato di sodio
Na3PO4 tetraossofosfato (V) di trisodio ortofosfato di sodio
NaHSO3 idrogeno triossosolfato (IV) di sodio solfito monoacido di sodio (bisolfito di sodio)
CuH2PO4 diidrogeno tetraossofosfato (V) di rame (I) fosfato biacido rameoso
NaHCO3 idrogeno triossocarbonato (IV) di sodio carbonato monoacido di sodio (bicarbonato di sodio)
Pb(ClO)4 tetrakis(monossoclorato) (I) di Piombo (IV) ipoclorito piombino
Fe(OH)ClO ossoclorato (I) di idrossiferro (II) ipoclorito monobasico ferroso
Fe(MnO4)3 tris(tetraossomanganato) (VII) di ferro (III) permanganato ferrico

• prende il nome di solfuro di rame (II)

Sali binari
Derivano dalla reazione di un metallo con un non metallo Hanno formula generale .


M X M simbolo del metallo
X simbolo del non-metallo
m n.o. del metallo
x n.o. del non metallo

Esempio:

Na + CL→ NaCl cloruro di sodio


K+ S → K2 S solfuro di sodio

la nomenclatura tradizionale propone che il nome del nonmetallo con desinenza in -uro sia seguita da complemento di specificazione e nome del metallo o dal nome del metallo con suffisso e/o prefisso adeguato secondo le regole descritte in precedenza. Per esempio:
• NaCl prende il nome di cloruro di sodio
• Cu2S prende il nome di solfuro rameoso
• CuS prende il nome di solfuro rameico
la nomenclatura IUPAC adotta le stesse regole utilizzate negli idruri, con la differenza che il termine idruro è opportunamente sostituito con il nome del nonmetallo, pur mantenendo la desinenza in -uro. Per esempio:
• NaCl prende il nome di cloruro di sodio
• Cu2S prende il nome di solfuro di dirame (I)
• CuS prende il nome di solfuro di rame (II)


Eccezioni

Esistono alcuni composti che non sono quasi mai utilizzati con il proprio nome razionale, ma comunque unanimemente riconosciuti come tali. Essi sono:
• H2O Acqua
• NH3 Ammoniaca
• AsH3 Arsina
• C6H6 Benzene
• PH3 Fosfina
• N2H4 Idrazina
• CH4 Metano
• SiO2 Silice


Bibliografia:

Baracchi Tagliabue “Chimica” - Lattes
A Raggi” Chimica generale” - ETS Università

appunto

Registrati via email