Abbiamo visto come nella tavola periodica gli elementi possono essere distinti in due grandi categorie:

  • metalli
  • non metalli

Sia dai metalli che dai non metalli traggono origine una serie piuttosto lunga di composti.

METALLI NON METALLI
 Metalli + Ossigeno = Ossidi Non Metalli + Ossigeno = Ossidi (Anidridi)
 Ossidi + Acqua = Idrossidi Anidridi + Acqua = Ossiacidi
 Metalli+ Idrogeno = Idruri Non Metalli+ Idrogeno = Idracidi/Idruri

In questa unità impareremo le regole che bisogna seguire per dare un nome a tutte queste molecole ed ai sali.

Al fine di evitare di imparare a memoria tutti i nomi delle sostanze è opportuno riconoscere la posizione di alcuni elementi principali riconoscendone il simbolo e la collocazione nella tavola periodica. Tra questi:

I gruppo

II gruppo

III gruppo

IV gruppo

V gruppo

VI gruppo

VII gruppo

H

Mg

B

C

N

O

F

Li

Ca

Al

Si

P

S

Cl

Na

Sr

 

 

As

 

Br

K

Ba

 

 

 

 

I

 

 

 

 

 

 

 

in blu metalli

in rosso non metalli

 

 

 

Nella precedente unità didattica abbiamo visto come gli atomi si uniscano in molecole formando dei legami.

La formazione di questi legami è connessa all’azione degli elettroni di valenza, ossia a quelli del livello elettronico più esterno.

Come VALENZA intendiamo il numero di elettroni che un elemento mette in gioco nella formazione di un legame con un altro atomo.

Facciamo un esempio considerando sia un composto ionico che uno coovalente:

  • composto ionico ad esempio NaCl

    Il sodio cede un elettrone al cloro (che lo acquista) gli elettroni messi in gioco sono quindi uno.

    La valenza del sodio e del cloro nel cloruro di sodio è quindi uno

  • composto coovalente ad esempio NH3

    L’atomo di azoto mette in comune con ciascuno dei tre atomi di idrogeno un elettrone (valenza 3)

    Ogni atomo di idrogeno mette in comune un elettrone (valenza 1)

E’ da notare che la valenza di un elemento non è sempre la stessa, ma può cambiare a seconda della molecola che si forma.

Una estensione del concetto di valenza è il numero di ossidazione.

Prendiamo di nuovo in considerazione il primo esempio (NaCl), in questo caso il sodio ha perso un elettrone possiamo perciò attribuire un segno positivo alla valenza (elettrone carica negativa).

Il numero di ossidazione del sodio nel NaCl sarà quindi +1.

Il cloro ha acquistato l’elettrone è quindi avrà un numero di ossidazione pari a -1.

Nel caso dei composti coovalenti polari il segno negativo sarà attribuito alla valenza dell’elemento più elettronegativo.

Se riconsideriamo il secondo esempio, nell’ammoniaca l’azoto più elettronegativo avrà numero di ossidazione -3, mentre l’idrogeno +1.

Possiamo quindi considerare il numero di ossidazione alla stregua della valenza con un segno algebrico, che sarà negativo nei riguardi dell’elemento più elettronegativo

E’ possibile determinare la valenza e/o il numero di ossidazione degli elementi costituenti una molecola seguendo delle semplici regole.

  1. Il numero di ossidazione degli elementi o degli atomi singoli è sempre zero (ad esempio H2, N2,O2,Fe, Mg etc)
  2. Il numero di ossidazione degli elementi del primo gruppo è sempre +1 (fa eccezione l’idrogeno che negli idruri ha numero di ossidazione -1)
  3. Il numero di ossidazione degli elementi del secondo gruppo è sempre +2
  4. Il numero di ossidazione degli elementi del terzo gruppo è sempre +3
  5. il numero di ossidazione dell’ ossigeno è praticamente sempre -2

Alcuni elementi posseggono più numeri di ossidazione.

Mentre per gli elementi di transizione non è possibile stabilire una regola a carattere generale (si deve guardare la tavola periodica) per determinare il numero di ossidazione, per gli elementi dei gruppi 4, 5, 6 ,7 (seppur con delle eccezioni) possiamo dire:

  • il numero di ossidazione massimo corrisponde con quello del gruppo di appartenenza (ad esempio +5 per l’azoto del quinto gruppo)
  • il numero di ossidazione secondario si ottiene sottraendo 2 al valore massimo (ad esempio +3 per l’azoto del quinto gruppo)
  • per gli elementi del settimo gruppo oltre a +7 e +5 possono esistere anche +3 e +1

 La nomenclatura dei composti inorganici dovrebbe essere data seguendo le regole di un istituto internazionale (International Union of Pure and Applied Chemistry = IUPAC), , tuttavia permane in uso per molte molecole una nomenclatura tradizionale.

Per questo motivo nei successivi capitoli impareremo sia le regole di nomenclatura IUPAC che quelle della nomenclatura tradizionale

 Gli ossidi

Con il termine di ossido intendiamo comunemente un composto binario (formato da due elementi) costituito dalla unione di un metallo e dall’ossigeno.

La formula generale di un ossido è quindi

MexOy

Supponiamo di voler trovare la formula dell’ossido di sodio, vediamo come possiamo ragionare

  • l’ossigeno ha numero di ossidazione -2 (valenza 2)
  • il sodio è del primo gruppo quindi numero di ossidazione +1 (valenza 1)
  • la formula generale dell’ossido di sodio sarà  NaxOy
  • per trovare il valore di x e y facciamo il minimo comune multiplo tra le due valenze mcm 2 e 1 = 2
  • il valore di x sarà il mcm diviso la valenza del sodio (2:1 = 2)
  • il valore di y sarà il mcm diviso la valenza del ossigeno (2:2=1)

la formula corretta sarà quindi (il valore 1 non si mette):

Na2O

Poiché il sodio ha un unico numero di ossidazione il nome tradizionale è proprio ossido di sodio.

Nella nomenclatura iupac vengono utilizzati dei prefissi derivanti dai numeri greci:

  • mono
  • di
  • tri
  • tetra
  • penta
  • esa
  • epta

il nome iupac dell’ossido di sodio è quindi

(mono)ossido didisodio    

il prefisso mono può essere omesso.

Prendiamo in esame ora un ossido di un metallo che ha due numeri di ossidazione ad esempio il ferro(+3, +2).

Per questo elemento potremmo formare quindi due ossidi che avranno la seguente formula

–  ferro +3  ->  Fe2O3   nome iupac triossido di diferro

–  ferro +2  ->   FeO     nome iupac monossido di (mono)ferro

Come possiamo vedere non abbiamo avuto nessun problema a dare la nomenclatura iupac a questi due ossidi, ma come ci comportiamo con la nomenclatura tradizionale?.

Nella nomenclatura tradizionale si usano dei suffissi per indicare la valenza massima o minima del metallo.

ICO corrisponde alla valenza massima

OSO corrisponde alla valenza minima.

avremo quindi l’ossido ferrico (equivalente al triossido di diferro) e l’ossido ferroso (equivalente al monossido di monoferro)

 
 

 Le Anidridi

Con il termine di anidride  intendiamo comunemente un composto binario (formato da due elementi) costituito dalla unione di un non metallo e dall’ossigeno.

La formula generale di un ossido è quindi

NMexOy                     (NMe = generico non metallo)

NB nella nomenclatura iupac non viene fatta distinzione tra ossidi e anidridi (vengono entrambi denominati ossidi), mentre la distinzione interessa la nomenclatura tradizionale

La nomenclatura tradizionale prevede ancora il suffisso ICO e/o OSO, ma al posto di ossido si usa il nome anidride.

Vediamo ad esempio quale formula è quella dell’anidride carbonica.

Il carbonio è del quarto gruppo, il suffisso  ico corrisponde al massimo del numero di ossidazione (ossia 4).

Dovremo quindi comporre l’anidride carbonico facendo il minimo comune multiplo tra  il carbonio con valenza 4 e l’ossigeno con valenza 2.

Seguendo le regole riportate per gli ossidi avremo quindi per l’anidride carbonica la formula

CO2 che corrisponde alla nomenclatura iupac come diossido di carbonio

Proviamo a fare ora la formula dell’anidride solforosa.

Lo zolfo è del sesto gruppo, il suffisso iso corrisponde al numero di ossidazione secondario di quattro (ossia 6-2 = 4).

L’anidride solforosa avrà quindi formula SO2 corrispondente alla nomenclatura iupac di diossido di zolfo.

Come abbiamo già accennato alcuni degli  elementi del settimo gruppo possono avere più di due numeri di ossidazione, rispettivamente +7 , +5, +3, +1.

Poichè con la nomenclatura tradizionale possiamo utilizzare solo due suffissi (ICO e OSO) appare evidente l’impossibilità di attribuire il nome a 4 composti diversi.

Prendiamo ad esempio il cloro vediamo quali anidridi può formare

n° di ossidazione cloro = 7       Cl2O7    nome iupac eptossido di dicloro

n° di ossidazione cloro = 5       Cl2O5    nome iupac pentossido di dicloro

n° di ossidazione cloro = 3       Cl2O3    nome iupac triossido di dicloro

n° di ossidazione cloro = 1       Cl2O    nome iupac monossido di dicloro

Come si può osservare con la nomenclatura iupac non ci sono problemi, ma come ci comportiamo con la nomenclatura tradizionale?

In questo caso alle due valenze massime  (7,5) permane il suffisso ICO, mentre alle due valenze minime (3,1) permane il suffisso OSO.

Per distinguere la valenza 7 da quella 5 si utilizza un prefisso rafforzativo (PER) per la valenza maggiore, mentre per distinguere la valenza 3 da quella 1 si utilizza un prefisso riduttivo (IPO) per la valenza minore.

Riassumendo avremo

Cl2O7 anidride PERclorICA

Cl2O5anidride clorICA

Cl2O3anidride clorOSA

Cl2O  anidride IPOclorOSA

 Gli Idrossidi

Se agli ossidi aggiungiamo dell’acqua otteniamo gli idrossidi.

Gli idrossidi sono costituiti da tre elementi, idrogeno, ossigeno e metallo (composti ternari).

Gli idrossidi hanno formula generale Me(OH)n  con n che equivale alla valenza del metallo (si legge Me OH preso n volte).

Il gruppo OH caratteristico degli idrossidi ha infatti n° di ossidazione complessivo -1, dato che l’ossigeno vale -2, mentre l’idrogeno +1 (-2+1 = -1)

Di conseguenza supponendo di fare l’idrossido di calcio avremo:

Il calcio con numero di ossidazione +2, lo ione OH con numero di ossidazione -1, facendo il minimo comune multiplo con le valenza otterremo:

Ca(OH)2.

Le formule degli idrossidi sono quindi molto semplici da ottenere vediamone alcune:

FORMULA

VALENZA METALLO

NOME TRADIZIONALE

NOME IUPAC

NaOH

1 (valenza unica)

idrossido di sodio

idrossido di sodio

Mg(OH)2

2 (valenza unica)

idrossido di magnesio

diidrossido di magnesio

Al(OH)3

3 (valenza unica)

idrossido di alluminio

triidrossido di alluminio

Sn(OH)2

2 (può valere anche 4)

idrossido stannoso

diidrossido di stagno

Sn(OH)4

4 (può valere anche 2)

idrossido stannico

tetraidrossido di stagno

Notiamo che se la valenza del metallo è 1 non si mette la parentesi nel gruppo OH.

 Gli Ossiacidi

Se alle anidridi aggiungiamo dell’acqua otteniamo degli ossiacidi.

Gli ossiacidi, come gli idrossidi sono quindi costituiti da tre elementi, idrogeno, ossigeno ed il non metallo.

La formula generale degli ossiacidi è:

HxNmOy con Nm generico non metallo.

Per imparare a ricavare le formule degli ossiacidi riprendiamo una  parte della tavola periodica che abbiamo visto all’inizio:

III gruppo

IV gruppo

V gruppo

VI gruppo

VII gruppo

B

C

N

O

F

 

Si

P

S

Cl

 

 

As

 

Br

 

 

 

 

I

La nomenclatura tradizionale degli ossiacidi è analoga a quella delle anidridi, ad esempio dall’anidride nitrica, aggiungendo acqua si otterrà l’acido nitrico.

Vediamo di ricavare la formula dell’acido nitrico seguendo i seguenti passaggi

Acido Nitrico 

  1. individuiamo l’elemento -> Azoto simbolo chimico N
  2. Scriviamo la formula generale dell’ossiacido HNO
  3. Il nome dell’acido termina con ICO quindi la valenza è quella massima
  4. L’azoto è del quinto gruppo quindi il n° di ossidazione massimo è +5
  5. Il numero di ossidazione dell’idrogeno è +1 , mentre quello dell’ossigeno -2
  6. Sommiamo i numeri di ossidazione positivi, +5 azoto +1 idrogeno = +6
  7. Dividiamo 6 per la valenza dell’ossigeno (6:2=3)
  8. La formula dell’acido nitrico sarà

       HNO3   (infatti 3 ossigeni per -2 = -6, cariche negative uguali a cariche positive)

Facciamo un altro esempio determinando la formula dell’acido solforico

Acido solforoso

  1. individuiamo l’elemento -> zolfo simbolo chimico S
  2. Scriviamo la formula generale dell’ossiacido HSO
  3. Il nome dell’acido termina con OSO quindi la valenza è quella secondaria
  4. Lo zolfo è del sesto gruppo quindi il n° di ossidazione secondario è +4
  5. Il numero di ossidazione dell’idrogeno è +1 , mentre quello dell’ossigeno -2
  6. Sommiamo i numeri di ossidazione positivi, +4 zolfo +1 idrogeno = +5.ATTENZIONE in questo caso di ottiene un numero dispari non divisibile per due. Per ottenere un numero pari dovremo prendere due idrogeni in questo caso avremo +4 zolfo +2 idrogeni = +6 La formula parziale che abbiamo a questo punto è H2SOx
  7. Dividiamo 6 per la valenza dell’ossigeno (6:2=3)
  8. La formula dell’acido solforoso sarà

       H2SO3   (infatti 3 ossigeni per -2 = -6, cariche negative uguali a cariche positive)

Nella tabella sopra riportata possiamo notare che alcuni non metalli (B, Si, P, As) sono stati evidenziati.

Il motivo è legato al fatto che gli ossiacidi che si ottengono con questi non metalli sono particolarmente avidi di acqua, vediamo cosa può succedere.

Consideriamo il caso dell’acido borico

Se ripetiamo le fasi descritte per ottenere la formula dell’ossiacido troveremo la seguente formula:

HBO2  

Questo acido però ha una forte tendenza a legare dell’acqua perciò si troverà in prevalenza nella forma HBO2+ H2O ->   H3BO3  (abbiamo aggiunto sue idrogeni ed un ossigeno)

La forma dell’acido borico HBO2 prende il nome di acidoMETAborico,mentre

la forma dell’acido borico  H3BO3 prende il nome di acidoORTOborico

E’ da notare che con il metodo che utilizziamo si ottengono le formule meta, per cui per i non metalli evidenziati bisognerà aggiungere due idrogeni ed un ossigeno per ottenere la formula orto.

Il riconoscimento delle formule orto è abbastanza semplice, infatti solo questo possono contenere nella molecola più di due atomi di idrogeno.

Inoltre, poichè le formule orto sono prevalenti in natura quando non è specificato nel nome tradizionale ci si riferisce generalmente sempre alla formula orto.

Per stabilire la nomenclatura IUPAC degli ossiacidi bisogna tenere conto delle seguenti regole:

  1. si contano gli ossigeni per determinare il prefisso
  2. gli acidi hanno sempre il suffisso ico (anche se hanno la valenza secondaria)
  3. si indica alla fine del nome la valenza dell’acido con il numero romano.

Sulla base di quanto detto possiamo fare i seguenti esempi:

FORMULA

NOME TRADIZIONALE

    NOME IUPAC

HBO2

acido metaborico

 acido diossi borico (III)

H3BO3

acido ortoborico

 acido triossi borico (III)

H2CO3

acido carbonico

 acido triossi carbonico (IV)

H2CO2

acido carbonioso

 acido diossi carbonico (II)

H2SiO3

acido meta silicico

 acido triossi silicico (IV)

H2SiO2

acido meta silicoso

 acido diossi silicico (II)

H4SiO4

acido orto silicico

 acido tetrossi silicico (IV)

H4SiO3

acido orto silicoso

 acido triossi silicico (II)

HNO3

acido nitrico

 acido triossi nitrico (V)

HClO4

acido perclorico

 acido tetrossi clorico (VII)

HClO3

acido clorico

 acido triossi clorico (V)

HClO2

acido cloroso

 acido diossi clorico (III)

HClO

acido ipocloroso

 acido monossi clorico (I)

 Gli Idruri e gli Idracidi

Gli idruri e gli idracidi sono composti binari formati dall’unione di un metallo o di un non metallo con l’idrogeno.

Come sappiamo l’idrogeno contiene un solo elettrone in un orbitale del primo livello energetico che ne può contenere al massimo due.

L’atomo di idrogeno può quindi avere sia una certa tendenza ad acquistare un elettrone (diventando simile all’ elio) che perdere l’unico elettrone che ha diventando un idrogenione H+.

Quanto detto si riflette sul valore di elettronegatività dell’idrogeno di 2,1, molto più elevato dei valori di elettronegatività degli altri elementi del primo gruppo.

Quando facciamo reagire dell’idrogeno con un metallo sarà l’idrogeno l’elemento più elettronegativo ed avrà un numero di ossidazione -1.

Viceversa quando facciamo reagire l’idrogeno con un non metallo più elettronegativo sarà l’idrogeno stesso ad avere numero di ossidazione +1.

In definitiva la distinzione tra idruri ed idracidi è legata alla elettronegatività dell’elemento che si mette a reagire con l’idrogeno e riassumendo possiamo dire che:

  1. si hanno idruri quando il composto binario è di tipo MeH (metallo  + idrogeno)
  2. si hanno idracidi quando il composto binario è formato tra idrogeno + un elemento non metallico del sesto gruppo o un elemento non metallico del  settimo gruppo.
  3. i composti tra idrogeno e non metalli del terzo, quarto e quinto gruppo vengono ancora denominati idruri anche se in genere hanno caratteristiche e nomi comuni molto più utilizzati.
  4. negli idruri si scrive l’idrogeno come secondo elemento, negli idracidi si scrive l’idrogeno come primo elemento.

Data l’elettronegatività media dell’idrogeno (2,1 su 4 di valore massimo) gli idruri e gli idracidi sono per lo più composti coovalenti più o meno polarizzati (non si riesce ad  ottenere una differenza di elettronegatività maggiore di 2 tipica dei legami ionici).

Possiamo quindi facilmente ottenere le formule di Lewis dei vari idruri e idracidi, vediamole:

Gli idruri sono composti in genere molto reattivi che trovano più che altro delle applicazioni specifiche e limitate nel campo della chimica (soprattutto organica), il discorso invece è diverso per quanto riguarda gli idracidi che trovano larghissimi impieghi.

Per questo motivo è fondamentale imparare a riconoscere gli idracidi (che tra l’altro in pratica sono solo 5), vediamoli

 FORMULA

 NOME TRADIZIONALE

  NOME IUPAC (poco usata)

  H2S

 acido solfidrico

 solfurodi diidrogeno

  HF

 acido fluoridrico

 florurodi idrogeno

 HCl

 acido cloridrico

 clorurodi idrogeno

 HBr

 acido  bromidrico

 bromurodi idrogeno

 HI

 acido  iodidrico

 iodurodi idrogeno

Come si può osservare la nomenclatura tradizionale utilizza il suffisso idrico al termine del nome, attenzione non confondere acido cloridrico con acido clorico (ossiacido).

Mentre la nomenclatura iupac utilizza il suffisso uro che come vedremo verrà utilizzato anche per i sali.

E’ da notare come anche l’acqua possa essere considerata un idruro o un idracido, tuttavia il nome di idruro di ossigeno per questo composto è decisamente da evitare.

 I Sali

 

Abbiamo visto che da metalli e non metalli si possono ottenere diversi composti riassumibili con la seguente tabella:

METALLI

NON METALLI

OSSIDI

ANIDRIDI

IDROSSIDI

OSSIACIDI

IDRURI

IDRACIDI

Se facciamo reagire un composto della serie dei metalli (in rosso nella tabella) con uno della serie dei non metalli (in blu nella tabella) otterremo quasi sempre come prodotto principale un sale.

Abbiamo quindi circa 16 modi per ottenere dei sali (4^2= 16)

Al fine di ottenere la formula di un sale il metodo più comodo è quello di considerarlo come prodotto della reazione di un acido (ossiacido o idracido) con un metallo allo stato di ione.

Ogni acido da infatti origine ad una famiglia di sali che derivano il loro nome da quello dell’acido di partenza secondo la seguente tabella:

 tipo di acido

 suffisso acido

 suffisso sale

 idracido 

 – idrico

 – uro

 ossiacido valenza massima

 – ico

 – ato

 ossiacido valenza secondaria

 – oso

 – ito

Per esempio l’acido cloridrico(idracido) originerà dei sali denominati cloruri.

L’acido nitrico(ossiacido valenza massima) originerà dei sali denominati nitrati.

L’acido solforoso(ossiacidi valenza minima) originerà dei sali denominati solfiti.

Tutti gli acidi in acqua tendono a dissociarsi, ossia a liberare degli ioni H+.

Ovviamente un acido può rilasciare soltanto un numero massimo di idrogeni pari a quelli che sono contenuti nella sua molecola ad esempio:

acido cloridrico     HCl  -> H+  + Cl–                (tutti i cloruri contengono lo ione Cl–)

acido nitrico         HNO3 -> H+  + NO3–        (tutti i nitrati contengono lo ione  NO3–)

acido solforoso     H2SO3-> 2H+  + SO3—      (tutti i solfiti contengono lo ione  SO3— )

acido ortofosforico H3PO4 -> 3H+  + PO4—     (tutti gli ortofosfati contengono lo ione  PO4— )

Vediamo ora come possiamo ricavare la formula di un qualsiasi sale, ad esempio:

Perclorato di Calcio

  1. stabiliamo il nome dell’acido derivante; Perclorato = acido perclorico
  2. scriviamo la formula dell’acido perclorico = HClO4
  3. dissociamo l’acido perclorico e troviamo lo ione perclorato  ClO4–
  4. prendiamo in considerazione il metallo è determiniamone la valenza, in questo caso si tratta del calcio con numero di ossidazione univoco +2
  5. Ora dobbiamo combinare lo ione Ca++con lo ione ClO4–, quest’ultimo anione lo possiamo considerare come un unico gruppo che chiamiamo An–
  6. Facciamo il minimo comune multiplo tra la carica del metallo, in questo caso 2 e quella dell’anione, in questo caso 1 (mcm 2 e 1 = 2)
  7. La formula generale del sale sarà MexAny (con Me= Ca e An = ClO4)
  8. x = mcm diviso valenza metallo (2 :2 = 1) , mentre y =  mcm  diviso valenza anione (2:1 =2)
  9. La formula effettiva del sale sarà quindi:

       Ca (ClO4)2

Solfuro di Alluminio

  1. Stabiliamo il nome dell’acido derivante; sofluro = acido solfidrico
  2. scriviamo la formula dell’acido solfidrico = H2S
  3. dissociamo l’acido solfidrico e troviamo lo ione solfuro  S—
  4. prendiamo in considerazione il metallo è determiniamone la valenza, in questo caso si tratta dell’allumino con numero di ossidazione univoco +3
  5. Ora dobbiamo combinare lo ione Al+++con lo ione S—, quest’ultimo anione lo possiamo considerare come un unico gruppo che chiamiamo An—
  6. Facciamo il minimo comune multiplo tra la carica del metallo, in questo caso 3 e quella dell’anione, in questo caso 2 (mcm 3 e 2 = 6)
  7. La formula generale del sale sarà MexAny (con Me= Al e An = S )
  8. x = mcm diviso valenza metallo (6 :3 = 2) , mentre y =  mcm  diviso valenza anione (6:2 =3)
  9. La formula effettiva del sale sarà quindi:

       Al2S3

Ortofosfito Ferroso

  1. Stabiliamo il nome dell’acido derivante; ortofosfito = acido ortofosforoso
  2. scriviamo la formula dell’ acido ortofosforoso= H3PO3
  3. dissociamo l’ acido ortofosforosoe troviamo lo ione ortofosfito  PO3—
  4. prendiamo in considerazione il metallo è determiniamone la valenza, in questo caso si tratta del ferro  con numero di ossidazione biunivoco +3 e + 2; trattandosi del sale ferroso dovremo scegliere la valenza minore ossia 2
  5. Ora dobbiamo combinare lo ione Fe++con lo ione PO3—, quest’ultimo anione lo possiamo considerare come un unico gruppo che chiamiamo An—
  6. Facciamo il minimo comune multiplo tra la carica del metallo, in questo caso 2 e quella dell’anione, in questo caso 3 (mcm 2 e 3 = 6)
  7. La formula generale del sale sarà MexAny (con Me= Al e An = PO3)
  8. x = mcm diviso valenza metallo (6 :2 = 3) , mentre y =  mcm  diviso valenza anione (6:3 =2)
  9. La formula effettiva del sale sarà quindi:

       Fe3(PO3)2

La nomenclatura IUPAC dei sali è come sempre abbastanza logica:

Se i sali derivano dagli idracidi rimane il suffisso uro ad esempio aggiungendo la valenza del metallo

CuS  nome tradizionale = solfuro rameico ; nome iupac (mono) solfuro di (mono)rame (II)

FeCl3 nome tradizionale = cloruro ferrico;  nome iupar  triclururo di ferro (III).

Se i sali derivano dagli ossiacidi indipendentemente dalla valenza del non metallo rimangono sempre con il suffisso ato, specificando il numero di ossigeni, la valenza del non metallo stesso.

BaSO3nome tradizionale = solfito di bario; nome iupac triossisolfato (IV) di bario

 Fe3(PO3)2nome tradizionale = ortofosfito ferrico; nome iupac di-triossifosfato (V) di triferrro

 Casi Speciali

In questo capitolo inseriamo delle casistiche particolari associabili ai composti chimici tra queste indichiamo:

  1. I composti PIRO
  2. I perossidi
  3. I composti di alcuni elementi di transizione
  4. I sali acidi

 COMPOSTI PIRO

Il composto principale di questa serie è l’acido pirofosforico che origina dei sali denominati pirofosfati.

Il suffisso PIRO deriva da una desinenza latina che indica il fuoco (es pentola pirofila = che ama il fuoco, piromane = maniaco del fuoco etc).

Questa desinenza è legata al fatto che i composti piro si ottengono per riscaldamento di altre sostanze.

Ad esempio l’acido pirofosforico si ottiene per riscaldamento di acido ortofosforico.

In pratica due molecole di acido ortofosforico si uniscono a seguito del riscaldamento perdendo acqua secondo la seguente reazione:

2 H3PO4->   H4P2O7+ H2O

 I PEROSSIDI

I perossidi sono gli unici composti in cui il numero di ossidazione dell’ossigeno risulta essere        -1 anzichè -2.

In questi composti infatti due atomi di ossigeno risultano legati insieme nella seguente modalità

 I COMPOSTI DI ALCUNI ELEMENTI DI TRANSIZIONE

Se osserviamo la tavola periodica possiamo notare che diversi elementi di transizione posseggono molteplici numeri di ossidazione, alcuni di queste valenze sono relative a composti rari o con caratteristiche davvero particolari, ma altri sono presenti in molecole piuttosto comuni.

Prendiamo ad esempio il manganese.

Questo elemento possiede i seguenti principali numeri di ossidazione: +2, +4, +6, +7

Quando un elemento presenta numeri di ossidazione cosi diversi significa che può comportarsi sia da metallo che da non metallo.

Nella pratica :

·         i numeri di ossidazione di +1 e +2 sono relativi ad un comportamento metallico.

·        i numeri di ossidazione tra +5 e +7 sono relativi ad un comportamento non metallico

·        i numeri di ossidazione di +3 e +4 possono essere relativi ad un comportamento metallico o non metallico (anfotero)

·        i numeri di ossidazione negativi sono relativi alla formazione di idruri o idracidi

Nel caso del manganese le valenze 2, 4 sono relative al comportamento metallico, mentre le valenze 6 e 7 sono relative al comportamento non metallico.

Avremo quindi due ossidi del manganese e due anidridi

MnO  valenza 2   ossido manganoso o  monossido di manganese

MnO2valenza 4  ossido manganico o diossido di manganese

MnO3valenza 6  anidride manganica o triossido di manganese

Mn2O7valenza 7 anidride permanganica o eptossido di dimanganese

Come possiamo osservare nella nomenclatura tradizionale il nome della anidride con il manganese +7 mantiene la regola degli elementi del settimo gruppo prendendo il prefisso PER …. ICO.

Dalle anidridi si ottengono due ossiacidi:

L’acido manganico  H2MnO4(acido tetrossimanganico VI) da cui si originano i manganati

L’acido permanganico HMnO4(acido tetrossimanganico VII) da cui si originano i permanganati

Altro elemento piuttosto ostico è il cromo.

Questo elemento presenta numeri di ossidazione +2, +3 e +6.

Possiamo dire che le valenze 2 e 3 sono legate al comportamento metallico, mentre la valenza 6 ad un comportamento non metallico.

Abbiamo quindi la possibilità di formare due ossidi e un anidride.

Dall’anidride cromica CrO3 si ottiene l’acido cromico H2CrO4 da cui si originano i cromati (sali).

Esiste anche un altro acido del cromo che possiamo associare ad una formula PIRO (prendiamo due acidi cromici e caviamo una molecola di acqua)

2H2CrO4-> H2O + H2Cr2O7 

L’acido H2Cr2O7 mantiene però un nome tradizionale specifico chiamandosi acido bicromico ed originando i bicromati (sali)

 I SALI ACIDI

Abbiamo visto come gli acidi che contengono più di un idrogeno dissociandosi liberano più ioni H+.

Ad esempio H2SO4->  2H++ SO4—

Tuttavia questi acidi possono anche dissociarsi parzialmente ad esempio

H2SO4->  H++ HSO4–

Lo ione HSO4–può combinarsi con dei cationi metallici originando dei sali, ad esempio

NaHSO4

Questi sali vengono con termini generali denominati sali acidi.

La nomenclatura tradizionale di questi sali da luogo a qualche problema essendo denominati in genere con il prefisso “bi” che può creare qualche confusione (vedi esempio bicromati che  non sono sali acidi).

La molecola NaHSO4 si chiamerà perciò bisolfato di sodio, mentre la molecola NaHCO3  bicarbonato di sodio etc.

Molto più pratico è in questi casi dare il nome iupac che si costruisce indicando il numero di idrogeni presenti nella molecola esempio:

NaH2PO4 diidrogeno tetrosso fosfato (V) di sodio