- Nel precedente articolo ho nominato alcuni composti che, secondo le regole di nomenclatura chimica, che permette la classificazione di numerose classi di composti, vengono definiti acidi. Esistono, in particolare, ossiacidi e idracidi.
1.1. Definizione e nomenclatura degli ossiacidi
Gli ossiacidi (o ossoacidi) sono composti ternari (formati dunque da tre atomi) il cui prefisso “ossi” designa la presenza dell’atomo di ossigeno in posizione terminale. La loro formula generale è HXO (dove H è l’atomo di Idrogeno, X un elemento generalmente non metallico e O l’Ossigeno, appunto). Esempi di ossiacidi sono i seguenti:
| HNO3 Acido nitrico | ||||
| HNO2 Acido nitroso | ||||
| H2SO4 Acido solforico | ||||
| H2SO3 Acido solforoso |
1.2. Metodo di ottenimento
Discutiamo, innanzitutto, il loro metodo di preparazione. Formalmente, un ossiacido si ottiene tramite una reazione di sintesi tra un ossido acido, chiamato anidride, (ovvero un composto formato da ossigeno e un non metallo) e acqua. Nel caso di composti precedenti si ha, rispettivamente:
N2O5 + H2O —–> 2HNO3
N2O3 + H2O —–> 2HNO2
SO3 + H2O —–> H2SO4
SO2 + H2O —–> H2SO3
(Ricordiamo che eventuali coefficienti stechiometrici – evidenziati in grassetto – anteposti ai composti sono necessari al fine di bilanciare la reazione. Si ricordi che una reazione è bilanciata quando è rispettata la “Legge di conservazione di massa di Lavoisier”, ovvero quando si ha pari numero di atomi a destra e a sinistra dell’equazione di reazione rappresentata).
1.3. Introduzione al numero di ossidazione
Forse, potreste chiedervi: come mai per ottenere l’acido solforico e solforoso si pongono a reagire rispettivamente SO3 e SO2? Non si potrebbe partire da un unico composto ed ottenere entrambi gli ossiacidi? Per rispondere a questo interrogativo occorre introdurre il concetto alla base della nomenclatura chimica; concetto che permette la scrittura di composti simili ma differenti: il numero di ossidazione (n.o).
1.4. Numero di ossidazione (n.o.)
Nello scorso articolo, si è definito in modo formale il n. o. come la carica formale (e quindi non effettiva) che viene assegnata a ciascun atomo del composto considerato per garantirne la neutralità. Ciò significa, in parole semplici, che i numeri assegnati agli elementi di un dato composto, sommati, devono fare zero. Questo concetto garantisce la neutralità del composto.
Tale numero di ossidazione si trova nella Tavola Periodica, tuttavia, spesso non è sempre facile assegnare tali numeri arbitrariamente, poiché vi sono delle regole ben precise da tenere in considerazione:
- I metalli appartenenti al I gruppo della tavola, ovvero i metalli alcalini, hanno sempre n.o +1
- I metalli appartenenti al II gruppo, ossia i metalli alcalino-terrosi, hanno sempre n.o +2
- L’idrogeno ha sempre n.o +1, tranne negli idruri (un’altra classe di composti), dove ha n.o -1
- L’ossigeno, non metallo appartenente al VI gruppo principale della tavola periodica, ha sempre n.o -2, tranne nei perossidi (composti che esamineremo più avanti), dove ha n.o -1
- Elementi allo stato elementare hanno n.o zero
Per gli altri gruppi ed elementi, non si hanno regole precise per l’assegnazione di tale numero, anche se questo può essere dedotto conoscendo gli altri n.o degli elementi presenti oppure consultando la Tavola Periodica, strumento fondamentale per chiunque voglia apprendere le basi della chimica.
1.5. Applicazioni del n.o.
Partiamo da un esempio semplice:
SO2 = sapendo che il n.o. dell’Ossigeno è, secondo le regole enunciate sopra, -2, il n.o. dello Zolfo sara +4. Infatti, -2 moltiplicato per il 2 posto a pedice dell’Ossigeno, dà come risultato -4. Quale numero deve avere lo Zolfo per fare in modo che il composto risulti neutro, ovvero in modo che la somma dei due numeri dia come risultato zero? Da tale ragionamento, si deduce che il n.o. dello Zolfo è +4.
Analogamente, nel caso del composto SO3, il n.o. dell’Ossigeno è sempre 2 che, moltiplicato per il 3 posto a pedice dà come risultato -6, mentre il n.o. dello Zolfo è +6, cosicché la loro somma (+6 -6) fornisce zero come risultato.
Dalle considerazioni sovraesposte, si può dedurre un’altra regola importante che riguarda la denominazione dei composti testé citati:
- Nel caso in cui l’ossido acido abbia n.o. più basso, il nome dell’anidride conterrà il suffisso “osa”. Dunque, nel caso di SO2, il nome sarà “anidride solforosa“. L’acido solforoso H2SO3 si ottiene quindi dalla reazione dell’anidride solforosa con acqua.
- Nel caso in cui l’ossido acido abbia n.o più alto, il nome dell’anidride conterrà il suffisso “ica”. Dunque, nel caso di SO3, il nome sarà “anidride solforica“. L’acido solforico H2SO4 si ottiene quindi dalla reazione dell’anidride solforica con acqua.
Analoghe considerazioni valgono per HNO3 E HNO2, ottenuti rispettivamente dalla reazione tra anidride nitrica (N2O5 con l’azoto avente n.o. +5) e acqua e tra anidride nitrosa (N2O3 con l’azoto avente n.o. +3) e acqua.
Qui sotto, riporto un breve video riguardante il numero di ossidazione:
1.6. Ossiacidi del Cloro
Ma le “sorprese” non finiscono qui: vi sono ossiacidi i cui non metalli presentano diversi numeri (o stati) di ossidazione o valenza. Ciò è in accordo con un altro principio fondamentale della chimica: “La legge delle proporzioni multiple” elaborata dal chimico J. Dalton, (anche fautore della prima teoria atomica): i composti tendono a combinarsi tra di loro in rapporti di numeri interi e piccoli e tali composti derivano dalla combinazione di altri composti aventi differenti stati di ossidazione. In concreto, è ciò che abbiamo detto precedentemente: lo zolfo ha diversi stati di ossidazione (ovvero n.o), che permettono loro di formare rispettivamente SO2 e SO3.
Nel caso del Cloro, però, si hanno ben quattro diversi n.o di ossidazione. Il Cloro, essendo un non metallo, forma ben quattro anidridi diverse:
Cl2O; Cl2O3; Cl2O4; Cl2O5; Cl2O7
In tali anidridi, il Cloro assume diversi n.o, rispettivamente: +1, +3, +4, +5, +7 . Dunque, quando il cloro ha n.o più basso (+1), si antepone il prefisso “ipo” al temine “clorosa”. Quindi, il composto si chiamerà “anidride ipoclorosa”, il secondo “anidride clorosa”, il terzo “anidride clorica”, mentre nel quarto composto si antepone il prefisso “per” al termine “clorica”, in quanto il cloro ha n.o più alto possibile (+7). Dunque, l’ultimo composto prende il nome di “anidride perclorica”.
Come sappiamo, da tali anidridi si possono ottenere, per reazione con l’acqua, i corrisponderti ossiacidi del Cloro:
| HClO Acido ipocloroso | |||||||
| HClO2 Acido cloroso | |||||||
| HClO3 Acido clorico | |||||||
| HClO4 Acido perclorico | |||||||
Ecco le reazioni corrispondenti:
Cl2O + H2O —–> 2HClO
Cl2O3 + H2O —–> 2HClO2
Cl2O5 + H2O —–> 2HClO3
Cl2O7 + H2O —–> 2HClO4
1.7. Classificazione dei composti e ulteriori chiarificazioni
Qui sotto, riporto due brevi video: nel primo, viene mostrata una generale classificazione dei composti, nel secondo, invece, viene spiegata la formazione degli ossidi acidi, i composti di partenza per ottenere gli acidi, di cui abbiamo discusso finora. Inoltre, viene spiegata anche la nomenclatura dei cosiddetti “ossidi basici” dai quali si ottengono, per reazione con l’acqua composti che esamineremo più dettagliatamente nei prossimi articoli: gli “idrossidi”.
Ps: Per l’assegnazione dei nomi ai composti, è stata utilizzata la nomenclatura tradizionale, sebbene anche la nomenclatura IUPAC (acronimo di International Union Of Pure And Applied Chemistry) venga largamente usata. Qui sotto, vi lascio un link in cui viene spiegata l’utilizzo di tale nomenclatura, oltre a quella tradizionale già ampiamente esposta.
1.8. Approfondimenti e curiosità
Per gli interessati e i curiosi, qui sotto riporto un “articolo” in cui si spiega l’etimologia della parola “nomenclatura”, parola che è stata poi estesa anche al linguaggio chimico e scientifico in generale.
E, ‘tanto per cambiare’ e rimanere in tema con una delle mie più grandi passioni, nel file è presente l’immagine di due ballerini (se lo leggerete ne scoprirete il perché). Insomma, la danza mi segue ovunque… Persino attraverso la chimica!
