Sali binari e sali ternari

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Sali binari e sali ternari

SISTEMATICA CHIMICA E NOMENCLATURA

INTRODUZIONE.

Scopo della sistematica chimica è quello di suddividere i milioni di composti esistenti in gruppi simili ai quali si può, in linea di massima, attribuire una formula generale che indica tipo e numero di atomi presenti. Ad ogni composto va poi assegnato un nome razionale che lo identifica in modo univoco e dal quale è possibile risalire alla sua formula chimica; per questo fine, si possono utilizzare vari tipi di nomenclatura, ma quelle più utilizzate attualmente sono la nomenclatura classica o tradizionale e la nomenclatura IUPAC, più moderna ed universalmente impiegata. Entrambe si basano su precise regole da seguire per assegnare il nome ad un composto in relazione al tipo ed al numero di atomi che lo compongono.

CLASSIFICAZIONE DEI COMPOSTI.

La sistematica chimica distingue tutti i composti esistenti in due categorie fondamentali:

1) i composti binari costituiti da atomi di due elementi diversi (ad esempio H₂O, NH₃, FeS, HCl, NaCl…);

2) i composti ternari costituiti da atomi di tre elementi diversi (ad esempio Na₂SO₄, HClO₃, KMnO₄…);

3) i composti quaternari costituti da atomi di quattro elementi diversi (ad esempio NaHCO₃, KHSO₄…).

Un ulteriore classificazione si basa sul tipo di atomi presenti nei composti, ovvero se essi sono formati da metalli, non metalli, ossigeno e/o idrogeno:

si dicono OSSIDI BASICI (nomenclatura IUPAC) o semplicemente OSSIDI i composti formati da un metallo e da ossigeno;
si dicono OSSIDI ACIDI (nomenclatura IUPAC) o ANIDRIDI i composti formati da un non-metallo e da ossigeno;
si dicono IDROSSIDI i composti formati da un metallo, ossigeno ed idrogeno;
si dicono IDRURI i composti formati da un metallo e da idrogeno;
si dicono IDRACIDI i composti formati da un non-metallo e da idrogeno;
si dicono OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI i composti formati da idrogeno, un non-metallo ed ossigeno;
si dicono SALI i composti formati da un metallo e da un non-metallo;
si dicono SALI OSSIGENATI i composti formati da un metallo, da un non-metallo e da ossigeno.

Tutti questi tipi di composti possono essere ricondotti a delle formule generali e per ogni classe si possono scrivere le reazioni di formazione a partire da precisi reagenti.

Si può già notare che ossidi, anidridi, idruri, idracidi ed alcuni sali fanno parte dei composti binari, mentre idrossidi, ossiacidi e sali ossigenati appartengono ai composti ternari.

Prima di esaminare le reazioni di formazione di questi composti e di assegnare loro l’appropriato nome è necessario introdurre nuovamente il concetto di valenza, di numero di ossidazione e di elettronegatività.

VALENZA E NUMERO DI OSSIDAZIONE.

Per VALENZA di un atomo si intende il numero di legami che esso può formare, ovvero il numero di elettroni coinvolti nei legami con altri atomi. Essa si indica in numeri romani e si scrive come apice a destra del simbolo dell’atomo; ad esempio, la notazione C^IV indica che l’atomo di carbonio ha valenza 4 (ovvero è tetravalente), cioè può formare quattro legami.

Più complessa, ma più utile, è la definizione di NUMERO DI OSSIDAZIONE (n.o.) che rappresenta l’ipotetica carica che un atomo coinvolto in un legame assumerebbe se gli elettroni di legame fossero attratti dall’atomo più elettronegativo. Tale numero può, quindi, assumere valori positivi o negativi. Si ricorda che l’elettronegatività esprime la tendenza di un atomo coinvolto in un legame ad attrarre su di se gli elettroni di legame e che, lungo la tavola periodica degli elementi, essa aumenta procedendo da sinistra verso destra e dal basso verso l’alto. Ad esempio, si consideri l’acido cloridrico HCl; il cloro è molto più elettronegativo dell’idrogeno, per cui si può assumere che esso acquisti una carica negativa -1, mentre l’idrogeno assume una ipotetica carica +1. In tal caso si dice che il cloro ha n.o. = -1 e l’idrogeno ha n.o. = +1.

La valenza o il numero di ossidazione di qualsiasi atomo in un composto può essere determinata seguendo regole ben precise e ricordando che:

l’idrogeno è sempre monovalente, ovvero ha sempre n.o. = +1, eccetto negli idruri in cui ha n.o.= -1;
l’ossigeno è sempre bivalente, ovvero ha sempre n.o.= -2, eccetto nei perossidi in cui ha n.o.= -1;
i metalli alcalini sono sempre monovalenti, ovvero hanno sempre n.o. = +1;
i metalli alcalino - terrosi sono sempre bivalenti, ovvero hanno sempre n.o. = +2;
gli alogeni sono sempre monovalenti rispetto l’idrogeno, ovvero hanno sempre

n.o. = -1 nei loro composti con tale elemento;

il n.o di uno ione monoatomico è uguale alla carica dello ione;
la somma dei n.o. degli atomi di una molecola neutra è nulla;
la somma dei n.o. degli atomi di uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione.

È possibile, così, risalire ai n.o. o alle valenze degli atomi di un composto conoscendo i n.o. o le valenze degli elementi base ed impostando opportune equazioni per il loro calcolo. Ad esempio, nel sale FeCl₂ il cloro è monovalente (n.o. = -1) ed il ferro è bivalente (n.o. = +2). Infatti, gli atomi coinvolti in un legame devono avere a disposizione un ugual numero di elettroni per formare le coppie di legame; nell’esempio specifico è come dire che il cloro può formare un solo legame, mentre il ferro due legami. Ne deriva che, affinché i due atomi posseggano lo stesso numero di elettroni coinvolti nei legami, il ferro deve legare due atomi di cloro per formare il composto dato. Si può quindi affermare che, per determinare la formula di un composto, è sufficiente calcolare il m.c.m. tra le valenze dei due elementi (che indica il numero di elettroni disponibili per ogni elemento) e dividerlo per ciascuna di esse, ottenendo così il corrispondente indice:

Fe^II 2 : 2 = 1 indice di Fe

m.c.m. = 2 à FeCl₂

Cl^I 2 : 1 = 2 indice di Cl

S^IV 4 : 4 = 1 indice di S

m.c.m. = 4 à SO₂

O^II 4 : 2 = 2 indice di O

Al^III 6 : 3 = 2 indice di Al

m.c.m. = 6 à Al₂O₃

O^II 6 : 2 = 3 indice di O

Allo stesso modo è possibile risalire alle valenze dei singoli elementi presenti in un composto semplicemente scambiando gli indici presenti nella sua formula:

Na₂O scambio degli indici à Na monovalente

O bivalente

FeCl₃ scambio degli indici à Fe trivalente

Cl monovalente

P₂O₅ scambio degli indici à P pentavalente

O bivalente

Questo procedimento è molto semplice da applicare per i composti binari, ma risulta più complicato per i composti ternari e quaternari. Un metodo più semplice e diretto consiste nel considerare i n.o. il cui calcolo è più immediato seguendo le regole sopra citate. Si consideri, ad esempio, il composto KMnO₄. In base a quanto elencato precedentemente, il potassio ha sempre n.o. = +1 e l’ossigeno ha sempre n.o. = -2, quindi il problema consiste nel determinare il n.o. del manganese. A tal fine si imposta un’equazione del tipo:

+1 + x + 4 (-2) = 0 essendo il composto in esame neutro.

Risolvendo come una semplice equazione di primo grado:

+1 + x -8 = 0 da cui x = 8 – 1 = +7

Ne deriva che il manganese in questo composto ha n.o. = +7, ovvero è eptavalente.

Si consideri, ora, il caso di uno ione poliatomico come Cr₂O₇^2-; sapendo che l’ossigeno ha sempre n.o. = +2, il n.o. del cromo si ottiene risolvendo l’equazione di primo grado:

2x + 7(-2) = -2 da cui 2x – 14 = -2 ovvero 2x = 12 ed x = +6

Questo vuol dire che l’atomo di cromo in questo composto ha n.o. = +6, ovvero è esavalente.

REAZIONI DI FORMAZIONE e NOMENCLATURA delle varie classi di composti.

Ossidi ed Anidridi.

Gli ossidi propriamente detti nella nomenclatura IUPAC come composti che si formano per reazione degli elementi con l’ossigeno vengono distinti, nella nomenclatura tradizionale, in ossidi ed anidridi a seconda che l’elemento che reagisce con l’ossigeno sia un metallo o un non-metallo. Da questa distinzione, deriva che i generici ossidi si ottengono sempre per reazione di un elemento con l’ossigeno:

Metallo + Ossigeno à Ossido basico

ESEMPI: TRADIZIONALE IUPAC

4Na + O₂ à 2Na₂O Ossido di sodio Ossido di disodio

2Mg + O₂ à 2MgO Ossido di magnesio Ossido di magnesio

2Fe + O₂ à 2FeO Ossido ferroso Ossido di ferro

4Fe + 3O₂à 2Fe₂O₃ Ossido ferrico Triossido di diferro

Non-metallo + Ossigeno à Ossido acido o Anidride

ESEMPI: TRADIZIONALE IUPAC

S + O₂ à SO₂ Anidride solforosa Diossido di zolfo

2S + 3O₂ à 2SO₃ Anidride solforica Triossido di zolfo

2P + 3O₂ à P₂O₃ Anidride fosforosa Triossido di fosforo

2P + 5O₂ à P₂O₅ Anidride fosforica Pentossido di fosforo

2Cl₂+ O₂ à 2Cl₂O Anidride ipoclorosa Ossido di dicloro

2Cl₂+ 3O₂ à 2Cl₂O₃ Anidride clorosa Triossido di dicloro

2Cl₂+ 5O₂ à 2Cl₂O₅ Anidride clorica Pentossido di dicloro

2Cl₂+ 7O₂ à 2Cl₂O₇ Anidride perclorica Eptaossido di dicloro

Per quanto riguarda la nomenclatura di questi composti, il sistema IUPAC identifica come ossidi tutti i composti ottenuti per reazione di qualsiasi elemento con l’ossigeno e li nomina semplicemente indicando il numero di atomi di ossigeno e dell’elemento attraverso i prefissi di -, tri-, tetra-, penta-, esa-, epta-… anteponendo il nome “ossido” a quello dell’altro elemento. Nella nomenclatura tradizionale, invece, si effettua la distinzione tra ossidi ed anidridi in base al carattere metallico o non- metallico dell’elemento che si lega all’ossigeno; inoltre, si devono considerare le valenze di entrambi gli atomi secondo il seguente schema:

Non-metallo : à suffisso IPO- + nome del non-metallo + desinenza – OSO o – OSA per la valenza o n.o. più bassa in assoluto

à nome del non-metallo + desinenza – OSO o –OSA per la valenza più bassa

à nome del non-metallo + desinenza – ICO o – ICA per la valenza più alta

à suffisso PER- + nome del non-metallo + desinenza - ICO o – ICA per la valenza o n.o. più alto

Metallo : à nome del metallo + desinenza – OSO per la valenza più bassa

à nome del metallo + desinenza – ICO per la valenza più alta

à se il metallo possiede una unica valenza, si utilizza semplicemente la preposizione “di” seguita dal nome del metallo

COSTRUZIONE GENERALE DEL NOME DI UN OSSIDO O DI UN’ANIDRIDE

nella nomenclatura tradizionale

OSSIDO + nome del metallo + desinenza – OSO o – ICO a seconda della valenza

(più bassa o più alta)

ANIDRIDE + prefisso IPO- o PER- (se necessari) + nome del non-metallo + desinenza

OSA o – ICA

Idrossidi.

Si ottengono per reazione degli ossidi propriamente detti o ossidi basici con l’acqua ed il loro nome si assegna facilmente anteponendo il termine IDROSSIDO al nome del metallo da cui derivano (attenzione: nella nomenclatura IUPAC si devono sempre indicare il numero di atomi o di gruppi atomici presenti, mentre nella nomenclatura tradizionale si deve semplicemente indicare, quando necessario, la desinenza del metallo).

ESEMPI: TRADIZIONALE IUPAC

Na₂O + H₂Oà 2NaOH Idrossido di sodio Idrossido di sodio

MgO + H₂O à Mg(OH)₂ Idrossido di magnesio Diidrossido di magnesio

FeO + H₂O à Fe(OH)₂ Idrossido ferroso Diidrossido di ferro

Fe₂O₃ + H₂O à Fe(OH)₃ Idrossido ferrico Triidrossido di ferro

Non a caso gli ossidi basici hanno questo nome; infatti, reagendo con l’acqua, formano composti “basici” caratterizzati da un tipico comportamento alcalino con peculiari caratteristiche (sono vischiosi, amarognoli e molto corrosivi).

Da sottolineare che gli idrossidi si ottengono anche per reazione diretta tra i metalli (soprattutto i metalli alcalini ed alcalino – terrosi)e l’acqua.

Idruri.

Tali composti si ottengono per reazione di metalli alcalini ed alcalino – terrosi con idrogeno gassoso ed il loro nome si costruisce semplicemente anteponendo al termine IDRURO il nome del metallo.

2Na + H₂ à 2NaH Idruro di sodio

2Li + H₂ à 2LiH Idruro di litio

Mg + H₂ à MgH₂ Idruro di magnesio

Idracidi.

Si ottengono per reazione dei non-metalli con idrogeno gassoso ed il loro nome nella nomenclatura tradizionale si ottiene posponendo al temine ACIDO il nome del non-metallo seguito dalla desinenza –IDRICO. Nella nomenclatura IUPAC, invece, si indica il non-metallo con la desinenza – URO seguita dalla costruzione di idrogeno, indicando gli atomi di questo elementi presenti nel composto.

ESEMPI: TRADIZIONALE IUPAC

H₂ + F₂ à 2HF Acido fluoridrico Fluoruro di idrogeno

H₂ + Cl₂ à 2HCl Acido cloridrico Cloruro di idrogeno

H₂ + Br₂ à 2HBr Acido brimidrico Bromuro di idrogeno

H₂ + I₂ à 2HI Acido iodidrico Ioduro di idrogeno

H₂ + S à H₂S Acido solfidrico Solfuro di diidrogeno

Ossiacidi o acidi ossigenati.

Per quanto riguarda tali composti è molto più semplici riferirsi alla nomenclatura tradizionale secondo la quale il loro nome discende dal fatto che essi si ottengono per reazione delle corrispondenti anidridi con l’acqua. Il nome di tali acidi si ottiene posponendo al termine ACIDO il nome del non-metallo preceduto e seguito dalle apposite desinenze a seconda della valenza del non-metallo.

ESEMPI: TRADIZIONALE IUPAC

SO₂ + H₂O à H₂SO₃ Acido solforoso Acido triossosolforico

SO₃ + H₂O à H₂SO₄ Acido solforico Acido tetraossosolforico

N₂O₃ + H₂O à 2HNO₂ Acido nitroso Acido diossonitrico

N₂O₅+ H₂O à 2HNO₃ Acido nitrico Acido triossonitrico

CO₂ + H₂O à H₂CO₃ Acido carbonico Acido triossocarbonico

Mn₂O₇ + H₂O à HMnO₄ Acido permanganico Acido tetraossomanganico

Solitamente, gli ossiacidi si ottengono per reazione delle corrispondenti anidridi con una molecola di acqua e la formula dell’acido si ottiene semplicemente sommando singolarmente i vari tipi di atomi, andando a semplificare quando possibile. Per alcune anidridi, però, si possono ottenere diversi acidi a seconda del numero di molecole di acqua che esse legano; un esempio tipico è quello delle anidridi del fosforo, l’anidride fosforosa P₂O₃ e l’anidride fosforica P₂O₅, che possono combinarsi con una, due o tre molecole di acqua dando origine, rispettivamente, agli acidi meta, piro ed orto:

P₂O₅ + H₂O à 2HPO₃ Acido metafosforico

P₂O₅ + 2H₂O à H₄P₂O₇ Acido pirofosforico

P₂O₅ + 3H₂O à H₃PO₄ Acido ortofosforico (acido fosforico)

Elementi non-metallici che si comportano in modo analogo sono il boro, il silicio, l’arsenico e l’antimonio.

Da notare che la valenza del non-metallo presente negli ossiacidi si può calcolare semplicemente moltiplicando la valenza dell’ossigeno (2) per il numero dello stesso presenti nella formula e sottraendo al risultato ottenuto il numero di atomi di idrogeno:

H₂Cr₂O₇ valenza del cromo = [(7 x 2) – 2]/2 = (14 – 2)/2 = 6

Sali binari.

I sali binari si ottengono prevalentemente per reazione tra idracidi e metalli o idracidi e ossidi basici o idracidi e idrossidi secondo le seguenti reazioni:

TRADIZIONALE IUPAC

Zn + 2HCl à ZnCl₂ + H₂ Cloruro zincoso Dicloruro di zinco

CaO + HCl à CaCl₂ + H₂O Cloruro di calcio Dicloruro di calcio

NaOH + HCl à NaCl + H₂O Cloruro di sodio Cloruro di sodio

Fe(OH)₃ + 3HCl à FeCl₃ + 3H₂O Cloruro ferrico Tricloruro di ferro

Si nota che la formazione di questi Sali comporta sempre lo sviluppo di idrogeno o la formazione di acqua.

Per quanto riguarda l’assegnazione del nome, secondo la nomenclatura tradizionale si indica il nome del non-metallo associato dalla desinenza –URO (dalla desinenza –IDRICO del corrispondente idracido) e seguito dal nome del metallo con l’apposito suffisso – OSO o – ICO a seconda della sua valenza. Nella nomenclatura IUPAC, al solito, si indicano sempre tipo e numero degli elementi presenti.

Sali ternari o Sali ossigenati.

Questi sali differiscono dai precedenti perché presentano sempre atomi di ossigeno nella loro formula. Si ottengono prevalentemente per reazione di acidi ossigenati con metalli, ossidi basici ed idrossidi, seguendo le seguenti reazioni:

TRADIZIONALE

2Na + 2HClO à 2NaClO + H₂ Ipoclorito di sodio

FeO + 2HNO₃ à Fe(NO₃)₂ + H₂O Nitrato ferroso

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ à Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O Solfato di alluminio

3Pb(OH)₄ + 4H₃PO₄ à Pb₃(PO₄)₄ + 12H₂O Fosfato piombico

La relativa nomenclatura tradizionale prevede che il nome dei sali ternari si ottenga seguendo la costruzione:

Prefisso + nome del non-metallo + desinenza -ITO (valenza più bassa)

IPO- o PER- -ATO (valenza più alta)

(se necessario)

+ nome del metallo + desinenza –OSO o –ITO

In altre parole, la desinenza del corrispondente acido si trasforma da –OSO a –ITO e da

–ICO ad – ATO quando si passa ai sali ossigenati.

Come intuibile, tutti i sali derivano dai corrispondenti acidi attraverso reazioni in cui si scambiano i cosiddetti RADICALI ACIDI che derivano dagli acidi per eliminazione di uno o più idrogeni.

ESEMPI:

OSSIACIDO à RADICALE ACIDO

H₂SO₃ SO₃^2- Solfito

H₂SO₃ HSO₃^- Bisolfito

H₂SO₄ SO₄^2-Solfato

HNO₃ NO₃^- Nitrato

H₃PO₃ PO₃^3- Fosfito

H₃PO₄ PO₄^3- Fosfato

H₃PO₄ HPO₄^2- Fosfato acido

H₂CO₃ CO₃^2- Carbonato

H₂CO₃ HCO₃^- Bicarbonato

HCl Cl^- Cloruro

H₂S S^2- Solfuro

I radicali acidi hanno la valenza o il n.o. uguale alla loro carica, ovvero la valenza dell’intero radicale è uguale al numero di idrogeni sottratti all’acido corrispondente.

Fonte: http://www.sabbia.altervista.org/alterpages/files/SISTEMATICACHIMICAENOMENCLATURA.doc

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