CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

NOTE DI NOMENCLATURA IN CHIMICA INORGANICA

NOMENCLATURA DEGLI ELEMENTI

Gli elementi chimici sono caratterizzati dal numero atomico Z (= numero dei protoni).

Sono attualmente noti 118 elementi (Z = 1 – 118).

Ogni elemento è indicato mediante un nome proprio ed un corrispondente simbolo formato da una lettera (maiuscola) o da due lettere (la prima maiuscola e la seconda minuscola): tale simbolo deve essere letto pronunciando le lettere separatamente.

Per alcuni elementi esistono nomi con radici diverse tra lingua italiana e inglese o tra nome dell'elemento puro e suoi composti.

SIMBOLO NOME ITALIANO

NOME INGLESE

NOME INGLESE ALTERNATIVO

RADICE NEI

COMPOSTI

Ag Argento Silver Argentum

Au Oro Gold Aurum Aur-

Cu Rame Copper Cuprum Cupr-

Fe Ferro Iron Ferrum Ferr-

Hg Mercurio Mercury Hydrargyrium

K Potassio Potassium Kalium

N Azoto Nitrogen Azote Nitr-

Na Sodio Sodium Natrium

Ni Nichel Nickel Niccol-

Pb Piombo Lead Plumbum

S Zolfo Sulfur Theion Solf- Tio-

Sb Antimonio Antimony Stibium Stib-

Sn Stagno Tin Stannum Stann-

W Tungsteno Tungsten Wolfram Wolfram-

N.B. Per l’elemento con Z = 41 il nome adottato da IUPAC è Niobio (Nb) anche se in USA e nei paesi anglofili è chiamato con il vecchio nome Columbio (Cb).

2 SISTEMA PERIODICO

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1 H He*

2 Li Be B C N O F Ne

3 Na Mg blocco d Al Si P S Cl Ar

4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La^• Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac ^Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts ^Og

blocco s* blocco p

• Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu  Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

blocco f

Periodi (righe del sistema periodico) numerazione da 1 a 7

Gruppi (colonne del sistema periodico) esistono diverse nomenclature alternative:

1) Numerazione da 1 a 18 o "gruppo del [primo elemento]" (raccomandazione IUPAC '90) 2) Numerazione romana (raccomandazione IUPAC '70 - CHEMICAL ABSTRACTS) 3) Numerazione romana (Deming '23)

1) 1 2 3 4 ... 8 9 10 11 12 13 ... 17 18

Li Be Sc Ti ... Fe Co Ni Cu Zn B ... F He

2) IA IIA IIIA IV A ... VIIIA IB IIB IIIB ... VIIB VIIIB

3) IA IIA IIIB ... VIIIB IB IIB IIIA ... VIIA VIIIA

In questo contesto verrà usata la nomenclatura 1).

Nomi collettivi

Blocchi s, p, d, f (vedi aree nel sistema periodico)

Gruppi tipici (“Main Groups”) (Blocco s e blocco p: vedi tabella A e B) Metalli alcalini Gruppo 1 (Li ... Fr)

Metalli alcalino-terrosi Gruppo 2 (Be ... Ra)

Elementi di transizione blocco d (Sc ... Zn, Y ... Cd, La ... Hg) Lantanidi (o Lantanoidi) (Ce ... Lu)

Terre Rare (Sc, Y, La, Lantanidi)

Attinidi (o Attinoidi) (Th ... Lr)

Pnicogeni Gruppo 15 (N...Bi)

Calcogeni Gruppo 16 (O ... Po)

Alogeni Gruppo 17 (F ... At)

Gas nobili Gruppo 18 (He ... Rn)

Gli elementi possono essere distinti in base al loro comportamento in:

METALLI NON METALLI

SEMI METALLI (non usare il termine metalloide)

Tale classificazione degli elementi può essere fatta in base a proprietà fisiche o chimiche.

Una classificazione di tipo fisico è basata sull’analisi di alcune proprietà fisiche tipiche dei metalli quali duttilità, malleabilità, conducibilità, lucentezza, alta densità, etc.

Sono pertanto metalli gli elementi che presentano in modo spiccato tali proprietà, non metalli gli elementi che non hanno tali caratteristiche, semimetalli gli elementi che presentano, in tono minore, almeno alcune di tali proprietà.

Nella classificazione fisica, facendo riferimento ai gruppi tipici o “main groups” (blocco s + blocco p), i semimetalli sono B, Si, Ge, As, Sb, Te e At (vedi tabella A).

Nella classificazione di tipo chimico sono detti metalli gli elementi i cui ossidi hanno comportamento basico, non metalli gli elementi i cui ossidi hanno comportamento acido, semimetalli quelli i cui ossidi hanno comportamento anfotero (vedi tabella B in cui è opportuno notare che viene fatto riferimento, per i vari elementi, agli ossidi corrispondenti al massimo numero di ossidazione).

Nella classificazione chimica, facendo sempre riferimento ai gruppi tipici o “main groups” (blocco s + blocco p), i semimetalli sono Be, Al, Ga, Sn e Pb (vedi tabella B).

La classificazione di tipo chimico è prevalentemente adottata nello studio dei gruppi tipici o “main groups” (vedi tabelle A e B).

Facendo riferimento alle tabelle A e B l'insieme dei semimetalli divide diagonalmente in due parti il sistema periodico: i metalli si trovano a sinistra e i non metalli stanno a destra. È opportuno sottolineare inoltre che le proprietà metalliche vanno aumentando da destra verso sinistra e dall'alto verso il basso (Cs è l’elemento più tipicamente metallico); e le proprietà non metalliche vanno aumentando da sinistra verso destra e dal basso verso l'alto (F è l'elemento più tipicamente non metallico).

Tabella A Tabella B

Li Be B C N O F Ne Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar Na Mg Al Si P S Cl Ar

K Ca Ga Ge As Se Br Kr K Ca Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Rb Sr In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn N.B. Gli elementi dei blocchi d e f, sulla base delle proprietà fisiche degli elementi stessi, sono tutti classificabili come metalli.

Gli ossidi, composti binari costituiti da elemento e ossigeno, possono essere classificati in tre categorie in base al loro comportamento chimico:

OSSIDO BASICO dà luogo ad un sale se trattato con un acido OSSIDO ACIDO dà luogo ad un sale se trattato con un idrossido OSSIDO ANFOTERO dà luogo a sali sia se trattato con acidi che con idrossidi

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NOMENCLATURA DI ALCUNE CLASSI DI COMPOSTI I più comuni composti inorganici, che tratteremo in dettaglio, sono:

OSSIDI IDRURI IDROSSIDI

SALI ACIDI

Per illustrare le regole di nomenclatura di queste classi di composti occorre preventivamente introdurre il concetto di numero di ossidazione (n.o.) e le regole per la sua assegnazione.

NUMERO DI OSSIDAZIONE

Il numero di ossidazione è la carica formale che si assegna ad un atomo (o gruppo atomico) in un individuo chimico (elemento o composto) o ione sulla base di alcune regole convenzionali che vengono elencate di seguito.

E’ opportuno notare che il numero di ossidazione assume un significato fisico solo nei composti a carattere totalmente ionico ( ad esempio NaCl).

Tali regole sono le seguenti:

1 – Tutti gli atomi allo stato elementare presentano un n.o. uguale a zero.

2 – La somma dei numeri di ossidazione degli atomi che costituiscono la formula di un composto è sempre uguale a 0  Σ n.o. (atomi componenti) = 0.

3 – La somma dei numeri di ossidazione degli atomi che costituiscono uno ione è uguale alla carica dello ione stesso  Σ n.o. (atomi componenti) = carica ionica;

ovviamente nel caso particolare di uno ione monoatomico il n.o. dell’atomo è uguale alla carica ionica Nei composti:

4 – L'atomo di F in qualsiasi composto ha n.o.= -1 5 – n.o. (metalli alcalini) = +1

6 – n.o. (metalli alcalino-terrosi) = +2

7 – L'idrogeno H ha n.o.= +1 con l’eccezione degli idruri dei metalli alcalini e alcalino-terrosi ad esempio: NaH n.o.(Na) = +1 n.o.(H) = -1

8 – L'ossigeno O ha n.o.= -2 con le seguenti tre eccezioni:

a) difluoruro di ossigeno (OF2) n.o.(O) = +2 b) perossidi (H2O2, K2O2) n.o.(O) = -1 c) superossidi (KO2) n.o.(O) = -1/2 9 – n.o. (metalli) > 0

n.o. (metalli) = 0 nei composti intermetallici

Esempi in cui si sfrutta la regola 2) (che è la regola di uso più comune):

- Qual è il numero di ossidazione del C nel composto CO2?

CO2 n.o. (O) = -2 2 X n.o. (O) = -4 quindi n.o.(C)= +4 - Qual è il numero di ossidazione dello S nel composto H2SO4?

H2SO4 n.o. (H) = +1 2(+1) + n.o.(S) + 4(-2)=0

n.o. (O) = -2 +2 + n.o.(S) - 8 = 0 n.o.(S)= +6 - Qual e' il numero di ossidazione del Cr nello ione Cr2O72- ?

n.o. (O) = -2 2 n.o.(Cr) + 7(-2) = -2

2 n.o.(Cr) = 12 n.o.(Cr) = +6

N.B. Nel caso in cui si abbiano in una formula più atomi di uno stesso elemento, si calcola evidentemente con questo metodo un n.o. medio che può essere anche frazionario.

In relazione all'utilizzo pratico dei numeri di ossidazione (calcolo dei coefficienti numerici nelle reazioni redox) può essere più opportuno considerare il n.o. relativo a un raggruppamento atomico.

Esempi:

- C3H6O2 n.o.(H6) = +6 n.o.(O2) = -4 n.o. (C3)= -2 - C3H6O n.o.(H6) = +6 n.o.(O) = -2 n.o. (C3)= -4 - C3H8O n.o.(H8) = +8 n.o.(O) = -2 n.o. (C3)= -6 Indicazione del numero di ossidazione

Nelle formule si indica con numeri romani ad apice dell'elemento interessato. Nei nomi si indica con numeri romani (e 0) tra parentesi posposti al nome dell'elemento. Nelle formule il n.o. viene indicato esplicitamente solo se ci sono particolari motivi per metterlo in evidenza.

Es. Fe^IIO ossido di ferro(II) (leggi ferro due) Co2IIIO3 ossido di cobalto(III) (leggi cobalto tre)

Se un elemento è presente in una specie chimica con n.o. diversi, si ripete il simbolo per ogni diverso stato di ossidazione:

Pb2IIPb^IVO4 ossido di Pb(II) e Pb(IV) Fe^IIFe2IIIO4 ossido di Fe(II) e Fe(III)

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Sistematica dei principali numeri di ossidazione

Riportiamo di seguito i tipici numeri di ossidazione dei “main groups” del sistema periodico (blocchi s e p).

gruppo 1 = +1 gruppo 2 = +2

gruppo 13 = +3 (+1 per Tl)

gruppo 14 gruppo 15

n.o. negativo tipico -4 n.o. negativo tipico -3

n.o. positivi n.o. positivi

C (Carbonio) (+2) +4 N (Azoto) +1 +2 +3 +4 +5 Si (Silicio) +4

Ge (Germanio) +4 P (Fosforo)

Sn (Stagno) As (Arsenico)

Pb (Piombo) +2 +4 Sb (Antimonio) +3 +5

Bi (Bismuto)

gruppo 16 gruppo 17

n.o. negativo tipico -2 n.o. negativo tipico -1

n.o. positivi n.o. positivi

S (Zolfo) Cl (Cloro)

Se (Selenio) +4 +6 Br (Bromo) +1 +3 +5 +7

Te (Tellurio) I (Iodio)

Prendendo in esame gli elementi di transizione vengono riportati i principali n.o. per alcuni elementi di uso più comune:

gruppo 6 gruppo 7

Cr (Cromo) (+2) +3 +6 Mn (Manganese) +2 +4 +6 +7 gruppi 8, 9 e 10

Fe (Ferro) Co (Cobalto) Ni (Nichel) +2 +3

gruppo 11 gruppo 12

Cu (Rame) +1 +2 Zn (Zinco) +2

Ag (Argento) +1 Cd (Cadmio) +2

Au (Oro) +1 +3 Hg (Mercurio) +1 +2 Lantanidi o Lantanoidi +3 (+2)

1. OSSIDI

Gli ossidi sono composti binari costituiti da un elemento e dall'ossigeno.

Per scrivere la formula di un ossido è necessario conoscere:

a) numero di ossidazione dell'elemento b) numero di ossidazione dell'ossigeno

Inoltre si deve utilizzare la regola 2) relativa ai numeri di ossidazione:

 n.o. (atomi componenti)= 0 Esempi n.o. (O) = -2

n.o.(Na)= +1 Na2O n.o.(Ca)= +2 CaO

+2 -2 +2 -2

n.o.(C)= +4 CO2 n.o.(Al)= +3 Al2O3

+4 -4 +6 -6

E' opportuno notare che con questo metodo si scrive la formula empirica (o minima) dell'ossido.

Nel caso di ossidi a struttura molecolare sono necessarie altre informazioni (ad es. la massa molecolare) per scrivere la formula molecolare.

Esempi:

(P2O3 formula empirica) P4O6 formula molecolare (P2O5 formula empirica) P4O10 formula molecolare Nomenclatura degli ossidi

A) Nomenclatura ufficiale (IUPAC)

Le proporzioni stechiometriche dell'elemento e dell'ossigeno sono denotate con prefissi numerali greci (mono, di, tri, tetra, penta, esa, epta, otta, ennea, deca, endeca, dodeca) che vengono collegati al nome degli elementi cui si riferiscono (senza trattino). Al di là del 12 i prefissi greci vengono sostituiti da numeri arabi, di più facile comprensione. Il prefisso mono viene generalmente sottointeso.

Viene indicata, a titolo di esempio, per gli ossidi di azoto, la relativa nomenclatura ufficiale (IUPAC):

n.o.

+1 N2O ossido di diazoto +2 NO ossido di azoto +3 N2O3 triossido di diazoto +4 NO2 diossido di azoto +5 N2O5 pentaossido di diazoto Altri esempi:

+1 Cu2O ossido di dirame +2 CuO ossido di rame +4 SO2 diossido di zolfo +6 SO3 triossido di zolfo

+3 P4O6 esaossido di tetrafosforo +5 P4O10 decaossido di tetrafosforo

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B) nomenclatura basata sulla NOTAZIONE DI STOCK:

Cu2O ossido di rame(I) PbO ossido di piombo(II) CuO ossido di rame(II) PbO2 ossido di piombo(IV)

C) nomenclatura tradizionale (assai usata): è ammessa solo se si tratta di composti di metalli aventi solo due numeri di ossidazione. Si usano, in tale caso, le desinenze –oso ed -ico per indicare i composti caratterizzati da n.o. rispettivamente minore e maggiore

Cu2O ossido rameoso FeO ossido ferroso

CuO ossido rameico Fe2O3 ossido ferrico

Nell'ambito di tale vecchia nomenclatura è bene conoscere il termine anidride (da non usare), utilizzato ancora in qualche contesto per alcuni ossidi di non metalli:

CO2 anidride carbonica

SO2 anidride solforosa P4O6 anidride fosforosa SO3 anidride solforica P4O10 anidride fosforica

D) vecchia nomenclatura (da non usare) in cui i termini più comuni sono sesquiossido e biossido:

Al2O3 sesquiossido di alluminio (rapporto 2:3) PbO2 biossido di piombo (rapporto 1:2)

NOTA 1 – Questo sistema di indicazione delle proporzioni stechiometriche, stabilito dalla IUPAC, è applicabile a composti di ogni tipo ed è particolarmente adatto ai composti binari dei non metalli.

Composti binari non metallo-non metallo: si scrive per primo il costituente che appare prima nella seguente sequenza:

B Si C Sb As P N H Te Se S I Br Cl O F

Nel nome l’elemento che compare dopo nella citata lista viene nominato per primo e assume la desinenza –uro, a meno che non sia l’ossigeno, nel qual caso, come visto, si usa “ossido” (es.: CO ossido di carbonio, SO2 diossido di zolfo)

Esempi: N2S5 pentasolfuro di diazoto S2Cl2 dicloruro di dizolfo SiC carburo di silicio HCl cloruro di idrogeno PH3 triidruro di fosforo

(o più semplicemente idruro di fosforo) OF2 difluoruro di ossigeno

(o più semplicemente fluoruro di ossigeno) SF6 esafluoruro di zolfo

Composti binari metallo-non metallo: si scrive prima il metallo e il non metallo assume la desinenza – uro (es. NaCl, cloruro di sodio). In italiano e nelle lingue romanze il metallo viene nominato per ultimo anche se si scrive prima, mentre in inglese si conserva l'ordine di scrittura (per esempio, NaCl si chiama sodium chloride). Anche in questo caso, se il non metallo è l’ossigeno, si usa la parola “ossido” (ad es.

MgO ossido di magnesio, K2O ossido di dipotassio o ossido di potassio).

Composti binari metallo-metallo: si pongono i metalli in ordine alfabetico dei loro simboli chimici. Per esempio AuCu3 (leggi oro rame tre).

Classificazione degli ossidi (già vista):

OSSIDI BASICI trattati con acidi danno luogo a sali OSSIDI ACIDI trattati con idrossidi danno luogo a sali

OSSIDI ANFOTERI danno luogo a sali sia trattati con acidi che con idrossidi Ossidi di uno stesso elemento

Nel caso di elementi con più n.o. il comportamento dei corrispondenti ossidi è influenzato dal n.o.

dell’elemento. In alcuni casi si passa da ossidi basici (per n.o. inferiori) a ossidi acidi (per n.o.

superiori). In ogni caso se un elemento dà luogo a più ossidi basici, le proprietà basiche sono più evidenti nell'ossido in cui l’elemento ha il più basso n.o.; analogamente se un elemento dà luogo a più ossidi acidi, le proprietà acide sono più evidenti nell'ossido in cui l’elemento ha il più elevato n.o.

Tipico è il comportamento degli ossidi del cromo e del manganese:

n.o.

+2 CrO ossido basico +3 Cr2O3 ossido anfotero +6 CrO3 ossido acido +2 MnO ossido basico +4 MnO2 ossido anfotero +6 MnO3 ossido acido

+7 Mn2O7 ossido acido (con proprietà acide più spiccate) 2. IDRURI

Sono detti idruri i composti binari dell'idrogeno. Hanno comportamento chimico e nomi assai diversi a seconda dell'elemento partner.

2.1 -Idruri dei metalli (“blocco s”)

Gli idruri dei metalli alcalini ed alcalino-terrosi (idruri salini) seguono la regola generale della nomenclatura dei composti binari (vedi NOTA 1) in cui l’H si comporta da non metallo.

Es. NaH idruro di sodio BaH2 idruro di bario o diidruro di bario 2.2 - Idruri dei non metalli

Gruppo 13 Gruppo 14

B2H6 borano (diborano) CH4 metano

SiH4 tetraidruro di silicio o silano

GeH4 tetraidruro di germanio o germanano o germano Gruppo 15

NH3 azano (ammoniaca)

PH3 triidruro di fosforo o idruro di fosforo o fosfano (fosfina)

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H2O acqua

H2S solfuro di diidrogeno o solfuro di idrogeno H2Se seleniuro di diidrogeno o seleniuro di idrogeno H2Te tellururo di diidrogeno o tellururo di idrogeno Gruppo 17

HF fluoruro di idrogeno HCl cloruro di idrogeno HBr bromuro di idrogeno HI ioduro di idrogeno

Si osserva che per gli idruri dei non metalli dei gruppi 13, 14 e 15, oltre alla nomenclatura tipica dei composti binari (vedi NOTA 1 per cui, nella formula, H segue il simbolo dell'altro elemento), esistono nomi propri, nella nomenclatura ufficiale, caratterizzati dalla desinenza -ano.

Fa eccezione il composto NH3 (ammoniaca) per cui si trova raramente il nome azano. Tra parentesi, per gli idruri del gruppo 15 è indicata la nomenclatura tradizionale.

Gli idruri dei gruppi 16 e 17 (fatta eccezione per l'acqua) seguono solo la nomenclatura dei composti binari (vedi NOTA 1).

La diversa nomenclatura è legata anche ad una diversità di comportamento chimico in soluzione acquosa: gli idruri dei non metalli dei gruppi 13 e 14 non presentano nè proprietà acide nè basiche secondo Arrhenius; quelli del gruppo 15 sono basi deboli (e la basicità diminuisce all’aumentare del numero atomico dell’elemento del gruppo), mentre quelli dei gruppi 16 e 17 sono acidi e la loro forza cresce, in ambedue i gruppi, all’aumentare del numero atomico.

L’ammoniaca si comporta come si è detto da base debole in soluzione acquosa.

NH3(aq) + H2O (l)

⇄

^{NH4+(aq) + OH-(aq)}

In maniera analoga si comportano gli idruri del gruppo 15; essi sono pertanto basi in soluzione acquosa, e come si è detto, più deboli di NH3.

PH3(aq) + H2O(l)

⇄

^{PH4+(aq)+ OH-(aq)}

I cationi derivati da idruri per aggiunta di un protone assumono la desinenza -onio.

Es. H3O+ ione ossonio (idronio se in soluzione acquosa) NH4+ ione ammonio (o azanio)

PH4+ ione fosfonio

Gli idruri dei gruppi 16 e 17, in soluzione acquosa, si comportano da acidi, fornendo ioni H3O⁺ (vedi idracidi pag. 15)

HCl ⇄ H+ + Cl- secondo Arrhenius (vedi NOTA 2 qui di seguito riportata)

Più correttamente, dato che lo ione H+ non esiste isolato ma si combina con le molecole di acqua:

H+(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq)

HCl(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+ (aq) + Cl-(aq)

La soluzione acquosa del cloruro di idrogeno HCl costituisce il ben noto acido cloridrico

3. IDROSSIDI

Formula generale: M(OH)x

M = metallo o semi metallo; x = n.o. del metallo o semi metallo Esempi:

n.o.(OH) = -1

n.o.(Na) = +1 NaOH idrossido di sodio n.o.(Ca) = +2 Ca(OH)2 idrossido di calcio

n.o.(Fe) = +2 Fe(OH)2 diidrossido di ferro o idrossido di ferro(II) o idrossido ferroso

n.o.(Fe) = +3 Fe(OH)3 triidrossido di ferro o idrossido di ferro(III) o idrossido ferrico

Non è corretto ed è sconsigliabile utilizzare, invece di idrossido, il termine idrato (purtroppo usato).

NOTA 2. E' opportuno introdurre alcune generalità sui concetti di acido e di base (questo argomento verrà trattato in modo più esauriente durante il corso).

In questo discorso introduttivo si utilizza la teoria di Arrhenius (1887).

Secondo Arrhenius un acido è un composto avente la generica formula HX che in acqua si dissocia totalmente o parzialmente in: (H2O)

HX

⇄

H+ + X-

Una base è un composto avente la generica formula XOH che in acqua si dissocia totalmente o parzialmente in: (H2O)

XOH

⇄

X+ + OH- Il composto ammoniaca NH3 non rientra in questa definizione.

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- o meglio NH3(aq) + H2O(l)

⇄

NH4+

(aq) + OH-(aq)

Per giustificare questo fatto si è, per un certo tempo, parlato di NH4OH (idrossido di ammonio) che rientra così nella categoria basi di Arrhenius:

NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4OH(aq) ⇄ NH4+_(aq) + OH-(aq) in realtà NH4OH non esiste.

Analogamente il diossido di carbonio (CO2), pur non rientrando nella categoria degli acidi di Arrhenius, rende l'acqua leggermente acida:

CO2(aq) + H2O(l) ⇄ HCO3 -

(aq) + H+ (aq) o più correttamente:

CO2(aq) + 2H2O(l) ⇄ HCO3 -

(aq) + H3O+(aq)

Per giustificare ciò si usa, ancora oggi, parlare spesso di H2CO3 (acido carbonico) che rientra evidentemente nella categoria acidi di Arrhenius. In realtà la specie chimica H2CO3 non esiste (analogamente non esistono ad esempio le specie chimiche H2SO3, H3AsO3, etc.).

Si può modificare, in modo più ampio, la definizione di acido e di base secondo Arrhenius.

Un composto si comporta da acido quando in soluzione acquosa porta ad un aumento della concentrazione degli ioni H+ (o meglio H3O+)

Un composto si comporta da base quando in soluzione acquosa porta ad un aumento della concentrazione degli ioni OH-

12

Gli idrossidi in soluzione acquosa si comportano da elettroliti cioè si dissociano in ioni; tale dissociazione può essere praticamente completa (elettroliti forti) oppure solo parziale (elettroliti deboli). Gli idrossidi, in particolare, in soluzione acquosa, si comportano da basi perchè forniscono ioni idrossido OH^- (vedi Nota 2 pag. 13 sul concetto di acido e base); pertanto gli idrossidi sono basi forti o basi deboli.

Tipici sono gli idrossidi degli elementi dei gruppi 1 e 2; le proprietà basiche all'interno dei due gruppi aumentano dall'alto verso il basso e da destra verso sinistra. Gli idrossidi del gruppo 1 sono basi forti;

all’interno del gruppo 2 Be(OH)2 è un idrossido anfotero, Mg(OH)2 è una base debole, Ca(OH)2 e Sr(OH)2 sono basi di media forza, Ba(OH)2 è una base forte come gli idrossidi del gruppo 1.

Gli idrossidi anfoteri sono evidentemente basi deboli.

NaOH

→

^Na+ + OH- o meglio NaOH(aq)

→

^Na+(aq) + OH-(aq) base forte monoprotica OH-= ione idrossido (non usare il vecchio termine ione ossidrile)

Ba(OH)2

→

^{Ba2+ + 2OH-} o meglio Ba(OH)2(aq)

→

^Ba2+(aq) + 2OH-(aq) base forte diprotica I due idrossidi si comportano come basi perchè danno luogo in soluzione acquosa allo ione idrossido OH^- . NaOH è una base monoprotica perchè fornisce un solo ione OH^- , Ba(OH)2 è una base diprotica perchè fornisce due ioni OH^-.

Secondo la convenzione IUPAC è corretto indicare le cariche degli ioni positivi con il numero arabo ad apice seguito dal segno ed analogamente per gli ioni negativi:

Ba²⁺ e non Ba⁺² e neppure Ba⁺⁺

Al³⁺ e non Al⁺³ e neppure Al⁺⁺⁺

SO42- e non SO4-2 e neppure SO4--

ione positivo: CATIONE ione negativo: ANIONE

Nomenclatura dei cationi monoatomici

Si fa uso in genere della notazione di Stock e anche, se i numeri di ossidazione sono solo due, dei suffissi -oso e -ico.

Fe²⁺ ione ferro(2+) o catione ferro(II) o ione ferroso Fe³⁺ ione ferro(3+) o catione ferro(III) o ione ferrico

H2O

H2O

4. ACIDI

IDRACIDI ACIDI

OSSOACIDI (acidi ossigenati)

Gli IDRACIDI sono composti binari costituiti da idrogeno e non metallo. Gli OSSOACIDI sono composti ternari costituiti da idrogeno, ossigeno e non metallo.

4.1 IDRACIDI

Prendiamo in esame gli idruri dei gruppi 17 e 16 Gruppo 17

HF fluoruro di idrogeno

HCl cloruro di idrogeno

HBr bromuro di idrogeno

HI ioduro di idrogeno

Questi idruri si comportano, in soluzione acquosa, da acidi, fornendo ioni H3O⁺ e, con l'eccezione di HF, sono acidi forti; sono pertanto idracidi forti (la forza aumenta nel senso indicato dalla freccia).

HCl(aq) + H2O(l)

⇄

^{Cl-(aq) + H3O+(aq)} H3O⁺(aq) = ione idronio acido cloridrico

Pertanto l'acido cloridrico è la soluzione acquosa del cloruro di idrogeno HCl (che a temperatura ambiente è un gas). Analogamente si parla di acido fluoridrico, acido bromidrico e acido iodidrico per le corrispondenti soluzioni acquose.

Quindi se utilizziamo in laboratorio una soluzione acquosa di acido cloridrico in pratica utilizziamo una soluzione acquosa contenente gli ioni: H3O⁺(aq) e Cl^-(aq) (indicazione corretta).

L'anione Cl- si chiama ione cloruro e la desinenza -uro è caratteristica di tutti gli anioni degli idracidi.

N.B. Gli anioni monoatomici sono tutti caratterizzati dalla desinenza -uro:

F^- fluoruro S^2- solfuro N^3- nitruro o azoturo P^3- fosfuro C^4- carburo B^3- boruro H^- idruro

Nel caso di acidi forti si indica normalmente una sola freccia, ma è opportuno ricordare che è sempre corretto mettere le frecce nei due sensi perchè esiste sempre un equilibrio, anche se la specie HCl è presente in quantità molto piccola.

HCl (aq)+ H2O(l)

→

^{Cl-(aq) + H3O+(aq)} HCl è un acido forte monoprotico (cede un solo H⁺).

HBr + H O

→

^{Br - + H O+ HBr} è un acido forte monoprotico

N.B. Nella nomenclatura gli idracidi hanno quindi, in generale, la desinenza –idrico. I sali degli idracidi e gli anioni corrispondenti assumono la desinenza –uro.

14

H2O

H2S solfuro di idrogeno H2Se seleniuro di idrogeno H2Te tellururo di idrogeno

Questi idruri si comportano in soluzione acquosa da acidi deboli (sono pertanto idracidi deboli e la forza aumenta nel senso indicato dalla freccia). Le rispettive soluzioni acquose prendono il nome di acido solfidrico, selenidrico e telluridrico rispettivamente.

H2S è un acido diprotico debole (in acqua rilascia infatti due ioni H⁺); subisce pertanto una dissociazione graduale:

H2S(aq) + H2O(l)

⇄

^HS-(aq) + H3O⁺(aq)

acido solfidrico HS-(aq) + H2O(l)

⇄

^S2-(aq) + H3O⁺(aq)

Quindi utilizzando in laboratorio una soluzione acquosa di solfuro di idrogeno (“acido solfidrico”) in pratica si utilizza una soluzione acquosa contenente le seguenti specie chimiche: H2S(aq), HS^-(aq), S^2-

(aq) e H3O⁺(aq) (oltre a OH^-(aq) proveniente dalla dissociazione di H2O(l)).

Si colloca tra gli idracidi, anche se è un composto ternario, l'acido cianidrico HCN, che è un acido molto debole:

HCN(aq) + H2O(l)

⇄

^{H3O+(aq) + CN-(aq)}

CN e Cl si comportano in modo molto simile, per cui il gruppo CN si chiama pseudo alogeno.

HCl HCN

KCl KCN

Cl2 (CN)2 (CN)2 esiste come molecola e si chiama cianogeno.

E' opportuno notare che gli idruri del gruppo 15 presentano, come abbiamo già visto, proprietà basiche in soluzione acquosa:

XH3(aq) + H2O(l)

⇄

^XH4+

(aq) + OH- (aq) XH4+ desinenza -onio

4.2 OSSOACIDI

Gli ossoacidi sono generalmente composti ternari costituiti da H, O e non metallo.

Negli ossoacidi gli atomi di idrogeno acido (vedi N.B. pag. 18) sono sempre posti all’inizio della formula. Una definizione più avanzata di ossoacido, come vedremo, può essere la seguente:

composto che contiene O, un non metallo e almeno un atomo di H legato a O (H acido) e che gode della proprietà di generare una base coniugata per perdita di un protone.

Per gli ossoacidi, oltre alla nomenclatura IUPAC, è tuttora ampiamente usata (ed ufficialmente accettata) la nomenclatura tradizionale basata sulle desinenze.

Se il non metallo ha un solo n.o. si usa la desinenza -ico:

+4 H2CO3 acido carbonico +3 H3BO3 acido borico

Se il non metallo ha due possibili n.o. si usano le desinenze -oso ed -ico rispettivamente per n.o.

minore e maggiore:

n.o. n.o.

+3 HNO2 acido nitroso +4 H2SO3 acido solforoso +5 HNO3 acido nitrico +6 H2SO4 acido solforico

Se il non metallo ha diversi possibili n.o. si usano, oltre alle desinenze -oso ed -ico, i prefissi ipo- e per- nel seguente ordine di n.o. crescente:

+1 HClO acido ipocloroso ipo- -oso

+3 HClO2 acido cloroso -oso

+5 HClO3 acido clorico -ico

+7 HClO4 acido perclorico per- -ico

Per alcuni elementi (P, As, B, S etc.) esistono acidi diversi nei quali il non metallo presenta lo stesso numero di ossidazione:

H3PO4 acido (ORTO)fosforico (ORTO)-

+5 HPO3 acido METAfosforico META-

H4P2O7 acido PIROfosforico o DIfosforico DI-

Conoscendo la forma ORTO di un acido si possono ricavare le formule degli altri due acidi con una semplice regola mnemonica:

META = ORTO – H2O PIRO = 2ORTO – H2O

Il prefisso orto- è generalmente omesso. Al prefisso piro si preferisce il prefisso di- (ma acido pirofosforico oltre a difosforico è comunque accettato). Esempi:

H3BO3 acido (orto)borico H2SO4 acido solforico +3 HBO2 acido metaborico +6

H4B2O5 acido diborico H2S2O7 acido disolforico

Gli ossoacidi (analogamente agli idracidi) si comportano, in soluzione acquosa, da elettroliti (forti o deboli) e forniscono ioni H3O+ : sono pertanto acidi forti o acidi deboli.

HNO3(aq) + H2O(l)

⇄

H3O+(aq) + NO3 -

(aq)

Come si è già detto, nel caso di acidi forti, si indica normalmente una sola freccia:

HNO3(aq) + H2O(l) → NO3 -

(aq) + H3O⁺(aq) acido forte monoprotico HClO + H O ⇄ ClO- + H O⁺ acido debole monoprotico

16

Relativamente alla nomenclatura degli anioni degli ossoacidi (detti ossoanioni) si veda in seguito la nomenclatura dei sali.

N.B.: In alcuni ossoacidi non tutti gli atomi di H sono dissociabili (cioè non tutti gli atomi di H sono idrogeni acidi). Questa diversità di comportamento tra gli atomi di H, può essere evidenziata sia nella formula (ponendo all’inizio solo gli H acidi) che nel nome.

H3PO3 meglio H2PHO3 acido fosfonico (acido debole diprotico) H3PO2 meglio HPH2O2 acido fosfinico (acido debole monoprotico) H2PHO3(aq) + H2O(l) ⇄ HPHO3-_(aq) + H3O⁺(aq)

HPHO3-

(aq)+ H2O(l) ⇄ PHO32-

(aq) + H3O⁺(aq)

HPH2O2(aq) + H2O(l) ⇄ PH2O2 -

(aq) + H3O⁺(aq)

Anche l’acido difosfonico H4P2O5, forma piro dell’acido fosfonico, è un acido diprotico ed è quindi corretto indicarlo H2P2H2O5. È opportuno notare che spesso, purtroppo, vengono indicati come H3PO3, H4P2O5 e H3PO2 e vengono usati i nomi tradizionali acido fosforoso, difosforoso e ipofosforoso rispettivamente.

Sistematica degli ossoacidi Gruppo 17

+1 HClO a. ipocloroso +3 HClO2 a. cloroso

+5 HClO3 a. clorico +7 HClO4 a. perclorico Gli altri alogeni (tranne F che non dà luogo ad ossoacidi) formano gli stessi acidi.

Gruppo 16

+ 4 H2SO3 a. solforoso H2S2O5 a. disolforoso

+ 6 H2SO4 a. solforico H2S2O7 a. disolforico Gli stessi acidi, in corrispondenza dei numeri di ossidazione +4 e +6, si hanno per Se e Te.

Gruppo 15

+3 HNO2 a. nitroso

+5 HNO3 a. nitrico

+1 HPH2O2 (H3PO2) a. fosfinico (ipofosforoso) +3 H2PHO3 (H3PO3) a. fosfonico (fosforoso) H2P2H2O5 (H4P2O5) a. difosfonico (difosforoso) H3PO4 a. fosforico

+5 (HPO3)n a. metafosforico

H4P2O7 a. difosforico (pirofosforico) +3 H3AsO3 a. (orto)arsenioso

(HAsO2)n a. metaarsenioso H3AsO4 a. (orto)arsenico +5 (HAsO3)n a. metaarsenico H4As2O7 a. diarsenico

Nel caso di Sb vengono spesso attribuiti acidi analoghi ad As; in realtà la situazione è più complessa e sarà esaminata in corsi successivi di Chimica Inorganica.

Gruppo 14 Gruppo 13

H2CO3 a. carbonico H3BO3 acido (orto)borico +4 H4SiO4 a. (orto)silicico (HBO2)n acido metaborico (H2SiO3)n a. metasilicico +3 H4B2O5 acido diborico H6Si2O7 a. disilicico alluminati

stannati(II)

+2 +4 stannati(IV) Gruppo 2

piombati(II) +2 berillati piombati(IV)

CROMO

+3 cromati(III) (Cr2O3 è un ossido anfotero) +6 H2CrO4 acido cromico

H2Cr2O7 acido dicromico (forma piro-) MANGANESE

+4 manganati(IV) (MnO2 è un ossido anfotero) +6 H2MnO4 acido manganico +7 HMnO4 acido permanganico N.B.: Si indica (HPO3)n, (HAsO2)n, (HAsO3)n, (H2SiO3)n e (HBO2)n per evidenziare che non esiste in questi casi la specie singola, ma si ha una struttura a catena. Di ciò non si deve tener conto nello scrivere la formula dei sali relativi.

N.B. Nel caso di ossidi (idrossidi) anfoteri abbiamo indicato l'esistenza di sali con idrossidi forti con i nomi generici di berillati, alluminati, stannati(II), stannati(IV) etc.; si tratta in realta' di sali di anioni complessi (di questi si trattera' in altre parti del corso).

Nomenclatura ufficiale IUPAC

H2SO4 a. tetraossosolforico(VI) o a. tetraossosolforico tetraossosolfato di diidrogeno

tetraossosolfato(VI) di idrogeno HNO3 acido triossonitrico(V)

triossonitrato di idrogeno triossonitrato(V) di idrogeno

SO42- ione tetraossosolfato o ione tetraossosolfato(VI) NO3- ione triossonitrato o ione triossonitrato(V) 4.3 PEROSSOACIDI

Perossoacidi e perossidi sono caratterizzati da un eccesso di ossigeno rispetto a quello che compete al n.o. dell'elemento; infatti in essi è presente un legame tra atomi di ossigeno -O-O-.

H2O H2O2 perossido di idrogeno (acqua ossigenata) Na2O Na2O2 perossido di sodio

18

HNO3 HNO4

a.nitrico a.perossonitrico o a. perossodiossonitrico(V) o

perossodiossonitrato(V) di idrogeno o perossodiossonitrato di idrogeno H3PO4 H3PO5

a.fosforico a.perossofosforico o a. perossotriossofosforico(V) o

perossotriossofosfato(V) di idrogeno o perossotriossofosfato di triidrogeno o H2SO4 H2SO5

a.solforico a.perossosolforico o a. perossotriossosolforico(VI) o

perossotriossosolfato(VI) di idrogeno o perossotriossosolfato di diidrogeno o H2S2O7 H2S2O8

a.disolforico a.perossodisolforico o a. perossoesaossodisolforico(VI) o

perossoesaossodisolfato(VI) di idrogeno o perossoesaossodisolfato di diidrogeno

Nella nomenclatura IUPAC, come si è visto, con il termine perosso si indicano due atomi di ossigeno legati tra di loro (-O-O-)

4.4 TIOACIDI

I tioacidi sono caratterizzati dalla sostituzione di uno o più atomi di O con atomi di S.

Il prefisso tio- indica sempre che in un composto è avvenuta una sostituzione di atomi di O con atomi di S (es. R-OH alcol, R-SH tioalcol). Viene indicata per ciascun acido, di seguito, la nomenclatura tradizionale (sottolineata) e le varie nomenclature IUPAC.

H3PO4 H3PO2S2

a. fosforico a. ditiofosforico o a. diossoditiofosforico(V) o

diossoditiofosfato(V) di idrogeno o diossoditiofosfato di triidrogeno H3PO3S

a. (mono)tiofosforico o a. triossotiofosforico(V) o

triossotiofosfato(V) di idrogeno o triossotiofosfato di triidrogeno H3AsO4 H3AsS4

a. arsenico a. tetratioarsenico o a. tetratioarsenico(V) o

tetratioarseniato(V) di idrogeno o tetratioarseniato di triidrogeno H2SO4 H2S2O3

a. solforico a. tiosolforico o triossotiosolforico(VI) o

triossotiosolfato(VI) di idrogeno o triossotiosolfato di diidrogeno Na2S2O3

tiosolfato di sodio o triossotiosolfato(VI) di sodio o triossotiosolfato di disodio o

(iposolfito di sodio: nome tradizionale rimasto nell'uso commerciale) H2CO3 H2CS3

a. carbonico a. tritiocarbonico o tritiocarbonato(IV) di idrogeno o tritiocarbonato di diidrogeno

5. SALI

Si possono individuare tre categorie di sali.

• Sali semplici (detti un tempo “sali neutri”)

• Sali contenenti idrogeno acido (detti un tempo “sali acidi”)

• Sali contenenti gruppi OH (detti un tempo “sali basici”)

N.B.: La vecchia nomenclatura “sali neutri”, “acidi” e “basici” è da evitare; infatti i termini neutro, acido e basico delle tre categorie non hanno alcuna relazione con il comportamento neutro, acido o basico delle corrispondenti soluzioni acquose (vedi in seguito gli equilibri in soluzione acquosa).

5.1 Sali semplici (detti un tempo "sali neutri") Sono i sali più importanti.

Nomenclatura IUPAC

NaCl cloruro di sodio (vedi NOTA 1)

CaF2 fluoruro di calcio o difluoruro di calcio (vedi NOTA 1) K2SO4 tetraossosolfato di dipotassio

tetraossosolfato(VI) di potassio MgSO4 tetraossosolfato di magnesio

tetraossosolfato(VI) di magnesio CaSO3 triossosolfato di calcio

triossosolfato(IV) di calcio Fe2(SO4)3 tris(tetraossosolfato) di diferro

NaClO ossoclorato di sodio o ossoclorato(I) di sodio NaClO2 diossoclorato di sodio o diossoclorato(III) di sodio NaClO3 triossoclorato di sodio o triossoclorato(V) di sodio NaClO4 tetraossoclorato di sodio o tetraossoclorato(VII) di sodio K3PO4 tetraossofosfato di tripotassio o

tetraossofosfato(V) di potassio Na2S2O7 eptaossodisolfato di disodio o

eptaossodisolfato(VI) di sodio

La nomenclatura tradizionale , ampiamente usata ed accettata, presuppone la conoscenza di:

a) n° ossidazione del metallo (o semimetallo)

b) le corrispondenze indicate degli acidi e dei sali da essi derivati:

ACIDO SALE (e anione)

-IDRICO -URO

-OSO -ITO

-ICO -ATO

c) formula dell'acido Esempi:

H2SO4 acido solforico n.o.(SO4)= -2

20

H2SO3 acido solforoso n.o.(SO3) = -2 +2 Ca CaSO3 solfito di calcio HCl acido cloridrico n.o. (Cl) = -1 +1 Na NaCl cloruro di sodio

Altri esempi nell'ambito della nomenclatura tradizionale:

+1 NaClO ipoclorito di sodio HClO acido ipocloroso +3 NaClO2 clorito di sodio HClO2 acido cloroso +5 NaClO3 clorato di sodio HClO3 acido clorico +7 NaClO4 perclorato di sodio HClO4 acido perclorico I sali sono tutti elettroliti forti (in acqua si dissociano completamente in ioni):

NaCl

→

Na⁺ + Cl- o meglio NaCl(aq)

→

Na⁺(aq) + Cl-(aq)

K2SO4(aq)

→

2K⁺(aq) + SO42-

(aq) MgSO4(aq)

→

Mg²⁺(aq) + SO42-

(aq)

Fe2(SO4)3(aq)

→

^2Fe3+(aq) + 3SO42-

(aq) CaSO3(aq)

→

^Ca2+(aq) + SO32-

(aq)

NaClO4(aq)

→

Na⁺(aq) + ClO4-

(aq) K3PO4(aq)

→

3K⁺(aq) + PO43- (aq)

5.2 Sali contenenti idrogeno acido (detti un tempo "sali acidi") L'acido deve essere, ovviamente, almeno diprotico

H2SO4 SO4 (

→

sali semplici) HSO4 (

→

sali contenenti H acido) -2 -1

Viene indicato per ciascun sale, di seguito, la nomenclatura tradizionale (sottolineata) e le due nomenclature IUPAC:

NaHSO4 idrogenosolfato di sodio

+1 -1 idrogenotetraossosolfato di sodio idrogenotetraossosolfato(VI) di sodio Ca(HSO4)2 idrogenosolfato di calcio

+2 -1 bis(idrogenotetraossosolfato) di calcio idrogenotetraossosolfato(VI) di calcio Al(HSO4)3 idrogenosolfato di alluminio

+3 -1 tris(idrogenotetraossosolfato) di alluminio idrogenotetraossosolfato(VI) di alluminio H3PO4 a. ortofosforico dà luogo a tre serie di sali:

PO4

→

sali semplici -3

H3PO4 HPO4

-2

→

sali contenenti H acido H2PO4

-1

Na3PO4 fosfato di sodio

tetraossofosfato di trisodio tetraossofosfato(V) di sodio Na2HPO4 idrogenofosfato di sodio

idrogenotetraossofosfato di disodio idrogenotetraossofosfato(V) di sodio NaH2PO4 diidrogenofosfato di sodio

H2O

diidrogenotetraossofosfato di sodio diidrogenotetraossofosfato(V) di sodio Ca3(PO4)2 fosfato di calcio

bis(tetraossofosfato) di tricalcio tetraossofosfato(V) di calcio CaHPO4 idrogeno fosfato di calcio

idrogenotetraossofosfato di calcio idrogenotetraossofosfato(V) di calcio Ca(H2PO4)2 diidrogeno fosfato di calcio

bis (diidrogenotetraossofosfato) di calcio diidrogenotetraossofosfato(V) di calcio

Nomenclatura da non utilizzare (rimasta nell’uso commerciale) NaHSO4 bisolfato di sodio o solfato acido di sodio

NaHCO3 bicarbonato di sodio o carbonato acido di sodio Ca(HCO3)2 bicarbonato di calcio o carbonato acido di calcio Na3PO4 fosfato trisodico

Na2HPO4 fosfato bisodico NaH2PO4 fosfato monosodico Ca3(PO4)2 fosfato tricalcico Ca2(HPO4)2 fosfato bicalcico Ca(H2PO4)2 fosfato monocalcico

Vediamo la dissoluzione in acqua dei sali contenenti idrogeno acido:

NaHSO4(aq)

→

^{Na+(aq) + HSO4-(aq) Na2HPO4(aq)}

→

^{2Na+(aq) + HPO42-(aq)}

NOTA IMPORTANTE

Facendo riferimento alla nomenclatura IUPAC che tiene conto delle proporzioni stechiometriche tra gli atomi (o gruppi atomici) (vedi ossidi e composti binari pag. 8-9), se si deve indicare il numero di gruppi poliatomici (che possono comprendere già prefissi numerali) si utilizzano i prefissi numerali moltiplicativi (bis, tris, tetrakis, etc.) anteposti al nome del gruppo racchiuso tra parentesi.

Vediamo alcuni esempi di cui una parte già citati nelle pagine precedenti Fe2(SO4)3 tris(tetraossosolfato) di diferro

Al2(SO3)3 tris(triossosolfato) di dialluminio Ca(HSO4)2 bis(idrogenotetraossosolfato) di calcio Al(HSO4)3 tris(idrogenotetraossosolfato) di alluminio Ca3(PO4)2 bis(tetraossofosfato) di tricalcio

Ca(H2PO4)2 bis(diidrogenotetraossofosfato) di calcio Mg(HSO3)2 bis(idrogenotriossosolfato) di magnesio

22

Analogamente Na2P2H2O5 (difosfonato di sodio) è un sale semplice dato che H2P2H2O5 è un acido diprotico. Purtroppo tutto ciò non risulta evidente se i sali vengono scritti rispettivamente Na2HPO3, NaH2PO2 e Na2H2P2O5.

5.3 Sali contenenti gruppi OH (detti un tempo "sali basici") Fe(OH)3 HCl n.o. (Cl) = -1

Fe Cl FeCl3 cloruro ferrico +3 -1

FeOH Cl [FeOH]Cl2 idrossocloruro ferrico +2 -1

Fe(OH)2 Cl [Fe(OH)2]Cl diidrossocloruro ferrico +1 -1

[FeOH]SO4 idrossosolfato ferrico [Fe(OH)2]2SO4 diidrossosolfato ferrico

Per la nomenclatura di questi sali vedi anche, nell'appendice ai sali (qui di seguito), la nomenclatura dei sali doppi.

APPENDICE AI SALI

• “Sali doppi”. Sono sali costituiti da due metalli (cationi) o da due anioni derivati dagli acidi. Al solito, nella formula, si scrivono prima i cationi e quindi gli anioni (mentre nel nome del composto vengono citati prima gli anioni); l’ordine in cui vengono elencati nella formula cationi e anioni è quello alfabetico dei simboli (ciò implica una possibile differenza con il nome del composto stesso). Nel nome italiano si può aggiungere il termine “doppio” dopo il nome dell’anione.

KNaCO3 carbonato di potassio e sodio o

carbonato doppio di potassio e sodio KMgCl3 (KCl·MgCl2) tricloruro di magnesio e potassio o

cloruro doppio di magnesio e potassio In generale il numero di cationi e anioni può essere più elevato:

KNa5ClF(SO4)2 (KCl·NaF·2Na2SO4) cloruro fluoruro bis(solfato) di potassio e pentasodio I sali visti in precedenza come sali contenenti gruppi OH possono essere considerati, più correttamente, come sali doppi contenenti l'anione OH^- (ione idrossido).

MgCl(OH) cloruro idrossido di magnesio FeCl2(OH) dicloruro idrossido di ferro FeCl(OH)2 cloruro diidrossido di ferro

• Sali idrati. Sono sali contenenti molecole di acqua legate (in diversi modi) agli ioni del reticolo del sale.

MgSO4·7H2O solfato di magnesio eptaidrato o solfato di magnesio-acqua(1/7) CuSO4·5H2O solfato rameico pentaidrato o solfato rameico-acqua(1/5)