Precorso di Chimica: aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana)

1. Precorso di Chimica: aule I/II – Via San Donato 19/2 (Bodoniana) 16/9 Martedì 11.00 – 13.00 19/9 Venerdì 14.00 – 16.00 25/9 Giovedì 11.00 – 13.00/14.00-16.00 26/9 Venerdì 9.00 – 11.00 Francesca Soavi Dipartimento di Chimica “Giacomo Ciamician” Lab. Elettrochimica dei Materiali, Via S.Giacomo 7 - Tel. 051 2099797 e-mail: francesca.soavi@unibo.it

2. Conoscenze di base di Chimica Definizione e significato dei seguenti termini: -sistema materiale eterogeneo -sistema materiale fisicamente omogeneo (soluzione) -sistema materiale chimicamente omogeneo specie chimica specie elementare composto chimico -atomo, nuclide, elemento, ione,isotopo -numero atomico, numero di massa, peso atomico -legame chimico -reazione chimica -Stati di aggregazione della materia e cambiamenti di stato -Simbologia per rappresentare i principali elementi chimici e, in generale, i composti chimici. Notazione scientifica, logaritmi, operazioni di conversione di unità di misura

3. I Sistemi Materiali Il termine sistema indica una qualunque porzione di materia. Ogni sistema è identificato in base alle sue proprietà fisiche e chimiche Proprietà FISICHE: sono quelle proprietà della materia che non sono da mettere in relazione con trasformazioni delle sostanze in sostanze diverse (temperatura, conducibilità, peso specifico,….) Proprietà CHIMICHE: sono quelle proprietà della materia che sono da mettere in relazione con trasformazioni delle sostanze in sostanze diverse

4. Fisicamente omogenei Chimicamente eterogenei I Sistemi Materiali Chimicamente omogenei Fisicamente eterogenei

5. Le fasi non vanno confuse con i diversi STATI DI AGGREGAZIONE dei componenti del sistema (gas, liquido, solido) Gas : metano + altri idrocarburi Liquido: benzine Liquido :sospensione acquosa Solido : rocce Sistema Materiale Fisicamente Eterogeneo È costituito da diverse parti con proprietà fisiche diverse FASI : porzioni del sistema fisicamente omogenee, ossia che conservano le stesse proprietà fisiche in ogni loro parte. Le diverse fasi di un sistema sono delimitate da superfici di contatto che chiaramente le differenziano.

6. Sì No Sistema materiale chimicamente eterogeneo Sistema materiale chimicamente omogeneo Sistema Materiale Fisicamente Omogeneo Conserva le stesse proprietà fisiche in ogni sua parte Un sistema materiale fisicamente omogeneo è costituito da un’unica FASE È costituito da una sola specie chimica ?

7. Liquido/Liquido Liquido/sale disciolto Liquido/gas disciolto Sistema Materiale Chimicamente Eterogeneo I sistemi materiali chimicamente eterogenei, costituiti da diverse specie chimiche in rapporti variabili, e fisicamente omogenei sono detti SOLUZIONI, indipendentemente dallo stato di aggregazione: Soluzioni gasose Soluzioni liquide Soluzioni solide

8. Sistema Materiale Chimicamente Omogeneo I sistemi materiali chimicamente omogenei sono costituiti da sostanze pure, ossia da sostanze la cui composizione è sempre la stessa, indipendentemente dalla loro origine. ELEMENTI (specie elementari):sono le più semplici sostanze che si ottengono in seguito a reazioni chimiche. Sono 105 e si combinano in varia proporzione per formare tutte le sostanze presenti in natura. COMPOSTI (specie composte):sono formati da due o più elementi combinati in rapporto costante. Con il termine MISCELE si indicano sia sistemi materiali chimicamente omogenei e fisicamente eterogenei (acqua/ghiaccio) che sistemi chimicamente eterogenei e fisicamente omogenei (soluzioni)

9. Fisicamente omogenei (una fase) Fisicamente eterogenei (più fasi) Chimicamente omogenei (sostanze pure) Chimicamente eterogenei (soluzioni) Elementi Composti I Sistemi Materiali: dal più complesso al più semplice …tutto il resto: Miscele

10. ATOMO È la parte più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso La Teoria di Dalton: la materia è formata da atomi indivisibili , di massa diversa da elemento a elemento, che combinandosi insieme secondo rapporti espressi da numeri interi semplici formano i vari composti …. In realtà oggi si sa che….

11. Composizione dell’atomo Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche. Quelle principali sono PROTONI, NEUTRONI, ELETTRONI che, combinandosi insieme in vario numero danno origine alle diverse specie di atomi. Ogni atomo è costituito da un NUCLEO piccolo e compatto formato di protoni e neutroni, detti per questo NUCLEONI Gli elettroni, di massa molto inferiore a quella dei nucleoni, occupano lo spazio intorno al nucleo. Il numero e la distribuzione attorno al nucleo degli elettroni determina le proprietà chimiche dell’atomo.

12. ATOMO È la parte più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso Composizione dell’atomo Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche. Quelle principali sono PROTONI, NEUTRONI, ELETTRONI che, combinandosi insieme in vario numero danno origine alle diverse specie di atomi. Ogni atomo è costituito da un NUCLEO piccolo e compatto formato di protoni e neutroni, detti per questo NUCLEONI Gli elettroni, di massa molto inferiore a quella dei nucleoni, occupano lo spazio intorno al nucleo. Il numero e la distribuzione attorno al nucleo degli elettroni determina le proprietà chimiche dell’atomo.

13. Protoni, neutroni ed elettroni amu (u): unità di massa atomica 1 amu = 1,6605665 x 10-24 g L’unità di massa atomica corrisponde a un dodicesimo del peso in grammi dell’isotopo 12C del carbonio

14. La notazione scientifica (numerazione esponenziale) È utilizzata per riportare numeri molto grandi o molto piccoli Consiste nello scrivere il numero come prodotto di due fattori: il primo è un numero decimale (in genere da 1 a 10) il secondo è 10 elevato all’appropriata potenza. Es. 500 in notazione scientifica si scrive : 5 x 102 Esponente positivo: 8,5 x 103= 8,5 x10x10x10 = 8,5 x 1000 = 8500 Esponente negativo: 9,4 x 10-4= 9,4 = 9,4 =0,00094 10x10x10x10 10000 Numero Forma esponenziale 0,1 1x10-1 0,01 1x10-2 0,001 1x10-3 0,0001 1x10-4 Numero Forma esponenziale 1 1x100 10 1x101 100 1x102 1000 1x103

15. La notazione scientifica (numerazione esponenziale) SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI UTILIZZANDO LA NOTAZIONE SCIENTIFICA: a) 0,58; b) 253; c) 0,0000567; d) 78900000; e) 410,9; f) 7,2 SCRIVERE E I SEGUENTI NUMERI IN FORMA ESTESA a) 2,78x 10-7 ; b) 2500 x 10-3; c) 0,0000782 x 107; d) 259 x 100; e) 359 x 102

16. MOLTIPLICAZIONE: 5x10-2x 7x10-1 - moltiplicare fra loro i numeri scritti prima dei 10 - sommare algebricamente (rispettando i segni) gli esponenti dei 10 Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) ES: (5x10-2)x(7x10-1)= (5x7)x(10-2x10-1)= 35x(10-2 +(-1))= 35x(10-2-1))= = 35x10-3 = 3,5x 101 x 10-3 = 3,5x10-2

17. DIVISIONE: 5x10-2 (7x10-1) - eseguire la divisione fra i numeri scritti prima dei 10 - sottrarre fra loro algebricamente (rispettando i segni) gli esponenti dei 10 Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) ES: (5x10-2) (7x10-1)= (57) x (10-210-1)= 0,71 x (10-2 -(-1))= 0,71 x (10-2 +1)) = = 0,71x10-1= 7,1x10-1x10-1= 7,1x10-2

18. SOMMA: 5x10-2+ 7x10-1 - scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sommare i numeri scritti prima dei 10 Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) Es: (5x10-2)+(7x10-1)=(0,5x10-1)+(7x10-1)=(0,5+7)x10-1 =7,5 x10-1 (5x10-2)+(7x10-1)=(5x10-2)+(70x10-2)=(5+70)x10-2 =75 x10-2 = 7,5 x10-1

19. SOTTRAZIONE: 5x10-2 -7x10-1 - scrivere le forme esponenziali utilizzando gli stessi esponenti dei 10 - sottrarre i numeri scritti prima dei 10 Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) ES: (5x10-2)-(7x10-1)=(0,5x10-1)-(7x10-1)= (0,5-7)x10-1 = -6,5 x10-1 (5x10-2)-(7x10-1)=(5x10-2)-(70x10-2)=(5-70)x10-2 = - 65 x10-2 = -6,5 x10-1

20. Operazioni in notazione scientifica (numerazione esponenziale) ESEGUITE LE SEGUENTI OPERAZIONI SCRIVENDO I NUMERI IN NOTAZIONE ESPONENZIALE… e senza l’uso della calcolatrice: a) 6 x1023 x 7x10-1 b) 0,078 + 2x10-3 c) 2x10-2  5 x10-10 d) 4x104 - 5 x 103 e) 4x104 - 5 x 10-3 f) (4,68x104 + 3,2 x 103) (5,35 x10-10 - 3,5 x 10-11) ...e con la calcolatrice... Verifica mediante la stima degli ordini di grandezza (si evitano errori di calcolo!!) 4,98576x104 x 3,1591345 x 103 5x104 x 3 x 103 = 15x107 = 1,5x108 dovrò ottenere un numero vicino al valore approssimato

21. I Logaritmi Il logaritmo in base 10 di un numero y (log y) è l’esponente al quale 10 deve essere elevato perché diventi uguale al numero y Se y = 10xallora log y = x Forma esponenziale log y y =1 1000 y=10 1011 y=1000 1033 y=0,1 10-1-1 y=0,001 10-3-3 y = antilogaritmo (argomento del logaritmo) …attenzione!! Il logaritmo naturale di un numero y (ln y) è l’esponente al quale e deve essere elevato perché diventi uguale al numero y Se y = exallora ln y = x ln y = 2,303 log y

22. Operazioni con i logaritmi decimali …dalle proprietà degli esponenti SOMMA La somma di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del prodotto degli argomenti DIFFERENZA La differenza di logaritmi (con la stessa base) è uguale al logaritmo del quoziente degli argomenti log 10-2+log 10-1 = log (10-2x 10-1) = log (10-2+(-1)) = log (10-3) = -3 log (5x10-2) +log(3x 10-1 )= log (5x 10-2 x 3x 10-1) = log (15 x10-3) = = log 15 + log (10-3) = log 15 + (-3) = 1.176-3 =-1.824 log 10-2- log 10-1 = log (10-2 10-1) = log (10-2-(-1)) = log (10-1) = -1 log (6x10-2) -log(3x 10-3)= log [(6x 10-2)(3x 10-3)]= =log [(63)x (10-210-3)] = log (2 x 10 -2-(-3))= log (2 x 10+1)= log 2 + log 10 = log 2 + 1 = 0.301 + 1 = 1.301

23. Operazioni con i logaritmi decimali POTENZA Il logaritmo di un numero elevato ad un esponente è uguale al prodotto dell’esponente per il logaritmo del numero log ( 10-2)3= 3 x log (10-2) = 3 x (-2) = -6 log ( 10-2)3= log (10-2x3) = log (10-6) = -6 log (0,005)3= 3 x log (0,005) = 3 x log (5x10-3) = = 3 x (log 5 + log 10-3) = 3 x[(log 5) -3] = (3xlog 5) -9 = = 3x0.699 -9 = 2.097 - 9=-6.903

24. Operazioni con i logaritmi decimali CALCOLATE I LOGARITMI (log y) DEI SEGUENTI NUMERI(y) a) 24x 0,0075 b) 5  10-7 c) (22 x 10-5)2 d) (9 x 104)-6 CALCOLATE I SEGUENTI LOGARITMI e) log 0,008 f) log 1200 + log 5 g) log 0,1 x log 500 h) log 0,002  log 400

25. Prefisso SimboloFattore moltiplicatore giga G 1 000 000 000 = 109 mega M 1 000 000 = 106 chilo k 1 000 = 103 milli m 0,001 = 10-3 micro m 0,000001 = 10-6 nano n 0,000000001 = 10-9 Le unità di misura Quantità Unità Simbolo Lunghezza Metro m Massa Chilogrammo kg Tempo Secondo s … … … Unità base del Sistema Internazionale di Unità (SI) Multipli decimali Le unità base del SI possono essere usate per definire le unità derivate (es.: m2 per misure di superficie).

26. Operazioni di conversione Una stessa grandezza può essere espressa mediante diverse unità di misura. Il passaggio da un’unità all’altra si effettua mediante opportune operazioni di conversione. Es: A quanti cm corrispondono 3,5 m ? 1. relazione tra le due grandezze (metro/ cm) 1 m = 100 cm = 1 x 102 cm 2. Proporzione: 100 cm : 1 m = lunghezza in cm : 3,5 m lunghezza in cm : 3,5 m = 100 cm : 1 m quindi lunghezza in cm = 3,5 m X 100 cm : 1 m = 3,5 x 102 cm

27. Operazioni di conversione ESEGUITE LE SEGUENTI CONVERSIONI : a) 10 m in pollici sapendo che 1 pollice (inch) = 0,0254 m b) 5,8x10-6 g in mg i) 2 cm3 in dm3 c) 900 mg in g l) 0,5 dm3 in L d) 5,2 mg in kgm) 18 mL in dm3 e) 2x10-4 kg in g f) 54,9 mg in g n) 2 uma in g g) 5 nm in cm h) 157 mL in L ….Attenzione!!! temperatura in Kelvin = temperatura in °C +273,15 25°C = 25 + 273,15 = 298,15 K

28. Conversione grammi/amu Come esprimere una massa in unità di massa atomica se viene data in grammi ? 1. relazione tra le due grandezze (grammi/amu): 1 amu = 1,6605665 x 10-24 g 2. Proporzione Massa in amu: Massa in grammi = 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g quindi Massa in amu= Massa in grammi X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g Massa Protone in amu= 1,672649x10-24g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 1,007276 amu Massa Neutrone in amu= 1,674954x10-24g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 1,008665 amu Massa Elettrone in amu= 9,109534x10-28g X 1 amu : 1,6605665 x 10-24 g= 5,486x10-4 amu

29. - + + + Le cariche elettriche Cariche di segno opposto si attraggono: gli elettroni (di carica negativa) circondano il nucleo (di carica positiva) e sono vincolati al nucleo da forze di attrazione di natura elettrica. Cariche di uguale segno si respingono: la forza nucleare permette di vincere le forze di repulsione di natura elettrica tra i protoni del nucleo.

30. NUMERO ATOMICO (Z) = numero di protoni (= numero di elettroni) NUMERO DI MASSA (A) = numero di protoni + numero di neutroni Numero atomico e Numero di massa Gli atomi sono elettricamente neutri e sono costituiti da un nucleo positivo, alla cui carica contribuiscono solo i protoni, e da una nube elettronica esterna al nucleo, di carica uguale e di segno opposta a quella del nucleo. Protoni e neutroni contribuiscono alla massa del nucleo. Il numero di protoni e neutroni identifica ogni tipo di atomo, o nuclide. NUCLIDI: atomi costituiti da nuclei di definita composizione, ossia con un certo numero di protoni e neutroni NUMERO DI NEUTRONI = A - Z

31. Numero di massa simbolo chimico dell’elemento Numero atomico …Come si identifica un nuclide? A Y Z Ad ogni elemento è assegnato un simbolo costituito da una lettera maiuscola o due lettere delle quali la prima è maiuscola e la seconda minuscola. Es.: Co = cobalto MA!! CO = monossido di carbonio Elemento Simbolo Nome latino Sodio Na Natrium Potassio K Kalium Ferro Fe Ferrum Rame Cu Cuprum Argento Ag Argentum Oro Au Aurum Mercurio Hg Hydrargyrum Antimonio Sb Stibium

32. Numero di massa simbolo chimico dell’elemento Numero atomico …Come si identifica un nuclide? A Y Z Es.: 235 U (reattori nucleari); 92 1214 uma: 1/12 della massa di C ; C (analisi dei traccianti in biochimica); 6 6 60 Co (radioterapia) 27 2 1 deuterio H, protone H 1 1

33. ISOTOPI Uno stesso elemento può essere costituito da nuclidi aventi lo stesso numero atomico (quindi la stessa reattività chimica), ma differenti nel numero di massa (quindi nel numero di neutroni). I diversi nuclidi di uno stesso elemento, presenti in natura in diversa percentuale a seconda dell’elemento, si dicono ISOTOPI Es.: 18 17 16 O; O; O (99,76%) 8 8 8 35 37 Cl (75,77%); Cl (24,23%) 17 17 12 13 14 14 C (98,9%); C (1,1%); C (<<<1%) [ N] 6 6 6 7 1 2 3 H (99,984%); H (deuterio,D, 0,016%) ; H (trizio,T, <<< 0,01%) 1 1 1

34. PESO ATOMICO Il pesi atomici (p.a.)degli elementisono definiti, in base alla loro composizione isotopica, dalla media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi espresse con riferimento all’unità di massa di prescelta. 12 unità di massa prescelta: uma = 1/12 della massa di C 6 12 Es: p.a. del nuclide C = 12 uma 6 La media ponderata corrisponde alla somma, divisa per 100, delle masse dei diversi isotopi moltiplicate per l’abbondanza percentuale della specie isotopica considerata. Es: p.a. dell’elemento Cl= (p.a.35Cl x 75,77 + p.a. 37Cl x 24,23)/100 = 35,45 uma

35. Argomenti: La Tavola periodica

36. LA TAVOLA PERIODICA periodi A A B A A gruppi A A= elementi rappresentativi Legge Periodica: Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo periodico secondo i loro numeri atomici.

37. aumenta da sinistra a destra lungo i periodi, diminuisce dall’alto al basso lungo i gruppi aumenta da sinistra a destra lungo i periodi, diminuisce dall’alto al basso lungo i gruppi calano da sinistra a destra lungo i periodi, aumentano dall’alto al basso lungo i gruppi Le proprietà periodiche Energia di Ionizzazione: quantità di energia necessaria per allontanare a distanza infinita dal nucleo un elettrone. Affinità elettronica (o elettronegatività): tendenza ad accettare elettroni Dimensioni atomiche: raggio atomico e volume atomico.

38. cala da sinistra a destra lungo i periodi, e dall’alto al basso lungo i gruppi (Gruppo IB: metalli nobili) metalloidi (Gruppo VIIA: alogeni) Metalli, metalloidi, non metalli Carattere metallico: -elevate conducibilità elettrica e conducibilità termica, -lucentezza, -durezza, malleabilità, duttilità, -stato di aggregazione solido (eccezione: il Hg!), - proprietà alcaline (basiche) delle soluzioni acquose dei composti dei metalli con l’ossigeno (es NaOH). I composti con l’ossigeno dei non-metalli danno soluzioni acquose con proprietà acide (es H2SO4)

39. Argomenti: I composti I legami chimici Le formule chimiche Gli ioni

40. I composti e i legami chimici Gli atomi si combinano in rapporti ben definiti per dare luogo ai COMPOSTI. Le forze di attrazione che tengono uniti gli atomi nei composti si definiscono LEGAMI CHIMICI. A seconda delle proprietà chimiche degli atomi costituenti e del tipo di legame chimico tra gli atomi i composti possono essere MOLECOLARI o IONICI. Per descrivere le composizioni dei composti si utilizzano le FORMULE CHIMICHE

41. Differenza in elettronegatività + Gli elementi nei composti possono formare uno (legame singolo) o più legami (legame doppio, legame triplo) e in ciascun legame è coinvolta una coppia di elettroni. Gli elettroni implicati nei legami percorrono in preminenza regioni dello spazio più prossime agli atomi più elettronegativi, A seconda della differenza in elettronegatività degli atomi che partecipano al legame si possono avere legami covalenti, polari e ionici :  Il numero di ossidazione è la carica formale che un atomo avrebbe in un composto se la coppia elettronica di legame viene considerata interamente appartenente all'atomo più elettronegativo

42. N N N N N N N N N2 NH3 N N N N H H H H H H H H H H H H I composti molecolari o covalenti Sono composti elettricamente neutri, discreti e che possono esistere isolati, detti anche MOLECOLE, nei quali gli atomi sono tenuti insieme da legami detti COVALENTI. I legami COVALENTI consistono nella condivisione di elettroni fra gli atomi costituenti la molecola (in genere si formano tra non-metalli). I composti molecolari possono essere biatomici o poliatomici e possono contenere atomi uguali (es.: N2, H2, O2) o diversi (es.: H2O, NH3 ) le FORMULE MOLECOLARI descrivono la composizione della molecola

43. Es. CO2 Formula minima Formula molecolare Es. CO2 CO2 HO H2O2 Le Formule Molecolari Gli elementi costituenti il composto vengono identificati con il rispettivo simbolo chimico; il rapporto numerico tra gli atomi presenti per ogni elemento è dato dal numero in basso a destra anidride carbonica H2O2 acqua ossigenata (perossido di idrogeno) Generalmente gli elementi compaiono da sinistra a destra rispettando l’ordine di appartenenza dei rispettivi gruppi della tavola periodica Le FORMULE MINIME sono quelle nelle quali compaiono come indici i più piccoli numeri interi che descrivono i rapporti numerici tra gli atomi del composto

44. H2O O2 N2 Esempi di composti molecolari CO2 biossido di carbonio (anidride carbonica) CO monossido di carbonio (anidride carboniosa) biossido di zolfo (anidride solforosa) SO2 SO3 triossido di zolfo(anidride solforica ) HCl acido cloridrico (acido muriatico) CH4 metano C3H8 propano C2H2 acetilene NH3 ammoniaca triclorometano (cloroformio) CHCl3

45. GLI IONI In particolari condizioni gli atomi possono accettare o cedere uno o più elettroni e questo dipende dalla loro ELETTRONEGATIVITÀ o AFFINITÀ ELETTRONICA,ossia dalla tendenza ad accettare elettroni. L’elettronegatività degli elementi aumenta da sinistra a destra lungo i periodi e diminuisce dall’alto verso il basso lungo i gruppi della tavola periodica Es: Na è meno elettronegativo di Cl IONI: atomi che hanno acquistato (anioni) o ceduto (cationi) uno o più elettroni, dunque che mostrano una (ioni monovalenti) o più (ioni polivalenti) cariche, rispettivamente, negative o positive. La carica dello ione si indica con un numero con il relativo segno in alto a destra del simbolo chimico. Es: Na+; Cl-; Ca2+

46. I composti ionici I composti costituiti da ioni sono detti COMPOSTI IONICI Per il principio dell’elettroneutralità ogni sostanza è neutra, dunque nei composti ionici sono presenti sia ioni positivi che negativi in un rapporto tale da garantire che la somma algebrica delle cariche positive e negative sia nulla. Es: cloruro di sodio costituito da 1 Na+ e 1 Cl-; somma algebrica: (1+)+ (1-)=0 cloruro di calcio costituito da 1 Ca2+e 2 Cl-; somma algebrica: (2+)+ 2x(1-)=0 (I composti ionici in genere sono costituiti da metalli e non-metalli)

47. ione positivo + + + + + + + + ione negativo Le Unità Formula Nei composti ionici non si hanno molecole discrete, ma gli ioni sono “impacchettati” nel modo più efficiente possibile, tenuti insieme da attrazioni elettrostatiche (legami ionici) che li mantengono il più vicino possibile. (Es: Na+) (Es: Cl-) L’unità più piccola di un composto ionico non può essere definita molecola, quindi, la più piccola unità di un composto ionico corrisponde a quella data dalla FORMULA MINIMA, e viene definita UNITÀ FORMULA Es.: NaCl; CaCl2

48. Esempi di composti ionici NaCl cloruro di sodio CaCl2 cloruro di calcio fluoruro di litio LiF MgI2 ioduro di magnesio CaO ossido di calcio ossido di litio Li2O ossido di bario BaO ossido di magnesio MgO KCl cloruro di potassio

49. Ioni Poliatomici Sono ioni costituiti da più atomi tenuti insieme da legami covalenti, cioè sono composti molecolari che presentano una o più cariche positive o negative. ione idrossido HCO3- ione carbonato acido (bicarbonato) OH- ione ammonio NH4+ HSO4- ione solfato acido (bisolfato) ione carbonato CO32- CrO42- ione cromato ione cianuro CN- Cr2O72- ione bicromato ione nitrato NO3- ione fosfato PO43- ione nitrito NO2- ione solfito SO32- ione solfato SO42- ione ipoclorito ClO- ClO4- ione perclorato ione permanganato MnO4- C2H3O2- ione acetato

50. Esempi di composti di ioni poliatomici NaOH idrossido di sodio NaHCO3 bicarbonato di sodio cloruro di ammonio NH4 Cl K2Cr2O7 bicromato di potassio carbonato di calcio CaCO3 cianuro di potassio Le parentesi: Mg(OH)2 MgOH2 MgO2H2 KCN nitrato di ammonio NH4NO3 CuSO4 solfato di rame solfato di ferro (III) Fe2(SO4)3 NaClO ipoclorito di sodio solfato di ferro (II) FeSO4 perclorato di litio LiClO4 KMnO4 permanganato di potassio acetato di sodio NaC2H3O2