Nomenclatura PDF

8 Costruzione dei composti e nomenclatura chimica Per costruire correttamente la maggior parte dei composti chimici è sufficiente conoscere alcune semplici regole. Fondamentale è a questo proposito il concetto di numero di ossidazione di un elemento (nox) o stato di ossidazione (stox). 8.1 Numero...

8 Costruzione dei composti e nomenclatura chimica Per costruire correttamente la maggior parte dei composti chimici è sufficiente conoscere alcune semplici regole. Fondamentale è a questo proposito il concetto di numero di ossidazione di un elemento (nox) o stato di ossidazione (stox). 8.1 Numero di ossidazione (nox) o stato di ossidazione (stox) Si definisce numero di ossidazione la carica, reale o formale, che acquista un atomo quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo. La carica è reale nei composti ionici ed in tal caso coincide con il numero di cariche portate dallo ione. Ad esempio nel cloruro di sodio NaCl, costituito da uno ione sodio Na+ e da uno ione cloro Cl-, il sodio presenta nox +1, mentre il cloro presenta nox -1. La carica è formale nei composti covalenti. Ad esempio nell'acqua H2O, gli elettroni di legame vengono assegnati all'ossigeno più elettronegativo, il quale assume perciò convenzionalmente 2 cariche negative e presenta nox -2. Ciascuno dei due idrogeni presenta quindi nox +1. Ciascun elemento chimico può presentare più di un numero di ossidazione. Vengono date di seguito alcune regole convenzionali per l'attribuzione dei numeri di ossidazione. 1) il nox delle sostanze elementari (H2, O2, Na, Cu etc) è sempre zero poiché ci troviamo di fronte ad atomi di uno stesso elemento, aventi perciò la stessa elettronegatività. Più in generale quando in una molecola due atomi di uno stesso elemento si uniscono con legame covalente, gli elettroni di legame non vanno attribuiti a nessuno dei due atomi. 2) Il nox di uno ione è pari alla sua carica Ca2+ (nox +2) Al3+ (nox +3) S2- (nox -2) 3) L'idrogeno presenta sempre nox +1 tranne che negli idruri, composti in cui si lega direttamente con i metalli alcalini e alcalino-terrosi che risultano essere gli unici elementi più elettropositivi dell'idrogeno. In tali composti l'idrogeno ha dunque nox -1. Gli idruri si scrivono sempre facendo seguire al simbolo del metallo il simbolo dell'idrogeno. idruro di sodio NaH, idruro di calcio CaH2 etc 4) L'ossigeno ha sempre nox -2 tranne che nei perossidi dove presenta nox -1. I perossidi sono composti dove l'ossigeno impegna uno dei suoi due elettroni per legarsi ad un altro atomo di ossigeno. secondo quanto previsto dalla regola numero 1 in questo caso gli elettroni del legame tra atomi uguali non vanno attribuiti, mentre viene attribuito all'ossigeno l'altro elettrone utilizzato per legarsi ad altri elementi perossido di idrogeno o acqua ossigenata H2O2 H−O−O−H perossido di sodio Na2O2 perossido di magnesio MgO2 Na − O − O − Na 5) il fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo della tabella periodica, ed avendo bisogno di un solo elettrone per raggiungere l'ottetto, ha sempre nox -1 6) Gli altri elementi del VII gruppo A hanno anch'essi nox -1, tranne quando si legano con elementi più elettronegativi, come ad esempio l'ossigeno, in tal caso presentano nox positivi. 7) In generale il nox più elevato di un elemento corrisponde al numero d'ordine del gruppo cui appartiene. Così gli elementi del primo gruppo presentano nox +1, quelli del secondo +2, quelli del terzo +3 e così via fino agli elementi del settimo gruppi che presentano come nox più elevato +7. 8) sempre in generale, quando un elemento presenta più di un nox, il valore di quest'ultimo diminuisce di 2 unità alla volta. Così gli elementi del VII gruppo oltre al nox +7 possono presentare nox +5, +3, +1, -1. gli elementi del VI gruppo oltre al nox + 6 possono presentare nox +4, +2, -2. 9) In una specie chimica neutra la somma dei nox di tutti gli atomi che la compongono deve sempre essere nulla. 10) In uno ione poliatomico la somma dei nox dei diversi atomi deve sempre essere pari alla carica totale dello ione. Le ultime due regole ci permettono, partendo da una formula chimica, di calcolare il numero di ossidazione incognito della maggior parte degli elementi. Ad esempio per calcolare il numero di ossidazione dello zolfo nell'anidride solforica SO2, procediamo come segue: ciascun atomo di ossigeno presenta nox -2; complessivamente i due atomi presentano nox -4; affinché la somma dei nox sia zero lo zolfo deve presentare nox + 4. Calcoliamo il nox del carbonio nello ione poliatomico HCO3-: i tre atomi di ossigeno presentano complessivamente nox - 6, l'idrogeno presenta nox + 1. Sommando il nox degli ossigeni e dell'idrogeno si ottiene - 5. Affinché la somma di tutti i nox dia la carica complessiva dello ione -1, il carbonio deve presentare nox +4. La conoscenza dei numeri di ossidazione ci permette di costruire in modo semplice i principali composti chimici. 8.2 Regole per la costruzione dei composti binari I composti binari sono formati da due soli elementi chimici. Convenzionalmente si scrivono ponendo per primo l'elemento meno elettronegativo, seguito dall'elemento più elettronegativo. Il simbolo di ciascun elemento è seguito da un numero a pedice, detto indice, che indica quanti atomi di quell'elemento sono presenti nel composto. Gli indici sono apposti in modo tale che, sommando i rispettivi nox, la molecola risulti neutra. Per calcolare gli indici in modo semplice è sufficiente utilizzare il nox del primo elemento come indice del secondo e viceversa. Ad esempio se vogliamo scrivere la formula di un composto binario formato da un elemento A il cui numero di ossidazione sia +2 e da un composto B il cui numero di ossidazione sia -3, otterremo Si noti che l'elemento con il numero di ossidazione negativo (il più elettronegativo) è stato scritto per secondo. Tale metodo di costruzione dei composti binari garantisce la neutralità della molecola. Infatti nella molecola sono presenti 3 atomi di A per un totale di 6 cariche positive e 2 atomi di B per un totale di 6 cariche negative. Qualora dopo aver calcolato gli indici questi risultino divisibili per uno stesso numero, gli indici vanno semplificati, tranne alcuni casi particolari (vedi ad esempio alcuni perossidi). Ad esempio se vogliamo costruire un composto binario partendo dagli elementi X con numero di ossidazione +4 e Y con numero di ossidazione -2, si otterrà Fanno eccezione alcuni composti, la cui formula è necessario conoscere, come ad esempio il perossido di idrogeno, H2O2, in cui gli indici non vanno semplificati. 8.3 Principali composti binari 8.3.1 Idruri Sono composti dell'idrogeno con metalli più elettropositivi. In tali composti l'idrogeno presenta nox -1 (ione idruro H-) e quindi nella formula va scritto per secondo. Gli idruri dei metalli alcalini (I gruppo A) che presentano nox +1, hanno formula generale MeH Ad esempio idruro di potassio, KH Gli idruri dei metalli alcalino terrosi (II gruppo A), che presentano tutti nox +2, hanno formula generale MeH2 Ad esempio idruro di calcio, CaH2. Il loro nome è formato dal termine "idruro" seguito dal nome del metallo 8.3.2 Perossidi Sono composti in cui è presente il gruppo perossido (− O − O −) unito ad elementi più elettropositivi. Nei perossidi ciascun atomo di ossigeno presenta nox -1. Il loro nome è formato dalla parola "perossido" seguito dal nome dell'elemento legato. Ad esempio Perossido di idrogeno H2O2, perossido di bario BaO2. 8.3.3 Ossidi Sono composti in cui un metallo si lega con l'ossigeno (nox -2). Si formano per la reazione di un metallo con l'ossigeno Metallo + O2 → ossido La reazione è rapida con i metalli dei primi gruppi, che presentano forte carattere metallico, più lenta con gli altri metalli. Il loro nome è formato dalla parola "ossido" seguito dal nome del metallo. I gruppo A Li2O, Na2O, K2O etc II gruppo A BeO, MgO, CaO etc III gruppo A il boro è un semimetallo Al2O3, Ga2O3 etc IV gruppo A Gli unici metalli sono stagno e piombo che presentano nox +2 e +4, formando con l'ossigeno due tipi di ossidi. In tal caso il composto a nox maggiore prende la desinenza -ico, quello a nox minore prende la desinenza -oso. Stagno (+2, +4) ossido stannoso SnO ossido stannico SnO2 Piombo (+2, +4) ossido piomboso PbO ossido piombico PbO2. Il minio (antiruggine) Pb3O4, viene considerato un ossido salino o piombato piomboso (Pb2+)2PbO44Principali ossidi dei gruppi B I gruppo B Rame (nox +1, +2) ossido rameoso Cu2O, Argento (+1) ossido d'argento Ag2O Oro (+1,+3) ossido auroso Au2O, ossido rameico CuO ossido aurico Au2O3 II gruppo B Zinco (+2) ossido di zinco ZnO Cadmio (+2) ossido di cadmio CdO Mercurio (+1, +2) ossido mercuroso Hg2O ossido mercurico HgO VI gruppo B Il Cromo (+2, +3, +6) si comporta come un metallo con i numeri di ossidazione +2 e +3, Cromo (+2, +3) ossido cromoso CrO ossido cromico Cr2O3 VII gruppo B Il Manganese (+2, +3, +4, +6, +7) si comporta come un metallo con i nox più bassi, mentre con il nox +4 forma il biossido di manganese MnO2 che presenta carattere anfotero Manganese (+2, +3) ossido manganoso MnO ossido manganico Mn2O3 VIII gruppo B . Ferro (+2, +3) ossido ferroso FeO ossido ferrico Fe2O3 Cobalto (+2, +3) ossido cobaltoso CoO ossido cobaltico Co2O3 Nichel (+2, +3) ossido nicheloso NiO ossido nichelico Ni2O3. ANIDRIDI Le anidridi sono composti binari dei non metalli con l'ossigeno. Il loro nome è formato dalla parola "anidride" seguita dal nome del non metallo. Non Metallo + O2 ⇒ Anidride VII gruppo A Cloro (+1, +3, +5, +7) anidride ipoclorosa (nox +1) anidride clorosa (nox +3) anidride clorica (nox +5) anidride perclorica (nox +7) Con nox +4 forma il biossido di cloro ClO2 Bromo (+1, +5) Cl2O Cl2O3 (non è nota) Cl2O5 (non è nota) Cl2O7 anidride ipobromosa (nox +1) anidride bromica (nox +5) con nox +4 forma il biossido di bromo BrO2 Br2O Br2O5 (non è nota) Iodio (+1, +5, +7) I2O (non è nota) I2O5 I2O7 (non è nota) anidride ipoiodosa (nox +1) anidride iodica (nox +5) anidride periodica (nox +7) Il fluoro con nox -1 forma con l'ossigeno un composto estremamente instabile, l'ossido di fluoro F2O(dove l'ossigeno presenta nox +2). In realtà, essendo il fluoro più elettronegativo, andrebbe scritto OF2 e considerato un fluoruro di ossigeno. VI gruppo A Zolfo (+4, +6) anidride solforosa (nox +4) SO2 anidride solforica (nox + 6) SO3 con i numeri di ossidazione +2 e +3 forma il protossido di zolfo SO e l'anidride iposolforosa (sesquiossido) S2O3. Selenio (+4, +6) anidride seleniosa (nox +4) anidride selenica (nox +6) SeO2 SeO3 Tellurio (+4, +6) anidride tellurosa (nox +4) anidride tellurica (nox +6) TeO2 TeO3 (non è nota) V gruppo A Azoto (+3, +5) anidride nitrosa (nox +3) anidride nitrica (nox +5) N2O3 N2O5 Con nox +4 forma l'ipoazotide N2O4, in equilibrio con il biossido di azoto NO2 (può essere considerato un'anidride mista nitroso-nitrica, infatti in acqua da una miscela di acido nitroso e nitrico) con nox +2 forma il monossido di azoto NO (o ossido nitrico) con nox +1 il protossido di azoto N2O (gas esilarante) o anidride iponitrosa (o ossido nitroso). Fosforo (+3, +5) anidride fosforosa (nox +3) anidride fosforica (nox +5) P2O3 (in realtà P4O6) P2O5 (in realtà P4O10) con nox +4 forma il tetrossido di fosforo P2O4, analogo all'ipoazotide (in acqua da una miscela di acido fosforoso e fosforico) Le anidridi degli altri tre elementi appartenenti al quinto gruppo (arsenico, antimonio e bismuto) possono essere anche classificati come ossidi dato il comportamento anfotero di tali composti. Arsenico (+3, +5) anidride (o ossido) arseniosa ( nox +3) As2O3 (in realtà As4O6) anidride (o ossido) arsenica ( nox +5) As2O5 con nox +4 forma il tetrossido di arsenico As2O4, analogo all'ipoazotide (può essere considerata un'anidride mista arsenioso-arsenica, infatti in acqua da una miscela dei due acidi corrispondenti) Antimonio (+3, +5) anidride (o ossido) antimoniosa (nox +3) anidride (o ossido) antimonica (nox +5) Sb2O3 (in realtà Sb4O6) Sb2O5 con nox +4 forma il tetrossido di antimonio Sb2O4, che si ritiene sia un ossido salino simile al minio o antimoniato antimonioso Sb3+(SbO4)3-. Bismuto (+3, +5) ossido di bismuto (nox +3) anidride (o ossido) bismutica (nox +5) Bi2O3 Bi2O5 con nox +4 forma il tetrossido di antimonio Bi2O4. IV gruppo A Carbonio (+2, +4) Silicio (+4) Germanio (+4) ossido di carbonio (nox +2) anidride carbonica (nox +4) anidride silicica (o biossido) Anidride germanica (o biossido) CO CO2 SiO2 GeO2 III gruppo A Boro (+3) Anidride borica (o ossido) B2O3 Principali anidridi dei gruppi B VI gruppo B Cromo (+2, +3, +6) con nox +2 e +3 forma due ossidi anidride cromica (nox + 6) CrO3 VII gruppo B Manganese (+2, +3, +4, +6, +7) anidride permanganica (nox +7) con i nox più bassi forma tre ossidi (con nox + 6 i manganati) Mn2O7 8.3.4 Idracidi Gli idracidi sono composti binari dei non metalli con l'idrogeno. I principali idracidi si formano dall'unione dell'idrogeno con i non metalli del VII gruppo A (alogeni) e con i non metalli del VI gruppo A. Il nome degli idracidi si forma facendo seguire al termine "acido" il nome del non metallo seguito dalla desinenza -idrico. Negli idracidi del VII gruppo A i non metalli presentano sempre nox -1 acido fluoridrico acido cloridrico acido bromidrico acido Iodidrico HF HCl (acido muriatico) HBr HI Negli idracidi del VI gruppo A i non metalli presentano nox -2 acido solfidrico acido selenidrico acido telluridrico Altri idracidi sono l'acido cianidrico HCN l'acido azotidrico HN3 H−C≡N H−N=N≡N Altri composti idrogenati binari sono l'ammoniaca NH3 la fosfina PH3 l'arsina AsH3 H2S H2Se H2Te 8.4 Composti ternari: Ossiacidi ed Idrossidi Ossidi e anidridi reagiscono con l'acqua per dare due importanti classi di composti ternari, gli idrossidi e gli acidi ossigenati o ossiacidi, i quali oltre a contenere ossigeno contengono evidentemente anche idrogeno. Gli acidi sono sostanze che, sciolte in acqua, tendono a dissociarsi in un anione e in uno o più ioni H+. Gli idrossidi sono sostanze a carattere basico che, sciolte in acqua, tendono a dissociarsi in un catione e in uno o più anioni ossidrile OH-. Un composto ternario che contenga idrogeno e ossigeno viene convenzionalmente scritto in modo diverso a seconda che presenti un carattere acido o basico. Se si tratta di un acido vengono messi in evidenza gli atomi di idrogeno, scrivendo per primo l'idrogeno seguito dal simbolo chimico del non metallo X ed infine dall'ossigeno. ACIDO HnXmOl se si tratta di un idrossido vengono messi in evidenza i gruppi ossidrili, scrivendo per primo il simbolo dell'elemento metallico Y seguito da tanti gruppi ossidrili racchiusi tra parentesi tonde, quanti ne richiede il numero di ossidazione "n" del metallo. IDROSSIDO Y(OH)n Alcuni composti possono comportarsi come acido o come base, a seconda delle condizioni di reazione. Sono detti composti anfoteri e la loro formula chimica può essere scritta come quella di un acido o come quella di un idrossido in realazione alla particolare comportamento che presentano in una data reazione. 8.4.1 Acidi Gli acidi si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un'anidride Anidride + acqua = Acido Il carattere acido di queste sostanze, cioè la loro tendenza a liberare ioni H+, è legato alla presenza nella molecola di un non metallo, un elemento elettronegativo che attirando gli elettroni di legame li allontana dagli atomi di idrogeno. Sugli atomi di idrogeno si forma una parziale, ma intensa carica positiva che ne facilita la liberazione come ioni H+, una volta in acqua. Il nome degli acidi si ottiene da quello dell'anidride corrispondente, sostituendo il termine "acido" al termine "anidride". Per costruire un acido è sufficiente sommare all'anidride 2 atomi di idrogeno e 1 di ossigeno per ogni molecola d'acqua che viene aggiunta. Ad esempio dall'anidride carbonica si ottiene l'acido carbonico CO2 + H2O → H2CO3 mentre dall'anidride nitrica si ottiene l'acido nitrico N2O5 + H2O → H2N2O6 → 2HNO3 Forza di un acido Un acido si dice forte quando in soluzione acquosa è completamente o quasi completamente dissociato in anioni e ioni H+, si dice debole quando è poco dissociato. La forza di un acido si può prevedere in linea di massima, osservando il numero di atomi di idrogeno e di ossigeno presenti nella sua molecola. Un acido può ritenersi forte quando la differenza tra il numero di atomi di ossigeno ed il numero di atomi di idrogeno è uguale o maggiore di due, debole in caso contrario. Così mentre l'acido carbonico è debole, l'acido nitrico è forte. Dissociazione di un acido Un acido con un solo atomo di idrogeno è detto monoprotico, con due biprotico etc. Una acido monoprotico come l'acido nitrico si dissocia in acqua HNO3 → H+ + NO3un acido poliprotico presenta invece tante dissociazioni quanti sono gli atomi di idrogeno contenuti nella sua molecola. L'acido carbonico ad esempio può dare due dissociazioni H2CO3 → H+ + HCO3HCO3- → H+ + CO32Naturalmente è possibile scrivere l'intera dissociazione in forma sintetica H2CO3 → 2H+ + CO32Proviamo ora a costruire le formule dei principali ossiacidi gruppo per gruppo, tenendo presente che non tutte le reazioni che scriveremo tra anidride e acqua possono effettivamente avvenire. Esse ci servono unicamente per ottenere la formula corretta dei diversi acidi. Si tenga inoltre presente che non tutte le anidridi e non tutti gli acidi che scriveremo sono stati effettivamente isolati. Alcuni sono solo teorici e ci servono per poter poi costruire correttamente le formule dei composti salini che da essi derivano. VII gruppo A Il Cloro con i numeri di ossidazione +1, +3, +5 e +7 forma i seguenti acidi Cl2O + H2O → H2Cl2O2 → 2HClO acido ipocloroso (esiste solo in soluzione) Cl2O3 + H2O → H2Cl2O4 → 2HClO2 acido cloroso (esiste solo in soluzione) Cl2O5 + H2O → H2Cl2O6 → 2HClO3 acido clorico (esiste solo in soluzione) Cl2O7 + H2O → H2Cl2O8 → 2HClO4 acido perclorico Il Bromo con i numeri di ossidazione +1 e +5 forma i seguenti acidi Br2O + H2O → H2Br2O2 → 2HBrO acido ipobromoso Br2O5 + H2O → H2Br2O6 → 2HBrO3 acido bromico Lo Iodio con i numeri di ossidazione +1, +5 e +7 forma i seguenti acidi I2O + H2O → H2I2O2 → 2HIO acido ipoiodoso (teorico, esistono i suoi sali) I2O5 + H2O → H2I2O6 → 2HIO3 acido iodico I2O7 + H2O → H2I2O8 → 2HIO4 acido periodico VI gruppo A Lo zolfo con i numeri di ossidazione +4 e +6 forma i seguenti acidi SO2 + H2O → H2SO3 acido solforoso (esiste solo in soluzione) SO3 + H2O → H2SO4 acido solforico Altri acidi dello zolfo a partire dal protossido di zolfo con numero di ossidazione +2 si ottengono 2 diversi acidi SO + H2O → H2SO2 acido solfossilico (teorico, esistono i suoi sali) 2SO + H2O → H2S2O3 acido tiosolforico (teorico, esistono i suoi sali chiamati erroneamente iposolfiti). Il nome rimanda al fatto che la sua struttura chimica è analoga a quella dell'acido solforico, dove un atomo di ossigeno è stato sostituito da uno di zolfo (il radicale S2- si indica con il suffisso tio). A partire dal sesquiossido di zolfo con nox +3 si ottiene S2O3 +H2O → H2S2O4 acido iposolforoso (o idrosolforoso) (esiste solo in soluzione) Per reazione tra due molecole di acido solforoso, con perdita di una molecola d'acqua si ottiene 2H2SO3 → H2S2O5 +H2O acido pirosolforoso (teorico, esistono solo i suoi sali) Per reazione tra due molecole di acido solforico, con perdita di una molecola d'acqua si ottiene 2H2SO4 → H2S2O7 +H2O acido pirosolforico o disolforico Lo zolfo presenta inoltre, con nox +6, due perossidi tipo acqua ossigenata, che sarebbe opportuno chiamare peranidridi, S2O7 e SO4, le cui formule di struttura potrebbero essere tali composti possono dare due peracidi o perossiacidi (acidi in cui è presente il gruppo −O−O−) S2O7 + H2O → H2S2O8 acido dipersolforico SO4 + H2O → H2SO5 acido monopersolforico Lo zolfo è infine in grado di dare legami −S−S− simili a quelli dell'ossigeno nei perossidi, formando quindi dei persolfuri. Tale caratteristica è ancora più spiccata nello zolfo in quanto esso è in grado di dare anche catene formate da più atomi. Sono noti due persolfuri d'idrogeno: analogo all'acqua ossigenata esiste H−S−S−H e anche H−S−S−S−H i due composti sono noti rispettivamente come: H2S3 trisolfuro d'idrogeno H2S2 disolfuro d'idrogeno Sfruttando lo stesso tipo di legame tra atomi zolfo si forma anche una famiglia di acidi politionici, di formula generale H2SxO6, dove x = 2, 3, 4, 5,..... con formula di struttura essi vengono denominati acido ditionico, tritionico, tetrationico etc. Il Selenio con numeri di ossidazione +4 e +6 forma i seguenti acidi SeO2 + H2O → H2SeO3 SeO3 + H2O → H2SeO4 Acido selenioso Acido selenico V gruppo A L'Azoto con i numeri di ossidazione +3 e +5 produce i seguenti acidi Altri acidi dell'azoto N2O3 + H2O → H2N2O4 → 2HNO2 N2O5 + H2O → H2N2O6 → 2HNO3 acido nitroso acido nitrico Facendo reagire l'acido nitrico con l'acqua ossigenata si ottiene un peracido o perossiacido (contenente il gruppo −O−O−), detto acido pernitrico, dove l'azoto presenta nox +5 HNO3 + H2O2 ⇒ HNO4 + H2O con formula di struttura Facendo reagire l'anidride nitrosa con l'acido solforico si ottiene l'acido nitrosil-solforico (il suffisso nitrosil- indica la presenza del gruppo nitrosile −NO) N2O3 + 2H2SO4 ⇒ 2NOHSO4 + H2O L'acido nitrosil-solforico può essere pensato come prodotto dalla disidratazione (perdita di acqua) tra una molecola di acido solforico ed una di acido nitroso Il Fosforo con i numeri di ossidazione +3 e + 5 forma una serie di acidi che presentano diversi gradi di idratazione. In particolare quando un'anidride si lega con una sola molecola d'acqua l'acido che ne deriva viene indicato facendone precedere il nome dal suffisso meta-. Quando viene legata una seconda molecola d'acqua al meta-acido si forma un acido il cui nome viene preceduto dal prefisso orto-. P2O3 + H2O → H2P2O4 → 2HPO2 HPO2 + H2O → H3PO3 acido metafosforoso acido ortofosforoso P2O5 + H2O → H2P2O6 → 2HPO3 HPO3 + H2O → H3PO4 acido metafosforico acido ortofosforico L'acido ortofosforoso, pur avendo 3 idrogeni, è biprotico, ne dissocia cioè solo due. Per questo motivo si ritiene che un idrogeno sia legato direttamente all'atomo di fosforo, piuttosto che ad un ossigeno. Con il numero di ossidazione +5 il fosforo forma anche l'acido pirofosforico (o difosforico) il quale si forma per disidratazione (perdita di una molecola d'acqua) da due molecole di acido ortofosforico. Per trovarne la formula in maniera più rapida e veloce è sufficiente aggiungere due molecole d'acqua all'anidride fosforica P2O5 + 2H2O → H4P2O7 acido pirofosforico Altri acidi del fosforo Con il nox +5 il fosforo forma due peracidi o perossiacidi in cui è presente il gruppo −O−O−. H3PO5, acido monoperfosforico e H4P2O8, acido diperfosforico, con formule di struttura Il tetrossido di fosforo P2O4, analogo all'ipoazotide, dove il fosforo presenta nox +4, sciolto in acqua forma una miscela di acido fosforoso e fosforico. Esiste comunque un acido in cui il fosforo presenta nox +4 e di cui il tetrossido rappresenta l'anidride teorica. E' l'acido ipofosforico H4P2O6, la cui formula può essere ottenuta aggiungendo due molecole d'acqua al tetrossido. Esiste infine anche un acido ipofosforoso H3PO2, in cui il fosforo presenta nox +1. Corrisponde ad un protossido di fosforo P2O, non conosciuto. L'Arsenico con i numeri di ossidazione +3 e +5 produce i seguenti acidi As2O3 + H2O → 2HAsO2 HAsO2 + H2O → H3AsO3 acido ortoarsenioso (esiste solo in soluzione) As2O5 + H2O → 2HAsO3 HAsO3 + H2O → H3AsO4 acido ortoarsenico L'acido ortoarsenioso è un composto anfotero. In soluzioni basiche si comporta come un acido, mentre in soluzioni acide si comporta come una base, dissociandosi in ioni OH- e cationi As3+. In tal caso esso va scritto come un idrossido arsenioso As(OH)3 → As3+ + 3OHEsiste infine, analogamente a quanto visto per il fosforo, un acido piroarsenico, ottenibile per disidratazione di due molecole di acido ortoarsenico. La sua formula può essere determinata più facilmente sommando due molecole d'acqua all'anidride arsenica As2O5 + 2H2O → H4As2O7 acido piroarsenico IV gruppo A Il Carbonio con il numero di ossidazione +4 forma l'acido carbonico CO2 + H2O → H2CO3 acido carbonico (esiste solo in soluzione) E' noto anche un peracido, l'acido percarbonico, H2C2O6 dalla formula di struttura Il Silicio con numero di ossidazione +4 forma due acidi SiO2 + H2O → H2SiO3 H2SiO3 + H2O → H4SiO4 acido metasilicico acido ortosilicico L'acido silicico dà poi per disidratazione una serie di acidi polisilicici, rappresentabili dalla formula generale (mH4SiO4 − nH2O). Il primo termine della serie è l'acido ortodisilicico o pirosilicico 2H4SiO4 → H6Si2O7 + H2O acido pirosilicico III gruppo A Il Boro con nox +3 forma l'acido borico ed un peracido, l'acido perborico B2O3 + H2O → 2HBO2 HBO2 + H2O → H3BO3 acido metaborico acido ortoborico l'acido perborico (o perossiborico) HBO3, ha formula di struttura Scaldando l'acido ortoborico si ottiene infine per disidratazione un poliacido 4H3BO3 → H2B4O7 + 4H2O acido tetraborico PRINCIPALI ACIDI DEI GRUPPI B VI gruppo B Il Cromo (nox +2, +3, +6) forma composti acidi con il numero di ossidazione più elevato CrO3 + H2O → H2CrO4 acido cromico (esiste solo in soluzione) Trattando le soluzioni di acido cromico con acqua ossigenata si ottengono diversi tipi di peracidi, acidi percromici e i relativi sali (i percromati). Esiste infine una serie di sali che derivano da acidi policromici (teorici), il primo termine della serie è l'acido bicromico 2H2CrO4 → H2Cr2O7 + H2O acido bicromico (teorico, esistono i suoi sali) VII gruppo B Il Manganese (nox +2, +3, +4, +6, +7) forma composti acidi con i due numeri di ossidazione più elevati Con il nox + 6 forma un acido manganico (teorico), la cui formula è ottenibile da un'anidride manganica MnO3, altrettanto teorica. MnO3 + H2O → H2MnO4 8.4.2 acido manganico (teorico, esistono i suoi sali) Mn2O7 + H2O → H2Mn2O8 ⇒2HMnO4 Idrossidi acido permanganico Gli idrossidi si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un ossido Ossido + acqua = Idrossido Il carattere basico di queste sostanze, cioè la loro tendenza a liberare ioni OH-, è legato alla presenza nella molecola di un metallo, che rende polare il legame con i gruppi ossidrilici. Sull'atomo di ossigeno dell'ossidrile si intensifica in tal modo la parziale carica negativa, mentre sul metallo si forma una parziale carica positiva che ne facilita la liberazione come catione, una volta in acqua, e la separazione dei gruppi OH-. Il nome degli idrossidi si ottiene da quello dell'ossido corrispondente, sostituendo il termine "idrossido" al termine "ossido". Per costruire un idrossido è sufficiente far seguire al metallo tanti gruppi ossidrili quanti ne richiede il numero di ossidazione del metallo. Ad esempio dall'ossido di potassio si ottiene l'idrossido di potassio K2O + H2O → 2KOH mentre dall'ossido di rame si ottiene l'idrossido di rame CuO + H2O → Cu(OH)2 Forza di un idrossido Un idrossido si dice forte quando in soluzione acquosa è completamente o quasi completamente dissociato in cationi e ioni OH-, si dice debole quando è poco dissociato. La forza di un idrossido si può prevedere in linea di massima, osservando se il metallo appartenga o meno ad uno dei primi gruppi chimici. In linea di massima un idrossido è forte quando il metallo che lo forma è un metallo alcalino o alcalino-terroso. Così mentre l'idrossido di rame è debole, l'idrossido di potassio è forte. Dissociazione di un idrossido Un idrossido con un solo gruppo ossidrile è detto monoprotico, con due biprotico etc. Un idrossido monoprotico come l'idrossido di potassio si dissocia in acqua KOH → K+ + OHun idrossido poliprotico presenta invece tante dissociazioni quanti sono i gruppi ossidrile contenuti nella sua molecola. L'idrossido di rame può dare due dissociazioni Cu(OH)2 → CuOH+ + OHCuOH- → Cu2+ + OHNaturalmente è possibile scrivere l'intera dissociazione in forma sintetica Cu(OH)2 → Cu2+ + 2OHProviamo ora a costruire le formule dei principali ossiacidi gruppo per gruppo I gruppo A I metalli alcalini hanno tutti nox +1 e quindi formano idrossidi del tipo LiOH, NaOH, KOH etc II gruppo A I ma talli alcalino-terrosi hanno tutti nox +2 e formano quindi idrossidi del tipo Be(OH)2, Mg(OH)2 etc III gruppo A I metalli del terzo gruppo A presentano tutti nox +3 e formano quindi idrossidi del tipo Al(OH)3 etc L'idrossido di alluminio è in realtà un composto anfotero. In soluzione acida si comporta infatti come una base, mentre in soluzione basica si comporta come un acido (acido alluminico) H3AlO3 → AlO33- + 3H+ IV gruppo A I metalli del quarto gruppo formano idrossidi con nox +2 e +4 Lo stagno con nox +2 forma l'idrossido stannoso Sn(OH)2, avente carattere anfotero (acido stannoso, H2SnO2). Con nox +4 forma invece un composto a carattere acido SnO2 + H2O → H2SnO3 acido stannico Il Piombo, con nox +2 forma l'idrossido piomboso Pb(OH)2, a carattere anfotero (acido piomboso H2PbO2). Con nox +4 forma l'idrossido piombico Pb(OH)4, anch'esso anfotero (acido piombico H4PbO4). 8.5 I Sali I sali sono composti chimici che derivano dagli acidi per sostituzione di uno o più ioni H+ con cationi metallici. I sali sono composti che possono presentare solubilità diverse in acqua (alcuni sono molto solubili, altri poco solubili), ma la frazione di un sale che si scioglie in acqua è comunque totalmente dissociata negli ioni che lo costituiscono. In altre parole i sali sono tutti elettroliti forti. Si dicono elettroliti tutti i composti chimici che in acqua si dissociano in ioni. Sono detti forti gli elettroliti che si dissociano completamente, deboli quelli che si dissociano parzialmente. Il termine "elettrolita" deriva dal fatto che solo i composti chimici che in acqua si dissociano producendo ioni sono in grado di dare "elettrolisi", processo di cui ci occuperemo in seguito. Per costruire la formula chimica di un sale è necessario 1) procedere alla dissociazione dell'acido 2) sostituire agli ioni H+ il catione metallico 3) scrivere gli opportuni indici, in modo da rendere neutra la molecola (si utilizzerà il nox del metallo come indice dell'anione e viceversa) 4) procedere alla eventuale semplificazione degli indici Esemplifichiamo la procedura costruendo il sale di sodio dell'acido carbonico 1) dissociamo l'acido carbonico H2CO3 → 2H+ + CO32+ 2) lo ione sodio Na va a prendere il posto degli idrogeni Na CO3 3) il nox del sodio (+1) diventa l'indice dell'anione, mentre il nox dell'anione (-2) diventa l'indice del catione. Na2CO3 4) gli indici sono già semplificati Proviamo ora a costruire il sale d'alluminio dell'acido solforico 1) dissociamo l'acido solforico H2SO4 → 2H+ + SO422) lo ione alluminio Al3+ va a prendere il posto degli idrogeni Al SO4 3) il nox del alluminio (+3) diventa l'indice dell'anione, mentre il nox dell'anione (-2) diventa l'indice del catione. Al2(SO4)3 Si noti che l'anione proveniente dalla dissociazione dell'acido è stato messo tra parentesi, infatti l'indice 3 si riferisce a tutto l'anione. Il sale in tal modo risulta neutro, infatti nella molecola sono presenti 2 ioni Al3+, per un totale di 6 cariche positive e 3 anioni SO42-, per un totale di 6 cariche negative. 4) gli indici sono già semplificati I sali si possono formare sia utilizzando un anione proveniente da un acido completamente dissociato, ed in tal caso sono detti sali neutri, sia da un acido parzialmente dissociato. In tal caso l'anione possiede ancora atomi di idrogeno nella sua molecola e il sale che si forma è detto sale acido. Ad esempio l'acido ortofosforico può formare tre tipi di sali utilizzando gli anioni provenienti dalle tre dissociazioni successive H3PO4 → H+ + H2PO4anione biacido H2PO4- → H+ + HPO42anione monoacido HPO42- → H+ + PO43anione neutro Se ora vogliamo costruire i tre sali di calcio utilizzando i tra anioni, otterremo (il calcio ha nox +2) Ca(H2PO4)2 CaHPO4 Ca3(PO4)2 sale biacido sale monoacido sale neutro I nomi dei sali si formano da quelli degli acidi corrispondenti cambiando le desinenze secondo tale schema −OSO −ICO −IDRICO → → → −ITO −ATO −URO ad esempio i sali dell'acido solforoso si chiamano "solfiti", quelli dell'acido carbonico "carbonati", quelli dell'acido solfidrico "solfuri". Alcuni sali acidi utilizzano ancora la vecchia denominazione. Ad esempio il carbonato monoacido di sodio NaHCO3 è detto anche bicarbonato di sodio. 8.5.1 Processi di salificazione La formula chimica di un sale si può costruire come abbiamo appena esposto, ma i sali si producono attraverso numerose reazioni chimiche. Vediamo le principali. Possiamo riassumere le principali reazioni di salificazione attraverso il seguente schema Metallo Non metallo Ossido Anidride Idrossido Acido 1) metallo + non metallo → sale 2K + F2 → 2KF (fluoruro di potassio) 2) ossido + anidride → sale MgO + SO3 → MgSO4 (solfato di magnesio) 3) idrossido + acido → sale + acqua Ca(OH)2 + H2CO3 → CaCO3 + H2O (carbonato di calcio) 4) ossido + acido → sale + acqua Na2O + H2SO3 → Na2SO3 + H2O (solfito di sodio) 5) anidride + idrossido → sale + acqua P2O5 + 2KOH → 2KPO3 + H2O (metafosfato di potassio) Altri processi di salificazione La salificazione può avvenire per sostituzione dell'idrogeno di un acido o dello ione metallico di un sale da parte di un metallo più elettropositivo (SCAMBIO SEMPLICE) a) acido + metallo → sale + idrogeno H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2↑ (solfato di zinco) lo zinco, più elettropositivo dell'idrogeno, tende a cedergli i suoi elettroni. L'idrogeno diventa neutro e si libera come gas H2, mentre lo zinco diventa un catione e sostituisce l'idrogeno nell'acido trasformandolo in un sale. Gli acidi tendono dunque ad attaccare i metalli più elettropositivi dell'idrogeno, corrodendoli. b) sale + metallo → sale + metallo ZnSO4 + 2Na → Na2SO4 + Zn (solfato di sodio) il sodio, più elettropositivo dello zinco, lo sostituisce nel sale, cedendogli i suoi elettroni e trasformandosi in ione sodio. Si libera zinco metallico. La salificazione può avvenire infine per DOPPIO SCAMBIO tra un acido e un sale e tra due sali. c) acido + sale → sale + acido H2SO4 + CaCO3 → H2CO3 + CaSO4 (solfato di calcio) L'acido forte (acido solforico) sposta l'acido debole (acido carbonico) dai suoi sali (carbonati). Il processo è legato al diverso grado di dissociazione dei due acidi. Infatti lo ione carbonato, prodotto dalla dissociazione del carbonato di sodio, tende a ridare l'acido carbonico indissociato utilizzando gli ioni H+ provenienti dalla dissociazione dell'acido solforico. d) sale + sale → sale + sale NaCl + AgNO3 → AgCl ↓ + NaNO3 Mentre il cloruro di sodio e il nitrato di argento sono molto solubili, il cloruro di argento è poco solubile. gli ioni Ag+ e Cl- presenti in soluzione tendono perciò a precipitare sotto forma di cloruro di argento, mentre in soluzione rimane il nitrato di sodio. Sali basici Oltre ai sali neutri e ai sali acidi esistono anche sali basici. Essi si formano quando in una reazione tra un idrossido ed un acido (o un'anidride) l'idrossido non si dissocia completamente e nella molecola del sale sono quindi presenti uno o più gruppi ossidrili Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O Bi(OH)3 + HNO3 → Bi(OH)2NO3 + H2O 8.5.2 (cloruro monobasico di magnesio) nitrato bibasico di bismuto) Dissociazione dei Sali Come abbiamo già detto la maggior parte dei sali sono elettroliti forti e in acqua si dissociano completamente negli ioni costituenti. Per scrivere correttamente la dissociazione di un sale è necessario riconoscere nella molecola gli anioni provenienti dall'acido e i cationi provenienti dalla base, con i rispettivi indici e cariche elettriche. A destra della freccia di reazione verranno perciò scritti il catione e l'anione, ciascuno con le rispettive cariche, preceduti da un coefficiente pari all'indice con cui compaiono nel sale. Ad esempio se vogliamo dissociare il carbonato di sodio Na2CO3, scriveremo 2- Na2CO3 → 2Na+ + CO3 E' necessario quindi sapere che il sodio è presente con nox +1, mentre l'anione proviene dall'acido carbonico H2CO3 e quindi è l'anione bivalente carbonato CO32- (anche senza riconoscere l'acido era comunque possibile dedurre la carica dell'anione notando che è necessario un anione per neutralizzare due ioni Na+). L'indice 2 del sodio nel sale diventa poi il suo coefficiente come ione dissociato. Proviamo ora a dissociare l'ortofosfato biacido di calcio Ca(H2PO4)2 Ca(H2PO4)2 → Ca2+ + 2H2PO4Anche qui è necessario sapere che il calcio è presente con nox +2, mentre l'anione proviene dall'acido ortofosforico H3PO4 e quindi è l'anione monovalente fosfato biacido H2PO4- (anche senza riconoscere l'acido era comunque possibile dedurre la carica dell'anione notando che sono necessari due anioni per neutralizzare lo ione positivo Ca2+). L'indice 2 dell'anione solfato biacido nel sale diventa poi il suo coefficiente come ione dissociato. 8.5.3 Sali idratati Alcuni sali formano solidi cristallini in cui è presente acqua di cristallizzazione secondo proporzioni ben definite. Tali sali si dicono idratati. L'acqua di cristallizzazione viene scritta dopo la molecola del sale, separata da un punto. CuSO4.H2O solfato rameico pentaidrato SrCl2.6H2O cloruro di stronzio esaidrato CaSO4. 2H2O 8.5.4 solfato di calcio biidrato (gesso) Sali doppi I sali doppi si possono considerare come formati dall'unione di due sali semplici che presentano l'anione in comune e cationi diversi o, più raramente, il catione in comune e anioni diversi. I sali doppi mantengono in soluzione le stesse caratteristiche analitiche dei sali semplici da cui provengono. In altre parole un sale può essere considerato doppio quando posto in soluzione si dissocia negli stessi ioni in cui si dissocerebbero i sali semplici da cui proviene se fossero posti in soluzione. Sali doppi con l'anione in comune K2Mg(SO4)2 → 2K+ + Mg2+ + 2SO42- (solfato doppio di K e Mg) si ottiene la stessa soluzione sciogliendo separatamente il solfato di potassio, K2SO4 ed il solfato di magnesio MgSO4. Sali doppi con il catione in comune Piuttosto rari. Sono sali di questo tipo i minerali noti come apatiti. Ca5[F(PO4)3] → 5Ca2+ + F- + 3PO43- (fluorofosfato di calcio o fluoroapatite) Sali doppi con catione e anione diversi Estremamente rari. un esempio è il minerale kainite KMg[Cl(SO4)]. 3H2O (clorosolfato di potassio e magnesio triidrato) 8.5.5 Sali complessi Si definiscono complessi quei sali che dissociandosi formano ioni diversi rispetto a quelli che si formano dalla dissociazione dei sali semplici che li formano. Ad esempio se dissociamo separatamente il cloruro di sodio NaCl ed il cloruro platinico PtCl4, si ottiene NaCl → Na+ + ClPtCl4 → Pt4+ + 4Cl- ma se mescoliamo le due soluzioni si ottiene un sale complesso, l'esacloroplatinato di sodio Na2PtCl6, il quale non è un sale doppio, ma un sale complesso in quanto si dissocia in Na2PtCl6 → 2Na+ + PtCl62La soluzione presenta quindi caratteristiche diverse da quelle delle soluzioni dei sali semplici I sali complessi dissociandosi possono dar luogo ad un anione complesso (come nell'esempio precedente), ad un catione complesso o ad entrambi. Sali con anioni complessi Si conoscono molti sali con anioni complessi derivati dagli idracidi. HgI3BF4SiF62AuCl4SnCl62PtCl62Fe(CN)63Fe(CN)64- anione triiodomercurato anione tetrafluoborato anione esafluosilicato anione tetracloroaurato anione esaclorostannato anione esacloroplatinato anione esacianoferrato o ferricianuro anione esacianoferrito o ferrocianuro Tutti questi sali possono essere considerati come derivati da acidi complessi, alcuni dei quali sono in grado di esistere allo stato libero come HBF4 HAuCl4 H2SiF6 H4Fe(CN)6 acido fluoborico acido cloroaurico acido fluosilicico acido ferrocianidrico Tali acidi si possono ottenere a) per reazione tra un alogenuro (un sale di un acido alogenidrico) e l'acido alogenidrico corrispondente AuCl3 + HCl → HAuCl4 SiF4 + 2HF → H2SiF6 b) spostando l'acido dai suoi sali, mediante trattamento con un acido forte K2CS3 + 2HNO3 → 2KNO3 + H2CS3 (acido solfocarbonico o tritiocarbonico) Un gruppo particolarmente numeroso di sali complessi sono i solfosali, che si formano per reazione tra solfuri metallici e solfuri di semimetalli. Na2S + CS2 → Na2CS3 (solfocarbonato o tritiocarbonato sodico) Lo zolfo, che appartiene allo stesso gruppo chimico dell'ossigeno, presenta per certi versi una chimica ad esso parallela. La reazione tra il solfuro di sodio e il solfuro di carbonio, ad esempio, è analoga a quella che avviene tra un ossido e un'anidride. Se sostituiamo lo zolfo con l'ossigeno otteniamo infatti la reazione Na2O + CO2 → Na2CO3 Così i solfuri metallici possono essere pensati come solfoossidi, mentre i solfuri dei semimetalli come solfoanidridi. La loro reazione produce dei solfosali. 3CaS + As2S5 → Ca3(AsS4)2 solfoarseniato (o tetratioarseniato) di calcio 3CaO + As2O5 → Ca3(AsO4)2 arseniato di calcio Analogamente si possono ottenere solfoarseniti (o tritioarseniti) come Na3AsS3, solfoantimoniti (o tritioantimoniti) come Na3SbS3, solfostannati (o tritiostannati) come Na2SnS3 etc. Sali con cationi complessi Anche se meno numerosi, esistono anche sali che presentano cationi complessi. Se ad esempio viene aggiunta dell'ammoniaca NH3, ad una soluzione satura di cloruro di argento AgCl (sale poco solubile), il precipitato si scioglie per la formazione del catione complesso [Ag(NH3)2]+ ione diammino argento Il sale complesso in soluzione sarà quindi il cloruro di diammino argento [Ag(NH3)2]Cl Cationi complessi si formano ad esempio ogni volta che un sale ferrico viene sciolto in acqua. Il Fe3+ forma infatti con sei molecole d'acqua il catione complesso [Fe(H2O)6]3+ ione esaacquoferrico responsabile del colore porpora delle soluzioni dei sali ferrici. Il colore giallastro, molto comune nelle soluzioni dei sali ferrici, è prodotto dalla sostituzione di una molecola d'acqua con un ossidrile [Fe(OH)(H2O)5]2+ ione pentaacquo idrossi ferrico Naturalmente si possono formare anche sali in cui sia l'anione che il catione sono complessi, come [Co(NH3)3(H2O)3][Fe(CN)6] esacianoferrato (o ferricianuro) di triammino-triacquo-cobalto [Cu(NH3)4]3(AsS4) tetratioarseniato tetraamminorameico [Cr(NH3)4Cl2][Pt(NH3)Cl3] monoammino-tricloro-platinito tetrammino-dicloro-cromico 8.6 Composti complessi e agenti complessanti Sali e acidi complessi appartengono ad un vasto gruppo di composti detti "complessi". In generale un composto complesso si forma quando ad un atomo o ad un catione metallico centrale si legano, con legami di tipo dativo, più molecole di una sostanza detta "complessante", avente una o più coppie di elettroni non condivisi da impegnare. Gli agenti complessanti, detti anche "leganti", sono anioni o sostanze neutre. Si dice che il catione centrale "coordina" intorno a sé le molecole leganti. Per questo motivo i composti complessi sono anche detti composti di coordinazione. I più comuni leganti anionici sono Legante Prefisso FClBrIS2CNNCSCNNCSOHO2NO2- fluoroclorobromoiodiotio- (solfo-) cianoisocianotiocianatoisotiocianatoidrossiosso- (oxo-) nitrito- NO2- nitro- SO42- solfato- (−CN) (−NC) (−SCN) (−NCS) (−ONO) I più comuni leganti neutri sono H2O NH3 NO CO acquoamminonitrosilcarbonil- (−NO) (=CO) I cationi che più facilmente formano complessi sono quelli che presentano le più elevate densità di carica (ione piccolo con carica elevata). Il numero di leganti che un catione è in grado di coordinare è detto numero di coordinazione dello ione complessante. Il numero di coordinazione di gran lunga più frequente è il 6. Abbastanza comuni anche il 2 e il 4. Molto più rari i numeri dispari. Il numero di coordinazione di un catione è quasi sempre pari al doppio del suo nox più elevato. Ad esempio il Ferro (nox +2, +3) presenta numero di coordinazione 6 il Rame (nox +1, +2) presenta numero di coordinazione 4 l'Argento (nox +1) presenta numero di coordinazione 2 il Cobalto (nox +2, +3) presenta numero di coordinazione 6 I complessi esacoordinati sono ottaedrici I complessi tetracoordinati sono tetraedrici o quadrati planari I complessi bicoordinati sono lineari Ad esempio si ritiene che nello ione complesso esammino cromico, Cr(NH3)63+, lo ione Cr3+, che presenta la seguente configurazione superficiale formi 6 orbitali ibridi sp3d2, per i quali la teoria VSEPR prevede appunto una disposizione ottaedrica. Questi 6 orbitali vuoti sarebbero dunque disponibili per formare 6 legami dativi con altrettante molecole di ammoniaca. regole convenzionali per la scrittura di un complesso 1) prima si scrive il metallo (agente complessante) 2) poi si scrivono i leganti in ordine alfabetico preceduti dal prefisso che ne indica il numero (mono-, di-, tri-, tetra- etc) 8.6.1 Nomenclatura dei complessi ANIONI COMPLESSI: il metallo con desinenza -ato, seguito dal suo nox in numeri romani tra parentesi, secondo la notazione di Stock, codificata dalla convenzione IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) oppure, secondo la vecchia terminologia, il metallo con desinenza -ato o -ito in relazione al suo nox Fe(CN)64- anione esacianoferrato (II) (leggi: esacianoferrato due) oppure anione esacianoferrito Fe(CN)63- anione esacianoferrato (III) (leggi: esacianoferrato tre) oppure anione esacianoferrato CATIONI COMPLESSI: il metallo seguito dal suo nox in numeri romani tra parentesi, secondo la notazione di Stock, codificata dalla convenzione IUPAC oppure, il metallo con desinenza -oso o -ico, in relazione al suo nox Cu(NH3)42+ ione tetraammino rame (II) oppure ione tetraamminorameico