nomenclatura chimica

Nomenclatura chimica

Le regole di nomenclatura

attualmente in uso sono state

formulate dalla COMMISSIONE

dell’UNIONE di CHIMICA PURA

e APPLICATA (IUPAC)

In base a tali regole è possibile

stabilire la formula del composto e

risalire al nome dalla formula

Ad ogni numero atomico (Z) corrisponde un dato elemento

Ogni elemento può essere rappresentato con un simbolo

Ossidi

Sia i metalli che i non metalli formano, nei loro numeri di ossidazione

positivi, composti binari con l’ossigeno

METALLO

+

OSSIGENO

NON METALLO

+

OSSIGENO

OSSIDO BASICO

(OSSIDO)

OSSIDO ACIDO

(ANIDRIDE)

Nomenclatura IUPAC: alla parola OSSIDO si aggiunge il nome

dell’elemento; entrambi vanno preceduti da prefissi indicanti il

numero di atomi di ossigeno e di atomi metallici presenti nella

formula (mono, di, tri, tetra, penta, esa, epta, otta, enna, deca, …)

Il prefisso mono- a

volte può essere

omesso

9 enna-

Metallo + Ossigeno: MxOy

Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione:

M(+1) + O(2–) M2O (Na2O)

M(+2) + O(2–) MO (MgO)

M(+3) + O(2–) M2O3 (Al2O3)

M(+4) + O(2–) MO2 (PbO2)

Per scrivere la formula si scambiano i numeri di ossidazione

Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero

Ossidi basici

Non metallo + Ossigeno: ExOy

Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione:

E(+1) + O(2–) E2O (Cl2O)

E(+2) + O(2–) EO (CO, NO)

E(+3) + O(2–) E2O3 (N2O3, Cl2O3)

E(+4) + O(2–) EO2 (CO2, SO2)

E(+5) + O(2–) E2O5 (P2O5, Cl2O5)

E(+6) + O(2–) EO3 (SO3)

E(+7) + O(2–) E2O7 (Cl2O7)

Per scrivere la formula si scambiano i numeri di ossidazione


Ossidi acidi

• Na2O: (Mon)ossido di disodio

• Fe2O3: Triossido di diferro

• BaO: (Mon)ossido di bario

• Li2O: (Mon)ossido di dilitio

• SnO2: Diossido di stagno

Ossidi basici (metallici)

• Cl2O: (Mon)ossido di dicloro

• Cl2O3: Triossido di dicloro

• Cl2O5: Pentossido di dicloro

• Cl2O7: Eptossido di dicloro

• CO: Monossido di carbonio

• CO2: Diossido di carbonio

• SO2: Diossido di zolfo

• SO3: Triossido di zolfo

Ossidi acidi (non metallici)

Ossidi metallici

Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione:

Alla parola OSSIDO si fa seguire il nome dell’elemento preceduto dalla

preposizione di (Na2O, MgO, Al2O3)

Nomenclatura tradizionale

• Na2O: Ossido di sodio

• MgO: Ossido di magnesio

• Al2O3: Ossido di alluminio

• Alla parola OSSIDO si aggiunge un attributo costituito dalla radice

del nome dell’elemento e da un suffisso:

• -OSO riferito allo stato di ossidazione più basso (FeO, Cu2O)

• -ICO riferito allo stato di ossidazione più alto (Fe2O3, CuO)

Ossidi metallici

Se l’elemento ha due numeri di ossidazione:


OSSIDO _______________ -OSO

OSSIDO _______________-ICO

radice del metallo

• Si può usare anche la parola OSSIDO seguita dal metallo con il suo

stato di ossidazione:

Ossidi metallici



FeO: OSSIDO di FERRO(II)

Fe2O3: OSSIDO di FERRO(III)

Cu2O: OSSIDO di RAME(I)

CuO: OSSIDO di RAME(II)

MnO: OSSIDO di MANGANESE(II)

MnO2: OSSIDO di MANGANESE(IV)

• Le anidridi si indicano da un attributo derivato dal nome

dell’elemento seguito dai suffissi OSA e ICA

• -OSA riferito allo stato di ossidazione più basso (SO2)

• -ICO riferito allo stato di ossidazione più alto (SO3, CO2)

Ossidi non metallici (anidridi)



ANIDRIDE __________________ -OSA

ANIDRIDE __________________-ICA

radice del non-metallo

• Alcuni non metalli (soprattutto gli alogeni come il Cl) presentano più di

due numeri di ossidazione positivi

• Le anidridi formate dai due stati di ossidazione più bassi si indicano con

un attributo derivato dal nome dell’elemento seguito dal suffisso OSA

• Le anidridi formate dai due stati di ossidazione più alti si indicano con

un attributo derivato dal nome dell’elemento seguito dal suffisso ICA

• Per lo stato di ossidazione più basso si utilizza il prefisso IPO- oltre al

suffisso -OSO

• Per lo stato di ossidazione più alto si utilizza il prefisso PER- oltre al

suffisso -ICO


Se l’elemento ha più di due numeri di ossidazione:



Se l’elemento ha più di due numeri di ossidazione:


ANIDRIDE IPO-__________________ -OSA

ANIDRIDE __________________ -OSA

ANIDRIDE __________________-ICA

ANIDRIDE PER-__________________-ICA

radice del non-metallo



• Cl2O: Anidride ipoclorosa

• Cl2O3: Anidride clorosa

• Cl2O5: Anidride clorica

• Cl2O7: Anidride perclorica

Idrossidi (basi)

Le basi sono sostanze che in acqua cedono ioni OH– trasformandosi

in cationi:

LiOH, NaOH, KOH Li+, Na+, K+

Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ni(OH)2, Cu(OH)2, Mg2+, Ca2+, Ni2+, Cu2+

Al(OH)3, Fe(OH)3, Co(OH)3 Al3+, Fe3+, Co3+

NH3 NH4+

BOH B+ + OH–

base

Idrossidi (basi)

Derivano formalmente dalla reazione di ossidi basici (ossidi metallici) con

acqua:

K2O + 2 H2O 2 KOH

MgO + H2O Mg(OH)2

Al2O3 + 3 H2O 2 Al(OH)3

Sono costituiti da uno IONE METALLICO positivo Mx+ e da x IONI

OSSIDRILE OH

Valgono le stesse regole di nomenclatura degli ossidi basici:

NaOH Monoidrossido di sodio

Fe(OH)2 Diidrossido di ferro

Fe(OH)3 Triidrossido di ferro

Ca(OH)2 Diidrossido di calcio

Idrossidi (basi)

Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione:

Si può utilizzare la sola preposizione di prima del nome dell’elemento:

Mg(OH)2: Idrossido di magnesio



Valgono le stesse regole per i suffissi utilizzati con gli ossidi:

IDROSSIDO _______________ -OSO

IDROSSIDO _______________-ICO

radice del metallo

Idrossidi (basi)

La formula si costruisce ponendo accanto al simbolo del metallo un

numero di gruppi OH uguale al numero di ossidazione del metallo:

Idrossido di sodio (+1) NaOH

Idrossido ferroso (+2) Fe(OH)2

Idrossido ferrico (+3) Fe(OH)3

Idrossido di alluminio (+3) Al(OH)3


Na2O + H2O 2 NaOH (idrossido di sodio, soda caustica)

CaO (calce viva) + H2O Ca(OH)2 (diidrossido di calcio, calce spenta)

• Si può usare la parola IDROSSIDO seguita dal metallo con il suo

stato di ossidazione:


Fe(OH)2: IDROSSIDO di FERRO(II)

Fe(OH)3: IDROSSIDO di FERRO(III)

Idrossidi (basi)


Essi fanno parte della più vasta classe dei composti binari

Il nome sistematico IUPAC si ottiene facendo seguire alla radice del

nome dell’elemento più elettronegativo la desinenza -URO, seguito

dalla preposizione DI e dal nome dell’elemento meno elettronegativo

Se l’elemento più elettronegativo è l’idrogeno i composti prendono il

nome di IDRURI

Composti binari con l’idrogeno

LiH idruro di litio

CaH2 idruro di calcio o diidruro di calcio (IUPAC)

AlH3 idruro di alluminio o triidruro di alluminio (IUPAC)

FeH3 idruro di ferro o triidruro di ferro (IUPAC)

I metalli (meno elettronegativi dell’H) si combinano con l’idrogeno avente

n.o. -1 formando gli IDRURI METALLICI

I non metalli danno frequentemente composti binari covalenti

Alla radice dell’elemento più elettronegativo (scritto sempre sulla destra) si fa

seguire il suffisso -URO

Composti binari tra non metalli

ICl cloruro di iodio

OF2 fluoruro di ossigeno o difluoruro di ossigeno (IUPAC), unico composto in

cui l’O ha n.o. +2)

SiC carburo di silicio

P2S3 (solfuro fosforoso (con il fosforo +III) o trisolfuro di difosforo (IUPAC)

P2S5 (solfuro fosforico (con il fosforo +V) o pentasolfuro di difosforo (IUPAC)

PF5 pentafluoruro di fosforo

SF4 tetrafluoruro di fosforo

SF6 esafluoruro di fosforo

Acidi

Gli acidi sono sostanze che in acqua cedono protoni (H+)

trasformandosi in un anione:

HCl, HNO3, HClO4, CH3COOH Cl–, NO3–, ClO4

–, CH3COO–

H2SO4 HSO4– e SO4

2– (in due stadi!!)

H2CO3 HCO3– e CO3

2– (in due stadi!!)

H3PO4 H2PO4–, HPO4

2– e PO43– (in tre stadi!!)

HA ⇄ H+ + A–

acido

IDRACIDI ACIDI

OSSIGENATI

OSSIDI ACIDI

Acidi

+ H2O

Idracidi

Gli alogeni e lo zolfo formano, nei loro numeri di ossidazione negativi, acidi binari

con l’H

Si indicano col suffisso -IDRICO

Essi fanno parte della più vasta classe dei composti binari

Il nome sistematico IUPAC si ottiene facendo seguire alla radice del

nome dell’alogeno (più elettronegativo dell’idrogeno) la desinenza -

URO, seguito dalla preposizione DI e dal nome del primo costituente (in

questo caso l’idrogeno)

Idracidi

HF Fluoruro di idrogeno (acido fluoridrico in sol. acquosa)

HCl Cloruro di idrogeno (acido cloridrico in sol. acquosa)

H2S Solfuro di idrogeno (acido solfidrico in sol. acquosa)

HBr Bromuro di idrogeno (acido bromidrico in sol. acquosa)

HI Ioduro di idrogeno (acido iodidrico in sol. acquosa)

HCN Cianuro di idrogeno (acido cianidrico in sol. acquosa)

Dissociazione in acqua degli idracidi

HF H+ + F (ione fluoruro)

HCl H+ + Cl (ione cloruro)

HBr H+ + Br (ione bromuro)

HI H+ + I (ione ioduro)

HCN H+ + CN (ione cianuro)

Gli idracidi sono composti che in acqua si dissociano (si “separano”)

liberando uno o più ioni H+ e i corrispondenti anioni

Idracidi monoprotici

Sono acidi che liberano solo un H+

Possono formare solo un anione

Gli ioni H+ fanno abbassare il pH

H2S H+ + HS (ione idrogenosolfuro o bisolfuro)

HS H+ + S2– (ione solfuro)

Idracidi diprotici

Sono acidi che liberano due H+ in due stadi successivi

Possono formare due anioni

Dissociazione in acqua degli idracidi

(anidride solforosa) SO2 + H2O H2SO3 (acido solforoso)

(anidride solforica) SO3 + H2O H2SO4 (acido solforico)

(anidride nitrosa) N2O3 + H2O H2N2O4 2 HNO2 (acido nitroso)

(anidride nitrica) N2O5 + H2O H2N2O6 2 HNO3 (acido nitrico)

(anidride carbonica) CO2 + H2O H2CO3 (acido carbonico)

Acidi ossigenati

Derivano dalle anidridi per formale addizione di H2O

Nella formula si scrive prima l’H, quindi il simbolo dell’elemento, ed

infine l’ossigeno

Al nome dell’acido si associano gli stessi prefissi e suffissi

dell’anidride da cui deriva

(anidride ipoclorosa) Cl2O + H2O H2Cl2O2 2 HClO (acido ipocloroso)

(anidride clorosa) Cl2O3 + H2O H2Cl2O4 2 HClO2 (acido cloroso)

(anidride clorica) Cl2O5 + H2O H2Cl2O6 2 HClO3 (acido clorico)

(anidride perclorica) Cl2O7 + H2O H2Cl2O8 2 HClO4 (acido perclorico)

(anidride bromica) Br2O5 + H2O H2Br2O6 2 HBrO3 (acido bromico)

(anidride bromosa) Br2O3 + H2O H2Br2O4 2 HBrO2 (acido bromoso)

Acidi ossigenati

Ossiacidi e dissociazione in acqua

HNO3 H+ + NO3 (ione nitrato)

HNO2 H+ + NO2 (ione nitrito)

HClO4 H+ + HClO4 (ione perclorato)

CH3COOH H+ + CH3COO (ione acetato)

Gli ioni H+ fanno abbassare il pH

Gli ossiacidi, analogamente agli idracidi, sono composti che in acqua si

dissociano (si “separano”) liberando uno o più ioni H+ e i corrispondenti anioni

Ossiacidi monoprotici

Sono acidi che liberano solo un H+

Possono formare solo un anione

H2SO4 H+ + HSO4 (ione idrogenosolfato o bisolfato)

HSO4 H+ + SO4

2– (ione solfato)

H2CO3 H+ + HCO3 (ione idrogenocabonato o bicarbonato)

HCO3 H+ + CO3

2– (ione carbonato)

H2SO3 H+ + HSO3 (ione idrogenosolfito o bisolfito)

HSO3 H+ + SO3

2– (ione solfito)

Ossiacidi diprotici

Sono acidi che liberano due H+ in due stadi successivi

Possono formare due anioni

H3PO4 H+ + H2PO4 (ione diidrogenofosfato)

H2PO4 H+ + HPO4

2– (ione idrogenofosfato)

HPO42– H+ + PO4

3– (ione fosfato)

Ossiacidi triprotici

Sono acidi che liberano tre H+ in tre stadi successivi

Possono formare tre anioni

La formula degli ioni metallici si indica ponendo a destra in alto del simbolo

dell’elemento metallico tante cariche positive quante ne indica il numero di

ossidazione

Ioni metallici e cationi (nomenclatura tradizionale)

Cu+ ione rameoso

Cu2+ ione rameico

Fe2+ ione ferroso

Fe3+ ione ferrico

Co2+ ione cobaltoso

Co3+ ione cobaltico

La nomenclatura corrisponde a quella degli

ossidi ed idrossidi, premettendo la parola IONE

L’idrogeno, nel suo n.o. +1, forma lo ione positivo H+ detto ione

idrogeno (idrogenione), detto anche protone

Gli ioni positivi ottenuti per addizione di H+ su non metalli con n.o.

negativo, vengono indicati con suffisso -ONIO

Ioni metallici e cationi (nomenclatura tradizionale)

NH4+ ione nitronio (o ammonio)

PH4+ ione fosfonio

H3O+ ione ossonio

La valenza di uno ione, sia esso positivo che negativo,

corrisponde al valore assoluto della sua carica

Ioni metallici e cationi (nomenclatura IUPAC)

Per uno ione monoatomico positivo, cioè un catione metallico, il nome

del metallo è preceduto dalla parola “ione” (Esempio: Na+ ione sodio,

Ca++ ione calcio)

Per i metalli di transizione, i quali possono avere più di uno ione

positivo, si usa un numero romano per indicare la carica dello ione

(Esempio: Fe++ ione ferro(II), Fe+++ ione ferro(III), Hg2+ ione

mercurio(II), Hg22+ ione mercurio(I))

Per i cationi non metallici si fa spesso ricorso alla nomenclatura

corrente (Esempio: NH4+ ione ammonio)

I

Ione ioduro

F

Ione fluoruro

Cl

Ione cloruro

Br

Ione bromuro

O2

Ione ossido

S2

Ione solfuro

N3

Ione nitruro

P3

Ione fosfuro

C4

Ione carburo

H

Ione idruro

Ioni negativi

Gli ioni monoatomici (costituiti da un solo atomo) fanno

seguire alla radice dell’elemento la desinenza -URO

Lo ione O2 fa eccezione e viene indicato con la parola

ossido

Gli ioni F, Cl, Br, I, S2 possono essere considerati

derivati dall’acido alogenidrico per perdita di uno ione H+

ClO4

Ione perclorato

BrO4

Ione perbromato

ClO3

Ione clorato

BrO3

Ione bromato

ClO2

Ione clorito

BrO2

Ione bromito

ClO

Ione ipoclorito

BrO

Ione ipobromito

SO32

Ione solfito

NO2

Ione nitrito

SO42

Ione solfato

NO3

Ione nitrato

CO32

Ione carbonato

Sono quello che resta di un acido

ossigenato per perdita di atomi di idrogeno

Per ogni idrogeno tolto si aggiunge una

carica negativa

Il numero delle cariche costituisce la

valenza del radicale

Ioni poliatomici (ossoanioni)

Si usano suffissi diversi da

quelli dei corrispondenti

acidi:

-OSO -ITO

-ICO -ATO

Ioni poliatomici (ossoanioni)

HClO acido ipocloroso ClO ione ipoclorito

HClO2 acido cloroso ClO2 ione clorito

HClO3 acido clorico ClO3 ione clorato

HClO4 acido perclorico ClO4 ione perclorato

HBrO acido ipobromoso BrO ione ipobromito

HBrO2 acido bromoso BrO2 ione bromito

HBrO3 acido bromico BrO3 ione bromato

HBrO4 acido perbromico BrO4 ione perbromato

HNO2 acido nitroso NO2 ione nitrito

HNO3 acido nitrico NO3 ione nitrato

H2SO3 acido solforoso SO32 ione solfito

H2SO4 acido solforico SO42 ione solfato

H3PO4 acido fosforico PO43 ione fosfato

Ossoanioni contenenti idrogeno

La perdita parziale di ioni H+ dà luogo a radicali ionici negativi

indicati col prefisso IDROGENO-

HSO4 ione idrogenosolfato

HCO3 ione idrogenocarbonato

Se necessario, si usano anche i prefissi mono-, di-, tri- per

indicare il numero di ioni H+

H2PO4 ione diidrogenofosfato

HPO42 ione monoidrogenofosfato

Ossoanioni contenenti idrogeno

HSO3

Ione idrogeno -solfito

HSO4

Ione idrogeno -solfato

HCO3

Ione idrogeno

-carbonato

H2PO4

Ione diidrogeno

-fosfato

HPO42

Ione idrogeno -fosfato

Bicarbonato Bisolfato Bisolfito

La nomenclatura tradizionale usa il prefisso “bi” invece di “idrogeno”

HCl + NaOH NaCl + H2O (cloruro di sodio)

HNO3 + KOH KNO3 + H2O (nitrato di potassio)

HClO4 + KOH KClO4 + H2O (perclorato di potassio)

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O (acetato di sodio)

HCN + KOH KCN + H2O (cianuro di potassio)

HBr + KOH KBr + H2O (bromuro di potassio)

HI + NaOH NaI + H2O (ioduro di sodio)

I sali si formano per reazione di un acido con una base

La reazione è sempre totalmente spostata verso destra

Acido(monoprotico) + Base Sale + H2O

HCl

NaOH OH– Na

+

H+ Cl

–

Acidi monoprotici

HCl + NH3 NH4Cl (cloruro di ammonio)

HNO3 + NH3 NH4NO3 (nitrato di ammonio)

CH3COOH + NH3 CH3COONH4 (acetato di ammonio)

HCN + NH3 NH4CN (cianuro di ammonio)

HBr + NH3 NH4Br (bromuro di ammonio)

Acido + Base Sale

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O (solfato di sodio)

H2CO3 + 2 NaOH Na2CO3 + 2 H2O (carbonato di sodio)

H2S + 2 NaOH Na2S + H2O (solfuro di sodio)

Acido(diprotico) + Base Sale(2) + 2 H2O

H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O (bisolfato di sodio)

H2CO3 + NaOH NaHCO3 + H2O (bicarbonato di sodio)

H2S + NaOH NaHS + H2O (bisolfuro di sodio)

Acido(diprotico) + Base Sale(1) + H2O

H2CO3

NaOH OH– Na

+

H+ HCO3

–

H2CO3

2 NaOH 2 OH– 2 Na

+

2 H+ CO3

2–

Acidi diprotici

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O (diidrogenofosfato di sodio)

Acido(triprotico) + Base Sale(1) + H2O

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O (idrogenfosfato di sodio)

Acido(triprotico) + Base Sale(2) + 2 H2O

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O (fosfato di sodio)

Acido(triprotico) + Base Sale(3) + 3 H2O

HCl

NaOH OH– Na

+

H+ Cl

–

H2CO3

NaOH OH– Na

+

H+ HCO3

–

H2CO3

2 NaOH 2 OH– 2 Na

+

2 H+ CO3

2–

H3PO4

NaOH OH– Na

+

H+ H2PO4

–H3PO4

2 NaOH 2 OH– 2 Na

+

2 H+ HPO4

2–H3PO4

3 NaOH 3 OH– 3 Na

+

3 H+ PO4

3–

Acidi monoprotici

Acidi diprotici

Acidi triprotici

HF F– (ione fluoruro)

HCl Cl– (ione cloruro)

HBr Br– (ione bromuro)

HI I– (ione ioduro)

HCN CN– (ione cianuro)

H2S HS– (ione idrogenosolfuro o bisolfuro) e S2– (ione solfuro)

HNO3 NO3– (ione nitrato)

HClO4 ClO4– (ione perclorato)

H2SO4 HSO4– (ione idrogenosolfato o bisolfato) e SO4

2– (ione solfato)

H2SO3 HSO3– (ione idrogenosolfito o bisolfito) e SO3

2– (ione solfito)

H2CO3 HCO3– (ione idrogenocarbonato o bicarbonato) e CO3

2– (ione carbonato)

H3PO4 H2PO4– (ione diidrogenofosfato), HPO4

– (ione idrogenofosfato) e PO43– (ione fosfato)

CH3COOH CH3COO– (ione acetato)

• La parte anionica di un sale deriva sempre da un acido

• L’anione (monoatomico o poliatomico) è sempre formato da elementi

che stanno a destra e in alto della tavola periodica

LiOH Li+ (ione litio)

NaOH Na+ (ione sodio)

KOH K+ (ione potassio)

Mg(OH)2 Mg2+ (ione magnesio)

Ca(OH)2 Ca2+ (ione calcio)

Al(OH)3 Al3+ (ione alluminio)

Cr(OH)3 Cr3+ (ione cromo(III))

Mn(OH)2 Mn2+ (ione manganese(II))

Fe(OH)3 Fe3+ (ione ferro(III))

Co(OH)2 Co2+ (ione cobalto(II))

Ni(OH)2 Ni2+ (ione nichel(II))

Cu(OH)2 Cu2+ (ione rame(II))

Zn(OH)2 Zn2+ (ione zinco(II))

• La parte cationica di un sale deriva sempre da una base

• Il catione (a parte NH4+) è sempre formato da elementi che stanno a

sinistra della tavola periodica

Come si possono prevedere le formule di sali e ossidi?

• I sali e gli ossidi sono complessivamente neutri

• La carica di tutti i cationi presenti nell’unità formula deve essere

bilanciata da quella di tutti gli anioni

• Na+ (se si lega con Cl– ci vuole solo un anione per formare NaCl, se si lega con O2– o S2–

ci vogliono due cationi per formare Na2O o Na2S, se si lega con N3– ci vogliono tre cationi

per formare Na3N)

• Mg2+ (se si lega con F– ci vogliono due anioni per formare MgF2, se si lega con O2– ci

vuole un solo anione per formare MgO, se si lega con N3– ci vogliono due cationi per

formare Mg3N2)

• Al3+ (se si lega con Cl– ci vogliono tre anioni per formare AlCl3, se si lega con O2– ci

vogliono due cationi e tre anioni per formare Al2O3, se si lega con N3– ci vuole un solo

catione per formare AlN)

Per scrivere la formula si scambiano le cariche di catione e anione,

mettendole come pedice


NaCl Na+ + Cl

KNO3 K+ + NO3

CH3COONa CH3COO + Na+

KCN K+ + CN

Na2SO4 2 Na+ + SO42

Na2CO3 2 Na+ + CO32

Na2S 2 Na+ + S2

K3PO4 3 K+ + PO43

NH4Cl NH4+ + Cl

NH4NO3 NH4+ + NO3

CH3COONH4 CH3COO + NH4+

NH4CN NH4+ + CN

I sali in acqua si dissociano (ionizzano) nella parte cationica e

anionica (a meno che non siano insolubili):

• Non tutti i sali hanno la stessa solubilità in acqua: alcuni sono solubili (NaCl), altri moderatamente

solubili (CaCO3), altri completamente insolubili (PbS o HgS)

• Tutti i composti costituiti da elementi del gruppo I (metalli alcalini) sono solubili (per es. NaNO3,

KCl, LiF)

• Tutti i sali contenenti nitrato (NO3–) perclorato (ClO4

–) e acetato (CH3COO–) sono solubili (per es.

Ca(NO3)2, KClO3, Mg(ClO4)2, CH3COONa)

• Tutti i sali di ammonio sono solubili (per es. NH4Cl)

• Tutti i sali contenenti cloruro (Cl–), bromuro (Br–) e ioduro (I–) sono solubili in acqua ad eccezione

di quelli di Ag+ e Pb2+ (per es. KCl, CaBr2, AlI3 sono solubili, mentre AgCl e PbBr2 non lo sono)

• Tutti i sali con lo ione solfato (SO42-) sono solubili ad eccezione di quelli di Ba2+, Sr2+, Ca2+ e Pb2+

• Tutti i sali contenenti ioni solfuro (S2–) sono insolubili ad eccezione di quelli dei metalli alcalini e di

quelli del gruppo II (metalli alcalino terrosi) (per es. Na2S e CaS sono solubili, mentre MnS è poco

solubile)

• Tutti i sali contenenti lo ione solfito (SO32–), carbonato (CO3

2–), cromato (CrO42–) e fosfato (PO4

3–)

sono insolubili ad eccezione di quelli contenenti lo ione ammonio (NH4+) e i metalli alcalini (per es.

(NH4)2SO3, Na2CO3, K2CrO4, Na3PO4 sono solubili, mentre CaCO3, Mg3(PO4)2 e BaSO4 sono poco

solubili)

• Tutti gli ossidi sono insolubili ad eccezione di quelli contenenti lo ione Ca2+, Ba2+ e i metalli alcalini

Solubilità dei sali

• Scrivere i sali (e la reazioni complessive) che si formano per reazione di: NaOH

+ H2CO3 (considerare tutte e due gli stadi di dissociazione); KOH + HNO3;

Mg(OH)2 + HCl; Ca(OH)2 + H2SO4 (considerare tutte e due gli stadi di

dissociazione); Ba(OH)2 + HClO4; NH3 + H3PO4 (considerare tutte e tre gli stadi

di dissociazione)

• Scrivere le reazioni di dissociazione in acqua di NaF, K2SO4, NaHCO3,

CH3COONH4, Al2S3, Li2CO3, Cu(CH3COO)2, K3PO4, NH4Br, NH4NO3, Ca(ClO4)2,

Fe(NO3)2, Fe(NO3)3

Esercizi

• K2CO3

• Mg(NO3)2

• LiCl

• AlBr3

• Na2SO4

• BaSO4

• NaClO4

• Na3PO4

• Al2S3

• KNO2

• NaClO4

Esercizi

Dare i nomi ai seguenti composti:

Esercizi

Assegnare la formula ai seguenti composti:

• cloruro di ammonio

• acetato di ammonio

• solfato di potassio

• solfito di calcio

• idrogenocarbonato di sodio (o bicarbonato di sodio)

• idrogenofosfato di sodio

• carbonato di magnesio

• carbonato di alluminio

• fosfato di sodio

• fosfato di magnesio

• perclorato di potassio

• acetato di calcio

• acetato di gallio

nomenclatura chimica

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