REGOLE PER STABILIRE IL NUMERO DI OSSIDAZIONE DI UN ELEMENTO

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1 REGOLE PER STABILIRE IL NUMERO DI OSSIDAZIONE DI UN ELEMENTO Il numero di ossidazione è una norma convenzionale per rendere più facile la scrittura delle formule chimiche e la loro denominazione. Se al concetto di valenza (numero di elettroni che un atomo di un elemento acquista, cede o mette in comune con un altro atomo per completare l ottetto), associo il segno + o ottengo il numero di ossidazione di ciascun elemento coinvolto in un legame chimico. Più precisamente il numero di ossidazione di un atomo in un composto rappresenta la carica che l'atomo assumerebbe se gli elettroni di legame fossero attribuiti all'atomo più elettronegativo. Questo significa che nei composti ionici il n.o. coincide con la carica elettrica effettiva che assumono gli ioni, mentre invece nei composti covalenti (molecolari) è una convenzione che si adotta per facilitare la scrittura delle formule e la loro nomenclatura. Ad es.: nell acqua l O è legato con due atomi di idrogeno; nel primo legame all O si attribuiscono entrambi gli elettroni di legame, quindi esso assume un carica 1 convenzionale, mentre l H assume una carica + 1 convenzionale, nel secondo legame covalente succede la stessa cosa, per cui complessivamente l O assume il n.o. 2, mentre i due H entrambi n.o Il numero di ossidazione rappresenta, quindi, una carica arbitraria assegnata agli atomi nelle molecole seguendo determinate regole: o Il numero di ossidazione ( N.O.) di un atomo allo stato elementare è sempre 0 o In tutti i composti l ossigeno ha numero di ossidazione 2, ad eccezione dei perossidi (- 1), e quando è legato al fluoro, in cui è + 2, perché il fluoro è più elettronegativo. o In tutti i composti l idrogeno ha numero di ossidazione +1, ad eccezione degli idruri ionici (-1) o In un composto, il N.O. di un atomo del gruppo IA, è sempre +1 o In un composto, il N.O. di un atomo del gruppo IIA, è sempre +2 o Il N.O. di un alogeno (gruppo VIIA) è -1, se l'atomo a cui è legato ha elettronegatività minore. o gli ioni monoatomici hanno numero di ossidazione uguale alla carica dello ione o nelle molecole neutre la somma algebrica dei numeri di ossidazione dei singoli atomi è = 0 o in uno ione poliatomico la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi è uguale alla carica dello ione. Tabella 1. Numeri di ossidazione degli elementi più comuni. Elemento N. di ossidazione Elemento n. di ossidazione Li, Na, K + 1 Be, Mg, Ca, Ba + 2 Al + 3 Pb + 2, + 4 Sn + 2, + 4 Fe, Co, Ni + 2, + 3 Cu + 1, + 2 Ag +1 Zn + 2 Hg + 1, + 2 B + 3 C + 2, + 4 N - 3, +1, +2, +4, +5 P + 3, + 5 S - 2, +2, +4, +6 Cl - 1, +1, +3, +5, +7 Br - 1, +1, +5 I -1, +1, +5, +7 Mn +2, +3, +4, +6, +7 Cr +2, +3, +6 Esempi: Determinare il numero di ossidazione nei seguenti casi utilizzando le regole sopraindicate. 1

2 SO 3 = S + ( - 2 X 3 ) = 0 ; S = + 6 H 2 SO 3 = ( + 1 X 2 ) + S + ( - 2 X 3 ) = O ; S = +4 ClO - = Cl + (-2) = -1 ; Cl = +1 Adesso prova tu 1. Determina il numero di ossidazione del cloro nei composti: HCl e Cl 2 O. 2. Determina il n.o. del cloro nei due composti: NaClO 2 e NaClO Determina il n.o. del manganese nei due seguenti ioni: MnO 4 e MnO 4 3. COME SCRIVERE UNA FORMULA 1. Si determina l ordine di scrittura degli elementi del composto o dello ione poliatomico: a sinistra il metallo o il catione, a destra il non metallo o l anione (sia il catione che l anione possono essere poliatomici). 2. Si determina il n.o. di ogni elemento, secondo le regole date. 3. Poiché in una qualsiasi molecola la somma algebrica dei numeri di ossidazione (n.o.) di ciascun atomo deve essere uguale a zero, allora la formula di un composto binario può essere ricavata velocemente calcolando: (primo) il minimo comune multiplo dei n.o. (in valore assoluto) dei due elementi; e (secondo) il quoziente tra il m.c.m. e il n.o. (in valore assoluto) dei singoli elementi. I valori così ottenuti rappresentano gli indici degli atomi che formano la molecola. 4. Se gli indici della formula hanno un divisore comune si semplifica tramite il M.C.D. Eccetto il caso H 2 O 2. Esempio: Determinare la formula chimica del composto costituito da alluminio e ossigeno. Poiché i n.o. dei due elementi sono : Al +3 O -2 ; allora, 1) m.c.m. (3;2) = 6 2) numero atomi di Al = 6 : 3 = 2 ; numero di atomi di O = 6 : 2 = 3, quindi la formula chimica del composto è : Al 2 O 3. Ora prova tu : Determina la formula chimica del composto costituito da calcio e fluoro. Poiché i n.o. dei due elementi sono : Ca... F... ; allora, 1) m.c.m. (...;...) =... 2) numero atomi di Ca =... :... =... ; numero di atomi di F =... :... =..., quindi la formula chimica del composto è :.... REGOLE PER LE FORMULE E LA NOMENCLATURA I composti inorganici si classificano in: composti binari e composti ternari. I composti binari sono costituiti da due elementi e sono: I composti binari ionici I composti binari covalenti (molecolari) sono costituiti da un metallo e da un nonmetallo e sono in genere ionici. Appartengono a questo gruppo i sali binari, gli idruri ionici e gli ossidi basici. sono costituiti da due non-metalli o metalloidi e sono in genere covalenti. Appartengono a questo gruppo gli ossidi acidi (o anidridi), gli idracidi e gli idruri covalenti. Es.: LiCl, MgCl 2, NaH, Fe 2 O 3 Es.: CO 2, NO 2, SiO 4, HCl, NH 3, 2

3 Una ulteriore classificazione può essere questa, e sarà quella che seguiremo nella trattazione successiva: Composti binari con O (ossidi) Composti binari con H (idruri o idracidi) Composti binari senza O e H (Sali binari) Per quanto riguarda la nomenclatura essa può essere: Tradizionale secondo la notazione di Stock razionale della IUPAC (quella che verrà seguita, le altre solo nei casi in cui i nomi sono entrati nell uso comune). OSSIDI : composti binari di tutti gli elementi con l ossigeno. La formula si scrive facendo precedere il simbolo dell ossigeno dal simbolo dell elemento e attribuendo gli indici a seconda del n.o. (met/o o non-met/o). Per un generico elemento X avente numero di ossidazione +1 l ossido assume la formula X 2 O, mentre per gli elementi aventi numero di ossidazione +2, +3, +4, gli ossidi assumono rispettivamente le formule XO, X 2 O 3, XO 2. Come si ottengono: dalla reazione diretta tra l'elemento e l'ossigeno: 2 Mg + O 2 2 MgO S + O 2 SO 2 Oppure, più raramente per forte riscaldamento di composti: CaCO 3 CaO + CO 2 Nella nomenclatura IUPAC si usa l'espressione: ossido di (nome dell'elemento). Inoltre, prevede che si utilizzi il prefisso mono (tralasciato), di, tri, tetra, penta,.davanti al nome dell elemento e dell ossigeno. Es.: Cl 2 O 5 diviene pentaossido di dicloro. Tabella dei prefissi 1 mono- 6 esa- 2 di- 7 epta- 3 tri- 8 otta- 4 tetra- 9 nona- 5 penta- 10 deca- Secondo la notazione di Stock, se l elemento presenta più di un numero di ossidazione, questo viene di volta in volta indicato accanto al nome con un numero romano. Es.: FeO ossido di ferro (II) che viene letto ossido di ferro due. SO 2 ossido di zolfo (IV) che viene letto ossido di zolfo quattro. Nella nomenclatura tradizionale, attualmente poco usata se non nel linguaggio più comune, vengono chiamati ossidi (o ossidi basici) i composti tra ossigeno e metallo - met/o. Il loro nome è: ossido di.. seguito dal nome del metallo 3

4 se quest'ultimo ha un solo numero di ossidazione. Altrimenti, il composto in cui esso si presenta con il n.o. più basso assume la desinenza -oso e quello in cui il n.o. del metallo è più alto, la desinenza -ico, per es: FeO ossido ferroso ; Fe 2 O 3 ossido ferrico Nella nomenclatura tradizionale vengono chiamati anidridi (o ossidi acidi) i composti tra ossigeno e non metallo - non-met/o. Il loro nome viene indicato come: anidride (radice del non metallo)-ica. Se il non metallo forma più anidridi con un diverso numero di ossidazione si utilizzano le denominazioni elencate nella tabella 2 Tabella 2. Denominazione delle anidridi n. di ossidazione Nome +1 anidride ipo-(radice non-metallo)-osa +3 o +4 anidride (radice non-metallo)-osa +5 o +6 anidride (radice non-metallo)-ica +7 anidride per-(radice non-metallo)-ica Per es., il cloro presenta tutte le quattro possibili anidridi. n. di ossidazione Formula Nome +1 Cl 2 O Anidride ipoclorosa +3 Cl 2 O 3 Anidride clorosa +5 Cl 2 O 5 Anidride clorica +7 Cl 2 O 7 Anidride perclorica La nomenclatura tradizionale presenta numerose eccezioni rispetto alle regole indicate, proprio perché si continuano a usare molti dei nomi originari. PEROSSIDI : sono particolari ossidi con due atomi di ossigeno legati fra loro e aventi n.o. = - 1. I perossidi si chiamano semplicemente: perossido di idrogeno (H 2 O 2 ), perossido di sodio (Na 2 O 2 ), ecc.. Sono composti poco stabili e si decompongono con sviluppo di ossigeno. ESERCIZI D1. Denomina secondo le tre nomenclature (IUPAC, Stock, Tradizionale) i seguenti composti. a) P 2 O 5 ; b) MgO ; c) MnO 3 ; a) CoO ; a) Ag 2 O ; D2. Scrivi le formule dei seguenti composti. a) ossido rameoso ; b) ossido di cromo(iii) ; c) anidride solforosa ; d) anidride permanganica ; e) diossido di piombo. 4

5 IDRURI : i composti binari contenenti idrogeno sono detti idruri a eccezione dei composti tra idrogeno e gli elementi dei gruppo VII A, che vengono detti idracidi. IDRURI IONICI. Se l'idrogeno è legato a un metallo del I, II e III gruppo si hanno gli idruri ionici [M(I-II-III)/H], come per esempio l'idruro di litio (LiH). L idrogeno ha numero di ossidazione 1. Tuttavia, gli idruri con i metalli del gruppo III sono idruri covalenti, perché la differenza di elettronegatività è molto bassa e quindi si crea un legame covalente. IDRURI COVALENTI. Se invece l'idrogeno è legato a un semimetallo o un non-metallo del IV, V gruppo [SM/H o N-M/H) si hanno gli idruri covalenti, come per esempio il triidruro di azoto (NH 3 ). Il numero di ossidazione dell H è generalmente -1. Come si ottengono: in pratica si formano dalla reazione tra l'idrogeno e l'elemento. Per es.: Ca + H 2 CaH 2 N H 2 2 NH 3 La scrittura della formula è la seguente: ( met/h ) oppure ( non-met/h ). La nomenclatura degli idruri più semplice è la IUPAC: idruro di (nome dell'elemento), Il numero di atomi di idrogeno presenti nella molecola viene indicato quando elemento e idrogeno possono dar luogo a più composti. Nella nomenclatura tradizionale si usano i nomi legati alla consuetudine per i composti dell'h con i non-metalli e i nomi correlati ai n.o. per quelli con i metalli. (Tabella 3). Tabella 3. Denominazione degli idruri. Formula Nome IUPAC Nome tradizionale o di Stock NH 3 triidruro di azoto ammoniaca CH 4 tetraidruro di carbonio metano FeH 2 diidruro di ferro idruro ferroso o di ferro (II) FeH 3 triidruro di derro idruro ferrico o di ferro (III) IDRACIDI : Sono composti dell idrogeno con non-metalli del VI e VII gruppo. L idrogeno ha numero di ossidazione +1. La scrittura della formula è la seguente: ( H/non-met ). Secondo le regole IUPAC della nomenclatura razionale questi stessi composti prendono i nomi rispettivamente di: "cloruro di idrogeno" e "solfuro di idrogeno". Cioè il nome viene ottenuto con: (radice del non-metallo)-uro di idrogeno. Secondo la nomenclatura tradizionale (che è quella preferita se si considerano questi composti in soluzione acquosa) essi si nominano aggiungendo la desinenza "idrico" alla radice dell elemento preceduta dal termine "acido": 5

6 acido (radice del non-metallo)-idrico. HCl = acido cloridrico H 2 S = acido solfidrico ESERCIZI D3. Denomina secondo le tre nomenclature i seguenti composti. a) CuH 2 ; b) HI ; D4. Scrivi le formule dei seguenti composti. a) cloruro di idrogeno ; b) acido fluoridrico. I COMPOSTI TERNARI sono formati da 3 elementi e i più importanti sono gli idrossidi e gli ossiacidi. I composti ternari ionici sono gli idrossidi e i sali degli ossiacidi. Es.: NaOH, Na 2 SO 4 I composti ternari covalenti (molecolari) sono gli ossiacidi. Es.: H 2 SO 3 IDROSSIDI : Hanno come gruppo caratteristico l "ossidrile" OH e si scrivono: ( met/o/h ). Si ottengono dagli ossidi basici + acqua: Na 2 O + H 2 O 2NaOH, oppure dalla reazione tra un metallo e acqua: 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 Gli ossidrili sono tanti quanto il numero di ossidazione del metallo. Anche in questo caso per scrivere la formula chimica si ricorre al metodo del m.c.m., basta ricordare che la carica dello ione OH -1 è unitaria. Ad esempio: Determinare la formula chimica del composto tra il calcio e OH. Poiché i n.o. sono : Ca +2 OH -1 ; allora, 1) m.c.m. (2;1) = 2 2) numero atomi di Ca = 2 : 2 = 1 ; numero di gruppi OH = 2 : 1 = 2, quindi la formula chimica del composto è : Ca(OH) 2. Hanno nomi simili a quelli degli ossidi, ma al posto della parola ossido prendono " idrossido". Es: Ca(OH) 2 = idrossido di sodio. Nella nomenclatura IUPAC si indica sempre il numero dei gruppi OH; in quella tradizionale si utilizzano i suffissi -oso/-ico nel caso di metalli con diversi n.o., e nella Stock si mette il n.o.. alla fine tra parentesi (Tabella 4). 6

7 Tabella 4. Denominazione degli idrossidi Formula IUPAC Stock Nome tradizionale CuOH idrossido di rame idrossido di rame (I) idrossido rameoso Cu(OH) 2 diidrossido di rame idrossido di rame (II) idrossido rameico ACIDI OSSIGENATI (o OSSIACIDI) : si ottengono dagli ossidi acidi (o anidridi) + acqua. La loro formula viene scritta ponendo nell ordine: idrogeno, non metallo, ossigeno ( H/nonmet/O ). La formula si può ottenere considerando la reazione tra anidride e acqua, eseguendo la somma degli atomi di ciascun tipo e semplificando gli indici divisibili per due. Nella nomenclatura tradizionale, quella tuttora più usata, assumono lo stesso nome delle corrispondenti anidridi, sostituendo alla parola anidride la parola "acido". Es.: SO 3 (anidride solforica) + H 2 O H 2 SO 4 (acido solforico) N 2 O 3 (anidride nitrosa) + H 2 O H 2 N 2 O 4 (acido nitroso) = 2 HNO 2 * Attenzione! La formula dell'acido nitroso è HNO 2. Il due posto davanti indica che nella reazione si ottengono due molecole. Alcune anidridi si combinano con l'acqua in un rapporto diverso da 1:1, cioè con più di una molecola d'acqua in particolare con le anidridi di fosforo, arsenico, antimonio, silicio e boro. In questo caso si usa: il prefisso meta per l'acido meno idrato: P H 2 O il prefisso piro per la forma intermedia: P H 2 O il prefisso orto per l'acido più idrato: P H 2 O 2 HPO 3 (acido metafosforico) H 4 P 2 O 7 (acido pirofosforico) 2 H 3 PO 4 (acido ortofosforico) Esistono anche acidi (detti poliacidi) che si formano da più molecole di anidride con una o più molecole di acqua; per denominare questi acidi si usano i prefissi tri- e tetra-: 2 B 2 O 3 (anidride borica) + H 2 O H 2 B 4 O 7 (acido tetraborico) La nomenclatura tradizionale, come si vede è abbastanza complessa, quindi sarebbe opportuno memorizzare i nomi degli acidi più comuni. Vedi a questo proposito la Tabella 5. La nomenclatura razionale IUPAC è più complessa, ma in realtà più semplice. Si ottiene scrivendo in ordine: acido + n atomi ossigeno + "osso" + n atomi non-metallo + radice del non-metallo + -ico + (n.o.) non metallo per cui l acido solforico: H 2 SO 4 diventa "acido tetraossosolforico (VI)". L acido nitrico (HNO 3 ) "acido triossonitrico (V)". Tabella 5. Nomenclatura degli ossiacidi 7

8 Reazione anidride + H 2 O Formula acido Nome tradizionale Nome IUPAC Cl H 2 O 2 HClO HClO acido ipocloroso acido monoossoclorico (I) S0 2 + H 2 O H 2 SO 3 H 2 SO 3 acido solforoso acido triossosolforico (IV) S0 3 + H 2 O H 2 SO 4 H 2 SO 4 acido solforico acido tetraossosolforico (VI) N H 2 O 2 HNO 2 HNO 2 acido nitroso acido diossonitrico (III) N H 2 O 2 HNO 3 HNO 3 acido nitrico acido triossonitrico (V) Mn H 2 O 2 HMnO 4 HMnO 4 acido permanganico acido tetraossomanganico (VII) P H 2 O 2 H 3 PO 4 H 3 PO 4 acido ortofosforico acido tetraossofosforico (V) RADICALI DEGLI ACIDI Tutti gli acidi visti, sia gli ossiacidi sia gli idracidi, disciolti in acqua possono cedere uno o più ioni H +. Si ottiene così un anione la cui carica formale negativa dipende dal numero di ioni idrogeno sottratti: acido H + + anione. I nomi degli anioni derivano direttamente da quelli degli acidi, cambiando le desinenze nei seguenti modi: -ico -oso -idrico -ato -ito -uro Tabella 5 - Nomenclatura dei radicali degli acidi (sottrazione totale) Formula acido Formula radicale acido Nome tradizionale IUPAC HCl Cl - cloruro cloruro H 2 S S 2- solfuro solfuro HClO ClO - ipoclorito monossoclorato (I) H 2 SO 3 SO 2-3 solfito triossosolfato (IV) H 2 SO 4 SO 2-4 solfato tetraossosolfato (VI) HNO 2 NO - 2 nitrito diossonitrato (III) HNO 3 NO - 3 nitrato triossonitrato (V) Se la sottrazione degli ioni H + è parziale si devono segnalare la presenza degli idrogeni rimasti nel modo indicato nella Tabella 6. Un esempio tipico di sottrazione parziale è quello dell'acido fosforico che, oltre allo ione fosfato, può dare altri due radicali acidi per sostituzione parziale dell'idrogeno: H 3 PO 4 H 2 PO H +, H 3 PO 4 HPO H +, 8

9 H 3 PO 4 PO H +. In particolare gli acidi che contengono più di un idrogeno, come H 3 PO 4, sono detti poliprotici. Tabella 6 - Nomenclatura dei radicali degli acidi (sottrazione parziale). * Il numero degli ossigeni viene sempre tralasciato. Formula radicale Nome tradizionale IUPAC * HS - bisolfuro idrogenosolfuro HSO - 4 bisolfato idrogenosolfato (VI) HSO - 3 bisolfito idrogenosolfato (IV) H 2 PO - 4 fosfato biacido diidrogenofosfato (V) HPO 4 2- fosfato monoacido idrogenofosfato (V) Per avere un prospetto più ampio degli ioni positivi e negativi più comuni vedi anche il testo "Corso di chimica" di S. Russo e M. Silver, ed. Le Monnier, a pagina ESERCIZI D5. Denomina secondo le tre nomenclature i seguenti composti. a) H 3 BO 3 ; b) Pb(OH) 4 ; c) H 2 CrO 4 ; d) Ni(OH) 2 ; d) Co(OH) 3. D6. Scrivi le formule dei seguenti composti. a) acido ipobromoso ; b) idrossido rameico ; c) acido ortofosforico ; d) acido triossosolforico (IV) ; e) triidrossido di ferro. SALI BINARI e TERNARI : si ottengono dai rispettivi acidi sostituendo in tutto "sali neutri" ( sali binari [met/non-met] ) e sali ossigenati [met/non-met/o] ) o in parte "sali acidi" gli atomi di idrogeno. La parte metallica (catione) del sale viene scritta per prima, segue la parte non metallica o "radicale acido" (anione). Per scrivere la formula chimica occorre bilanciare le cariche, rispettivamente, del metallo e del radicale acido, ciò si ottiene calcolando: (primo) il minimo comune multiplo delle cariche (in valore assoluto) del metallo e del radicale acido; e (secondo) il quoziente tra il m.c.m. e la carica (in valore assoluto) del metallo e del radicale acido. I valori così ottenuti rappresentano gli indici degli atomi che formano i gruppi ionici. Per esempio usando Al 3+ e SO 4 2- si avrà: 1) m.c.m. (3;2) = 6 2) indice di Al 3+ = 6 : 3 = 2 ; indice di SO 4 2- = 6 : 2 = 3 Quindi la formula minima del composto ionico considerato è: Al 2 (SO 4 ) 3 9

10 Il nome di un sale neutro deriva dal nome del radicale dell acido corrispondente, seguito dal nome del metallo, per es.: Tabella 7. Nomenclatura dei sali neutri. Formula Nome tradizionale IUPAC Stock FeCl 2 cloruro ferroso dicloruro di ferro cloruro di ferro (II) FeCl 3 cloruro ferrico tricloruro di ferro cloruro di ferro (III) CaCO 3 carbonato di calcio triossocarbonato (IV) di calcio carbonato di calcio Na 2 SO 4 solfato di sodio tetraossosolfato (VI) di disodio solfato di sodio FePO 4 fosfato ferrico tetraossofosfato (V) di ferro fosfato di ferro (III) triossocarbonato (IV) di (NH 4 ) 2 CO 3 carbonato di ammonio carbonato di ammonio diammonio Il nome di un sale acido deriva dal nome del radicale dell acido da cui deriva per sottrazione parziale degli ioni idrogeno, seguito dal nome del metallo, ad es.: Tabella 8. Nomenclatura dei sali acidi. Formula Nome tradizionale IUPAC Stock Ca(HS) 2 bisolfuro di calcio diidrogenosolfuro di calcio bisolfuro di calcio NaHSO 4 bisolfato di sodio idrogenosolfato (VI) di sodio bisolfato di sodio Fe(HCO 3 ) 2 CuH 2 PO 4 K 2 HPO 4 bicarbonato ferroso diidrogenocarbonato (IV) di ferro fosfato biacido di rame diidrogenofosfato (V) di rame fosfato monoacido di potassio idrogenofosfato (V) di dipotassio Cu(H 2 PO 4 ) 2 fosfato biacido rameico didiidrogenofosfato (V) di rame bicarbonato di ferro (II) fosfato biacido di rame (I) fosfato monoacido di K fosfato biacido di rame (II) Alcuni sali detti "basici" uniscono uno o più ioni OH (idrossido) all anione dell acido. Tali sali sono denominati con l aggiunta monobasico o dibasico, a seconda del numero di gruppi OH, che sono indicati tra parentesi. Es:. Ca(OH)NO 3 nitrato monobasico di calcio. ESERCIZI D7. Denomina secondo le tre nomenclature i seguenti composti. a) Cu 2 CO 3 ; b) KHSO 4 ; c) Fe 2( SO 4 ) 3 ; d) Al(HCO 3 ) 3 ; d) Li 2 HPO 4. D8. Scrivi le formule dei seguenti composti. a) di-idrogenocarbonato (IV) di magnesio ; b) solfato di ferro (II) ; c) tetraossoclorato (VII) di potassio ; d) ipoclorito di calcio ; e) nitrito ferrico. 10

11 RISOLUZIONE DEGLI ESERCIZI R1. a) pentaossido di difosforo ; ossido di fosforo (V) ; anidride fosforica b) ossido di magnesio ; ossido di magnesio ; ossido di magnesio c) triossido di manganese ; ossido di manganese (VI) ; ossido manganico d) ossido di cobalto ; ossido di cobalto (II) ; ossido cobaltoso e) ossido di diargento ; ossido di argento ; ossido di argento R2. a) Cu 2 O ; b) Cr 2 O 3 ; c) SO 2 ; d) Mn 2 O 7 ; e) PbO 2 R3. a) diidruro di rame ; idruro di rame (II) ; idruro rameico b) ioduro di idrogeno ; ioduro di idrogeno ; acido iodidrico R4. a) HCl ; b) HF. R5. Per risolvere questo esercizio devi: 1) determinare il n.o. del metallo (dell'idrossido) o del non metallo (dell'acido ossigenato); 2) poi scrivere la reazione da cui si ricava l'idrossido o l'acido ossigenato; 3) infine dare il nome al composto. a) H 3 BO 3 : (+1 x 3) + B + (-2 x 3) = 0 ; B = +3. Quindi, B H 2 O 2 H 3 BO 3. Acido ortoborico - acido triossoborico (III). b) Pb(OH) 4 : Pb = +4. Quindi, Pb H 2 O Pb(OH) 4. Idrossido piombico - tetraidrossido di piombo - idrossido di piombo. (IV). c) H 2 CrO 4 : (+1 x 2) + Cr + (-2 x 4) = 0 ; Cr = +6. Quindi, Cr0 3 + H 2 O H 2 CrO 4. Acido cromico - acido tetraossocromico (VI). d) Ni(OH) 2 : Ni = +2. Quindi, Ni0 + H 2 O Ni(OH) 2. Idrossido nicheloso - diidrossido di nichel - idrossido di nichel (II). e) Co(OH) 3 : Co = +3. Quindi, Co H 2 O 3 Co(OH) 3. Idrossido cobaltico - triidrossido di cobalto - idrossido di cobalto (III). R6. In questo esercizio per trovare la formula degli ossiacidi devi ricavarti la reazione anidride + acqua da cui si ottiene l'acido. a) Br H 2 O H 2 Br 2 O 2 2 HBrO 11

12 b) Cu(OH) 2 c) P H 2 O H 6 P 2 O 8 2 H 3 PO 4. d) S0 2 + H 2 O H 2 SO 3. e) Fe(OH) 3. R7. a) carbonato rameoso ; triossocarbonato (IV) di rame - carbonato di rame (I) b) bisolfato di potassio - idrogenosolfato (VI) di potassio - bisolfato di potassio c) solfato ferrico - tri-tetraossosolfato (VI) di diferro - solfato di ferro (III) d) bicarbonato di alluminio - tri-idrogenocarbonato (IV) di alluminio - bicarbonato di alluminio (III) e) fosfato monoacido di litio - idrogenofosfato (V) di dilitio - fosfato monoacido di litio R8. a) Mg(HCO 3 ) 2 ; b) FeSO 4 ; c) Cl 2 O 7 + H 2 O H 2 Cl 2 O 8 2 HClO 4 quindi KClO 4 d) Cl 2 O + H 2 O H 2 Cl 2 O 2 HClO quindi Ca(ClO) 2 e) N 2 O 3 + H 2 O H 2 N 2 O 4 2 HNO 2 quindi Fe(NO 2 ) 3 12