La NOMENCLATURA dei COMPOSTI CHIMICI INORGANICI

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1 La NOMENCLATURA dei COMPOSTI CHIMICI INORGANICI
Scienze Naturali CHIMICA LEZIONE N. 1B slide 47 La NOMENCLATURA dei COMPOSTI CHIMICI INORGANICI classe II Liceo SCIENZE APPLICATE Prof. Fabrizio CARMIGNANI IISS “Mattei” – Rosignano S. (LI)

2 1) NOMENCLATURA TRADIZIONALE
I composti CHIMICI attualmente conosciuti sono circa 6 milioni (la maggior parte sono ORGANICI, infatti i composti inorganici sono poche decine di migliaia) ed il loro numero aumenta di circa alla settimana Una tale massa di sostanze ha bisogno di essere organizzata secondo regole chiare, semplici ed universalmente condivise Lo scopo della NOMENCLATURA è fornire regole per individuare un composto, attribuendogli in modo univoco e chiaro un nome preciso ed una formula, utilizzando il minor numero possibile di parole. Esistono 2 sistemi di NOMENCLATURA: 1) NOMENCLATURA TRADIZIONALE Il suo fondatore si può considerare il chimico francese Antoine Laurent de LAVOISIER (fine 1700) A.L. LAVOISIER ( )

3 2) NOMENCLATURA IUPAC International Union of Pure and Applied Chemistry
E’ la nomenclatura ufficiale, introdotta a partire dagli anni ’70 del secolo scorso (1.900), che sta lentamente soppiantando la nomenclatura tradizionale Le regole della nomenclatura, affidate a Commissioni permanenti della IUPAC, sono tuttavia in continua evoluzione e seguono di pari passo lo sviluppo stesso della chimica

4 REGOLE e CONVENZIONI nomenclatura IUPAC e tradizionale
Ogni SPECIE CHIMICA viene rappresentata univocamente con una formula e indicata con un nome mediante simboli ed indici numerici che indicano rispettivamente gli elementi ed il numero degli atomi presenti nella molecola La nomenclatura segue specifiche regole e convenzioni stabilite dall’organismo internazionale IUPAC , nonostante per molti composti sia ancora in uso la nomenclatura tradizionale (vecchia) ESEMPI: cloruro di sodio (NaCl)  1 atomo cloro e 1 sodio metano (CH4 )  1 atomo carbonio e 4 idrogeno solfato di ferro (III) Fe2 (S04)3  2 atomi ferro e 3 gruppi S042 – (cioè 3 atomi di zolfo e 12 atomi di ossigeno)

5 1) NOMENCLATURA TRADIZIONALE
Trae origine dalla distinzione degli elementi in: METALLI e NON METALLI (vedi slide successiva) indica con SUFFISSI (dopo) e PREFISSI (prima) le diverse valenze degli elementi chimici (capacità di formare legami con altri elementi) permette di distinguere facilmente gli acidi dalle basi e tra ossidi, perossidi e superossidi

6 METALLI NON METALLI + = OSSIDO = ANIDRIDE SALE = + acqua + acqua =
(METALLOIDI) + Ossigeno + Ossigeno = OSSIDO basico = ANIDRIDE OSSIDO ACIDO ACQUA + SALE = + acqua + acqua = ACIDO OSSIACIDI = IDROSSIDO BASE +

7 CO2 2) NOMENCLATURA IUPAC
Si “compone” il nome della specie chimica leggendo direttamente la formula ovvero mettendo in evidenza il numero di atomi e la valenza degli elementi  corrispondenza logica dal punto di vista letterale e numerico Esempi: CO2 ANIDRIDE CARBONICA (vecchia nomenclatura) DIOSSIDO di MONOCARBONIO (nuova nomenclatura) Al2O3 OSSIDO di ALLUMINIO (sesquiossido di Al) (vecchia nomenclatura) TRIOSSIDO di DIALLUMINIO (nuova nomenclatura)

8 TAVOLA PERIODICA degli ELEMENTI
Rappresenta la risposta alla necessità di ordinare le conoscenze accumulate nel tempo per ogni elemento chimico Il sistema periodico degli elementi è costituito da: GRUPPI PERIODI Gli elementi vengono ordinati secondo il NUMERO ATOMICO (Z – numero di protoni del nucleo) crescente ed in modo che si riscontri una periodicità nella struttura elettronica degli atomi e quindi delle loro proprietà chimiche

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11 1) GRUPPI Ciascun GRUPPO (colonne verticali) comprende elementi i cui atomi hanno = configurazione elettronica esterna (disposizione degli elettroni più esterni) e crescente Z (numero atomico) andando verso il basso Lungo ciascun gruppo  procedendo dall’alto verso il basso AUMENTA il numero quantico principale (n), cioè la “grandezza” di un atomo (il suo volume atomico) ed il carattere metallico mentre DIMINUISCE l’elettronegatività L'elettronegatività è una misura relativa della capacità (FORZA) di un atomo di attrarre elettroni quando prende parte ad un legame chimico

12 2) PERIODI Ciascun PERIODO (colonne orizzontali) comprende atomi con configurazione elettronica esterna che varia con regolarità seguendo il riempimento progressivo degli orbitali di 1 e- (elettrone) alla volta. Gli atomi sono ordinati secondo il criterio dell’andare a capo ogni volta che si completa la configurazione elettronica esterna che al massimo può prevedere 8 elettroni (REGOLA dell’OTTETTO) REGOLA dell'OTTETTO (strutture di LEWIS): regola empirica introdotta da Gilbert Newton LEWIS per spiegare in modo approssimato la formazione di legami chimici tra gli atomi La regola enuncia che quando un atomo possiede il livello elettronico esterno completo ("guscio di valenza"), in genere costituito da 8 elettroni, esso è in una condizione di stabilità energetica, e tende a non formare ulteriori legami. Considerato il fatto che tuttavia il primo livello può contenere al massimo 2 elettroni, sarebbe meglio parlare di "regola dell'ottetto-duetto"

13 L'anidride carbonica secondo la struttura di Lewis Regola dell’OTTETTO
ciascun “pallino” rappresenta 1 elettrone del “guscio esterno” dei 2 atomi ROSSI: elettroni dell’ossigeno NERI: elettroni del carbonio

14 Lungo ciascun periodo, procedendo da SN verso DX, (escludendo le serie di transizione che rappresentano delle stasi), aumenta il numero atomico (Z) per riempimento progressivo degli orbitali  si passa da elementi con proprietà metalliche ad elementi con proprietà ANFOTERE ed infine ad elementi con proprietà non metalliche ciascun periodo si chiude con un GAS NOBILE (gruppo VIIIA) ANFOTERO: elemento chimico che presenta caratteristiche sia METALLICHE che NON METALLICHE per questo detto anche SEMIMETALLO Nella tavola periodica si trovano sulla destra, intorno ad una scala a gradini che va dal BORO all’ASTATO

15 AgCl (cloruro d’argento):
VALENZA e NUMERO di OSSIDAZIONE Gli atomi formano legami utilizzando gli ELETTRONI ESTERNI: condividendoli, cedendoli o catturandoli dagli atomi vicini. da qui deriva il concetto di VALENZA In passato, quando non era chiara la natura del legame chimico, si confrontavano le formule dei composti con quelle di composti analoghi contenenti idrogeno oppure ossigeno. La valenza di un elemento era data dal numero di idrogeni o dal doppio degli ossigeni necessari per rimpiazzare l'elemento considerato. Per es. AgCl (cloruro d’argento): l'argento sostituisce 1 idrogeno di HCl, quindi Ag ha valenza 1

16 il numero di ossidazione (indicato con OX).
Conoscere la valenza degli elementi combinati è di fondamentale importanza per assegnare i nomi e scrivere le formule corrette dei composti. Per ricavare le valenze dobbiamo conoscere le configurazioni elettroniche dei composti. Nella moderna nomenclatura, al posto della valenza si preferisce utilizzare invece un altro parametro: il numero di ossidazione (indicato con OX). Questo NUMERO viene assegnato sulla base di regole convenzionali che possono essere usate per ricavare lo stato di ossidazione di qualunque elemento chimico combinato

17 VALENZA La VALENZA di un atomo è la sua capacità di potersi legare con altri atomi Per es. dire che il CALCIO ha valenza 2 oppure l’ALLUMINIO valenza 3, vuol dire che possono formare rispettivamente legami e 3 legami con altri atomi (è come se avessero a disposizione 2 o 3 mani con le quali stringere altrettante mani di altri atomi) La VALENZA è stata usata agli inizi della storia moderna della chimica ma oggi è stata sostituita dal più preciso NUMERO di OSSIDAZIONE Al Ca

18 NUMERO di OSSIDAZIONE (n. OX)
Dato un atomo legato ad altri atomi, quindi in una molecola, il suo stato di ossidazione (NUMERO di OSSIDAZIONE), corrisponde al numero delle cariche che l'atomo assume se, per convenzione, si considera un trasferimento degli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo Nel caso di composti ionici il n.ox. corrisponde all’effettiva carica dell’atomo Nelle molecole in cui siano presenti legami covalenti il n.ox. rappresenta una grandezza convenzionale in quanto l’atomo non modifica la sua struttura elettronica esterna ES. BaCl2: ioni Ba2+ e ioni 2Cl-  Ba perde 2e- ed il Cl uno per atomo Uno stesso ELEMENTO può presentare n.ox. diversi

19 REGOLE per assegnare il NUMERO di OSSIDAZIONE
Numero OSSIDAZIONE = in tutti gli elementi allo stato elementare e quando gli atomi presenti nella molecola sono uguali, cioè non esiste differenza di elettronegatività e attraggono gli elettroni di legame con la stessa forza. Esempi: H2 Br2 O2 2. La somma algebrica dei n.ox. di uno ione poliatomico è uguale alla sua carica Quindi, il n.ox. dell’N nello ione ammonio NH4+ è -3 In tutti i composti l'OSSIGENO ha n.ox. = (tranne nei perossidi dove n. ox. = -1) Es. H2O2 acqua ossigenata o perossido di idrogeno

20 es. NaH (idruro di sodio)
4. In tutti i composti l'IDROGENO ha n.ox. = (tranne negli idruri metallici: in cui è -1) es. NaH (idruro di sodio) 5. La somma algebrica dei n.ox. degli atomi di una molecola è sempre = 0 Quindi, per calcolare il n.ox. dello S (zolfo) nell’acido solforico H2SO4 si procede così: 0 (ZERO) = -8 (O) + 2 (H) + S quindi S = + 6

21 1) BINARI: formati da 2 soli tipi di elementi
La NOMENCLATURA si basa sulla distinzione fondamentale dei composti in: 1) BINARI: formati da 2 soli tipi di elementi IDRURI IDRACIDI OSSIDI BASICI OSSIDI ACIDI 2) TERNARI: formati da 3 diversi tipi di elementi IDROSSIDI o BASI OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI SALI

22 1) NOMENCLATURA composti BINARI
L'IDROGENO e l'OSSIGENO formano composti chimici diversi a seconda che reagiscano con: METALLI (Me) oppure NON METALLI (n-Me): (vedi slide N.6) IDROGENO: IDRURI IDRACIDI OSSIGENO: OSSIDI BASICI (OSSIDI) OSSIDI ACIDI (ANIDRIDI)

23 A) IDROGENO H2 + METALLI  IDRURI salini
a) IDROGENO + METALLI = IDRURI IDROGENO con N.ox -1 H2 + METALLI  IDRURI salini si legge  “idruro di + METALLO” Idrogeno combinato con metalli del I o II gruppo della tavola periodica dove l’H ha n.ox. -1 In soluzione acquosa riducono l’H2O formando OH- (H- + H2O  OH- + H2). Esempi: NaH = idruro di sodio CaH2 = idruro di calcio Idruri salini : H si combina con elementi meno elletronegativi. Sono riducenti blandi Lo ione idruro in soluzione acquosa e si ossida a H2 H forma leg ionici IDRACIDI : H con qsi E alla sua destra. Nox +1. molecole con leg covalenti

24 b) IDROGENO + NON METALLI = IDRACIDI
IDROGENO con N.ox +1 H2 + NON METALLI  IDRACIDI “acido ….. idrico” (nomenclatura tradizionale) “ – uro ….” (nomenclatura IUPAC) Es. H2+ Cl2  2 HCl (acido cloridrico) Idrogeno combinato con elementi dei gruppi da 3 a 7 dove l’H ha n.ox. +1 In soluzione acquosa formano lo ione H3O+ HCl = acido cloridrico (cloruro di idrogeno) H2S = acido solfidrico (solfuro di idrogeno)

25 O2 + METALLO  OSSIDI BASICI si legge: “ossido di + me”
B) OSSIGENO: a) OSSIGENO con N.ox -2 O2 + METALLO  OSSIDI BASICI si legge: “ossido di + me” Esempi: 4Al+ 3O2  2 Al2O3 ossido di alluminio 4K + O2  2 K2O ossido di potassio 4Na + O2  2 Na2O ossido di sodio 1 Negli OSSIDI BASICI l’ossigeno è legato con metalli del I° o del II° gruppo o con elementi di transizione come Fe, Cu, Pb e Zn, Al I composti sono formati da un catione metallico Men+ e dallo ione ossido O2- (n.ox. -2)

26 Secondo la vecchia nomenclatura: gli OSSIDI BASICI + ACQUA
formano le BASI o IDROSSIDI Esempi: K2O = ossido di potassio K2O + H2O  2KOH Na2O = ossido di sodio Na2O + H2O  2NaOH REGOLETTA PRATICA: Per ottenere subito un IDROSSIDO, sapendo la valenza del metallo di partenza, si possono aggiungere tanti OH quanto è la valenza del metallo. Quindi si può saltare il primo passaggio e cioè la reazione MEATALLO + OSSIGENO per ottenere l’OSSIDO Es. Al valenza III IDROSSIDO di ALLUMINIO: Al (OH)3

27 “anidride di …” (tradizionale)
O2 + NON METALLI  ANIDRIDI (ossidi ACIDI) si legge: “ossido di + n-Me” (IUPAC) “anidride di …” (tradizionale) Esempi: O2+ S  SO2 = anidride solforosa (triossido di zolfo) 3O2+2N2  2 N2O3 = anidride nitrosa (triossido di diazoto) C +O2  CO2 = anidride carbonica (diossido di carbonio) 4Cl + O2  2 Cl2O = ossido di dicloro (anidride ipoclorosa) L’ossigeno è legato covalentemente (legami forti) ad atomi con elevata elettronegatività (Si, N P, CI. Br, ecc.) In soluzione acquosa formano ACIDI (OSSIACIDI) 2

28 Cl2O + H2O  2 HClO acido ipocloroso
Secondo la vecchia nomenclatura: Le ANIDRIDI (OSSIDI ACIDI) + ACQUA formano gli ACIDI e cioè OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI Esempi: Cl2O = ossido di dicloro o anidride ipoclorosa Cl2O + H2O  2 HClO acido ipocloroso CO2 = diossido di carbonio o anidride carbonica CO2 + H2O = H2 CO3 acido carbonico

29 B) OSSIGENO con n.ox -1 l’ossigeno può anche presentare n.ox -1 nei composti chiamati PEROSSIDI Sono composti chimici contenenti il gruppo caratteristico formato da 2 atomi di ossigeno uniti da un legame covalente semplice (legame O-O) detto legame a “occhiale” Essi contengono un atomo di ossigeno in più rispetto agli ossidi corrispondenti, infatti il legame covalente tra i 2 ossigeni crea una sorta di competizione tra le nuvole elettroniche dei 2 ossigeni, portando il loro numero di ossidazione da -2 (numero di ossidazione dell'ossigeno nella quasi totalità dei suoi composti) a -1 Il più comune di essi è il PEROSSIDO di IDROGENO, meglio noto come "acqua ossigenata", di formula H2O2 Altri perossidi che hanno diffusione commerciale sono i percarbonati ed i perborati ma in generale sono pochi in natura.

30 H2O2 OSSIDO: se n.ox -2 PEROSSIDO: se n.ox -1 MgO - ossido di magnesio
ACUA OSSIGENATA PEROSSIDO di IDROGENO Legame ad OCCHIALE Quindi, a seconda dello stato di ox. dell’O abbiamo i prefissi: OSSIDO: se n.ox -2 PEROSSIDO: se n.ox -1 Esempi: MgO - ossido di magnesio CO - ossido di carbonio H2O2 - perossido di idrogeno o acqua ossigenata

31 PH3 - fosfuro di idrogeno HI - ioduro di idrogeno
NOMENCLATURA composti BINARI IUPAC Se la molecola è formata da 2 elementi non metallici, si fa precedere l'elemento che compare prima nel seguente elenco: Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S,I, Br ,C1, O, F Esempio: PH3 - fosfuro di idrogeno HI - ioduro di idrogeno NO - monossido di azoto H2S - solfuro di idrogeno

32 Nel caso di 2 stati di ossidazione :
Secondo la NOMENCLATURA TRADIZIONALE, quando un atomo ha più n.ox si usano suffissi e prefissi diversi (che non danno nessuna indicazione sul n.ox) Nel caso di 2 stati di ossidazione : suffisso: OSO per il n.ox < suffisso: ICO per il n.ox > Esempio: Il FERRO può avere 2 numeri di ossidazione: +2 / +3 quindi: FeCl2 cloruro ferroso FeCl3 cloruro ferrico FeO ossido di ferro (II) o ossido ferroso Fe2O3 ossido di ferro (III) o ossido ferrico

33 2. Nel caso di 4 STATI di OSSIDAZIONE:
prefisso – IPO e suffisso – OSO: per il n.ox minore suffisso – OSO: per il 2° n.ox suffisso – ICO: per il 3° n.ox prefisso – PER e suffisso – ICO: per il max n.ox Esempi: Il ClORO può avere 4 numeri di ossidazione: +1 / +3 / +5 / +7 quindi: n.ox. +1 IPO --- OSO anidride Ipoclorosa: Cl2O n.ox. +3  OSO anidride Clorosa: Cl2O3 n.ox. +5  ICO anidride Clorica: Cl2O5 n.ox. +7  PER --- ICO anidride Perclorica: Cl2O7

34 Da tener conto che nella NOMENCLATURA IUPAC nel nome del composto va anche indicato il numero di atomi delle singole specie atomiche che compaiono nella formula mediante l'uso dei prefissi: mono (normalmente omesso), di, tri, tetra, ... Inoltre, se l'elemento possiede più stati di ossidazione si può indicare il n.ox. dell'elemento mediante numero romano fra parentesi. Esempi: FeCl2 cloruro ferroso  anche dicloruro di ferro (II) FeCl3 cloruro ferrico  anche tricloruro di ferro (III) N2O3 ossido di azoto  triossido di diazoto

35 2) NOMENCLATURA composti TERNARI
IDROSSIDI o BASI OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI SALI

36 IDROSSIDI (BASI) A) IDROSSIDI o BASI O2 + METALLO  OSSIDI BASICI
OSSIDI BASICI + H2O  IDROSSIDI (BASI) FORMULA GENERALE: Me(OH)x  “idrossido di + METALLO” Esempi: Al2O3 + 3H2O  2Al(OH)3 idrossido di alluminio Ba(OH)2 = (di) idrossido di bario Fe(OH)3 = (tri) idrossido di ferro (III) o idrossido ferrico Gli idrossidi si ottengono facendo reagire i metalli del I (ALCALINI) o del II (ALCALINO-TERROSI) gruppo o gli elementi (METALLI) di transizione come Fe, Cu, Pb e Zn con ACQUA I composti sono formati da un catione metallico Men+ e da ioni idrossido OH- (tanti quanti la valenza del Me)

37 OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI
B) ACIDI O2 + NON METALLO = ANIDRIDE ANIDRIDE + H2O  OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI FORMULA GENERALE: Hxn-MeOy La denominazione è simile a quella delle anidridi da cui derivano ed i “suffissi” sono: “ acido .... oso/ico ” (2 valenze) “ acido .… ipo-oso/oso/ico/per-ico (4 valenze) Esempi: CO2 + H2O 2H2CO3 H2SO4 = acido solforico H2CO3 = acido carbonico HNO2 = acido nitroso

38 OSSIACIDI Come già detto il nome degli ossiacidi rispecchia quello delle corrispondenti anidridi: Esempio CLORO: n.ox. +1  IPO --- OSO anidride Ipoclorosa Cl2O + H2O  Acido Ipocloroso HCIO n.ox. +3  OSO anidride Clorosa Cl2O3 + H2O  Acido Cloroso HClO2 n.ox. +5  ICO anidride Clorica Cl2O5 + H2O  Acido Clorico HClO3 n.ox. +7  PER --- ICO anidride Perclorica Cl2O7 + H2O  Acido Perclorico HClO4

39 OSSIACIDI: META – PIRO - ORTO
Nella NOMENCLATURA TRADIZIONALE degli acidi ossigenati vengono usati i prefissi: META PIRO ORTO Le anidridi di alcuni NON METALLI (P, As, Sb, B, Si) possono reagire con ACQUA in diverse proporzioni, formando acidi diversi: Anidride + 1H2O  acido META Anidride + 2H2O  acido PIRO Anidride + 3H2O  acido ORTO In genere il prefisso "orto" è sottinteso: P2O5 + H2O  HPO acido metafosforico P2O5 + 2H2O  H4P2O7 acido pirofosforico P2O5 + 3H2O  H3PO acido (orto)fosforico o fosforico

40 IDROSSIDO (BASE) + Acido  SALE + ACQUA
C) SALI Secondo la NOMENCLATURA TRADIZIONALE: IDROSSIDO (BASE) + Acido  SALE + ACQUA I SALI possono essere: NEUTRI ACIDI Sono composti derivati dagli acidi corrispondenti per sostituzione totale (sali neutri) o parziale (sali acidi) degli atomi di H con 1 o più cationi di METALLI, quanti ne occorrono per neutralizzare la carica dell'anione (gruppo che rimane dopo che sono “andati via” tuti o alcuni H dell’acido) Esempi di SALI NEUTRI (nella formula NON ci sono H dell’acido): CaCl2 = cloruro di calcio NaNO3 = nitrato di sodio CaSO4 = solfato di calcio

41 Comunque i SALI si possono ottenere anche in altri modi :
IDRACIDO + IDROSSIDO Esempio: HCl + NaOH  NaCl +H2O OSSIACIDO + IDROSSIDO Esempio: H2CO3 + NaOH  NaHCO3 OSSIACIDO + OSSIDO Esempio: H2CO3 + CaO  CaCO3 + H2O ANIDRIDE + OSSIDO Esempio: CO2 + CaO  CaCO3 ANIDRIDE + IDROSSIDO Esempio: CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O ACIDO + SALE (quando si forma un gas o un precipitato o un elettrolita debole) SALE + SALE (reazioni di doppio scambio) Avvengono quando si forma un precipitato Esempio: AgNO3+NaCl  AgCl (solido) + NaNO3

42 “acido…idrico” diventa “uro di…nome metallo”
I nomi dei SALI, nella nomenclatura tradizionale, derivano da quelli degli acidi corrispondenti secondo le seguenti “regole”: I) Se il sale deriva da un IDRACIDO  (BINARIO) “acido…idrico” diventa “uro di…nome metallo” IDRICO  URO Esempi: NaOH + HCl acido cloridrico NaCl (cloruro di sodio) CaCl2 = cloruro di calcio Fe2S3 = solfuro di ferro (III) FeCl2 = cloruro ferroso FeCl3 = cloruro ferrico II) Se il sale deriva da un OSSIACIDO  (TERNARIO) ”acido….. -OSO” diventa sale che termina in “-ITO” ”acido….. -ICO” diventa sale che termina in “-ATO

43 Esempi: NaOH + HNO2 acido nitroso  NaNO2 nitrito di sodio NaOH + HNO3 acido nitrico  NaNO3 nitrato di sodio n.ox. +1 IPO---OSO  Acido Ipocloroso HCIO  il suo sale sarà: ipoclorito di sodio NaClO n.ox. +3  OSO  Acido Cloroso HClO2  il suo sale sarà: clorito di sodio NaClO2 n.ox. +5  ICO  Acido Clorico HClO3  il suo sale sarà: clorato di sodio NaClO3 n.ox. +7  PER---ICO  Acido Perclorico HClO4  il suo sale sarà: perclorato di sodio NaClO4

44 REGOLA per ASSEGNARGLI UN NOME:
SALI ACIDI Quando i SALI derivano per reazione incompleta di un acido poliprotico (con + di 1 IDROGENO) con una base, mantengono idrogeni acidi nell'anione (residuo dell’acido dopo che 1 o più idrogeni sono stati persi) REGOLA per ASSEGNARGLI UN NOME: In tal caso si indica il numero di IDROGENI presenti (che rimangono nella formula) usando le particelle: MONO (1 IDROGENO rimasto) DI (2 IDROGENI rimasti) TRI (3 IDROGENI rimasti) - etc. (mono viene spesso omesso)

45 Acido ortofosforico (H3PO4) + idrossido di sodio (NaOH)
Esempio: Acido ortofosforico (H3PO4) + idrossido di sodio (NaOH) Questo acido POLIPROTICO (3 H) può formare i seguenti SALI: 1 sale NEUTRO: quando “vanno via” tutti e 3 gli H 2 sali ACIDI: MONO: quando “vanno via“ 2H e ne rimane 1H DI: quando “va via” 1H e ne rimangono 2H H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 fosfato di sodio (sale NEUTRO) H3PO NaOH Na2HPO (MONO) idrogenofosfato di sodio (sale ACIDO) 3. H3PO NaOH  NaH2PO DIidrogenofosfato di sodio (sale ACIDO)

46 NOMENCLATURA composti IONICI
CATIONI MONOATOMICI  nome dell’elemento + n° romano che ne indica la valenza Esempi: Fe2+ ione ferro (II) Fe3+ ione ferro (III). ANIONI MONOATOMICI  suffisso –URO al nome dell’acido Esempio: I- ione ioduro Per l’O è diverso perché si usa OSSIDO Esempio: O2- ione ossido. CATIONI POLIATOMICI  suffisso –ONIO al nome della base. Si tratta di ac. coniugati di basi deboli Esempio: NH4+ ione ammonio H3O+ ione idrossonio ANIONI POLIATOMICI  suffisso –ATO al nome dell’acido centrale Esempio: SO42- ione solfato (VI) NO3- ione nitrato (V)

47 FINE della lezione N. 1B La NOMENCLATURA dei COMPOSTI CHIMICI
Grazie per l’attenzione! E ricordatevi…! …Considerate la vostra semenza fatti non foste a viver come bruti ma per seguir virtute e canoscenza DANTE ALIGHIERI (Divina Commedia, INFERNO, canto XXVI , ) Prof. CARMIGNANI Fabrizio