2 100% IONICO COVALENTE PURO

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

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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 e che Gli atomi di tutte le sostanze elementari hanno Numero di Ossidazione uguale a zero. 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 II III IV V VI VII 1 H +1/-1 2 Li +1 Be +2 B +3 C +4/+2 N +5/+3 +4/+2+1-2/-3 O -2/-1 F -1 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 I +7/+5/+1-1 6 Cs +1 Ba +2 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 Mg 2+ (nox = +2); Cl 1- (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 H 2 O 2 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 SO 3, si procederà in questo modo: 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. 2) Per calcolare il nox dello zolfo nello ione poliatomico HSO 4 - 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 e sopra il simbolo scriviamo il nox A 2 B 81

poi incrociamo i numeri : scriviamo il nox (senza segno) del primo elemento (A) in basso a destra del secondo elemento (B) e viceversa. A2B3! Suggerimento 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 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 X 2 Y! X 2 4 Y! X Y 2 6.5.1 - Idruri dei metalli Sono composti binari formati da Idrogeno legato con atomi di metalli più elettropositivi. In tali composti l'idrogeno presenta nox -1 (ione 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 MeH 2 Il loro nome è formato dal termine "idruro" seguito dal nome del metallo: NaH (idruro di sodio) MgH 2 (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 Triidruro di azoto PH3 Fosfina Triidruro di fosforo L idruro di sodio è un solido cristallino incolore. Fonte: Wikipedia AsH3 Arsina Triidruro di arsenico 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 HF HCl Nomenclatura tradizionale Nomenclatura IUPAC acido fluoridrico acido cloridrico fluoruro di monoidrogeno cloruro di monoidrogeno H2S acido solfidrico solfuro di diidrogeno HBr acido bromidrico bromuro di monoidrogeno HI acido iodidrico 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 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 + O 2 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) : Boro (+3) B2O3 (Anidride Borica) NMe(Non-Metallo) nox = +x, oppure +y con x <y N2Ox (Anidride Non-Metallo osa) N2Oy (Anidride NonMetallo ica) : 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) : 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 85

: 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 Nome IUPAC B +3 B2O3 Anidride borica Triossido di Boro C +4 CO2 Anidride carbonica Diossido di carbonio +2 CO Anidride carboniosa Monossido di carbonio S +4 SO2 Anidride solforosa Diossido di zolfo +6 SO3 Anidride solforica Triossido di zolfo P +3 P2O3 Anidride fosforosa Triossido di difosforo +5 P2O5 Anidride fosforica Pentossido di difosforo Cl +1 +3 +4 +5 +7 Cl2O Cl2O3 ClO2 Cl2O5 Cl2O7 Anidride ipoclorosa Anidride clorosa Diossido di cloro Anidride clorica Anidride perclorica 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. Perossido di idrogeno H 2 O 2 (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: O2 - l'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 H x X y O z 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 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 - ). 88

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 Idrossido di Sodio Fe(OH) 2 Idrossido Ferroso il Fe ha nox = +2 Fe(OH) 3 Idrossido Ferrico il Fe ha nox = +3 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 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 (Na nox=+1) Na 2 O + H 2 O 2NaOH Esempi mentre dall'ossido di calcio si ottiene l'idrossido di calcio (Ca nox=+2) CaO + H 2 O Ca(OH) 2 e dall'ossido rameico si ottiene l'idrossido rameico (Cu nox= +1;+2) Cu2O + H 2 O 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 H 2 SO 3 SO3 + H2O H 2 SO 4 Secondo la Nomenclatura Tradizionale il nome degli Ossiacidi si ottiene da quello dell'anidride corrispondente, sostituendo il termine "acido" al termine "anidride". H 2 SO 3 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. H 2 SO 3 Acido triossosolforico (IV), lo zolfo ha nox = +4 H 2 SO 4 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) 90 P2O3 + 2H2O H4P2O5 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 SiO2 + H2O H2SiO3 acido triossoborico (III) acido metasilicico acido triossosilicico (IV) L acido borico in soluzione acquosa diluita al 3-5% è utilizzato come disinfettante. Fonte: Wikipedia SiO2 + 2 H2O H4SiO4 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 Ca 2+ 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 Ca 2+ 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 Cu 2+ 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 + CO3 2- acq Naturalmente è possibile scrivere l'intera ionizzazione in forma sintetica: H2CO3 + H2O 2H + acq + CO3 2- 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

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 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. 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 - ITO - ICO - 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

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) K2CO 3 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.) KHCO 3 l anione deriva dall acido Carbonico: HCO3 - IdrogenoCarbonato di Potassio (N.T.) triossoidrogenocarbonato (4) di Sodio(N.U.) Esempi Fe(HSO 3 ) 2 l anione deriva dall acido Solforoso: HSO3 - IdrogenoSolfito Ferroso (N.T.) monoidrogenotriossosolfato (4) di Ferro (2) (N.U.) Fe(H2PO 4 ) 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 NaHCO 3 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

98 SINTESI

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) Risoluzione: a) La carica dello ione Ba 2+ quindi dovrà essere neutralizzata da 2 ioni Cl - b) Vi sono due errori. Lo ione sodio è monoatomico e quindi non richiede parentesi. Lo ione solfuro è S 2-, non SO3 2- (detto solfito ). La formula corretta è Na2S. c) I numeri in parentesi si riferisce alla carica dello ione, non al numero di ioni nella formula.. Fe 2+ è il catione; è quindi necessario 1 ione SO4 2- per neutralizzare la sua carica. La formula corretta è FeSO4. d) 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: Il fosfato di Litio è (Li)4PO4 CORREZIONE 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 Br - IO3 - CN - SO4 2- NO2 - Risoluzione: 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 Nome IUPAC 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

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? a) Hg(OH) 2 b) Hg(OH) c) HgOH d) Hg(OH)4 26. Individuare l acido piro a) H3CO3 b) HBO2 c) H4P2O7 d) H3AsO4 27. Individuare la formula errata fra le seguenti proposte a) Na3PO3 b) Li2SO3 c) Hg2O d) HCO3 28. Individuare il sale che non esiste a) Carbonato acido di Sodio b) Nitrito basico di Calcio c) Solfuro acido di Calcio 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 Fe 2+. 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 SO3 2-. Perciò, 2 ioni Na + neutralizzano 1 ione SO3 2-. La formula è Na2SO3. c) Ba 2+ 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