Università degli Studi di Bologna

Anno Accademico 2001/2002

Facoltà di IngegneriaCorso di Laurea in Ingegneria Chimica

Esercitazioni di fondamenti diEsercitazioni di fondamenti diChimicaChimica

Martino ColonnaMartino ColonnaDipartimento di Chimica Applicata e Scienza dei Materiali

Viale Risorgimento, 2 – 40136 BolognaTel. 051 2093215

e-mail: martino.colonna@mail.ing.unibo.it

Orario Ricevimento:Giovedì dalle 10.00 alle 12.00 presso il D.I.C.A.S.M.

Reazioni Chimiche

Reazioni ed Equazioni ChimicheReazioni ed Equazioni ChimicheReazione chimica

Trasformazione di una o più sostanze (reagenti) in una o più sostanze (prodotti)

Equazioni chimiche Traduzione scritta delle reazioni chimiche Occorre conoscere le formule chimiche di tutti i reagenti e di tutti i prodotti di reazione.

L’equazione chimica ha un significato quantitativo quando è bilanciataêopportuni numeri interi (coefficienti stechiometrici) per soddisfare:

¶ principio di conservazione della massa· principio di conservazione della carica (per le equazioni chimiche scritte in forma ionica)

Principio di conservazione della massa: il numero totale degli atomi di tutti gli elementipresenti nei prodotti di reazione deve essere uguale al numero totale degli atomi di tutti glielementi presenti nei reagenti.

Principio di conservazione della carica: la somma algebrica delle cariche degli ioni deiprodotti deve essere uguale a quella dei reagenti.

Generica equazione chimica:

Numero di molecole (atomi, ioni, ecc.) Numero di moli

a moli di A reagiscono con b moli di B per formare

l moli di L e m moli di M

Informazioni ricavabili dall’equazione: Le sostanze A e B sono i reagenti

Le sostanze L e M sono i prodotti

Il simbolo indica che i reagenti si trasformano completamente nei prodotti. Se la reazione è incompleta si usa il simbolo

aa A + A + bb B B ll L + L + mm M M

I numeri a, b, l, m che precedono le formule sono icoefficienti stechiometrici e indicano il numero di ogni speciereagente e di ogni specie prodotta (atomi, molecole, ioni, ecc.)

Esempio di bilanciamento di una reazione di scambio

K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + KOH

Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O

NaOH + H2SO4 →Na2SO4 + H2O

K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2KOH

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O

2NaOH + H2SO4 →Na2SO4 + 2H2O

Fe3+ + NH3 + H2O → NH4+ + Fe(OH)3

Fe3+ + 3NH3 + 3H2O → 3NH4+ + Fe(OH)3

Coefficienti stechiometrici numeri interi (indicano il numero di atomi, molecole, ioni, ecc. di reagenti e di

prodotti che partecipano alla reazione)

numeri non interi (indicano il numero di moli dei reagenti e il numero di moli deiprodotti che partecipano alla reazione)

A(x) (g) indica che la sostanza è gassosa (l) indica che la sostanza è liquida (s) indica che la sostanza è solida (aq) indica una soluzione acquosa della sostanza

Rapporti ponderali nelle reazioni chimiche

nota la quantità di un reagente, determinare la quantità necessaria di un altroreagente

nota la quantità di un prodotto, determinare la quantità di reagente necessariaper ottenerlo

note le quantità di reagenti, determinare la quantità di uno o più prodottiottenibili (calcolo del reagente in difetto)

calcolo della resa o rendimento di una reazione

Rendimento di una reazione chimica

= nL,f

nL∗ ⋅100=

nL-nL,o

nA,o

⋅al

⋅100

aa A + A + bb B B ll L + L + mm M M

Rendimento di una reazione chimica(del prodotto L rispetto al reagente A)

nL,f = numero di moli di L che si sono formaten*L = numero di moli di L che si formerebbero se tutto il reagente A si

trasformasse completamente

nL = numero di moli di L al termine della reazionenL,o = numero di moli di L inizialinA,o = numero di moli di A iniziali

Il valore del rendimento è importante perché indica quanto è statosfruttato un reagente.

Nota la quantità di un reagente, determinare laquantità necessaria di un altro reagente

La reazione di formazione dell’ammoniaca è la seguente:N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Quante moli di H2 reagiscono con 3 moli di N2 e quante molidi NH3 si formano?______________________

1 mol N2 : 3 mol H2 = 3 mol N2 : x mol H2

x = 9 mol H2

1 mol N2 : 2 mol NH3 = 3 mol N2 : x mol NH3

x = 6 mol NH3

Nota la quantità di un prodotto, determinare laquantità di reagente necessaria per ottenerlo

Quante molecole di H2 e N2 hanno reagito se si formano 4molecole di NH3?

1 molecola N2 : 2 molecole NH3 = x molecole N2 : 4 molecole NH3

x = 2 mol N2

3 molecole H2 : 2 molecole NH3 = x molecole H2 : 4 molecole NH3

x = 6 mol H2

La reazione di formazione dell’ammoniaca è la seguente:N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Nota la quantità di un reagente, determinare laquantità necessaria di un altro reagente

Calcolare quanti grammi di HCl reagiscono con 60.0 g diCa(OH)2 , secondo la reazione:

Ca(OH)2 + 2 HCl CaCl2 + 2 H2O_________________________

n Ca(OH)2 = m Ca(OH)2 / M Ca(OH)2 = 60.0 g / 74.09 g·mol-1 = 0.81 mol

1 mol Ca(OH)2 : 2 mol HCl = 0.81 mol Ca(OH)2 : x mol HCl

n HCl = x = 1.62 molm HCl = n HCl · M HCl = 1.62 mol · 36.46 g·mol-1 = 59.1 g

Note le quantità di reagenti, determinare la quantità di unoo più prodotti ottenibili (calcolo del reagente in difetto)

Calcolare quanti grammi di Al2(SO4)3 si ottengono da 300 g di Al(OH)3 e 800 g diH2SO4, secondo la reazione:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O_________________________

n Al(OH)3 = m Al(OH)3 / M Al(OH)3 = 300 g / 78.00 g·mol-1 = 3.85 moln H2SO4 = m H2SO4 / M H2SO4 = 800 g / 98.07 g·mol-1 = 8.16 mol

Quantità teorica di H2SO4 (n* H2SO4) che reagirebbe con 3.85 mol di Al(OH)3:2 mol Al(OH)3 : 3 mol H2SO4 = 3.85 mol Al(OH)3 : x mol H2SO4n* H2SO4 = x = 5.77 mol

Al(OH)3: reagente in difettoH2SO4: reagente in eccesso

Il calcolo deve essere impostato sul reagente in difetto.2 mol Al(OH)3 : 1 mol Al2(SO4)3 = 3.85 mol Al(OH)3 : x mol Al2(SO4)3n Al2(SO4)3 = x = 1.93 molm Al2(SO4)3 = n Al2(SO4)3 · M Al2(SO4)3 = 1.93 mol · 342.14 g·mol-1 = 659 g

Calcolo della resa o rendimento di una reazione

Calcolare il rendimento della reazioneCaCO3 → CaO + CO2Sapendo che riscaldando 300 g di CaCO3 si ottengono 135 g di CaO._________________________

n CaCO3 = m CaCO3 / M CaCO3 = 300 g / 100.0 g·mol-1 = 3.0 mol

n CaO = m CaO / M CaO = 135 g / 56.0 g·mol-1 = 2.4 mol

CaCO3 : CaO = 1 : 1n* CaO = 3 mol (quantità teorica di CaO che si formerebbe da 3.0 moldi CaCO3)

ηCaO/CaCO3 = (n CaO / n* CaO) · 100 = (2.4/3.0) · 100 = 80.3%

Reazioni diossidoriduzione

Reazioni senza trasferimento di elettroni (reazioni di scambio, neutralizzazione, dissociazione)

Esempio di reazione di scambio BaCl2(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + Ba(NO3)2 (aq)

In forma ionica:

Ba2+(aq) + 2 Cl-(aq) + Ag+

(aq) + NO3-(aq) AgCl(s) + Ba2+

(aq) + NO3-(aq)

Non si ha modificazione della struttura elettronica degli ioni:la reazione avviene senza trasferimento di elettroni

Reazione bilanciata:

BaCl2(aq) + 2 AgNO3(aq) 2 AgCl(s) + Ba(NO3)2 (aq)

Reazioni con trasferimento di elettroni (reazioni di ossidoriduzione)

Esempio di reazione di ossidoriduzione

CuSO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + Cu(s)

In forma ionica:

Cu2+(aq) + SO4

2-(aq) + Zn(s) Zn2+

(aq) + SO42-

(aq) + Cu(s)

Modifica della struttura elettronica attraverso uno scambio di elettroni:

1. Zn Zn2+ + 2 e-

2. Cu2+ + 2 e- Cu

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Reazione bilanciata:

CuSO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + Cu(s)

DefinizioniDefinizioniSemi-reazione di ossidazione

Reazione con scambio di elettroni

Semi-reazione di riduzione

Semi-reazione di ossidazione:semi-reazione in cui una specie chimica perde elettroni

Semi-reazione di riduzione:semi-reazione in cui una specie chimica acquista elettroni.

Esempio: Zn Zn2+ + 2 e- ossidazioneCu2+ + 2 e- Cu riduzione

Una ossidazione può avvenire soltanto se avviene contemporaneamenteuna riduzione (reazioni di ossidoriduzione o redox).Ossidante: specie chimica che acquista elettroni (che si riduce)

Riducente specie che perde elettroni (che si ossida).

In una reazione In una reazione redoxredox::

numero di elettroni ceduti dalla specie riducentenumero di elettroni ceduti dalla specie riducente==

numero di elettroni acquistati dalla specie ossidantenumero di elettroni acquistati dalla specie ossidante

I coefficienti stechiometrici devono essere calcolati in modo da soddisfare questacondizione

Composti ioniciEsempio: Ag+ + NO3

- + Fe Ag + Fe2+ + NO3-

Semi-reazioni: a) Ag+ + 1 e- Ag riduzione (1 elettrone scambiato)b) Fe Fe2+ + 2 e- ossidazione (2 elettroni scambiati)

Bilanciamento degli elettroni scambiati: (Ag+ + 1 e- Ag) 2Fe Fe2+ + 2 e-

Reazione bilanciata: 2 Ag+ + 2 NO3- + Fe 2 Ag + Fe2+ + 2 NO3

-

2 Ag+ + Fe 2 Ag + Fe2+

Composti neutri o ioni complessi a strutturacovalente

(il trasferimento di elettroni non é completo)

H2 + Cl2 2 HCllegame covalente H-Cl con trasferimento parziale di elettroni da H a Cl

H Cl H +-Cl -

La carica di ciascun atomo dovrebbe essere espressa da un numero frazionario didifficile determinazione

Definizione di numero di ossidazione: rappresenta la carica formale,espressa in numero di elettroni, che nella formazione di un compostol’atomo cede o assume, schematizzando il composto come completamenteionico ed assegnando il gli elettroni di legame all’atomo piùelettronegativo.

Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroniquando si lega con altri atomi

Numero di ossidazioneNumero di ossidazione

Composti covalenti - Trasferimento elettronico completo

HCl attribuzione formale degli elettroni di legame al Cl (più elettroneg.)

H carica formale +1 n.o. H = +1Cl carica formale -1 n.o. Cl = -1

Composti ionici - Trasferimento elettronico completo

CuCl2 il n.o. di ciascun ione coincide con la carica dello ione stesso

Cu Cu2+ carica effettiva +2 n.o. Cu = +2Cl Cl- carica effettiva -1 n.o. Cl = -1

Definizione generale di reazione redoxUna reazione redox é una reazione in cui una specie chimica aumenta il suo n.o.(ossidandosi) e una specie chimica diminuisce il suo n.o. (riducendosi)

Regole per la determinazione del numero di ossidazioneRegole per la determinazione del numero di ossidazione

Il n.o. di un atomo di una qualsiasi specie chimica allo statoelementare é uguale a zero

Na, Fe, C, H2, Cl2, P4, S8, ecc. n.o. = 0

Il n.o. di un qualsiasi ione monoatomico é uguale alla carica dello ione

Ione Na+ Ba2+ Fe3+ Br- S2-

n.o. +1 +2 +3 -1 -2

Il n.o. dell’idrogeno nei suoi composti é sempre uguale a +1, adeccezione degli idruri in cui é uguale a -1

n.o.H = +1 HCl, H2O, HNO3, NH3, NH4+, ecc.

n.o.H = -1 NaH, CaH2, B2H6, ecc.

Il n.o. dell’ossigeno nei suoi composti é sempre uguale a -2, adeccezione dei perossidi in cui é uguale a -1 e dei composti con ilfluoro in cui é uguale a +2

n.o.O = -2 H2O, BaO, H2SO4, Cl2O5, ecc.n.o.O = -1 H2O2, Na2O2, ecc.n.o.O = +2 OF2

Regole per la determinazione del numero di ossidazioneRegole per la determinazione del numero di ossidazione

La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in un composto neutro deve essereuguale a zero

La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in uno ione poliatomico (NH4+, SO4

2-,PO4

3-, ecc.) deve essere uguale alla carica dello ione

Gli elementi dei gruppi IA, IIA, IIIA del sistema periodico nei loro composti hannosempre n.o. positivo che si identifica con il numero di appartenenza del gruppo

Gruppo IA IIA IIIAn.o. +1 +2 +3

Il n.o. massimo di un atomo di un elemento non può essere superiore al numerodel gruppo di appartenenza

Gruppo IVA VA VIA VIIAn.o.MAX +4 +5 +6 +7

Esempi di calcolo del numero di ossidazione___________________________________________________________________________1) Calcolare il numero di ossidazione del Mn nel KMnO4._________________________

K n.o. +1O n.o. -2La molecola è neutra per cui:n.o. Mn + n.o. K + 4 n.o. O = 0Mn n.o. +7

___________________________________________________________________________2) Calcolare il numero di ossidazione del P nel H2PO4

-._________________________

H n.o. +1O n.o. -2La molecola è elettricamente carica (-1) per cui:2 n.o. H + n.o. P + 4 n.o. O = -1P n.o. +5

Esempi di calcolo del numero di ossidazione3) Calcolare il numero di ossidazione dell’azoto N nei seguenti composti.NONO2

HNO3

N2O5

_________________________NO n.o. N +2NO2 n.o. N +4HNO3 n.o. N +5N2O5 n.o. N +5

______________________________________________________________________4) Calcolare il numero di ossidazione del cromo Cr nei seguenti composti.Cr2O3

Cr2O72-

_________________________Cr2O3 n.o. Cr +3Cr2O7

2- n.o. Cr +6

Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

Metodo diretto

I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O

Determinare i numeri di ossidazione:

H2O+NO2+HIO3HNO3+I2

(+1)(-2)(+4)(-2)(+1)(+5)(-2)(+1)(+5)(-2)(0)

Unire con frecce gli atomi che variano il loro n.o.:

H2O+NO2+HIO3HNO3+I2

(+1)(-2)(+4)(-2)(+1)(+5)(-2)(+1)(+5)(-2)(0)

Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

Metodo diretto

H2O+NO2+HIO3HNO3+I2

(+1)(-2)(+4)(-2)(+1)(+5)(-2)(+1)(+5)(-2)(0)

Valutare la variazione del n.o. degli atomi e moltiplicarli per il numero dielettroni:

-5e- x 2= - 10e -

1e-

Moltiplicare le specie chimiche che si ossidano e si riducono in modo che il numero di elettroniceduti sia uguale a quelli scambiati:

I2 + 10 HNO3 → 2 HIO3 + 10 NO2 + H2O

Valutare i coefficienti stechiometric delle altre specie chimiche in modo che sia rispettato ilprincipio di conservazione della massa e della carica:

I2 + 10 HNO3 → 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O

Soluzioni e modi di esprimere la composizioneSoluzioni e modi di esprimere la composizioneSoluzioneSoluzione ð sistema a più componenti fisicamente omogeneo

Solventeliquido

nel quale viene omogeneamente disperso un

Solutosolidoliquido

gassoso

Frazione ponderalewi =mi

mtot=

mi

mi∑

Xi =ni

ntot=

ni

ni∑Mi =

ni

Vsol

Frazione molare

Molarità (mol/l)

Nel caso in cui siano presenti due denominazioni la nuovaNel caso in cui siano presenti due denominazioni la nuovanomenclatura verrnomenclatura verràà esposta a sinistra mentre quella tradizionale esposta a sinistra mentre quella tradizionalea destraa destra

Ioni positivi (cationi)Ioni positivi (cationi)

Ioni positivi monoatomiciIone+ nome del metallo + stato di ossidazione

ê notazione di Stockê suffisso oso (n.o. ↓) o ico (n.o. ↑)

Cu2+ Ione rame (II) Ione rameicoCu+ Ione rame (I) Ione rameosoFe3+ Ione ferro (III) Ione ferricoFe2+ Ione ferro (II) Ione ferrosoNa+ Ione sodio Ione sodioCa2+ Ione calcio Ione calcioZn2+ Ione zinco Ione zinco

Ioni positivi poliatomici,Ione+ nome dell’elemento legato all’idrogeno + desinenza onio

H3O+ Ione ossonioPH4

+ Ione fosfonio

Eccezione: NH4+ Ione ammonio

Ioni negativi (anioni)Ioni negativi (anioni)

Ioni negativi monoatomiciIone+ nome dell’elemento + desinenza uro (in inglese ide)

Br- Ione bromuroF- Ione fluoruroS2- Ione solfuroP3- Ione fosfuroN3- Ione nitruro

Ioni negativi poliatomiciIone+ nome dell’elemento + desinenza uro

S22- Ione disolfuro

C22- Ione (di)carburo

CN- Ione cianuro

Eccezioni:O2- Ione ossidoOH- Ione idrossido ione ossidrileO2

2- Ione perossidoH- Ione idruro

Nelle formule, il costituente elettropositivo deve essere posto per primo, per

esempio:

KCl, CaSO4, Al(NO3)3

Nel caso di composti binari tra non metalli, secondo la pratica corrente, deve

essere posto per primo il costituente che precede nella serie:

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

H

C C

Si Si

B B N N

P P

AsAs

SbSb

O

S S

Se Se

TeTe

F F

Cl Cl

Br Br

I I

AtAt

H H

O

perciò: NH3 e non H3N CH4 e non H4C

Composti binariComposti binari

Composti formati da due sole specie atomiche

La desinenza uro viene assunta dall’elemento piu’ elettronegativo

NaCl Cloruro di sodioKI Ioduro di potassioNaF Fluoruro di sodioLiH Idruro di litioAlN Nitruro di alluminioSiC Carburo di silicioGaAs Arseniuro di gallioCdSe Seleniuro di cadmioSi3N4 Nitruro di silicio

Eccezione:i composti dell’ossigeno vengono chiamati ossidi anziché ossigenuri

CaO Ossido di calcioCO Ossido di carbonioCO2 Diossido di carbonio Anidride carbonicaSO3 Triossido di zolfo Anidride solforicaSO2 Diossido di zolfo Anidride solforosaNO Ossido di azotoNO2 Diossido di azoto

Ossidi doppiBaTiO3 Triossido di bario e titanio(IV) Titanato di bario

Indicazione del numero di atomi nei compostiê prefissi mono, di, tri, tetra, penta, esa, epta….

Mono spesso si omette; inoltre si omettono i prefissi quando la valenzadell’elemento è una sola

OF2 (Di)fluoruro di ossigenoCaCl2 (Di)cloruro di calcioCS2 (Di)solfuro di carbonio

Quando gli elementi presentano più n.o.ê notazione di Stock (per l’elemento meno elettronegativo)ê suffisso oso (n.o. ↓) o ico (n.o. ↑)

FeCl2 Cloruro di ferro (II) Cloruro ferrosoDicloruro di ferro

FeCl3 Cloruro di ferro (III) Cloruro ferricoTricloruro di ferro

CuCl Cloruro di rame (I) Cloruro rameoso(Mono)cloruro di rame

CuCl2 Cloruro di rame (II) Cloruro rameicoDicloruro di rame

SnCl2 Cloruro di stagno (II) cloruro stannosoDicloruro di stagno

SnCl4 Cloruro di stagno (IV) cloruro stannosoTetracloruro di stagno

Composti intermetalliciTiS2 Disiliciuro di titanio

IdrossidiIdrossidiComposti formati da un catione metallico e da uno o più gruppi OH- che neneutralizzano la carica.

Idrossido + nome del metallo + stato di ossidazioneê notazione di Stockê suffisso oso (n.o. ↓) o ico (n.o. ↑)

NaOH Idrossido di sodio

Mg(OH)2 Idrossido di magnesio

Fe(OH)3 Idrossido di ferro(III) Idrossido ferrico

Fe(OH)2 Idrossido di ferro(II) Idrossido ferroso

IdracidiComposti formati dall’idrogeno con elementi non metallici del VI e VII gruppo)

ê regole per i composti binariê Acido + nome dell’elemento non metallico + suffisso idrico

HCl Cloruro di idrogeno Acido cloridricoHBr Bromuro di idrogeno Acido bromidricoHF Fluoruro di idrogeno Acido fluoridricoH2S Solfuro di diidrogeno Acido solfidricoHCN Cianuro di idrogeno Acido cianidrico

Nomi d’usoH2O AcquaNH3 AmmoniacaPH3 FosfinaAsH3 ArsinaSbH3 StibinaSiH4 SilanoB2H6 Diborano

OssoanioniOssoanioni

ê Ione + nome dell’elemento non metallico + stato di ossidazione (suffisso itoper n.o. ↓ o ato per n.o. ↑)

ê Ione + nome dell’elemento non metallico + suffisso ato + stato di ossidazione(notazione di Stock) + numero di atomi di ossigeno (prefissi di, tri, …)

SO42- Ione tetraossosolfato (VI) Ione solfato

SO32- Ione triossosolfato (IV) Ione solfito

NO3- Ione triossonitrato (V) Ione nitrato

NO2- Ione diossonitrato (III) Ione nitrito

SiF62- Ione esafluorosilicato

Quando il non metallo presenta più di due n.o.ê uso dei prefissi per (n.o. ↑) e ipo (n.o. ↓)

ClO4- Ione tetraossoclorato (VII) Ione perclorato

ClO3- Ione triossoclorato (V) Ione clorato

ClO2- Ione diossoclorato (III) Ione clorito

ClO- Ione monossoclorato (I) Ione ipoclorito

Composti ternariComposti ternari

Acidi ossigenati (Acidi ossigenati (ossoacidiossoacidi))Composti formati da un atomo di un elemento non metallico legato (con legamicovalenti) ad uno o più gruppi OH e ad eventuali atomi di ossigeno.

ê Acido + nome dell’elemento non metallico + stato di ossidazione (suffisso osoper n.o. ↓ o ico per n.o. ↑)

ê Acido + nome dell’elemento non metallico + suffisso ico + stato di ossidazione(notazione di Stock) + numero di atomi di ossigeno (prefissi di, tri, …)

HNO3 Acido triossonitrico (V) Acido nitrico

HNO2 Acido diossonitrico (III) Acido nitroso

H2SO4 Acido tetraossosolforico (VI) Acido solforico

H2SO3 Acido triossosolforico (IV) Acido solforoso

Quando il non metallo presenta più di due n.o.ê uso dei prefissi per (n.o. ↓) e ipo (n.o. ↑)

HClO4 Acido tetraossoclorico (VII) Acido perclorico

HClO3 Acido triossoclorico (V) Acido clorico

HClO2 Acido diossoclorico (III) Acido cloroso

HClO Acido (mono)ossoclorico (I) Acido ipocloroso

Nomi tradizionali degli anioni ammessi dalla IUPAC insieme a quellidell’acido corrispondente

Ione Acido BO3

3- Borato H3BO3 Borico

CO32- Carbonato H2CO3 Carbonico

SiO44- (Orto)silicato H4SiO4 (Orto)silicico

NO2- Nitrito HNO2 Nitroso

NO3- Nitrato HNO3 Nitrico

PO43- (Orto)fosfato H3PO4 (Orto)fosforico

SO32- Solfito H2SO3 Solforoso

SO42- Solfato H2SO4 Solforico

ClO- Ipoclorito HClO Ipocloroso

ClO2- Clorito HClO2 Cloroso

ClO3- Clorato HClO3 Clorico

ClO4- Perclorato HClO4 Perclorico

CrO42- Cromato H2CrO4 Cromico

Cr2O72- Dicromato H2Cr2O7 Dicromico

MnO42- Manganato H2MnO4 Manganico

MnO4- Permanganato HMnO4 Permanganico

Acidi con un diverso contenuto di H2O vengono indicati con i prefissi:

orto (maggior numero molecole H2O)

meta (minor numero molecole H2O)

H3PO4 Acido ortofosforico

n H3PO4 - n H2OÕ (HPO3)n Acido metafosforico

H4SiO4 Acido ortosilicico

n H4SiO4 - n H2OÕ (H2SiO3)n Acido metasilicico

Gli acidi meta hanno una struttura polimerica. L’acido che si ottiene da duemolecole di acido orto - una molecola di H2O è indicato con il prefisso di (vecchianomenclatura piro)

2 H3PO4 - H2OÕ H4P2O7 Acido difosforico

2 H2SO4 - H2OÕ H2S2O7 Acido disolforico

2 H3CrO4 - H2OÕ H4Cr2O7 Acido dicromico