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composti

1%5B1%5D.doc

OSSIDI (METALLO +OSSIGENO)

Sono composti binari formati dall’unione di un metallo con l’ossigeno; poiché l’ossigeno è molto

più elettronegativo dei metalli, tutti gli ossidi sono composti ionici e quindi solidi a temperatura ambiente.

La formula di questi composti si ottiene applicando le regole indicate in precedenza.

Nomenclatura tradizionale:

a) se il metallo ha un solo numero di ossidazione: ossido di nome metallo (es. ossido di sodio

Na2O)

b) se il metallo ha due numeri di ossidazione: ossido + nome metallo con desinenza OSO per il

numero di ossidazione minore; ossido + nome metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione

maggiore. Ad es. ossido piomboso PbO (numero di ossidazione +2); ossido piombico PbO2 (numero di

ossidazione +4).

Nomenclatura ufficiale:

Si contano il numero di atomi di ogni elemento e si utilizzano i relativi prefissi, avendo cura di

scrivere inizialmente il termine “ossido di”. Ad es. Na 2O ossido di disodio; PbO ossido di piombo (+2);

PbO2 biossido di piombo (+4).

ANIDRIDI (NON METALLO + OSSIGENO)

Sono composti binari formati dall’unione di non metalli ed ossigeno; dato che la differenza di

elettronegatività tra l’ossigeno e gli altri non metalli è sempre piccola, le anidridi sono composti covalenti

più o meno polari, che a temperatura ambiente possono essere solidi, liquidi o gassosi.

Nomenclatura tradizionale

a) se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: anidride + nome non metallo terminante in

ICA. Ad es. anidride carbonica CO2

b) se il non metallo ha due soli numeri di ossidazione: anidride + nome non metallo terminante in

OSA, per il numero di ossidazione minore; anidride + nome non metallo terminante in ICA, per il numero

di ossidazione maggiore. Ad es. anidride solforosa SO2 (numero di ossidazione +4), anidride solforica

SO3 (numero di ossidazione +6);

c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come avviene per gli elementi del 7° gruppo

che hanno numeri di ossidazione +1,+3,+5,+7, si hanno i seguenti quattro casi:

anidride IPO nome non metallo terminante in OSA per il numero di ossidazione +1. Es. Cl O

2

anidride ipoclorosa;

anidride + nome non metallo terminante in OSA per il numero di ossidazione +3. Es. Cl O

2 3

anidride clorosa;

anidride + nome non metallo terminante in ICA per il numero di ossidazione +5. Es. Cl O anidride

2 5

clorica;

anidride PER nome non metallo terminante in ICA per il numero di ossidazione +7. Es. Cl O

2 7

anidride perclorica.

Nomenclatura ufficiale

Nella nomenclatura ufficiale anche i composti tra ossigeno e non metalli sono chiamati ossidi e si

utilizzano come sempre i prefissi relativi al numero di atomi degli elementi.

Ad esempio: SO2 biossido di zolfo (+4); SO3 triossido di zolfo (+6)¸ Cl O ossido di dicloro (+1);

2

Cl O triossido di dicloro (+3); Cl O pentaossido di dicloro (+5); Cl O eptaossido di dicloro (+7).

2 3 2 5 2 7

IDROSSIDI (METALLO + GRUPPO OSSIDRILE OH)

Sono composti ternari di ossigeno, idrogeno e metalli, in essi compare il gruppo ossidrile (OH), che

si comporta come se avesse numero di ossidazione ─1. Gli idrossidi sono tutti composti ionici e sono

pertanto tutti solidi a temperatura ambiente. 4 composti

1%5B1%5D.doc

Essi derivano dalla reazione tra ossidi e acqua, in cui il metallo mantiene sempre lo stesso numero

di ossidazione. Ecco un esempio:  

1 -2 1 -1

 

Na O O (

OH )

H 2 Na

2 2

Per scrivere la formula del composto si utilizzano le regole già fornite per i composti binari,

compresa la regola di Zaza, e si considera l’ossidrile come un elemento a numero di ossidazione ─1.

Successivamente si deve bilanciare la reazione, in quanto, in accordo con la legge di Lavoisier, la somma

delle masse (e quindi il numero di atomi) dei vari elementi, deve essere uguale a destra ed a sinistra della

reazione. Per far ciò basta aggiungere davanti alla formula dell’idrossido un coefficiente uguale all’indice

del metallo nell’ossido; inoltre si deve eventualmente aggiungere un coefficiente davanti alla formula

dell’acqua, in modo tale da bilanciare anche l’idrogeno e l’ossigeno.

Facciamo un altro esempio:  

3 -2 3 -1

 

Fe O O (OH )

H Fe

2 3 2 3

In questo caso, una volta scritto il coefficiente 2 davanti alla formula dell’idrossido, si vengono ad

avere a destra 6 atomi di idrogeno e 6 di ossigeno; per bilanciare questi due elementi si deve mettere

allora un 3 davanti alla molecola dell’acqua.

 

3 -2 3 -1

 

Fe O O (OH )

3H 2 Fe

2 3 2 3

Nomenclatura tradizionale

a) se il metallo ha un solo numero di ossidazione: idrossido di nome metallo. Ad es. idrossido di

sodio Na (OH).

b) se il metallo ha due numeri di ossidazione: idrossido + nome metallo terminante in OSO, per il

numero di ossidazione minore; idrossido + nome metallo terminante in ICO, per il numero di ossidazione

maggiore. Ad es. idrossido rameoso Cu(OH) (+1); idrossido rameico Cu(OH) (+2).

2

Nomenclatura ufficiale

Si indica il numero dei gruppi ossidrile ponendo i soliti prefissi davanti al termine “idrossido”:

Na(OH) idrossido di sodio; Fe(OH) triidrossido di ferro (+3).

3

IDRACIDI o acidi binari (IDROGENO + NON METALLO)

Sono composti binari formati dall’unione dell’idrogeno con uno dei sei seguenti non metalli: F; Cl;

Br; I; S; Se. Gli idracidi sono composti covalenti polari ed a temperatura ambiente sono tutti gassosi,

tranne HF, che è liquido a causa del legame a ponte di idrogeno.

Negli idracidi gli elementi del 7° gruppo hanno sempre numero di ossidazione ─1, mentre gli

elementi del 6° gruppo hanno sempre numero di ossidazione ─2;

Nomenclatura tradizionale:

acido + nome non metallo terminante in IDRICO: HF acido fluoridrico; HCl acido cloridrico; HBr

acido bromidrico; HI acido iodidrico; H2S acido solfidrico; H2Se acido selenidrico.

Nomenclatura ufficiale

Si scrive il nome del non metallo, terminate in URO, e si indica il numero degli atomi di idrogeno

coi soliti prefissi: HF fluoruro di idrogeno; HCl cloruro di idrogeno; HBr bromuro di idrogeno; HI

ioduro di idrogeno; H2S solfuro di diidrogeno; H2Se seleniuro di dididrogeno.

OSSIACIDI o acidi ternari (IDROGENO + NON METALLO + OSSIGENO)

Sono composti ternari in cui è presente idrogeno, ossigeno ed un non metallo; data la piccola

differenza di elettronegatività esistente tra questi elementi, gli ossiacidi sono composti covalenti polari

solidi o liquidi a temperatura ambiente. Gli ossiacidi derivano dalla reazione tra anidridi e acqua, in cui il

non metallo mantiene sempre lo stesso numero di ossidazione; inoltre nella formula dell’ossiacido il non

metallo è presente, tranne qualche eccezione, sempre con un solo atomo. Ad esempio

   

4 -2 1 -2 1 4 -2

 

5

C O O C O

H H

2 2 3

2 composti

1%5B1%5D.doc

Per calcolare il numero di ossidazione del non metallo si deve innanzi tutto ricordare che l’idrogeno

2;

ha sempre numero di ossidazione +1, mentre l’ossigeno ha sempre numero di ossidazione inoltre la

somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di ossigeno deve essere uguale alla somma della

numero di ossidazione del non metallo e degli atomi di idrogeno. Nell’esempio sopra riportato si hanno

6,

ad esempio 3 atomi di ossigeno, la somma delle cui numeri di ossidazione è pari a si hanno inoltre 2

atomi di idrogeno, la somma delle cui numeri di ossidazione è +2; la numero di ossidazione del carbonio

deve essere pertanto +4, come era del resto nella relativa anidride.

Per trovare la formula dell'ossoacido si deve scrivere a destra nell'ordine idrogeno, non metallo e

ossigeno, mettendo per ognuno di questi elementi tanti atomi quanti ce ne sono a sinistra.

Es. Cl2O7 + H2

O→H 2Cl2O8 → 2 HClO 4. Il composto H2Cl2O8 non esiste; per trovare la vera

formula dell'acido dobbiamo ricordare che negli ossiacidi il non metallo ha sempre 1 come indice, è

necessario quindi dividere tutti gli indici del composto intermedio per l’indice del non metallo, 2 in

questo caso, ed aggiungere davanti all'acido stesso un coefficiente stechiometrico pari al numero per cui

ho diviso.

In questo tipo di reazioni le anidridi si fanno reagire sempre con una sola molecola di acqua, fanno

eccezione quelle del boro e del fosforo, che reagiscono con tre molecole di acqua, e l'anidride silicica, che

reagisce con due molecole di acqua.

B2O3 + 3H2

O → H B2O6 → 2H B O3

6 3

P2O3 + 3H2

O → H P2O6 → 2H P O3

6 3

P2O5 + 3H2

O → H P2O8 → 2H P O4

6 3

Si O + 2H O → H SiO

2 2 4 4

Nomenclatura tradizionale

a) se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: acido + nome non metallo terminante in ICO. Ad

esempio H CO acido carbonico.

2 3

b) Se il non metallo ha 2 numeri di ossidazione: acido + nome non metallo terminante in ICO, per il

numero di ossidazione maggiore; acido + nome non metallo terminante in OSO, per il numero di

ossidazione minore. Ad es. H SO acido solforico (numero di ossidazione +6); H SO acido

2 4 2 3

solforoso (numero di ossidazione +4).

c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come avviene per gli elementi del 7° gruppo che

hanno numeri di ossidazione +1,+3,+5,+7, si hanno i seguenti quattro casi:

acido IPO nome non metallo terminante in OSO, per il numero di ossidazione +1. Es. HClO acido

ipocloroso

acido + nome non metallo terminante in OSO, per il numero di ossidazione +3. Es. HClO acido

2

cloroso

acido + nome non metallo terminante in ICO, per il numero di ossidazione +5. Es. HClO acido

3

clorico

acido PER nome non metallo terminante in ICO, per il numero di ossidazione +7. Es. HClO acido

4

perclorico

Nomenclatura ufficiale

Al temine acido si attribuisce un aggettivo, che contiene l’indicazione del numero di atomi di ossigeno

presenti nell’acido ed il nome del non metallo, terminante in ICO; a ciò si fa seguire poi, tra parentesi, il

numero di ossidazione del non metallo. Ad esempio: HClO acido ossoclorico (1) (in questo caso è

presente un solo atomo di ossigeno ed il prefisso mono si omette); HClO acido diossoclorico (3); HClO

2 3

acido triossoclorico (5); HClO acido tetraossoclorico (7).

4 6 composti

1%5B1%5D.doc

DECOMPOSIZIONE IN ACQUA DEGLI ACIDI

Tutti gli acidi fin qui elencati sono composti che contengono idrogeno; negli ossiacidi tale elemento

è legato all’ossigeno da un legame covalente polare, mentre negli idracidi è legato da un legame covalente

polare ad un non metallo molto elettronegativo.

Quando questi composti vengono disciolti in acqua, l’acqua, che è un solvente polare, rompe il

+

legame tra ossigeno ed idrogeno, oppure tra idrogeno e non metallo, mandando in soluzione ioni H ed

anioni costituiti da tutti gli altri atomi della molecola di partenza.

Decomposizione in acqua degli acidi ternari

Negli acidi ternari gli anioni che vanno in soluzione sono anioni poliatomici, formati dal non

metallo ed dall’ossigeno legati da legame covalente, ed hanno tante cariche negative quanti sono gli ioni

H+che si liberano. Esempio: - -

++ ++ 2

HClO4 → H ClO4 H2CO3 → 2H CO3

- -

++ ++

3 4

H3 B O3 → 3H B O3 H4 S iO4 → 4H SiO4

Anione

Acido ternario Nomenclatura tradizionale degli anioni poliatomici

poliatomico La nomenclatura tradizionale degli anioni

Ipo…….oso → Ipo……..ito poliatomici, derivanti dalla dissociazione in acqua degli

acidi ternari, è simile a quella degli acidi di origine.

..…….oso → ……….ito Quando l’acido di origine ha desinenza ico, l’anione che ne

deriva avrà desinenza ato, mentre quando l’acido ha

……….ico → ………ato desinenza oso, l’anione derivante avrà desinenza ito. Per i

Per……..ico → Per…….ato

O O

H

H H S

C Cl Cl

O H

O

O O H H

O HCl

H CO 7 H S

2 3 HClO 2

4 composti

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non metalli con 4 numeri di ossidazione si utilizzano inoltre anche i prefissi ipo ed per, come per i

3

relativi ossiacidi . Riassumiamo la situazione:

a) se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: ione + nome non metallo terminante in ATO. Ad

-

32

esempio CO ione carbonato.

b) Se il non metallo ha 2 numeri di ossidazione: ione + nome non metallo terminante in ATO, per il

numero di ossidazione maggiore; ione + nome non metallo terminante in ITO, per il numero di

- -

42 32

ossidazione minore. Ad es. SO ione solfato (numero di ossidazione +6); SO ione solfito (numero

di ossidazione +4).

c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come avviene per gli elementi del 7° gruppo che

hanno numeri di ossidazione +1,+3,+5,+7, si hanno i seguenti quattro casi: -

ione IPO nome non metallo terminante in ITO, per il numero di ossidazione +1. Es. ClO ione

ipoclorito -

ione + nome non metallo terminante in ITO, per il numero di ossidazione +3. Es. ClO ione clorito

2 -

ione + nome non metallo terminante in ATO, per il numero di ossidazione +5. Es. ClO ione

3

clorato -

ione PER nome non metallo terminante in ATO, per il numero di ossidazione +7. Es. ClO ione

4

perclorato

Nomenclatura ufficiale degli anioni poliatomici

Il nome dell’anione si ottiene precisando, coi soliti prefissi, il numero degli atomi di ossigeno

presenti, attribuendo la desinenza ato al nome del non metallo ed indicando tra parentesi il suo numero di

- - -

ossidazione. Ad esempio: ClO anione ossoclorato (1); ClO anione diossoclorato (3); . ClO anione

2 3

-

triossoclorato (5); ClO anione tetraossoclorato (7).

4

Decomposizione degli acidi binari

Negli acidi binari gli anioni che vanno in soluzione sono anioni monoatomici, formati dal non

H+che

metallo, ed hanno tante cariche negative quanti sono gli ioni si liberano. Esempio:

- -

++ ++ 2

HCl → H Cl H S → 2H S

2

Nomenclatura degli anioni monoatomici

Sia la nomenclatura tradizionale, che quella ufficiale, stabiliscono che il nome dell’anione

-

monoatomico si ottiene aggiungendo la desinenza uro al nome del non metallo. Ad esempio F anione

- - - - -

2 2

fluoruro; Cl anione cloruro; Br anione bromuro; I anione ioduro; S anione solfuro; Se anione

seleniuro. DECOMPOSIZIONE IN ACQUA DEGLI IDROSSIDI -

Tutti gli idrossidi sono composti ionici; in acqua essi si dissociano liberando gli ioni OH ed un

-

catione metallico con tante cariche positive quanti sono gli ioni OH liberati.

OH- 2OH-

++

++ 2

Esempi: NaOH → Na Ca(OH)2 → Ca

3OH- 4OH-

++ ++

3 4

Al(OH)3 → Al Pb(OH)4 → Pb

SALI BINARI (METALLO + NON METALLO)

Sono composti ionici, che derivano dalla reazione tra acidi binari e idrossidi (idrossido + acido

binario → sale binario + acqua).

Per trovare la formula del sale binario che si forma dalla reazione tra un idrossido ed un acido

binario, si deve innanzi tutto scrivere le reazioni di decomposizione in acqua dei due composti. Facciamo

ad esempio reagire idrossido di sodio [Na(OH)] ed acido cloridrico [HCl]. Le reazioni di decomposizione

3 Per ricordare la corrispondenza tra le desinenze si può tenere a mente la frase: Federico malato, valoroso e ferito.

OH-

+ 8

Na(OH) → Na +

+ -

HCl → H + Cl composti

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sono quelle indicate. Per trovare la formula del sale binario si unisce graficamente il catione metallico con

+

l’anione non metallico; unendo poi graficamente l’ossidrile con lo ione H si trova l’acqua. In questo

specifico esempio, dopo che si sono trovate nel modo indicato le formule dei prodotti, non si deve fare

altro, in quanto la reazione è già bilanciata. La reazione totale è dunque:

Na(OH) + HCl → NaCl + H O.

2

Ecco ora un caso più complesso, che si ottiene facendo reagire l’acido solfidrico (H S) con l’idrossido

2

ferrico [Fe(OH) ]. Le reazioni di dissociazione sono quelle

+ 2-

H S → 2H + S 3

2 indicate. In questo caso le cose sono più complicate che

3+ -

Fe(OH) →Fe + 3OH nell’esempio precedente, in quanto l’anione solfuro è bivalente,

3 mentre lo ione ferrico è trivalente ed il sale deve essere un

composto elettricamente neutro. Analogamente a quanto avveniva con i numeri di ossidazione, nella

regola della scrittura dei composti binari (vedi pag.2), anche in questo caso la somma delle cariche

positive dei cationi del ferro dovrà essere uguale alla somma delle cariche negative degli anioni dello

zolfo. E’ evidente che per soddisfare tale condizione sono necessari due ioni del ferro e tre dello zolfo.

Anche qui è possibile utilizzare una forma modificata della regola di Zaza, assegnando a ciascuno dei due

elementi un indice uguale al numero delle cariche ioniche dell’altro. Questo primo passaggio può essere

così riassunto:

Fe(OH) + H S → Fe S +H O

3 2 2 3 2

La reazione a questo punto non è però bilanciata, in quanto a destra si hanno 2 atomi d ferro e 3 di

zolfo, mentre a sinistra si ha un solo atomo di entrambi. Nel bilanciamento degli elementi si segue sempre

l’ordine seguente:

a) per primo si bilancia il metallo;

b) poi si bilancia il non metallo;

c) quindi si bilancia l’idrogeno;

d) a questo punto, se il bilanciamento è corretto, l’ossigeno deve essere già bilanciato. Se ciò non accade

vuol dire che si è sbagliato e si deve ricominciare da capo.

Nel nostro esempio i primi due passaggi si eseguono mettendo un 2 davanti all’idrossido ed un 3

davanti all’acido. 2Fe(OH) + 3H S → Fe S +H O

3 2 2 3 2

A questo punto abbiamo a sinistra 12 atomi di idrogeno, per bilanciare i quali sono necessarie a

destra 6 molecole di acqua. 2Fe(OH) + 3H S → Fe S +6H O

3 2 2 3 2

Adesso anche l’ossigeno è bilanciato, perché sia a sinistra che a destra ne abbiamo 6 atomi, ed il

bilanciamento è dunque corretto.

Nomenclatura tradizionale:

a) se il metallo ha una sola numero di ossidazione: nome non metallo terminante in URO + di nome

metallo (es. cloruro di sodio [NaCl], fluoruro di potassio [KF]);

b) se il metallo ha due numeri di ossidazione: nome non metallo terminante in URO + nome metallo

terminate in OSO, per il numero di ossidazione più basso; nome non metallo terminante in URO + nome

metallo terminate in ICO per il numero di ossidazione più alto. Ad es. FeCl cloruro ferroso (numero di

2

ossidazione +2); FeCl3 cloruro ferrico(numero di ossidazione +3)

Nomenclatura ufficiale

Si scrive prima il nome del non metallo, terminante in URO, poi si aggiunge di ed il nome del

metallo; ciascun nome viene preceduto dai soliti prefissi che indicano il numero di atomi presenti per

ciascun elemento. Ad esempio: FeCl dicloruro di ferro; FeCl3 tricloruro di ferro; NaCl cloruro di

2

sodio; Al S trisolfuro di dialluminio. Li S solfuro di dilitio.

2 3 2

SALI TERNARI (METALLO + NON METALLO + OSSIGENO)

9 composti

1%5B1%5D.doc

Sono composti ionici, e pertanto solidi a temperatura ambiente, che derivano dalla reazione tra acidi

ternari e idrossidi (idrossido + acido ternario → sale

-

2+

Ca(OH) → Ca + 2OH ternario + acqua).

2 Anche in questo caso, per trovare la formula del

-

+ 33

H BO → 3H + BO sale, si deve innanzi tutto scrivere le reazioni di

3 3 decomposizione in acqua dei due composti. Facciamo ad

esempio reagire idrossido di calcio [Ca(OH) ] ed acido

2

borico [ H BO ]. Le reazioni di decomposizione sono quelle indicate sopra. Per trovare la formula del

3 3

sale ternario ancora una volta si unisce graficamente il catione metallico con l’anione non metallico;

+

unendo poi graficamente l’ossidrile con lo ione H si trova l’acqua. In questo specifico il catione è

bivalente, mentre l’anione poliatomico e trivalente, per ottenere quindi la formula del sale, che è

elettricamente neutro, occorrono 3 cationi e due anioni. Anche in questo caso è possibile utilizzare la

forma modificata della regola di Zaza; nella formula del sale si assegna dunque a ciascuno dei due ioni,

un indice uguale al numero delle cariche ioniche dell’altro. La reazione a questo punto diventa:

Ca(OH) + H BO → Ca (BO ) + H O

2 3 3 3 3 2 2

La reazione deve essere poi bilanciata, seguendo le solite regole. A destra si hanno 3 atomi di

calcio, per cui a sinistra si dovrà mettere un 3 davanti alla formula dell’idrossido; a destra si hanno inoltre

2 atomi di boro (il 2 alla sinistra della parentesi si comporta come tutti gli indici e moltiplica tutto ciò che

sta dentro alla parentesi), per cui a sinistra si dovrà mettere un 2 davanti alla formula dell’acido. Questi

passaggi si riassumono come segue:

3Ca(OH) + 2H BO → Ca (BO ) + H O

2 3 3 3 3 2 2

Dobbiamo infine bilanciare l’idrogeno, di cui a sinistra si hanno 12 atomi (6 dalle 3 molecole

dell’idrossido e 6 dalle 2 molecole dell’acido), a destra dovremo pertanto mettere un 6 davanti alla

formula dell’acqua.

3Ca(OH) + 2H BO → Ca (BO ) + 6H O

2 3 3 3 3 2 2

Anche l’ossigeno risulta bilanciato: a destra se ne hanno infatti 12 atomi (6 dalle 3 molecole

dell’idrossido e 6 dalle 2 molecole dell’acido) ed anche a destra ne abbiamo 12 (6 dalla molecola del sale

e 6 dalle molecole di acqua). Il bilanciamento è dunque correttamente concluso.

Nomenclatura tradizionale:

La nomenclatura di un sale ternario si ottiene indicando per primo il nome dell’anione poliatomico,

ricavabile dalla reazione di decomposizione in acqua dell’acido, e poi quello del catione metallico. Come

sempre, se il metallo ha un solo numero di ossidazione nel nome lo si indica con di + nome metallo,

mentre se il metallo ha due numeri di ossidazione di utilizzano le solite desinenze OSO, per il numero di

ossidazione minore ed ICO per il numero di ossidazione maggiore. Ecco alcuni esempi: CaCO carbonato

3

di calcio (il calcio ed il carbonio hanno un solo numero di ossidazione); FeCO carbonato ferroso e

3

Fe (CO ) carbonato ferrico (il ferro ha due numeri di ossidazione); Na SO solfato di sodio e Na SO

2 3 3 2 4 2 3

solfito di sodio (lo zolfo ha due numeri di ossidazione ed il sodio uno solo); Cu SO solfato rameoso e

2 4

CuSO solfato rameico (sia zolfo che rame hanno due numeri di ossidazione); KClO ipoclorito di potassio

4

e KClO perclorato di potassio (il cloro ha quattro numeri di ossidazione ed il potassio solo uno);

4

Sn(BrO) ipobromito stannoso e Sn(BrO ) perbromato stannico (il bromo ha quattro numeri di

2 4 4

ossidazione e lo stagno due).

Nomenclatura ufficiale

Si scrive per primo il nome del non metallo, terminante in ATO, con l’indicazione, tra parentesi,

del suo numero di ossidazione; quindi si aggiunge di ed il nome del metallo, avendo cura di indicare, con

le solite desinenze, il numero di atomi di ossigeno presenti nell’anione ed il numero di atomi del metallo.

Ecco alcuni esempi: 10


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DETTAGLI
Esame: Chimica
Corso di laurea: Corso di laurea in chimica
SSD:
A.A.: 2009-2010

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Exxodus di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università La Sapienza - Uniroma1 o del prof Scienze chimiche Prof.

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