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Emmanuele De Vendittis » 5.Composti inorganici


Sostanze elementari

Una prima grande suddivisione delle sostanze inorganiche va fatta raggruppandole in elementi o composti.
Gli elementi, sostanze pure costituite da un sol tipo di atomi, possono a loro volta essere distinti in metalli o non metalli; esistono poi alcuni elementi (Si, Ge) con caratteristiche intermedie e perciò chiamati semi-metalli, nonché i cosiddetti gas nobili.
Il confronto delle principali proprietà dei metalli e non metalli è riportato nella tabella a fianco.
La tavola periodica degli elementi raggruppa tutti gli elementi in base al loro numero atomico crescente.

Principali caratteristiche di metalli e non metalli

Principali caratteristiche di metalli e non metalli


Tavola periodica degli elementi

Tavola periodica degli elementi

Tavola periodica degli elementi


Nomenclatura dei composti inorganici

Nella nomenclatura corrente i principali composti inorganici sono suddivisi in:

- idruri
- ossidi (ossidi basici)
- anidridi (ossidi acidi)
- perossidi
- idrossidi
- acid
i, a loro volta suddivisi in idracidi e acidi ossigenati
- sali

Idruri

Gli idruri sono composti binari tra idrogeno ed un metallo

Esempi:

LiH  idruro di litio
NaH idruro
di sodio
CaH2
idruro dicalcio

Negli idruri l’H si trova sotto forma di H (anione idruro); negli idruri ci sono quindi legami ionici.

Esempio:

NaH → Na+ + H

Gli idruri sono molto reattivi ed hanno proprietà basiche; infatti reagiscono con H2O sviluppando idrogeno molecolare:

Esempio:

NaH + H2O → NaOH + H2

In una nomenclatura più recente sono chiamati idruri anche i composti tra l’H e un non metallo, anche se i nomi d’uso corrente sono più utilizzati (H2O = acqua; NH3 = ammoniaca).

Ossidi

Gli ossidi sono composti binari tra ossigeno ed un metallo.
Nella nomenclatura degli ossidi, se esiste un sol tipo di ossido, si aggiunge la desinenza -ico al metallo.

Esempi:

Na2O ossido di sodio o sodico
CaO  ossido di calcio
o calcico
Al2O3 ossido di  alluminio
o alluminico

Se esistono più ossidi dello stesso metallo, le desinenze -ico e -oso indicano il maggiore o minore contenuto di ossigeno; si può anche indicare la valenza del metallo in numeri romani

Esempi:

Cu2O ossido di rame (I) o rameoso

CuO ossido di rame (II) o rameico

FeO ossido di ferro (II) o ferroso

Fe2O3 ossido di ferro (III) o ferrico

Ossidi (segue)

Negli ossidi il metallo e l’ossigeno sono uniti da legami ionici.

Esempi:

Na2O 2 Na+ + O––
Fe2O3 2 Fe+++ + 3 O––

Sono anche detti ossidi basici perché hanno proprietà basiche; infatti reagendo con H2O formano idrossidi.

Esempi:

Na2O + H2O 2 NaOH
CaO + H2O Ca(OH)2
Fe2O3 + 3 H2O 2 Fe(OH)3

Anidridi

Le anidridi sono composti binari tra ossigeno ed un non metallo.
Per la nomenclatura delle anidridi valgono le stesse desinenze utilizzate per gli ossidi: -ica per quella con maggior contenuto di ossigeno o unica; -osa per quella a minor contenuto di ossigeno.

Esempi:

CO2 anidride carbonica

N2O3 anidride nitrosa
N2O5 anidride nitrica
SiO2 anidride silicica
P4O6 anidride fosforosa
P4O10 anidride fosforica
SO2 anidride solforosa
SO3 anidride  solforica

Anidridi (segue)

Quando ci sono più di due anidridi, è necessario usare anche i prefissi ipo- (minor contenuto di ossigeno rispetto ad -osa) o per- (maggior contenuto di ossigeno rispetto ad -ica).

Esempi:

Cl2O anidride ipoclorosa
Cl2O3 anidride clorosa
Cl2O5 anidride clorica
Cl2O7 anidride perclorica

Anidridi (segue)

Esistono alcune eccezioni che riguardano la nomenclatura dei composti binari dell’ossigeno con N e C (per alcuni composti infatti si usa la nomenclatura di ossido invece che anidride).

Esempi:

N2O protossido di azoto
NO ossido nitrico
N2O3 anidride nitrosa
N2O4 anidride nitroso-nitrica
(oppure ipoazotide)
N2O5 anidride nitrica
CO monossido di carbonio
CO2 anidride carbonica

Anidridi (segue)

Nella nomenclatura più recente non si fa distinzione tra ossidi e anidridi; inoltre si specifica il numero di atomi del non metallo e dell’ossigeno.

Esempi:

Cu2O monossido di dirame (ossido secondo la nomenclatura corrente)
Fe2O3 triossido di diferro (ossido secondo la nomenclatura corrente)
N2O5 pentossido di diazoto (anidride secondo la nomenclatura corrente)
CO2 biossido di carbonio (anidride secondo la nomenclatura corrente)

Nelle anidridi i legami tra ossigeno e non metallo sono sempre di natura covalente.

Formule di struttura di anidridi

Formule di struttura di anidridi (1)

Formule di struttura di anidridi (1)


Formule di struttura di anidridi (segue)

Formule di struttura di anidridi (2)

Formule di struttura di anidridi (2)


Formule di struttura di anidridi (segue)

Formule di struttura di anidridi (3)

Formule di struttura di anidridi (3)


Formule di struttura di anidridi (segue)

Formule di struttura di anidridi (4)

Formule di struttura di anidridi (4)


Anidridi (segue)

Le anidridi sono anche chiamate ossidi acidi perché manifestano proprietà acide; infatti reagiscono con H2O per formare acidi ossigenati:

CO2 + H2O → H2CO3
SO2 + H2O → H2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
N2O3 + H2O → 2 HNO2
N2O5 + H2O → 2 HNO3
Cl2O + H2O →  2 HClO
Cl2O3 + H2O → 2 HClO2
Cl2O5 + H2O → 2 HClO3
Cl2O7 + H2O → 2 HClO4
P4O6 + 6 H2O → 4 H3PO3
(6 molecole di H2O necessarie per rompere 6 legami O—P)
P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4 (6 molecole di H2O necessarie per rompere 6 legami O—P)
SiO2 + 2 H2O →  4 H4SiO4 (2 molecole di H2O necessarie per rompere 2 legami O—Si)

Perossidi

I perossidi sono composti binari tra ossigeno ed idrogeno (oppure un metallo) con un maggior contenuto di ossigeno

Esempi:

H2O2perossido di idrogeno (acqua ossigenata)
Na2O2 perossido di sodio
BaO2 perossido di bario

Nei perossidi due atomi di ossigeno sono uniti da un legame covalente e quindi il n.ro di ossidazione di O = –1.
Nel perossido di idrogeno ci sono solo legami covalenti; negli altri perosssidi il catione metallico è legato con legame ionico.

Esempi:

H2O2 H–O–O–H

Na2O2 → 2 Na+ + O–O

Idrossidi

Gli idrossidi sono composti ternari costituiti dall’anione OH(ossidrilione) e da un catione metallico (oppure altri cationi come NH4+).
Per la nomenclatura degli idrossidi valgono le stesse desinenze usate per gli ossidi.

Esempi:

NaOH idrossido di sodio o sodico
Ca(OH)2 idrossido di calcio
o calcico
Fe(OH)2 idrossido di ferro (II)
o ferroso
Fe(OH)3 idrossido di  ferro (III)
o ferrico
NH4OH idrossido di ammonio
o ammonico

Gli idrossidi derivano dalla reazione con acqua degli ossidi.
Gli idrossidi hanno proprietà basiche per la presenza dello anione OH legato con legame ionico al catione.

Esempi:

NaOH → Na+ + OH

Fe(OH)2 → Fe++ + 2 OH

Acidi

Gli acidi sono composti (binari o ternari) che possiedono uno o più atomi di idrogeno sostituibili da cationi metalici (idrogeni salificabili).
Gli acidi si distinguono in:

  • idracidi: composti binari risultanti dall’unione tra H e un non metallo dei gruppi VIIA (alogeni) o del VIA (zolfo); è un idracido anche il composto ternario HCN
  • ossiacidi: composti ternari contenenti un non metallo, O e H; gli atomi di H sono sempre legati ad O e perciò salificabili

Sia negli idracidi che negli ossiacidi ci sono solo legami di natura covalente.

Idracidi

Per la nomenclatura degli idracidi basta aggiungere la desinenza –idrico.

Esempi:

HCl acido fluoridrico
HBr acido bromidrico
H2S acido solfidrico
HCN acido cianidrico

Gli idracidi possono formarsi per sintesi diretta tra H2 ed il non metallo.

Esempio:

H2 + F2 → 2 HF

Formule di struttura di idracidi

Formule di struttura di idracidi


Ossiacidi

Per la nomenclatura degli ossiacidi si usa la stessa desinenza delle corrispondenti anidridi: –oso (per il minor contenuto di ossigeno) e –ico (per il maggior contenuto di ossigeno); eventualmente si usano anche i prefissi ipo– e per–

Esempi:

H2CO3 acido carbonico

HNO2 acido nitroso
HNO3 acido nitrico
H2SO3 acido solforoso
H2SO4 acido solforico
HClO acido ipocloroso
HClO2 acido cloroso
HClO3 acido clorico
HClO4 acido perclorico

Ossiacidi (segue)

Altri esempi:

H4SiO4 acido silicico
H3PO3 acido fosforoso
(da anidride fosforosa; con un H non salificabile e perciò non acido)
H3PO4 acido orto-fosforico (da anidride fosforica)
HPO3 acido meta-fosforico (da anidride fosforica)
H4P2O7 acido piro-fosforico (da anidride fosforica)

H3PO2 acido ipofosforoso (con due H non salificabili e perciò non acidi)

Formule di struttura di alcuni ossiacidi

Formule di struttura di alcuni ossiacidi

Formule di struttura di alcuni ossiacidi


Formule di struttura degli ossiacidi del fosforo

Formule di struttura degli ossiacidi del fosforo (1)

Formule di struttura degli ossiacidi del fosforo (1)


Formule di struttura degli ossiacidi del fosforo (segue)

Formule di struttura degli ossiacidi del fosforo (2)

Formule di struttura degli ossiacidi del fosforo (2)


Sali

I sali sono composti derivati da acidi per sostituzione (salificazione) di uno o più ioni H+ con cationi metallici (oppure altri cationi come NH4+).
I sali sono suddivisi in:

  • sali neutri: sali in cui tutti gli ioni H+ dell’acido sono stati salificati

Esempi:

NaCl; KNO3; Ca3(PO4)2; MgCl2

  • sali acidi: sali in cui non tutti gli ioni H+ dell’acido sono stati salificati

Esempi:

NaHCO3; Ca(H2PO4)2; KHS

Attenzione

Queste definizioni di sale neutro o acido non sono riferite al comportamento dei sali in soluzione.

Sali (segue)

I sali neutri sono:

  • binari, se derivano da idracidi

Esempi:

KCl; Na2S; MgF2

  • ternari, se derivano da ossiacidi

Esempi:

Na2SO4; KNO3; AlPO4

Sali (segue)

I sali acidi sono:

  • ternari, se derivano da idracidi

Esempi:

NaHS; Ca(HS)2; KHS

  • quaternari, se derivano da ossiacidi

Esempi:

NaHSO4; Al(H2PO4)3; KHCO3

Attenzione
Queste definizioni di composizione (binario, ternario, quaternario) non sono valide se nel sale c’è l’NH4+

Sali (segue)

Per la nomenclatura dei sali neutri si usano tre diverse desinenze per l‘anione (–uro; –ito; –ato) a seconda dell’acido da cui deriva, mantenendo l’eventuale prefisso dell’ossiacido (ipo-; per-; orto-; meta-; piro-); infine il nome del catione viene generalmente posposto a quello dell’anione. Le desinenze dei sali sono:

a) –uro, se proviene da un idracido

Esempi:

NaCl cloruro di sodio o sodico (Cl dall’idracido HCl: acido cloridrico)
Al2S3 solfuro di alluminio o alluminico (S–– dall’idracido H2S: acido solfidrico)

b) –ito, se proviene da un ossiacido terminante in –oso

Esempi:

(NH4)2SO3 solfito di potassio o potassico (SO3–– dall’ossiacido H2SO3: acido solforoso)
NaClO ipoclorito di sodio o sodico (ClO dall’ossiacido HClO: acido ipocloroso)

Sali (segue)

c) –ato, se proviene da un ossiacido terminante in –ico

Esempi:

K2SO4 solfato di potassio o potassico (SO4–– dall’ossiacido H2SO4: acido solforico)

Ca3(PO4)2 ortofosfato di calcio o calcico (PO4––– dall’ossiacido H3PO4: acido ortofosforico)

Sali (segue)

Per la nomenclatura dei sali acidi valgono le stesse regole dei sali neutri; la presenza degli atoni di H nell’anione viene indicata con uno dei seguenti modi:
- precisando il n. di H rimasti nell’anione (modalità preferita)
- indicando gli atomi di H potenzialmente acidi
- specificando il n. di ioni metallici presenti
- usando anche nomi d’uso corrente

Esempi:
NaH2PO4 diidrogenoortofosfato di sodio (nome preferito)
…………….ortofosfato biacido
di sodio
…………….ortofosfato monosodico

K2HPO4 ..monoidrogenoortofosfato di potassio (nome preferito)
…………….ortofosfato monoacido di potassio
…………….ortofosfato bipotassico

NaHCO3 ..monoidrogenocarbonato di sodio (nome preferito)
…………….carbonato monoacido di sodio
…………….carbonato monosodico
…………….bicarbonato
di sodio (nome d’uso corrente)

Sali (segue)

Nei sali gli anioni ed i cationi sono tenuti insieme da legami ionici.
Nella formula del sale il rapporto stechiometrico tra catione ed anione è determinato dalle cariche elettriche presenti su di loro.

Formule di struttura di sali

Formule di struttura di sali


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