Chimica tabelle utili

Chimica tabelle utili

Costanti di formazione dei complessi (a 25°C)

Ca2+ + EDTA4- → Ca(EDTA)2-                       1.0 .1011    

Cd2+ + 4CN- → Cd(CN)42-                                 5.9.1018  

Cd2+ + 4Cl- → Cd(Cl)42-                                     6.3.102  

Cd2+ + 4I- → CdI42-                                            2.5.106  

Cd2+ + 4Br- → Cd(Br)42-                                    6.0.103  

Cd2+ + 3en → Cd(en)32+                                    1.2.1012  

Cd2+ + 4NH3 → Cd(NH3)42+                          1.3.107

Co2+ + EDTA4- → Co(EDTA)2-       2.0   1016    

Co2+ + 6NH3 → Co(NH3)62+                          5.0 104

Co2+ + 3ox2- → Co(ox)34-                                   5   1019     

Co3+ + 6NH3 → Co(NH3)63+                          4.6 1023

Co3+ + EDTA4- → Co(EDTA)-                          1.0   103    

Co3+ + 3en → Co(en)33+                                    4.9 1048  

Co3+ + 3ox2- → Co(ox)33-                                   1   1020     

Cu+ + 3Cl- → CuCl32-                                      5 105  

Cu+ + 2CN- → Cu(CN)2-                                 1.0 1016  

Cu+ + 3CN- → Cu(CN)32-                                4.20 1028  

Cu2+ + 2en → Cu(en)22+                                    2 1020  

Cu2+ + 2ox2- → Cu(ox)22-                                   3   108     

Fe2+ + 6CN- → Fe(CN)64-                                   1.2 1024

Fe2+ + 3en → Fe(en)32+                                      5 109  

Fe2+ + 3ox2- → Fe(ox)34-                                     1.7   105     

Fe3+ + 6CN- → Fe(CN)63-                                   1.0  1042

Fe3+ + 3ox2- → Fe(ox)33-                                     2   1020     

Hg2+ + 4CN- → Hg(CN)42-                                 1.8 1041 

Hg2+ + EDTA4- → Hg(EDTA)2-       6.3   1021    

Hg2+ + 2en → Hg(en)22+                                    2 1023  

Hg2+ + 4I-  → HgI44-                                       6.8 1029  

Hg2+ + 2ox2- → Hg(ox)22-                                   9.5. 106     

Mg2+ + EDTA4- → Mg(EDTA)2-      1.3   109  

Ni2+ + 4CN- → Ni(CN)42-                                    1.0  1022 

Ni2+ + EDTA4- → Ni(EDTA)2-                           3.6   1018  

Ni2+ + 3en → Ni(en)32+                                       2 1023  

Ni2+ + 3ox2- → Ni(ox)34-                                     3   108     

Pb2+ + 3OH- → Pb(OH)3-                                   2.1 1018 

Pb2+ + 3Cl- → PbCl3-                                          2.4 101 

Pb2+ + EDTA4- → Pb(EDTA)2-                          2   1018  

Pb2+ + 4I- → PbI42-                                             3.0 104 

Pb2+ + 3OH- →  Pb(OH)3-                                  3.8 1014  

Pb2+ + 2ox2- → Pb(ox)22-                                    3.5   106     

Pt2+ + 4Cl- → PtCl42-                                           1.0 1016 

Zn2+ + 4CN- → Zn(CN)42-                                  1.0  1017 

Zn2+ + EDTA4- → Zn(EDTA)2-                         2   1016  

Zn2+ + 3en → Zn(en)32+                                     1.3 1014  

Zn2+ + 4OH- →  Zn(OH)42-                                4.6 1017  

Zn2+ + 3ox2- → Zn(ox)34-                                   1.4   108     

Elementi chimici (massa, configurazione elettronica, nox, etimo)

 
Ordinati per simbolo

Ordinati per nome

Etimologia

Afnio                          Hafnia, nome latino di Copenaghen
Alluminio       Alumen, nome latino dell'allume (solfato doppio di alluminio e potassio) usato dai Romani come mordente per i colori.
Americio        America - transuranico ottenuto per la prima volta nell'Università americana di     Berkeley nel 1944
Antimonio      Utmund (?), antico termine arabo. Latino stibium.
Argento          Argentum, termine latino dal greco argòs (bianco, scintillante)
Argon             Argòs, termine greco (a-ergòn = inerte, inattivo)
Arsenico         Arsenikòn, termine greco (maschile), nome dato nell'antichità ai solfuri di arsenico
Astato             Ástatos, termine greco (instabile)
Attinio            Aktìs, termine greco (raggio)
Azoto                         a-zoè, termine greco (senza vita, inanimato), nome assegnatogli da Lavoisier perchè in un'atmosfera di azoto la vita non è possibile
Bario                          Barite, nome dato da Lavoisier al minerale in cui fu individuato l'elemento nel 1808 da Davy (dal greco barýs = pesante)
Berillio           Bèryllos, termine greco di origine indiana che indicava il minerale berillo (silicato di Be e Al)
Berkelio         Berkeley, città della California dove è stato isolato per la prima volta nel 1950
Bismuto          Wiszmut, termine tedesco coniato da Paracelso , perchè estratto (gemutet) in Sassonia presso San Giorgio nei Prati (in den Wiesen)
Boro               Buraq,  termine arabo di derivazione persiana che indicava il minerale borace
Bromo                        Bròmos, termine greco (lezzo degli animali, cattivo odore), per il suo odore sgradevole
Cadmio          Cadmea, antico nome di Tebe (fondata da Cadmo) in prossimità della cui acropoli si trovava l'ossido di zinco (terra cadmea). Il Cadmio si ottiene infatti come   sottoprodotto della metallurgia dello zinco
Calcio             Calx, termine latino (calce spenta), probabilmente dal greco chàlix (piccola pietra, ciotolo)
Californio      California, stato nordamericano in cui fu scoperto nel 1950
Carbonio       Carbo, termine latino (carbone)
Cerio                          Cerere, nome del primo asteroide scoperto tra Marte e Giove, due giorni prima della scoperta dell'elemento
Cesio              Caesius, termine latino (azzurro verdastro), dal colore di alcune sue righe spettrali
Cloro              Chloròs, termine greco (verde giallastro), dal colore del gas Cl2
Cobalto          Kobolt, termine tedesco (folletto, elfo), dalla leggenda secondo la quale i minatori tedeschi pensavano di essere beffati da uno spirito quando al posto dell'argento trovavano il Cobalto (dal greco kòbalos = buffone, furbo)
Cromo            Chroma, termine greco (colore), per il colore vivace dei suoi composti
Curio              Curie, in onore dei coniugi Pierre e Marie Curie (fisici francesi)
Disprosio        Dyspròsitos, termine greco (difficile da ottenere)
Einstenio        Einstein, in onore di Albert Einstein
Elio                 Hèlios, termine greco (sole), per essere stato scoperto nel 1868 nell'atmosfera solare
Erbio              Ytterby, località svedese dove fu scoperto
Europio          Europa
Fermio           Fermi, in onore del fisico Enrico Fermi
Ferro              Ferrum, termine latino (ferro)
Fluoro                        Flùere, termine latino (fluire, scorrere), poichè la fluorite (CaF2) veniva usata per rendere più fluide le fusioni e le scorie nell'industria metallurgica, ceramica e del vetro
Fosforo          Fosfòros, termine greco (luminifero, portatore di luce), per la sua caratteristica luminescenza
Francio          Francia, perchè scoperto nel 1939 dalla scienziata francese Perey
Gadolinio       Gadolin, nome dello scienziato finlandese che scoprì il minerale gadolinite
Gallio             Gallia, antico nome della Francia e riferimento al nome dello scopritore Lecoq (il gallo)
Germanio      Germania, perchè isolato nel 1886 dal tedesco Winkler
Idrogeno        Ýdor-ghennào, termine greco (che genera acqua), coniato da Lavoisier
Indio               Indaco, dal colore di una delle righe del suo spettro
Iodio               Iòdes, termine greco (violetto), dal colore dei suoi vapori
Iridio              Iris, termine greco (iride, arcobaleno), per i molteplici colori dei suoi composti
Itterbio           Ytterby, località svedese in cui fu scoperto
Ittrio               Ytterby, località svedese in cui fu scoperto
Kripton          Kryptòs, termine greco (nascosto) poichè si trova in tracce tra i gas nobili
Lantanio        Lanthànein, termine greco (essere nascosto), perchè piuttosto raro
Laurenzio      Lawrence, in onore del fisico americano Ernest Lawrence
Litio                Lìthos, termine greco (pietra) perchè usato in medicina contro il mal della pietra o calcolosi
Lutezio           Lutetia, antico nome di Parigi, attribuitogli nel 1907 dal suo scopritore francese   Urbain
Magnesio       Magnesia, località dell'Asia minore
Manganese    Magnèsion, termine greco bizantino (Magnesia)
Mendelevio    Mendeleev, in onore del chimico russo
Mercurio        Mercurio, per il rapporto tra pianeti e metalli esistente nella tradizione alchimistica e astrologica medievale, il simbolo Hg deriva dal termine greco ydrargyron       (argento                      liquido)
Molibdeno     Mòlybdos, termine greco (piombo) Durante il medioevo la molibdenite (MoS2) veniva confusa con il piombo
Neodimio       Nèos - dýdimos, termine greco (nuovo - doppio) Elemento separato nel 1885 dal Didimio, una sostanza erroneamente ritenuta elementare e composta invece di due elementi (Neodimio e Praseodimio)
Neon               Nèos, termine greco (nuovo), scoperto nell'aria nel 1895
Nettunio         Nettuno, il dio del mare
Nichel                         Kupfer Nickel, termine tedesco (rame del diavolo), nome dato al metallo   dai minatori tedeschi che incolpavano il diavolo di non trovare il rame che cercavano
Niobio                        Niobe, figlia di Tantalo, perchè l'elemento fu a lungo confuso con il Tantalio al quale si trova spesso associato
Nobelio           Nobel, in onore di Alfred Nobel
Olmio                         Holmia, antico nome di Stoccolma, nome assegnatogli dal suo scopritore svedese (Clève) nel 1878
Oro                 Aurum, termine latino (oro)
Osmio             Osmè, termine greco (odore), per l'odore pungente del suo tetrossido (OsO4)
Ossigeno         Oxýs--ghennào, termine greco (produttore di acido), coniato da Lavoisier
Palladio          Pallàs, termine greco (la dea Atena), nome assegnato all'asteroide Pallade scoperto nello stesso periodo
Piombo           Plumbum, termine latino (piombo)
Platino            Plata, termine spagnolo (argento)
Plutonio         Plutone, il dio degli inferi
Polonio           Polonia, perchè scoperto nel 1898 dalla polacca Marie Curie
Potassio          Pott Asche, termine tedesco, letteralmente "cenere di vaso", cioè cenere di vegetali cotti in vaso. Il simbolo chimico deriva dal latino kalium (potassa) (arabo al-qali = potassa, da cui alcali)
Praseodimio   Pràsios -  dýdimos, termine greco (verdastro - doppio), Elemento separato nel 1885 dal Didimio,una sostanza erroneamente ritenuta elementare e composta invece di due elementi (Neodimio e Praseodimio)
Promezio        Prometeo, figura della mitologia greca
Protoattinio   Pròtos aktìs, termine greco (primo raggio)
Radio             Radium, termine latino (raggio), poichè emette radiazioni
Radon                        Radio, poichè si genera dal Radio per decadimento alfa
Rame                         Aes (gen. aeris), termine latino (rame, bronzo). Nel latino più tardo "aeramen". La maggior parte del rame arrivava a Roma dall'isola di Cipro (aes cyprium), da cui il                         simbolo Cu (Cuprum o Cyprum)
Renio              Reno, il fiume europeo
Rodio                         Ròdon, termine greco (rosa), per il colore assunto dalle soluzioni di molti suoi composti (complessi)
Rubidio          Rùbidus, termine latino (rosso scuro), dal colore di una delle sue righe spettrali
Rutenio          Rutenia, o "Piccola Russia", nome assegnatogli nel 1845 dal chimico russo Claus
Samario         Samarskite, nome del minerale scoperto da von Samarski in cui  Lecoq individuò successivamente (1879) l'elemento
Scandio          Scandiam, nome latino della Scandinavia, nome assegnatogli dal suo scopritore svedese (Nilson)
Selenio            Selène, termine greco (luna), nome coniato da Berzelius, che lo scoprì nel 1817,   per la sua somiglianza con il Tellurio
Silicio              Sìlex, termine latino (selce, pietra focaia),
Sodio                          Soda, termine medievale che indicava il carbonato di sodio. Forse dall'arabo sarwwad, pianta dalle cui ceneri si ricavava la soda. Il simbolo chimico (Na) deriva dal latino natrium
Stagno            Stagnum, termine latino (stagno)
Stronzio         Strontian, località mineraria scozzese nell'Argyllshire
Tallio              Thallòs, termine greco (germoglio), per il colore verde di una delle sue righe spettrali
Tecnezio         Technetòs, termine greco (artificiale) perchè esistono solo suoi isotopi creati artificialmente
Tellurio          Tèllus, termine latino (terra), nome coniato dallo scopritore Klaproth (1789) in contrapposizione all'elemento Uranio scoperto nello stesso anno
Terbio                        Ytterby, località svedese in cui fu scoperto
Titanio           Titani, figure mitologiche figli di Urano, scoperto da Gregor (1791), il nome gli fu assegnato da Klaproth in relazione all'elemento Uranio scoperto due anni prima
Torio              Thor, il dio scandinavo del tuono
Tulio                          Thule, antico nome della Scandinavia,  nome assegnatogli dal suo scopritore svedese Clève) nel 1879
Tungsteno      Tung Sten, termine svedese (pesante pietra), chiamato anche nella letteratura tedesca Wolframio (wolf ram = sporcizia di lupo)
Uranio            Urano, nome coniato dallo scopritore Klaproth (1789) in omaggio alla recente (1781) scoperta del pianeta
Vanadio         Vanadis, nome di una divinità scandinava
Xeno               Xènos, termine greco (straniero), per la sua rarità
Zinco              Zink, termine tedesco
Zirconio         Zircone, minerale dal quale è stato isolato nel 1787 da  Klaproth. Dal greco Hyàkinthos (giacinto) o dall'arabo zargum (color oro), per il colore di alcune varietà pregiate di zircone
Zolfo               Sulphur, termine latino (zolfo)

Unità di misura

Prefissi dei multipli e dei sottomultipli delle unità di misura

FATTORI DI CONVERSIONE PER UNITA' DI MISURA DI USO COMUNE

            coulomb                                 u.e.s. (franklin)                                   2,99792458 .109
newton                                   dyn                                                     1 .105
newton                                   chilogrammo                                      1,0197162 .10-1
joule                                       erg                                                      1 .107
joule                                       caloria                                                2,3900574 .10-1
joule                                       chilowattora                                       2,77777 .10-7
joule                                       chilogrammetro                                  1,0197162 .10-1
joule                                       atmosfera .litro                                  9,86923 .10-3
joule                                       elettronvolt                                        6,241506363 .1018
pascal                                     dyn/cm2                                             1 .101
pascal                                     atmosfera                                           9,86923 .10-6
pascal                                     bar                                                      1 .10-5
pascal                                     tor (mm Hg)                                       7,5006 .10-3
pascal                                     kg/cm2                                                           1,0197162 .10-5
watt                                        cal/ora                                                8,60420664 .102
watt                                        cavallo vapore                                    1,35962 .10-3
watt                                        erg/s                                                   1 .107

Per costruire coefficienti di conversione tra unità (tra loro omogenee) non poste esplicitamente in relazione nella tabella è sufficiente calcolare il rapporto tra il coefficiente dell'unità di misura finale e quello dell'unità di misura iniziale. Ad esempio il coefficiente di conversione per trasformare calorie (iniziale) in eV (finale) si calcola

Unità Fondamentali

Unità Derivate

  Nomenclatura

Tabella con i primi 100 elementi chimici
(Z = numero atomico = numero di protoni)

Per gli elementi  con numero atomico maggiore di 100 i nomi ed i simboli derivano direttamente dal numero atomico dell'elemento utilizzando le seguenti radici numeriche:

0=nil                    1=un                     2=bi                      3=tri                     4=quad 5=pent               6=hex                   7=sept                  8=oct                             9=enn

Le radici sono sistemate in successione seguendo il numero atomico e terminando con il suffisso "ium". Il simbolo è formato dalle lettere iniziali delle radici numeriche che compongono il nome.
Es:
Atomo 104                                                   1        0        4        suffisso
un      nil       quad   ium
nome: Unnilquadium
simbolo: Unq

Eccezioni:
nomi e simboli approvati
101 Mendelevio Md
102 Nobelio No
103 Laurenzio Lr
104 Rutherfordio Rf

nomi e simboli proposti
105 Dubnio Db
106 Seaborgio Sg
107 Bohrio Bh
108 Hassio Hs
109 Meitnerio Mt

Numero di ossidazione (nox) o stato di ossidazione (stox)

Si definisce numero di ossidazione o stato 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.
+4
Il numero di ossidazione si scrive sopra il simbolo chimico sotto forma di numero relativo   Pb

Lo stato di ossidazione si scrive ad esponente del simbolo chimico o racchiuso tra parentesi tonde come numero romano    PbIV   Pb(IV)

Ciascun elemento chimico può presentare più di un numero di ossidazione. Vengono date di seguito alcune regole 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 quando si lega direttamente con metalli più elettropositivi (idruri), ed in cui ha dunque nox -1.

4) L'ossigeno ha sempre nox -2 tranne quando forma un legame covalente puro con se stesso (perossidi –O-O-) dove presenta nox -1. (secondo quanto previsto dalla regola numero 1 gli elettroni del legame tra atomi uguali non vanno attribuiti, mentre viene attribuito all'ossigeno l'altro elettrone utilizzato per legarsi ad altri elementi)

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 solforosa SO2, procediamo come segue: ciascun atomo di ossigeno presenta nox -2; complessivamente i due atomi presentano nox -4; affichè 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 dei tre atomi di ossigeno e dell'idrogeno si ottiene - 5. Affinchè la somma di tutti i nox dia la carica complessiva dello ione -1, il carbonio deve presentare nox +4.

Nomenclatura tradizionale e nomenclatura sistematica (IUPAC)

La nomenclatura ha origine dalla distinzione degli elementi in metalli e non metalli. Da qui si fanno derivare due serie parallele di composti (serie basica e serie acida).
 

Dalla reazione di un composto della serie acida con un composto della serie basica si ottengono poi i sali

La nomenclatura tradizionale si basa sull’uso di prefissi e suffissi correlati allo stato di ossidazione degli atomi.

La nomenclatura IUPAC si basa invece per lo più sulla stechiometria della molecola ed ha l’obiettivo di rendere immediatamente evidenti il numero di atomi o gruppi chimici presenti in una molecola, facendoli precedere da opportuni prefissi moltiplicativo (che coincidono ovviamente con il loro indice).
Nella tabella seguente sono riportati i prefissi moltiplicativi

(octa=otta, epta=etta)

Nome di un elemento o sostanza elementare.
Nella nomenclatura sistematica (IUPAC) al nome dell'elemento si aggiunge l'appropriato prefisso numerico

nome sistematico              nome tradizionale
H        monoidrogeno                   idrogeno atomico
N       monoazoto                       azoto atomico
N2      diazoto                            azoto
O       monoossigeno                   ossigeno atomico
O2      diossigeno                        ossigeno
O3      triossigeno                       ozono
S6       esazolfo
Ar      argon                              argon

Il prefisso mono si usa solo quando l'elemento non esiste nello stato monoatomico.

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.
Vi sono comunque eccezioni a tele regola di cui diremo
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 scivere 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).
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.

A - Composti della serie basica (ossidi ed idrossidi)

A.1 Ossidi (ossidi basici)
Sono composti in cui un metallo si lega con l'ossigeno (nox -2).

                                             Metallo + O2 ® ossido

La formula generale di un ossido è Me2On con n = nox del metallo (Me)

La nomenclatura tradizionale degli ossidi  prevede:
Se il metallo presenta un unico stato di ossidazione il composto si chiamerà “Ossido di” seguito dal nome del metallo
Se il metallo presenta due stati di ossidazione forma con l'ossigeno due tipi di ossidi. Nel composto a nox maggiore il metallo prende la desinenza -ico, in quello a nox minore prende la desinenza -oso.

La nomenclatura sistematica (IUPAC) degli ossidi prevede:
la denominazione “ossido di” seguita dal nome del metallo, con l’utilizzo di opportuni prefissi moltiplicativi che precedono sia il termine “ossido” sia il nome del metallo. Nel caso il metallo presenti più di un numero di ossidazione è possibile far seguire al nome del metallo il suo stato di ossidazione in numero romano racchiuso tra parentesi tonde (notazione di Stock).
Il numero romano va letto come numero cardinale

                                      Nome sistematico                       Nome tradizionale

                   MgO             ossido di magnesio                      ossido di magnesio
Li2O              Ossido di dilitio                            ossido di litio
Al2O3            triossido di dialluminio                  ossido di alluminio
PbO              Ossido di Piombo (II)          Ossido piomboso
PbO2             diossido di Piombo (IV)                 Ossido piombico

A.2 Idrossidi
Gli idrossidi si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un'ossido

                                           Ossido  +  nH2O  ®    Idrossido

Gli idrossidi hanno formula generale Me(OH)n con n pari al numero di ossidazione del metallo (Me). In altre parole Per costruire un idrossido è sufficiente far seguire al metallo tanti gruppi ossidrili o idrossidi (OH) quanti ne richiede il suo numero di ossidazione.

Ad esempio dall'ossido di potassio si ottiene l'idrossido di potassio

                                                    K2O + H2O ® 2KOH

mentre dall'ossido rameico si ottiene l'idrossido rameico
CuO + H2O ®  Cu(OH)2

Nella nomenclatura tradizionale il nome degli idrossidi si ottiene da quello dell'ossido corrispondente, sostituendo il termine "idrossido" al termine "ossido". Nella nomenclatura IUPAC il termine “idrossido” viene preceduto da opportuno prefisso moltiplicativo.

                                               Nome sistematico                       Nome tradizionale

                   Mg(OH)2                 diidrossido di magnesio                idrossido di magnesio
LiOH                      idrossido di litio                           idrossido di litio
Al(OH)3                   triidrossido di alluminio                 idrossido di alluminio
Pb(OH)2                  diidrossido di piombo (II)              idrossido piomboso
Pb(OH)4                  tetraidrossido di piombo (IV)         idrossido piombico

Composti della serie acida (anidridi ed ossiacidi).

B.1 Anidridi (ossidi acidi)
Sono composti in cui un non metallo si lega con l'ossigeno (nox -2).

non Metallo + O2 ® Anidridi

La formula generale di un’anidride è nMe2Ox con x = nox del non metallo (nMe)

La nomenclatura tradizionale degli anidridi  prevede:
Se il non metallo presenta un unico stato di ossidazione il composto si chiamerà “Anidride” seguito dal nome del non metallo con desinenza -ica
Se il non metallo presenta due stati di ossidazione forma con l'ossigeno due tipi di anidridi. Nel composto a nox maggiore il non metallo prende la desinenza -ica, in quello a nox minore prende la desinenza -osa.
Se il non metallo presenta quattro stati di ossidazione forma con l'ossigeno quattro tipi di anidridi

• Nel composto a nox maggiore il non metallo prende il prefisso per- e la desinenza –ica 
• nel composto a nox minore prende il prefisso ipo- e la desinenza -osa.
• nei composti a nox intermedi si avranno le desinenze –ica (per il nox più elevato dei due) ed  -osa (per il nox meno elevato dei due)

La nomenclatura sistematica (IUPAC) delle anidridi prevede:
la denominazione “ossido di” seguita dal nome del non metallo, con l’utilizzo di opportuni prefissi moltiplicativi che precedono sia il termine “ossido” sia il nome del non metallo. Nel caso il non metallo presenti più di un numero di ossidazione è possibile far seguire al nome del non metallo il suo stato di ossidazione in numero romano racchiuso tra parentesi tonde (notazione di Stock). Il numero romano va letto come numero cardinale

                                      Nome sistematico                       Nome tradizionale

                   CO2              diossido di carbonio                     anidride carbonica
SO2              diossido di zolfo (IV)                    anidride solforosa
SO3              triossido di zolfo (VI)                   anidride solforica
Cl2O             ossido di dicloro (I)                      Anidride ipoclorosa
Cl2O3            triossido di dicloro (III)                 anidride clorosa
Cl2O5                     pentossido di dicloro (V)               anidride clorica
Cl2O7                     eptossido di dicloro (III)               anidride perclorica

B.2 Ossiacidi o ossoacidi

Gli ossoacidi si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un'anidride

                                           anidride  +  nH2O  ®    Ossoacido

Nella nomenclatura tradizionale il nome degli acidi si ottiene da quello dell'anidride corrispondente, sostituendo il termine "acido" al termine "anidride". La nomenclatura tradizionale prevede inoltre particolari prefissi per indicare acidi con diversi gradi di idratazione (metaacidi, ortoacidi), acidi condensati (diacidi triacidi …poliacidi), acidi con gruppi perossidi (perossiacidi)

La nomenclatura IUPAC prevede per tutti gli acidi la desinenza –ico ed opportuni prefissi moltiplicativi per indicare il numero di atomi di ossigeno (osso), di eventuali altri gruppi e del non metallo. Per gli acidi condensati in cui un ossigeno fa da ponte tra due molecole acide l’atomo-ponte viene preceduto dalla lettera greca m. Nel caso in cui il non metallo presenti più di un numero di ossidazione è possibile far seguire al nome del non metallo il suo stato di ossidazione in numero romano racchiuso tra parentesi tonde (notazione di Stock). Il numero romano va letto come numero cardinale.
In alternativa l’acido può essere visto come un sale di idrogeno. In questo caso prenderà la desinenza –ato e verrà specificato il numero di atomi di idrogeno tramite opportuno prefisso moltiplicativo

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

Alcuni acidi si presentano in diversi gradi di idratazione. Ad esempio, sommando un’altra molecola d’acqua all’acido fosforico si ottiene l’acido ortofosforico. La forma meno idratata prende il nome di acido metafosforico

P2O5 + H2O ® 2HPO3 (acido metafosforico)

HPO3 + H2O ® H3PO4 (acido ortofosforico)

Alcuni acidi, come l’acido fosforico, possono dare reazioni di condensazione con perdita di molecole d’acqua

H3PO4 + H3PO4 ® H2O + H4P2O7 (acido difosforico o pirofosforico)

Esistono infine i cosiddetti perossiacidi, come l’acido perossifosforico (perfosforico) H3PO5 che contengono un gruppo perossido (-O-O-)

                            Nome sistematico                                Nome tradizionale

         H2CO3           acido triossocarbonico                           acido carbonico
triossocarbonato di diidrogeno

         H2SO3           acido triossosolforico (IV)                      acido solforoso
triossosolfato (IV) di diidrogeno

         H2SO4           acido tetraossosolforico (VI)                   acido solforico
tetraossosolfato (VI) di diidrogeno

         HClO             acido monossoclorico (I)                        acido ipocloroso
monossoclorato (I) di idrogeno

         HClO2            acido diossoclorico (III)                          acido cloroso
diossoclorato (III) di idrogeno

         HClO3                   acido triossoclorico (V)                          acido clorico
triossoclorato (V) di idrogeno

         HClO4                   acido tetraossoclorico (III)                     acido perclorico
tetraossoclorato (III) di idrogeno

     HPO3            acido triossofosforico (V)                       acido metafosforico
triossofosfato (V) di idrogeno

      H3PO4           acido tetraossofosforico (V)                   acido ortofosforico
tetraossofosfato (V) di triidrogeno

        H4P2O7          acido m-osso esaossodifosforico (V)                   acido pirofosforico
m-osso esaossodifosfato (V) di tetraidrogeno

      H3PO5           acido perossotriossofosforico (V)            acido perossifosforico
perossotriossofosfato (V) di triidrogeno

      H4P2O8          acido m-perosso esaossodifosforico (V)     acido diperossifosforico
m-perosso esaossodifosfato (V) di tetraidrogeno

ossoacidi sostituiti
Gli acidi ottenuti formalmente per sostituzione di tutti o parte degli atomi di ossigeno con altri gruppi mantengono la stessa nomenclatura dell’acido di partenza. I nuovi gruppi introdotti vanno ovviamente citati (gli atomi di zolfo che sostituiscono l’ossigeno vengono indicati con il prefisso “tio”).

H2S2O3          triossotiosolfato (VI) di idrogeno
H2CS3           tritiocarbonato di diidrogeno
H[PF6]          esafluorofosfato (V) di idrogeno
H2[PtCl4]        tetracloroplatinato (II) di idrogeno
H4[Fe(CN)6]   esacianoferrato (II) di tetraidrogeno

Anche gli acidi ottenuti formalmente per sostituzione di gruppi idrossidi con altri gruppi
mantengono la stessa nomenclatura dell’acido di partenza
HSO3Cl          clorotriossosolfato di idrogeno
HSO3NH2       amidetriossosolfato di idrogeno

C - I Sali degli ossoacidi

I Sali degli ossoacidi derivano formalmente dalla sostituzione di uno o più ioni H+ degli ossoacidi con cationi. 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. (monoacido se conserva un idrogeno, biacido se ne conserva due etc)

Ad esempio l’acido ortofosforico può formare tre tipi di Sali utilizzando gli anioni provenienti dalle tre dissociazioni successive

                   H3PO4   ®   H+    +   H2PO4-                    anione biacido

                   H2PO4-   ®  H+    +   HPO42-                    anione monoacido

                   HPO42-   ®  H+    +   PO43-                      anione neutro

Nella nomenclatura tradizionale i nomi dei Sali si formano da quelli degli acidi corrispondenti cambiando le desinenze secondo lo schema seguente

oso   ®     ito
ico    ®     ato

ed eventualmente usando i termini “monoacido” “biacido” etc per i Sali acidi

La nomenclatura IUPAC prevede per tutti i Sali la desinenza –ato ed opportuni prefissi moltiplicativi per indicare il numero di atomi di ossigeno (osso) e di eventuali altri gruppi. Se è necessario un prefisso moltiplicativo per un costituente che a sua volta inizia con un prefisso moltiplicativo, il costituente va messo fra parentesi ed il prefisso utilizzato è quello indicato, fra parentesi, nella Tabella dei prefissi moltiplicativi (bis, tris, tetrakis….)

                   Nome sistematico                                          Nome tradizionale

CaSO3                    triossosolfato (IV) di calcio                              solfito di calcio
CuSO4           tetraossosolfato (VI) di rame (II)                      solfato rameico
Na2SO4         tetraossosolfato (VI) di sodio                           solfato di sodio
Fe(NO2)2       bis(diossonitrato) (III) di Ferro (II)                    nitrito ferroso
NaNO3          triossonitrato (V) di sodio                                nitrato di sodio
Na3PO4          tetraossofosfato (V) di trisodio                        ortofosfato di sodio
NaHSO3         idrogeno triossosolfato (IV) di sodio                  solfito monoacido di sodio
(bisolfito di sodio)
CuH2PO4        diidrogeno tetraossofosfato (V) di rame (I)        fosfato biacido rameoso
NaHCO3         idrogeno triossocarbonato (IV) di sodio              carbonato monoacido di sodio
(bicarbonato di sodio)
Pb(ClO)4        tetrakis(monossoclorato) (I) di Piombo (IV)        ipoclorito piombino
Fe(OH)ClO     ossoclorato (I) di idrossiferro (II)                      ipoclorito monobasico ferroso
Fe(MnO4)3     tris(tetraossomanganato) (VII) di ferro (III)       permanganato ferrico

D – Composti binari dell’idrogeno (idracidi ed idruri)

D.1 Idruri
Gli Idruri sono i composti che l'idrogeno forma con elementi meno elettronegativi, in cui presenta pertanto nox -1 (ione idruro H-) e quindi nella formula va scritto per secondo.

Gli idruri hanno formula generale XHn con n = nox dell’elemento X

La nomenclatura tradizionale e IUPAC coincidono per gli idruri. Il loro nome è formato dal termine "idruro di" seguito dal nome dell’elemento. La nomenclatura IUPAC prevede naturalmente l’uso di opportuni prefissi moltiplicativi

                            Nome sistematico                       Nome tradizionale

KH               idruro di potassio                        idruro di potassio
MgH2            diidruro di magnesio                    idruro di magnesio
BH3                        triidruro di boro                          idruro di boro
NH3                       triidruro di azoto*                       ammoniaca*
PH3                        triidruro di fosforo                      fosfina
AsH3             triidruro di arsenico                     arsina
SbH3             triidruro di antimonio          stibina

In realtà l’azoto è più elettronegativo dell’idrogeno ed il composto andrebbe scritto H3N  (nitruro di idrogeno), ma l’ammoniaca presenta comunque carattere basico e si conviene dunque di non scrivere gli idrogeni per primi, come avviene per gli idracidi

Una nomenclatura alternativa per gli idruri, utilizzata soprattutto quando questi si comportano come gruppi sostituenti in molecole organiche, prevede la desinenza –ano (in analogia con il metano CH4).
BH3         borano
SiH4         silano
GeH4        germano
SnH4        stannano
PbH4        piombano
NH3         azano (ammoniaca)
PH3          fosfano (fosfina)
AsH3        arsano (arsina)
SbH3        stibano (stibina)
BiH3         bismutano
OH2         ossidano (acqua)
SH2         solfano (solfuro di idrogeno)
SeH2        selano
TeH2        tellano
PoH2        pollano

In assenza di indicazioni l'elemento esibisce il suo numero standard di legami. Nel caso di un numero diverso di legami, questo numero deve essere indicato ad esponente della lettera lambda, la quale precederà il nome dell’idruro, separata da un trattino

PH5     l5-fosfano
SH6     l6-solfano

D.2 Idracidi
Gli idracidi sono i composti che l'idrogeno forma con elementi più elettronegativi, in cui presenta pertanto nox +1 (H+ presenta carattere acido) e quindi nella formula va scritto per primo. 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.

Gli idracidi hanno formula generale HnX con n = nox dell’elemento X

Nella nomenclatura tradizionale Il nome degli idracidi si forma facendo seguire al termine "acido" il nome del non metallo seguito dalla desinenza -idrico.
Nella nomenclatura IUPAC l’idracido è trattato come un composto binario privo di ossigeno. L’elemento più elettronegativo prende la desinenza –uro, seguito dalla termine “di idrogeno” (eventualmente con gli opportuni prefissi moltiplicativi

                            Nome sistematico                       Nome tradizionale

HF               fluoruro di idrogeno                     acido fluoridrico                
HCl               cloruro di idrogeno                      acido cloridrico
HBr              bromuro di idrogeno                    acido bromidrico               
HI                ioduro di idrogeno                       acido Iodidrico                  
H2S              solfuro di diidrogeno                    acido solfidrico                 
H2Se             seleniuro di diidrogeno                 acido selenidrico               
H2Te             tellururo di diidrogeno                  acido telluridrico               

Altri idracidi sono

HCN    HCN          cianuro di idrogeno                      acido cianidrico
HN3     HNNN       azoturo di idrogeno                     acido azotidrico 

E - Composti binari senza ossigeno

I composti binari prendono il nome dall'elemento più elettronegativo il quale prende la desinenza –uro. La tabella seguente riporta i principali anioni monoatomici ed omopoliatomici che compaiono in seconda posizione nei composti binari senza ossigeno

H-       idruro
F-       fluoruro
Cl-      cloruro 
Br-     bromuro
I-       ioduro
At-      astaturo
S2-      solfuro
Se2-    selenuro
Te2-    tellururo 
N3-     nitruro
P3-      fosfuro
As3-    arsenuro
Sb3-    antimonuro
C4-      carburo
Si4-     siliciuro
B3-      boruro
Al3-     alluminuro
Na-     natruro
Au-     aururo
K-       caluro
O3-     ozonuro
N3-     azoturo
C22-     acetiluro
S22-     disolfuro

Fanno eccezione, come abbiamo detto, gli anioni dell’ossigeno
O2-      ossido
O2-     superossido
O22-    perossido

Nome sistematico                       Nome tradizionale

SiC              Carburo di silicio                         Carburo di silicio
SbAs            Arsenuro di antimonio (III)            Arsenuro antimonioso
Si3N4            Tetranitruro di trisilicio                 nitruro di silicio
AsH3             Triidruro di arsenico (III)              idruro arsenioso
OF2              difluoruro di ossigeno                   fluoruro di osssigeno
ICl               Cloruro di iodio                           cloruro di iodio
SnCl2            dicloruro di stagno (II)                 Cloruro stannoso
SnCl4            tetracloruro di stagno (IV)            Cloruro stannico
FeCl2            dicloruro di ferro (II)                   Cloruro ferroso
FeCl3            tricloruro di ferro (III)                  Cloruro ferrico
AlN              Nitruro di alluminio                      Nitruro di alluminio
CdSe            Selenuro di cadmio                      Selenuro di cadmio

F – cationi poliatomici ottenuti per addizione di H+

I cationi poliatomici ottenuti per addizione di ioni H+ prendono la desinenza –onio

                       H3O+             ossonio
NH4+            ammonio
PH4+             fosfonio
AsH4+           arsonio
SbH4+           stibonio
H3S+             solfonio
H3Se+           selenonio
H2F+             fluoronio
H2Cl+            cloronio
H2Br+           bromonio
H2I+             iodonio

Nomenclatura complessi

I metalli di transizione, che allo stato elementare possiedono livelli d o f parzialmente occupati, formano una vasta classe di composti, detti complessi  o composti di coordinazione. in  cui il metallo centrale M (allo stato neutro o ionizzato) forma legami covalenti dativi (o di coordinazione) con una serie di atomi o gruppi chimici, detti leganti (o ligandi, italianizzando il termine inglese ‘ligands’), neutri o di carica opposta rispetto all’atomo centrale. Il metallo centrale agisce come acido di Lewis (accettore di elettroni, elettrofilo) nei confronti dei leganti che si comportano come basi di Lewis (donatori di doppietti elettronici, nucleofili).  

Un complesso può risultare neutro od elettricamente carico (ione complesso); ovviamente la sua carica sarà data dalla somma delle cariche del metallo centrale e dei leganti. La formula di un complesso viene racchiusa tra parentesi quadre, scrivendo prima il metallo centrale e poi i leganti. Negli esempi seguenti indichiamo con M il metallo centrale e con L i leganti

catione complesso         [Co(NH3)6]3+           (M = Co3+, L = 6 NH3)

anione complesso          [PtCl6]2 -                 (M = Pt4+, L = 6 Cl-)

complesso neutro        [Fe3 (CO)12]            (M = 3 Fe, L = 12 CO)

complesso neutro          [Cr(H2O)3Cl3]                               (M = Cr3+, L = 3 H2O, L = 3 Cl-)

Nel nome del complesso vengono invece indicati per prima i leganti e per ultimo il metallo (atomo centrale), secondo le seguenti regole.

• Il nome del metallo rimane invariato se il complesso è neutro o è uno ione positivo. Il nome del metallo acquista la desinenza –ato se il complesso è uno ione negativo
• Se il metallo centrale ha più di un numero di ossidazione questo viene messo alla fine tra parentesi in numeri romani (convenzione di Stock). In alternativa è possibile mettere la carica netta, positiva o negativa, dello ione complesso in numeri arabi (convenzione di Ewens-Bassett à sconsigliata da IUPAC)
• I nomi dei leganti vengono sistemati in ordine alfabetico (riferito al nome del legante, non all’eventuale prefisso), ciascuno preceduto da un prefisso (di-, tri-, tetra- etc) che ne indica il numero. Se il legante contiene già nel suo nome un prefisso numerico o presenta un nome più lungo di 5-6 lettere, allora il suo nome, posto tra parentesi, verrà preceduto dai prefissi bis-, tris-, tetrakis- etc

[NiCl4]2-              tetracloronichelato(II)        
[Ni(PPh3)4]     tetrakis(trifenilfosfina)nichel(0)
[Co(en)3]3+    tris(etilendiammina)cobalto(III)

• I leganti neutri mantengono lo stesso nome delle rispettive molecole con le seguenti 4 eccezioni: H2O (acquo) NH3 (ammino) CO (carbonil) NO (nitrosil).
• I legati anionici in –ato –ito ed in –ile mantengono la desinenza; quelli in –uro cambiano la desinenza in –o;

NH3 = ammino  NH2 = amina (o ammina)

I complessi in cui il metallo centrale lega un solo tipo di leganti sono detti omolettici ( ad esempio esaamminocobalto(III)[Co(NH3)6]3+), quelli in cui il metallo si lega a gruppi diversi (ad esempio tetraamminodiclorocobalto(III)  [Co(NH3)4Cl2]+) sono detti eterolettici.

I leganti vengono classificati in relazione al numero di doppietti elettronici (e quindi di legami) che possono utilizzare per legarsi all’atomo centrale. Se un legante forma un solo legame con l’atomo centrale il legante si dice monodentato (CO, NH3, CN-, OH-, H2O etc), se ne forma due si dice bidentato (dien, en, acac…) e così via. I leganti polidentati si definiscono agenti chelanti ed i complessi che presentano leganti polidentati si definiscono anche composti chelati.
Un complesso chelato risulta più stabile di un analogo complesso contenente solo leganti monodentati. Tale aumento di stabilità è noto come effetto chelato.

fonte: http://www.pianetachimica.it/didattica/documenti/Chimica_Generale.doc

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