• 

 

 

 

Numeri di ossidazione degli elementi

 

 

 

Numeri di ossidazione degli elementi

 

Numeri di ossidazione degli elementi chimici più comuni, riferiti all’ossigeno e all’idrogeno.
I numeri di ossidazione indicano il numero di elettroni che l’elemento è in grado di acquistare o di cedere o di mettere a comune con altri elementi. Il numero di ossidazione positivo sta ad indicare che l’elemento in questione è meno elettronegativo dell’elemento preso come riferimento, quando è negativo sta ad indicare che l’elemento in questione è più elettronegativo rispetto a quello di riferimento.

 

Elemento	Simbolo	Numero di ossidazione rispetto all’ossigeno	Numero di ossidazione rispetto all’idrogeno
Idrogeno	H	+1	0
Litio	Li	+1	+1
Sodio	Na	+1	+1
Potassio	K	+1	+1
Berillio	Be	+2	+2
Magnesio	Mg	+2	+2
Calcio	Ca	+2	+2
Stronzio	Sr	+2	+2
Bario	Ba	+2	+2
Boro	B	+3	+3
Alluminio	Al	+3
Carbonio	C	+2, +4	-4
Silicio	Si	+4
Stagno	Sn	+2, +4
Piombo	Pb	+2, +4
Azoto	N	+1, +2, +3, +4, +5	-2, -3
Fosforo	P	+3, +5	-3
Arsenico	As	+3, +5	-3
Antimonio	Sb	+3, +5	-3
Bismuto	Bi	+3
Ossigeno	O	0	-2
Zolfo	S	+2, +4, +6	-2
Fluoro	F	-1	-1
Cloro	Cl	+1, +3, +5, +7	-1
Bromo	Br	+1, +3, +5	-1
Iodio	I	+1, +5, +7	-1
Cromo	Cr	+2, +3, +6
Manganese	Mn	+2, +4, +6, +7
Ferro	Fe	+2, +3
Cobalto	Co	+2, +3
Nichel	Ni	+2, +3
Rame	Cu	+1, +2
Argento	Ag	+1
Zinco	Zn	+2
Cadmio	Cd	+2
Mercurio	Hg	+1, +2

 

N. B. Il numero di ossidazione di un elemento rispetto a se stesso è zero perché atomi uguali hanno uguale elettronegatività.

 

Fonte: http://www.itcgmerendino.it/public/Appunti/Numeri_di_ossidazione.doc

 

 

Numeri di ossidazione degli elementi

Numero di ossidazione (N.O.) degli atomi

(a cura di Gianni Michelon)

Per facilitare il calcolo del numero di elettroni in gioco durante una reazione di ossidoriduzione, si attribuisce ad ogni atomo di una molecola o di un gruppo ionico, un “numero di ossidazione” che chiameremo N.O.

Questo non rispecchia sempre, salvo che in alcuni casi, una situazione elettronica reale.
Per esempio, non si può pensare che un atomo isolato abbia un “reale” N.O.=+5, o +7, dato che esso avrebbe una carica così alta che attrarrebbe fortemente qualsiasi molecola polare che avesse vicino, (generalmente H2O) cercando di ridurre la sua carica effettiva.
Ma è utile per capire quanti elettroni vengano scambiati durante la reazione.

Ricordando che un N.O. positivo corrisponde a una perdita di elettroni ed uno negativo all’acquisto di elettroni, nel calcolo si seguono alcune regole convenzionali, in particolare:

• Una sostanza elementare ha sempre N.O.=0; questo vale, per esempio, per tutti i metalli allo stato elementare (cioè prima di qualsiasi reazione) Fe, Cr, Na, Pb, Ca, Ag, etc.; vale anche per le molecole biatomiche gassose come H2, O2, N2, Cl2 (in effetti, essendo due gli atomi costituenti, ed essendo neutre le molecole, è evidente che non si potrebbe attribuire ad un atomo un N.O. positivo e all’altro uno negativo, essendo indistinguibili); per le stesse ragioni la regola vale anche per molecole poliatomiche elementari come P4, S8, ecc.

 

• Per uno ione monoatomico con una certa carica, il N.O. è uguale alla carica dello ione; per esempio sarà:
• N.O.=+1 per Na+, K+, Ag+, ecc.;
• N.O.=+2 per Ca++, Zn++, Cu++, Fe++, Mn++, ecc.;
• N.O.=+3 per Fe+++, Cr+++, Au+++, ecc.;

ioni positivi con cariche reali maggiori di 3 non esistono (come detto prima) come tali, ma sono associati, in soluzione acquosa, a ossidrili o ossigeno (in questo caso non possiamo parlare di “ioni monoatomici”); è il caso, per esempio, di MnO4- (in cui Mn avrebbe N.O.=+7), di ClO3- (in cui Cl avrebbe N.O.=+5), di SO4-- (in cui S avrebbe N.O.=+6), di NO3- (in cui N avrebbe N.O.=+5), ecc. In effetti succede che un potenziale ione con carica alta, si lega a molecole di acqua rilasciando in soluzione protoni. Vediamo il caso dello ione permanganato MnO4-:
Mn7+ + 4H2O (molecole di solvatazione) ® MnO4- + 8H+
Si può notare che il numero totale di cariche a sinistra e a destra della freccia (+7) è uguale.

• un caso particolare di ioni può essere inoltre quello di ioni biatomici come Cu2++ e Hg2++: in tal caso N.O. di ognuno degli atomi costituenti sarà N.O.=+1 (due cariche ma con due atomi);
• ioni monoatomici con carica negativa avranno un N.O. equivalente negativo; per esempio N.O.=–1 per F-, Cl-, Br-, I-;
• N.O.=–2 per S--, Se--.

• Alcuni elementi hanno sempre lo stesso numero di ossidazione nei loro composti (se non si trovano cioè allo stato elementare); per esempio:
• tutti gli elementi del gruppo I (i cosiddetti “metalli alcalini” Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), avendo un solo elettrone esterno disponibile (caratteristica elettronica di tutti gli elementi del gruppo I), hanno sempre N.O.=+1;
• tutti quelli del gruppo II (i cosiddetti “metalli alcalin0-terrosi” Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Ra), avendo due soli elettroni esterni, hanno sempre N.O.=+2;
• altri elementi si presentano, nei composti, sempre con lo stesso N.O., per esempio, N.O.=+2 per Zn; o N.O.=+3 per B e Al; o N.O.=–1 per F;
• per O è sempre N.O.=–2 (salvo che non faccia parte di un  gruppo perossidico, indicato con O2-- in cui ogni O ha N.O.=–1); per esempio, nel caso di Al2O3 (triossido di dialluminio, chiamato un tempo anche sesquiossido di alluminio), ogni Al ha N.O.=+3 e ogni O N.O.=–2, (3x2 = 2x3);
• H ha pressoché sempre N.O.=+1, salvo nei casi in cui, nel composto, sia associato a un elemento con elettronegatività molto bassa (metalli, per esempio); in questi casi ha N.O.=–1 e corrisponde allo ione “idruro”: NaH, LiH, CaH2, BH3, ecc.

 

• In un composto neutro, la somma degli N.O. positivi deve essere uguale alla somma degli N.O. negativi (o, più correttamente, la somma algebrica di tutti gli N.O. deve essere nulla); per esempio in H2SO4 avremmo, per H, 2x(+1), per O, 4x(-2); poiché la loro somma algebrica (+2-8=+6), il N.O. di S sarà necessariamente N.O.=+6;

in uno ione poliatomico, invece, tale somma algebrica deve essere uguale alla carica dello ione; per esempio: per lo ione fosfato PO43- la somma algebrica di tutti gli N.O. deve essere –3, perciò, avendo 4x(-2) per O, per P sarà N.O.=+5 (infatti +5-8=-3 che è proprio la carica dello ione fosfato); per lo ione perclorato ClO4- la somma algebrica di tutti gli N.O. deve essere –1, perciò, avendo 4x(-2) per O, per Cl sarà N.O.=+7 (infatti +7-8=-1 che è proprio la carica dello ione perclorato).

Ricapitolando, si può perciò attribuire N.O. fissi ai componenti di alcuni gruppi della tavola periodica, in particolare N.O.=+1 a tutti i componenti del gruppo I (metalli alcalini); N.O.=+2 a tutti i componenti del gruppo II (metalli alcalino-terrosi) e ad alcuni metalli che presentano 2 elettroni esterni.
Ma più è alto il numero atomico, più è facile che un elemento presenti diversi N.O.: per esempio (e tenendo presente che ognuno, allo stato elementare, possiede comunque anche N.O.=0):
Au ha N.O.=+1 ma anche N.O.=+3;
Cr sia  N.O.=+3 sia N.O.=+6;
Mn può avere N.O.=+2, N.O.=+3, N.O.=+4, N.O.=+7;
ma anche gli elementi del gruppo VII (secondo la nuova nomenclatura IUPAC gruppo 17), quello degli alogeni (F, Cl, Br, I), se si esclude F che ha solo  N.O.=-1 poiché non può avere espansione dell’ottetto,  tutti gli altri possono avere diversi N.O.: N.O.=-1,+1,+3,+5,+7;
N li ha quasi tutti, per esempio: N.O.=-3 (NH3); -2 (NH2NH2); -1 (NH2OH); 0 (N2); +1 (N2O); +2 (NO); +3 (N2O3); +4 (NO2); +5 (NO3-)

Partendo così dagli atomi che hanno N.O. noti e fissi è possibile sempre determinare il N.O. di quello incognito.

Per prevedere quali siano i possibili N.O. di un atomo e per capire perché quell’atomo possa presentare quegli specifici N.O. è molto utile esaminare la tavola periodica e la configurazione elettronica dell’atomo, ma occorrono, per questo, anche  conoscenze approfondite su altri argomenti (per esempio la possibilità di espansione dell’ottetto, la scala dei vari livelli energetici, le regole empiriche di stabilità di specifiche configurazioni elettroniche…)

Di seguito viene ripresa la tavola periodica corta con evidenziati gli elementi cui possiamo attribuire senza incertezze un solo N.O. (a parte quello ovvio N.O.=0 relativo allo stato elementare)

IUPAC	1		2	*	13	14	15	16	17	18
ex	I A		II A	*	III A	IV A	V A	VI A	VII A	VIII A
	H* +1		*	*	*	*	*	*	*	He
	Li +1		Be +2	*	B +3	C	N	O* -2	F -1	Ne
	Na +1		Mg +2	*	Al +3	Si	P	S	Cl	Ar
	K +1		Ca +2	Sc	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
	Rb +1		Sr +2	Y	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
	Cs +1		Ba +2	La	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
	Fr +1		Ra +2	Ac				*	*	*

 * raramente, per H (ione idruro) e O (ione perossido), N.O.=-1
Dei metalli di transizione (nell’Aufbau vengono riempiti gli orbitali d) normalmente hanno valori fissi di N.O. gli elementi indicati in rosso:

IUPAC	3	*	4	5	6	7	8	9	10	11	12
ex	III B	*	IV B	V B	VI B	VII B	VIII B	VIII B	VIII B	I B	II B
	Sc		Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn +2
	Y		Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag +1	Cd +2
	La	Ce	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg

Qualche esempio di applicazione dei N.O. c’è nel file esercizi (il link anche dalla homepage) in particolare negli esercizi 09GM e 10GM.

Per avere un panorama più completo dei N.O. dei vari elementi che possiamo incontrare, nella seguente tavola periodica sono indicati quelli possibili o più comuni (mentre nella precedente comparivano solo quelli “fissi”). Non vengono riportati quelli delle serie dei lantanidi e degli attinidi (aufbau con riempimento degli orbitali f), sia perché meno comuni, sia perché tutti con N.O.=3 (salvo Th che ha solo N.O.=4) oltre ad altri N.O.; forse l’unico interessante può essere U, con N.O.=+3,+4,+5,+6.

IUPAC	1	2	*	13	14	15	16	17	18
ex	I A	II A	*	III A	IV A	V A	VI A	VII A	VIII A
	H +1,-1	*	*	*	*	*	*	*	He
	Li +1	Be +2	*	B +3	C -4,+2,+4	N -3,-2,-1,+1, +2,+3,+4,+5	O -2,-1	F -1	Ne
	Na +1	Mg +2	*	Al +3	Si -4,+2,+4	P -3,+3,+5	S -2,+4,+6	Cl -1,+1, +3,+5,+7	Ar
	K +1	Ca +2	Sc +3	Ga +3	Ge +2,+4	As -3,+3,+5	Se -2,+4,+6	Br -1,+1, +3,+5,+7	Kr
	Rb +1	Sr +2	Y +3	In +3	Sn +2,+4	Sb -3,+3,+5	Te -2,+4,+6	I -1,+1, +3,+5,+7	Xe
	Cs +1	Ba +2	La +3	Tl +1,+3	Pb +2,+4	Bi +3,+5	Po +2,+4	At	Rn
	Fr +1	Ra +2	Ac +3				*	*	*

IUPAC	3	*	4	5	6	7	8	9	10	11	12
ex	III B	*	IV B	V B	VI B	VII B	VIII B	VIII B	VIII B	I B	II B
	Sc +3		Ti +2,+3, +4	V +2,+3 +5,+4	Cr +2,+3 +6	Mn +2,+3 +4,+7	Fe +2,+3	Co +2,+3	Ni +2,+3	Cu +1,+2	Zn +2
	Y +3		Zr +4	Nb +3,+5	Mo +4,+5 +6	Tc +4,+6 +7	Ru +3	Rh +3	Pd +2,+4	Ag +1	Cd +2
	La +3	Ce +3,+4	Hf +4	Ta +5	W +6	Re +4,+6 +7	Os +3,+4	Ir +3,+4	Pt +2,+4	Au +1,+3	Hg +1,+2

 

Fonte : http://venus.unive.it/miche/chimrestau/numox.doc

 

Numeri di ossidazione degli elementi

 

 

 

 

Elementi

H  = Idrogeno      (da Hydro + genes)
N  = Azoto         (da Nitrum)
He = Elio          (da Helios)
Na = Sodio         (da Natrium)
Hg = Mercurio      (da Hydrargyrum)
No = Nobelio       (da Nobel)  (NO è un composto)
Hf = Afnio         (da Hafnia) (HF è un composto)
Co = Cobalto       (da Kobold) (CO è un composto)

 

Proust ( e Berthollet): ~ 1800

 

Legge delle proporzioni definite e costanti

 

“Il rapporto degli atomi costituenti un composto è definito e costante”

Dalton: ~ 1800

 

Legge delle proporzioni multiple

 

“Quando due elementi possono combinarsi in differenti rapporti ponderali, le masse dell’uno che si combinano con una massa fissa dell’altro stanno tra loro in rapporti di numeri interi e semplici.

 

FeS   : solfuro di ferro          rapporto Fe:S  1:1

Composto stechiometrico

FeS2  : disolfuro di ferro        rapporto Fe:S  1:2
Composto stechiometrico

FeS0.9 : “solfuro di ferro”        rapporto Fe:S » 1
Composto non stechiometrico

 

Def.*
“Il numero di ossidazione di un atomo in un composto rappresenta la carica elettrica che assumerebbe l’atomo se gli elettroni di legame fossero assegnati all’atomo più elettronegativo”

L’uso del numero di ossidazione costituisce un artificio formale per mezzo del quale possiamo considerare i legami covalenti tra elementi di diversa elettronegatività come legami ionici e quindi trattare tutti gli atomi come ioni.

Regole per l’assegnazione del numero di ossidazione:

• Lo stato di ossidazione di un atomo come elemento puro (non legato) è 0.
• La somma del numero di ossidazione di tutti gli atomi di una molecola neutra è uguale a 0. Per uno ione è invece uguale alla sua carica in grandezza e segno.
• Il fluoro ha sempre numero di ossidazione –1
• L’ossigeno ha sempre numero di ossidazione –2 eccetto in OF2 (+2), nei perossidi (-1) e nei superossidi (-1/2).
• Il cloro ha numero di ossidazione –1 eccetto nei composti con l’ossigeno e in ClF
• Il bromo ha generalmente numero di ossidazione –1 eccetto nei composti con il fluoro, il cloro e l’ossigeno
• L’idrogeno nei composti con i non-metalli e i semi-metalli ha numero di ossidazione +1. Con i metalli fortemente elettropositivi forma invece composti in cui manifesta numero di ossidazione –1.
• I metalli del gruppo 1A (alcalini) hanno numero di ossidazione +1, quelli del gruppo 2A (alcalino terrosi), lo zinco e il cadmio hanno numero di ossidazione +2; il boro e l’alluminio e i lantanidi eccetto il cerio hanno numero di ossidazione +3.
• I metalli hanno sempre numero di ossidazione positivo eccetto che nei carbonil-idruri e in composti simili poco comuni.

 

* Poiché lo stato di ossidazione si riferisce a un numero, si usa anche il termine NUMERO di Ossidazione come sinonimo. Un altro termine con significato simile a quello di stato di ossidazione è “Valenza”
Dove posso trovare i possibili numeri di ossidazione di un elemento? In genere sulla Tavola Periodica sono riportati tutti i possibili numeri di ossidazione degli elementi. Il numero in grassetto indica lo stato di ossidazione più stabile.

Classificazione e nomenclatura dei composti inorganici.

• I simboli degli elementi vengono in genere ordinati nelle formule scrivendo per primo il costituente meno elettronegativo.

 

• Gli isotopi in genere mantengono la denominazione dell’elemento fatta eccezione per gli isotopi dell’idrogeno: prozio H, deuterio D, trizio T.

 

• Le radici usate per formare i nomi dei composti si ottengono togliendo la –o finale (ferro-ferroso) oppure –io finale (iodio-ioduro), oppure utilizzando il nome stesso (rame-rameico)

    Eccezioni importanti:

 

 

 

Tipi di composti:

• Ossidi: ossidi basici, acidi e anfoteri
• Idrossidi (o Basi)
• Acidi: idracidi e ossiacidi
• Sali
• Idruri
• Perossidi

 

 

OSSIDI

Sono composti formati dall’unione di un elemento qualsiasi con l’ossigeno. Negli ossidi l’ossigeno ha stato di ossidazione –2.

Si dividono in:
OSSIDI BASICI: metallo + ossigeno
(per reazione con H2O danno: IDROSSIDI o BASI)

OSSIDI ACIDI o ANIDRIDI: non metallo + ossigeno
(per reazione con H2O danno: ACIDI OSSIGENATI o OSSOACIDI)

OSSIDI ANFOTERI: sono ossidi di elementi posti al confine fra metalli e non metalli (metalloidi), che mostrano comportamento acido o basico a seconda dell’ambiente di reazione. La natura acido-base di un ossido (specialmente dei metalli di transizione e dei semimetalli) può infatti variare dal basico all'acido all'aumentare dello stato di ossidazione dell'elemento caratteristico. Esempio classico è quello del cromo, il cui ossido è acido quando il numero di ossidazione è +6, ed è basico o anfotero quando il numero di ossidazione è +2 o +3.

 

Ossidi basici

Composti binari(M2On)formati da un metallo M (Mn+) e dall’ossigeno O. Il rapporto stechiometrico fra i due atomi è dato dall’inverso del loro stato di ossidazione (o carica ionica).

La formula molecolare si ottiene scrivendo prima il metallo e poi l’ossigeno e assegnando successivamente a ciascuno dei due elementi come “indice” il numero di ossidazione dell’altro. Se possibile, semplificare dividendo per il M.C.D. (massimo comun divisore).

 

Il nome si ottiene:

1) OSSIDO di (nome metallo)

2) Se il metallo può assumere più di uno stato di ossidazione e quindi formare con l’ossigeno ossidi in proporzioni differenti (“vecchio” sistema oso/ico):

usare la desinenza  -oso per il n°ox più basso

usare la desinenza  -ico per il n°ox più alto
Oppure indicare lo stato di ossidazione tra parentesi tonde (nomenclatura sistematica di Stock).

 

3) Sia per il metallo che per l’ossigeno usare prefissi che indichino il numero relativo degli atomi.
Mono = 1 ; di = 2 ; tri = 3 ; tetra = 4 ; penta = 5 ;
esa = 6

ESEMPI

a)Ossido di Calcio:     CaO         Ca2+   O2-   Ca2O2    CaO

b)CrO       Cr2+  O2-       CrO      Ossido “crom-oso”
Cr2O3      Cr3+   O2-       Cr2O3       Ossido “crom-ico”

c)Cu2O      Cu+  O2-       Cu2O     Ossido di Rame(I)
CuO       Cu2+   O2-       CuO         Ossido di Rame(I)

 

Ossidi acidi o Anidridi

 

Composti binari(X2On)formati da un non-metallo X e l’ossigeno O. Si seguono le stesse regole viste per gli ossidi basici.

Gli ossidi dei non metalli in passato venivano chiamati anidridi. L'attuale nomenclatura ufficiale stabilisce che anche questi ossidi vengano definiti come tali indicandone la composizione. Ad esempio CO2 = diossido di carbonio, e non anidride carbonica. Il termine anidride è comunque tuttora accettabile nella nomenclatura comune.

Attenzione! Si possono avere più di due stati di ossidazione diversi per lo stesso atomo:

caso 1: due stati di ossidazione possibili.

usare la desinenza  -oso per il n°ox più basso

usare la desinenza  -ico per il n°ox più alto

caso 2: più di due stati di ossidazione possibili.

se sono possibili 4 stati di ossidazione, usare il seguente schema partendo dallo stato di ox più basso:

I:   usare il prefisso -ipo e la desinenza -oso

II:  usare la desinenza  -oso
III: usare la desinenza  -ico

IV:  usare il prefisso -per e la desinenza -ico

ESEMPI

a)il cloro puo assumere 4 diversi stati di ox: (+1, +3, +5, +7)
Cl2O      Cl1+  O2-       Cl2O     Anidride ipoclorosa
  Cl2O3      Cl3+   O2-       Cl2O3       Anidride clorosa
Cl2O5      Cl5+   O2-       Cl2O5       Anidride clorica
Cl2O7      Cl7+   O2-       Cl2O7       Anidride perclorica

b)composti ossigenati dello zolfo:
  SO2     S4+      O2-       SO2          Anidride solforosa
SO3     S2+      O2-       SO3          Anidride solforica
Ma anche:
SO2        diossido di zolfo  (ossido di zolfo(IV))
SO3        triossido di zolfo (ossido di zolfo(VI))

c)N2O     monossido di diazoto
NO      monossido di azoto
N2O3    triossido di di azoto

Attenzione:
- il prefisso mono- non si applica al primo elemento del nome e talvolta neppure al secondo. (NO monossido di azoto e non monossido di monoazoto!)
- Na2O Ossido di sodio e non ossido di di-sodio! Perché il sodio può esistere solo come Na+ e quindi il nome semplice “ossido di sodio” permette di scrivere correttamente la formula.

 

IDROSSIDI

 

Sono ottenuti facendo reagire gli ossidi basici dei metalli con l’acqua. Contengono ossigeno e idrogeno come gruppo “OH” “idrossile” (che in realtà è OH- “ione idrossido”). Per la nomenclatura: si seguono le regole degli ossidi sostituendo la parola ossido con idrossido (o idrato).

Na2O + H2O        2 Na(OH)

La formula molecolare si ottiene scrivendo prima il metallo e poi OHn (n = numero ossidazione del metallo).

 

ESEMPI

a)NaOH            Idrossido di sodio

b)Fe(OH)2      idrossido ferroso o idrossido di Fe(II)
Fe(OH)3      idrossido ferrico o idrossido di Fe(III)

 

ACIDI

 

Gli acidi si dividono in:
- idracidi
- ossiacidi

Idracidi o acidi non ossigenati

Gli idracidi si ottengono per combinazione diretta di alcuni non metalli (F, Cl, Br, I e S) con l’idrogeno. In questi composti H ha numero di ossidazione +1, i non metalli invece hanno numero d’ossidazione negativo.

La formula molecolare si ottiene scrivendo prima l’idrogeno e poi il non metallo: HnX (n = numero ossidazione del non metallo).

 

Nomenclatura: ACIDO non-metallo-idrico

a)HF             acido fluoridrico
HCl           acido cloridrico
HBr            acido bromidrico
HI            acido iodidrico
H2S           acido solfidrico

Esiste inoltre: HCºN acido cianidrico (che è però un composto ternario).(n.b. :CºN gruppo ciano).

Ossoacidi o acidi ossigenati

Gli acidi ossigenati sono composti ternari, formati da H, O, e un non metallo o un metallo (non tutti! ad esempio V, Cr, Mn) il cui ossido corrispondente ad un alto stato di ossidazione abbia caratteristiche acide.
Formalmente, le formule degli acidi ossigenati si possono ricostruire sommando acqua all'opportuno ossido acido, facendo attenzione al rispetto delle regole della nomenclatura (-oso, -ico, meta-, orto-, etc.) e alla "stechiometria" della reazione.

Nomenclatura: si sostituisce “ossido” o “anidride” con il  termine “acido”.

ESEMPI

a)Anidride solforosa  SO2 + H2O      H2SO3 Acido solforoso
Anidride solforica  SO3 + H2O      H2SO4 Acido solforico

b)HClO            Acido ipocloroso : Cl2O + H2O ® H2Cl2O2 ® HClO
HClO2     Acido cloroso
HClO3     Acido clorico
HClO4     Acido perclorico
La nomenclatura degli ossoacidi non è ancora completa!
Dobbiamo infatti definire i prefissi meta-, orto- e piro- che vengono usati per distinguere il diverso grado di idratazione dell'ossoacido.
In sintesi, gli acidi orto si ottengono dai meta per aggiunta di una molecola di acqua, e viceversa (i meta si ottengono dagli orto per sottrazione di una molecola di acqua).
Il prefisso piro- (o di-) si usa per indicare gli acidi che derivano dalla condensazione di due molecole di un orto-ossoacido. In pratica, si raddoppiano gli elementi presenti nell'acido orto e si sottraggono due H e un O. Anche questi prefissi vengono mantenuti invariati nella nomenclatua dei sali corrispondenti.

orto = meta + H2O
meta = orto - H2O
piro = 2 orto - H2O

Molto più semplicemente gli acidi meta / piro / orto ¼¼ ico / oso si possono considerare derivati rispettivamente dalla somma di 1, 2, 3 molecole d’acqua all’ossido acido.
Ciò vale solo per alcuni non-metalli: P, As, Sb, B, Si.

· Ad esempio, del Fosforo si conoscono tre acidi fosforici e tre fosforosi.
(P2O3 anidride fosforosa):

P2O3 +  H2O ® H2P2O4 = 2HPO2    acido metafosforoso
P2O3 + 2H2O ® H4P2O5            acido pirofosforoso
P2O3 + 3H2O ® H6P2O6 = 2H3PO3   acido ortofosforoso

L’ultimo è detto comunemente acido fosforoso.

(P2O5 anidride fosforica):

P2O5 +  H2O ® H2P2O6 = 2HPO3    acido metafosforico
P2O5 + 2H2O ® H4P2O7 = HPO2     acido pirofosforico
P2O5 + 3H2O ® H6P2O8 = 2H3PO4   acido ortofosforico

Il primo è detto polimetafosforico mentre il secondo è detto comunemente acido fosforico.

Il caso del Silicio:
SiO2 +  H2O ® H2SiO3           acido metasilicico
SiO2 + 2H2O ® H4SiO4       acido ortosilicico

Eccezione! Dovrebbe chiamarsi acido pirosilicico!

 

NOMENCLATURA IONI METALLICI E IONI POSITIVI(CATIONI)

Per i cationi metallici: la nomenclatura segue quella degli ossidi.
Gli ioni monoatomici positivi prendono il nome del corrispondente metallo da cui derivano specificando, se necessario, il rispettivo stato di ossidazione:
- o con un numero romano tra parentesi(notazione di Stock)
- o aggiungendo il suffisso -oso (grado di ossidazione più basso) o -ico (grado di ossidazione più alto)

Per i cationi poliatomici: se parte della carica (+) è saturata dall’ossigeno si usa il suffisso –ile; mentre se i cationi sono ottenuti per addizione di protoni (H+) su non metalli con n.o. negativo, si usa la desinenza -onio aggiunta al nome dell’elemento legato all’idrogeno. Fa eccezione NH4+ (Ione ammonio).

ESEMPI

a)NO+    elemento azoto, n.o. +3 ®ione nitrosile;
b)PH4+   elemento fosforo ® ione fosfonio;

 

NOMENCLATURA RESIDUI ACIDI E IONI NEGATIVI (ANIONI)

Nome del residuo acido ottenuto togliendo ioni idrogeno ad un acido: cambia il suffisso. Si sostituisce:

Gli eventuali prefissi si conservano.
La perdita parziale di ioni idrogeno viene indicata utilizzando il prefisso (mono-, bi-, tri-)idrogeno-.
Ioni negativi ottenuti da elementi anfoteri con lo ione ossidrile utilizzano il prefisso idrosso- con il suffisso –ato.

NOMENCLATURA SALI

Il nome di un sale è dato dall’attributo del corrispondente residuo acido completo di suffissi e prefissi, seguito dal nome dello ione positivo.
Si definiscono sali neutri quelli provenienti da acidi in cui tutti gli atomi di idrogeno sono stati sostituiti da atomi metallici, sali acidi quelli che presentano ancora uno o più atomi di idrogeno, sali basici quelli contenenti uno o più gruppi ossidrile (si possono considerare derivati da una base per sostituzione parziale degli ossidrili con residui acidi, es.: Bi(OH)2Cl, cloruro dibasico di bismuto).

ESEMPI

a) Nitrato di Bario:
· N, non metallo, (n.o. possibili +3, +5)
n.o. +5: anidride N2O5 (suff. -ico), acido HNO3(suff. -ico) residuo NO3- (suff. -ato)
· Ba, metallo, n.o. +2, ione: Ba2+
· quindi Ba2+ + 2NO3- ® Ba(NO3)2

b) Solfato cromico:
· S, non metallo, (n.o. possibili +4, +6)
n.o. +6: anidride SO3 (suff. -ico), acido H2SO4 (suff. -ico), residuo SO42- (suff. -ato)
· Cr, metallo, (suff. -ico), n.o. +3, ione: Cr3+;
· Quindi 2Cr3+ + 3SO42- ® Cr2(SO4)3

 

PEROSSIDI

Presentano un atomo di ossigeno in più ripetto agli ossidi, contengono infatti il gruppo -O-O-. In questi composti l'ossigeno ha numero di ossidazione -1.

Nomenclatura: Perossido di non-metallo/metallo

 

ESEMPI

a) Na2O2 perossido di sodio
b) H2O2 perossido di idrogeno (acqua ossigenata)(H-O-O-H)
c) BaO2 perossido di bario

 

IDRURI

Gli idruri sono composti binari che si ottengono per combinazione diretta di metalli e non metalli (eccetto F, Cl, B, I, S) con l’idrogeno. In questi composti l’idrogeno ha numero di ossidazione –1.

La formula molecolare si ottiene scrivendo prima il metallo/non metallo e poi l’idrogeno: XHn (n = numero ossidazione del metallo/non metallo).

Nomenclatura: IDRURO di non-metallo/metallo

 

a)NaH            idruro di sodio
MgH2           idruro di magnesio
NH3            idruro di azoto (ammoniaca)
CH4           idruro di carbonio (metano)
PH3           idruro di fosforo (fosfina)

Fonte: http://dcssi.istm.cnr.it/Rizzato/lodi/nomenclatura.doc

 

Numeri di ossidazione degli elementi

 

 

Visita la nostra pagina principale

 

Numeri di ossidazione degli elementi

 

Termini d' uso e privacy