Nomenclatura chimica

 

 

 

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.

                                                                                                                                      +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).

     


    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)

     

    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 Me2Oncon 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

     

    1. Idrossidi

    Gli idrossidi si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un'ossido

     

                                               Ossido  +  nH2®    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).

     

    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 nMe2Oxcon 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

                       Cl2O5                     pentossido di dicloro (V)               anidride clorica

                       Cl2O7                     eptossido di dicloro (III)               anidride perclorica

     

    1. Ossiacidi o ossoacidi

     

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

     

                                               anidride  +  nH2®    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)

     

    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 XHncon 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

            

     

     

     

    1. 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    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

    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;

            

    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

    CO32-

    Carbonato

    dien

    dietilentriamina

    C2O42-   (Ox)

    Ossalato

    trien

    trietilentetraamina

    :SCN-

    Tiocianato

    py

    piridina

    :NCS-

    Isotiocianato

    bpy (bipy)

    bipiridina

    O2-

    Osso (Oxo)

    terpy

    terpiridina

    O22-

    Perosso

    PH3

    fosfina

    O2-

    Superosso

    PPh3

    trifenilfosfina

    EDTA4-

    etilendiamminotetraacetato

    PMe3

    trimetilfosfina

    acac-

    acetilacetonato

    PEt3

    trietilfosfina

    CH3-    (Me)

    metil

    PF3

    trifluorofosfina

    CH3CH2- (Et)

    etil

    NH2Me

    metilamina

    NO2-

    nitrito

    difos

    difosfano

    SO32-

    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)

     

     

    N3-

    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

     

    Autore del testo: non indicato nel documento di origine

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