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Nomenclatura




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Nomenclatura


Tabella con i primi 100 elementi chimici

(Z = numero atomico = numero di protoni)


Elemento

Simbolo

Z


Elemento

Simbolo

Z

Idrogeno

H


Antimonio

Sb


Elio

He


Tellurio

Te


Litio

Li


Iodio

I


Berillio

Be


Xeno

Xe


Boro

B


Cesio

Cs


Carbonio

C


Bario

Ba


Azoto

N


Lantanio

La


Ossigeno

O


Cerio

Ce


Fluoro

F


Praseodimio

Pr


Neon

Ne


Neodimio

Nd


Sodio

Na


Promezio

Pm


Magnesio

Mg


Samario

Sm


Alluminio

Al


Europio

Eu


Silicio

Si


Gadolinio

Gd


Fosforo

P


Terbio

Tb


Zolfo

S


Disprosio

Dy


Cloro

Cl


Olmio

Ho


Argon

Ar


Erbio

Er


Potassio

K


Tullio

Tm


Calcio

Ca


Itterbio

Yb


Scandio

Sc


Lutezio

Lu


Titanio

Ti


Afnio

Hf


Vanadio

V


Tantalio

Ta


Cromo

Cr


Tungsteno (Wolframio)

W


Manganese

Mn


Renio

Re


Ferro

Fe


Osmio

Os


Cobalto

Co


Iridio

Ir


Nichel

Ni


Platino

Pt


Rame

Cu


Oro

Au


Zinco

Zn


Mercurio

Hg


Gallio

Ga


Tallio

Tl


Germanio

Ge


Piombo

Pb


Arsenico

As


Bismuto

Bi


Selenio

Se


Polonio

Po


Bromo

Br


Astato

At


Kripton

Kr


Radon

Rn


Rubidio

Rb


Francio

Fr


Stronzio

Sr


Radio

Ra


Ittrio

Y


Attinio

Ac


Zirconio

Zr


Torio

Th


Niobio

Nb


Protoattinio

Pa


Molibdeno

Mo


Uranio

U


Tecnezio

Tc


Nettunio

Np


Rutenio

Ru


Plutonio

Pu


Rodio

Rh


Americio

Am


Palladio

Pd


Curio

Cm


Argento

Ag


Berkelio

Bk


Cadmio

Cd


Californio

Cf


Indio

In


Einstenio

Es


Stagno

Sn


Fermio

Fm




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                   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


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



B - 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)


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








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      l -fosfano

SH6      l -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    H CsN cianuro di idrogeno acido cianidrico

HN3 H N NsN      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 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)


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.




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