Nomenclatura chimica

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Nomenclatura chimica

Nomenclatura acidi ternari

Nomenclatura composti organici

Nomenclatura dei complessi

Nomenclatura idruri e idracidi

Nomenclatura composti inorganici

Tabella con i primi 100 elementi chimici

(Z = numero atomico = numero di protoni)

Elemento	Simbolo	Z	Elemento	Simbolo	Z
Idrogeno	H	1	Antimonio	Sb	51
Elio	He	2	Tellurio	Te	52
Litio	Li	3	Iodio	I	53
Berillio	Be	4	Xeno	Xe	54
Boro	B	5	Cesio	Cs	55
Carbonio	C	6	Bario	Ba	56
Azoto	N	7	Lantanio	La	57
Ossigeno	O	8	Cerio	Ce	58
Fluoro	F	9	Praseodimio	Pr	59
Neon	Ne	10	Neodimio	Nd	60
Sodio	Na	11	Promezio	Pm	61
Magnesio	Mg	12	Samario	Sm	62
Alluminio	Al	13	Europio	Eu	63
Silicio	Si	14	Gadolinio	Gd	64
Fosforo	P	15	Terbio	Tb	65
Zolfo	S	16	Disprosio	Dy	66
Cloro	Cl	17	Olmio	Ho	67
Argon	Ar	18	Erbio	Er	68
Potassio	K	19	Tullio	Tm	69
Calcio	Ca	20	Itterbio	Yb	70
Scandio	Sc	21	Lutezio	Lu	71
Titanio	Ti	22	Afnio	Hf	72
Vanadio	V	23	Tantalio	Ta	73
Cromo	Cr	24	Tungsteno (Wolframio)	W	74
Manganese	Mn	25	Renio	Re	75
Ferro	Fe	26	Osmio	Os	76
Cobalto	Co	27	Iridio	Ir	77
Nichel	Ni	28	Platino	Pt	78
Rame	Cu	29	Oro	Au	79
Zinco	Zn	30	Mercurio	Hg	80
Gallio	Ga	31	Tallio	Tl	81
Germanio	Ge	32	Piombo	Pb	82
Arsenico	As	33	Bismuto	Bi	83
Selenio	Se	34	Polonio	Po	84
Bromo	Br	35	Astato	At	85
Kripton	Kr	36	Radon	Rn	86
Rubidio	Rb	37	Francio	Fr	87
Stronzio	Sr	38	Radio	Ra	88
Ittrio	Y	39	Attinio	Ac	89
Zirconio	Zr	40	Torio	Th	90
Niobio	Nb	41	Protoattinio	Pa	91
Molibdeno	Mo	42	Uranio	U	92
Tecnezio	Tc	43	Nettunio	Np	93
Rutenio	Ru	44	Plutonio	Pu	94
Rodio	Rh	45	Americio	Am	95
Palladio	Pd	46	Curio	Cm	96
Argento	Ag	47	Berkelio	Bk	97
Cadmio	Cd	48	Californio	Cf	98
Indio	In	49	Einstenio	Es	99
Stagno	Sn	50	Fermio	Fm	100

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.

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 Pb^IV 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) S^2- (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).

Metallo Ossido (basico) Idrossido (base)

non Metallo Anidride (Ossido acido) Acido (Ossiacido)

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

1 mono	11 undeca	21 henicosa	31 hentriaconta	50 pentaconta	600 esacta
2 di (bis)	12 dodeca	22 docosa	32 dotriaconta	60 hexaconta	700 eptacta
3 tri (tris)	13 trideca	23 tricosa	33 tritriaconta	70 heptaconta	800 octacta
4 tetra (tetrakis)	14 tetradeca	24 tetracosa	34 tetratriaconta	80 octaconta	900 nonacta
5 penta (pentakis)	15 pentadeca	25 pentacosa	35 pentatriaconta	90 nonaconta	1000 kilia
6 esa (esakis)	16 esadeca	26 esacosa	36 esatriaconta	100 ecta	2000 dilia
7 epta (eptakis)	17 eptadeca	27 eptacosa	37 eptatriaconta	200 dicta	3000 trilia
8 octa (octakis)	18 octadeca	28 octacosa	38 octatriaconta	300 tricta	4000 tetrilia
9 nona (nonakis)	19 nonadeca	29 nonacosa	39 nonatriaconta	400 tetracta	5000 pentilia
10 deca (decakis)	20 icosa	30 triaconta	40 tetraconta	500 pentacta	10000 miria

(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

+2 -3

A + B = A₃B₂

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)

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 Me₂O_ncon 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

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

B - Composti della serie acida (anidridi ed ossiacidi).

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 nMe₂O_xcon 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)

nox	prefisso	desinenza
+ -	per-	-ica
		-ica
		-osa
	ipo-	-osa

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

Cl₂O₅pentossido di dicloro (V) anidride clorica

Cl₂O₇eptossido di dicloro (III) anidride perclorica

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

HClO₃acido triossoclorico (V) acido clorico

triossoclorato (V) di idrogeno

HClO₄acido 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⁺ + HPO₄^2- anione monoacido

HPO₄^2- ® H⁺ + PO₄^3- 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)

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 XH_ncon 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

BH₃triidruro di boro idruro di boro

NH₃triidruro di azoto* ammoniaca*

PH₃triidruro 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

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 H_nX 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 H-CºN cianuro di idrogeno acido cianidrico

HN₃ H-N=NºN 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

S^2- solfuro

Se^2- selenuro

Te^2- tellururo

N^3- nitruro

P^3- fosfuro

As^3- arsenuro

Sb^3- antimonuro

C^4- carburo

Si^4- siliciuro

B^3- boruro

Al^3- alluminuro

Na^- natruro

Au^- aururo

K^- caluro

O₃^- ozonuro

N₃^- azoturo

C₂^2- acetiluro

S₂^2- disolfuro

Fanno eccezione, come abbiamo detto, gli anioni dell’ossigeno

O^2- ossido

O₂^- superossido

O₂^2- 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;

Leganti anionici		Leganti neutri
F^-	Fluoro	H₂O	Acquo
Cl^-	Cloro	NH₃	Ammino
Br^-	Bromo	CO	Carbonil
I^-	Iodo	NO	Nitrosil
H^-	Idrogeno (Idruro)	N₂	diazoto
:CN^-	Ciano	O₂	diossigeno
OH^-	Idrosso	en	etilendiamina
CO₃^2-	Carbonato	dien	dietilentriamina
C₂O₄^2- (Ox)	Ossalato	trien	trietilentetraamina
:SCN^-	Tiocianato	py	piridina
:NCS^-	Isotiocianato	bpy (bipy)	bipiridina
O^2-	Osso (Oxo)	terpy	terpiridina
O₂^2-	Perosso	PH₃	fosfina
O₂^-	Superosso	PPh₃	trifenilfosfina
EDTA^4-	etilendiamminotetraacetato	PMe₃	trimetilfosfina
acac^-	acetilacetonato	PEt₃	trietilfosfina
CH₃^- (Me)	metil	PF₃	trifluorofosfina
CH₃CH₂^- (Et)	etil	NH₂Me	metilamina
NO₂^-	nitrito	difos	difosfano
SO₃^2-	solfito	diars	diarsano
Ph^-	fenil	glime	glicodimetiletere
CH₃COO^- (MeCOO^-)	acetato (etanoato)	{OC(NH₂)₂}	urea
gly^-	glicinato	C₂H₄	etene
sal^-	salicilato	CH₃CN	acetonitrile
C₅H₅^-	ciclopentadienil
N₃^-	azido (azoturo)
N^3-	nitruro

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://secondas.altervista.org/Classi3/Nomenclatura%20%20chimica%20classi%203e.doc

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