Upload
hoangnguyet
View
232
Download
1
Embed Size (px)
Citation preview
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: [email protected]
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