1. FORMULE E NOMI DEI COMPOSTI
I composti chimici inorganici possono essere considerati come formati da “costituenti elettropositivi” e
“costituenti elettronegativi”, come conseguenza della presenza di legami ionici e/o della polarità dei
legami covalenti. I costituenti possono essere neutri o ionici, mono- o poli-atomici. Nella maggior parte
dei composti vi è un solo costituente di ogni tipo, ma in qualche caso (che non verrà considerato in questi
appunti) vi sono due o più costituenti diversi con la stessa polarità (ad es., due cationi o due anioni nei sali
doppi). Formule e nomi dei composti riflettono questa formale struttura dei composti:
Formula Nome
NaCl cloruro di sodio
P4O10 decaossido di tetrafosforo
H2S solfuro di idrogeno
Fe(OH)3 idrossido di ferro(III)
(NH4)2SO4 tetraossosolfato(VI) di ammonio
costituente elettropositivo costituente elettronegativo
LE FORMULE
Le formule dei composti contengono, una di seguito all’altra, la formula del costituente positivo e quella
del costituente negativo, ciascuna seguita da un pedice numerico (coefficiente stechiometrico) che indica
il rapporto quantitativo tra i due costituenti (nelle formule minime) o il numero di atomi, o gruppi
atomici, di ciascun costituente presenti nella molecola. Coefficienti unitari non vengono indicati; se il
costituente è poliatomico ed è seguito da un pedice, deve essere posto tra parentesi. Se i costituenti sono
ioni, nella formula del composto si omettono le cariche ioniche. Alcuni composti binari di H non seguono
però questa regola generale.
I NOMI
Secondo le moderne regole di nomenclatura inorganica, la base dei nomi è costituita in italiano dal nome
del costituente negativo, la preposizione “di”, il nome del costituente positivo.
<nome del costituente negativo> <di> <nome del costituente positivo>
Il modo di indicare la stechiometria dipende però dalla caratteristiche del composto; per i composti binari
ci sono essenzialmente due metodi:
Metodo A): mediante prefissi numerici che indicano i coefficienti stechiometrici;
Metodo B): indicando i numeri di ossidazione (se non sono sottintesi nel nome del costituente), tenendo
conto che la loro somma deve essere zero.
metodo A) formula metodo B)
tetracloruro di carbonio CCl4 cloruro di carbonio(IV)
pentasolfuro di diarsenico As2S5 solfuro di arsenico(V)
esacloruro di cromo CrCl6 cloruro di cromo(VI)
dicloruro di ferro FeCl2 cloruro di ferro(II)
dinitruro di tricalcio Ca3N2 nitruro di calcio
I composti binari di H hanno nomi particolari e quindi fanno caso a parte.
Per i composti contenenti più di due elementi, si usa praticamente solo il metodo B).
Con il metodo B) i nomi dei costituenti sono nomi di ioni; conviene quindi utilizzare questo metodo per i
composti che sono realmente riconducibili ad ioni. Il metodo A) è invece più opportunamente utilizzato
per i composti che non sono riconducibili a ioni, perché non dà adito a dubbi circa la natura dei
costituenti.
Composti riconducibili ad ioni
Sono i composti ionici e quelli covalenti che però si possono dissociare in ioni. Rientrano in questa
categoria, oltre ovviamente ai sali, gli ossidi dei metalli quando hanno carattere basico o anfotero (in
pratica, n.o. < 4), gli idrossidi (lo ione negativo è lo ione idrossido, OH–), gli ossoacidi e gli altri acidi
ternari (lo ione positivo è lo ione idrogeno, H+). In questi composti, ai fini della nomenclatura i costituenti
sono considerati ionici, il composto a struttura infinita e quindi il nome del composto corrisponde alla sua
formula minima; questo modo di costruire il nome può pertanto essere applicato a composti molecolari

2. solo se la formula molecolare coincide con quella minima. Infine, poiché dal nome di uno ione si può
risalire alla sua carica ionica e questa determina la stechiometria di un composto ionico, non è necessario
dare indicazioni stechiometriche nei nomi di questi composti; la struttura del nome del composto è quindi:
<nome dell’anione> <di> <nome del catione>
Composto Catione Anione
NaCl → Na+ + Cl– Na+ Cl–
cloruro di sodio ione sodio ione cloruro
Li3N → 3 Li+ + N3– Li+ N3–
nitruro di litio ione litio ione nitruro
CaO → Ca2+ + O2– Ca2+ O2–
ossidodi calcio ione calcio ione ossido
(NH4)2S → 2 NH4+ + S2– NH4+ S2–
solfuro di ammonio ione ammonio ione solfuro
Fe3(PO4)2 → 3 Fe2+ + 2 PO43– Fe2+ PO43–
tetraossofosfato(V) di ferro(II) ione ferro(II) ione tetraossofosfato(V)
H2SO4 → 2 H+ + SO42– H+ SO42–
tetraossosolfato(VI) di idrogeno ione idrogeno ione tetraossosolfato(VI)
Fe(OH)3 → Fe3+ + 3 OH– Fe3+ OH–
idrossido di ferro(III) ione ferro(III) ione idrossido
I nomi degli ioni – Vi sono tre tipi di ioni inorganici, sia positivi che negativi:
a) monoatomici : Fe2+, Cl–;
b) omopoliatomici (cioè costituiti da più atomi di un solo elemento): Hg22+, I3–;
c) eteropoliatomici (cioè costituiti da atomi di due o più elementi): PH4+, SO42–.
Descriveremo ora solo i nomi degli ioni di tipo a) e c), perché quelli di tipo b) sono poco importanti.
Cationi monoatomici – Assumono il nome dell’elemento. Se questi può formare più cationi, bisogna
distinguerli indicando il loro n.o.: Fe3+ si chiama “ione ferro(III)” mentre Fe2+ si chiama “ione ferro(II)”.
Il catione del sodio si chiama semplicemente “ione sodio” perché c’è una sola possibilità, Na+. Tra i
cationi monoatomici bisogna anche considerare lo ione idrogeno, H+, che è il costituente positivo degli
acidi.
Nella vecchia nomenclatura si usavano suffissi per distinguere composti analoghi con n.o. diversi: precisamente, se vi erano
solo due possibilità il suffisso ico/ica indicava il n.o. maggiore ed il suffisso oso/osa quello minore: S IVO2 = anidride solforosa,
SVIO3 = anidride solforica. La nuova nomenclatura “sopporta” questo modo di distinguere cationi monoatomici solo per gli
elementi che fornano due cationi: Fe2+ = ione ferroso; Fe3+ = ione ferrico.
Anioni monoatomici – Il nome è costituito dalla radice del nome dell’elemento con il suffisso
uro. La radice si ottiene in genere togliendo l’ultima vocale o le ultime due vocali dal nome
dell’elemento: cloro → clor- → cloruro; iodio → iod- → ioduro. Nella seguente tabella sono
riportati casi nei quali la radice non segue questa regola oppure l’elemento ha più di una radice.
Tabella 1 – Radici dei nomi degli elementi
H idrogeno idr- S zolfo solf-
C carbonio carb-, carbon- Mo molibdeno molibd-
Si silicio silic-,silici- W wolframio wolfram-, tungst-
Sn stagno stann- Mn manganese mangan-
Pb piombo plumb- Tc tecnezio tecn-
N azoto nitr- Cu rame cupr-
P fosforo fosf- Au oro aur-
As arsenico arsen-
Poiché gli elementi hanno un solo n.o. negativo “canonico”, formano un solo anione monoatomico e
quindi non è necessaria l’indicazione del n.o.
Fa eccezione lo ione O2– chiamato ione “ossido”. Lo ione N3– assume il nome “nitruro”; lo ione azoturo è
invece N3–.
Cationi eteropoliatomici – Il tipo più importante (l’unico che consideriamo) corrisponde alla formula
generica H(n+1)X+ dove X (il costituente negativo) è un non-metallo dei gruppi 15, 16 o 17 e n è il valore
assoluto del numero di ossidazione negativo “canonico” dell’elemento (n = 3 per gli elementi del

3. gruppo15, n = 2 per quelli del gruppo 16, n = 1 per quelli del gruppo 17). In altre parole, lo ione si ottiene
aggiungendo un H+ al composto binario neutro tra X ed H: NH3 → NH4+; H2O → H3O+. Questi ioni
assumono tutti il suffisso onio; i più importanti sono:
NH4+ ↔ ione ammonio
PH4+ ↔ ione fosfonio
H3O+ ↔ ione ossonio
Anioni eteropoliatomici - Le formule di questi ioni sono del tipo XYnz–, dove X è il simbolo dell’atomo
centrale (un metallo od un non-metallo con n.o. positivo) e Y rappresenta entità periferiche (singoli atomi
o gruppi di atomi) legate a X ed aventi n.o. negativi.
Be (OH) 4 2– Al Cl 6 3–
ione tetra idrosso berillato(II) ione esa cloro alluminato(III)
Br O 2 – Si F 6 2–
ione di osso bromato(III) ione esa fluoro silicato(IV)
Da questi esempi si può dedurre che il nome di questi ioni è costituito da tre termini (non separati) che
indicano rispettivamente il numero di entità periferiche, la natura dell’entità periferica, la natura ed il n.o.
dell’elemento centrale; sono i tre termini presenti nella formula dello ione, ma si susseguono nell’ordine
opposto al loro ordine nella formula. In particolare, nei nomi:
- i prefissi che indicano il numero di entità periferiche sono termini greci, i più comuni dei quali sono
indicati nella seguente tabella.
Tabella 2 – Prefissi numerici
1 mono(a) 5 penta 9 nona (ennea)
2 di 6 esa 10 deca
3 tri 7 epta n poli(b)
4 tetra 8 otta
(a) termine in genere omesso (b) numero grande e indefinito
- i termini che indicano l’entità periferica sono quelli usati per i leganti nei complessi; i più comuni sono
elencati nella Tabella 3; si noti che il termine definisce anche il n.o. dell’entità;
Tabella3 – Termini per le entità periferiche
simbolo n.o.(a) termine simbolo n.o.(a) termine
H –I idro, idruro F –I fluoro
O –II osso Cl –I cloro
OH –I idrosso Br –I bromo
S –II tio I –I iodo
(a) per n.o. di un gruppo di atomi si intende la somma dei n.o. degli atomi che costituiscono il
gruppo
- l’atomo centrale è indicato dalla radice del suo nome seguita dal suffisso ato e dal n.o;
- la relazione tra carica ionica (indicata nella formula) e n.o. (indicati nel nome) è quella generale (carica
ionica = somma dei n.o.).
Si fa presente che tutti i nomi che terminano in ato si riferiscono ad anioni eteropoliatomici, così
come tutti i nomi che terminano in uro si riferiscono ad anioni monoatomici.

4. Anioni acidi – Le regole indicate qui sopra valgono per gli anioni privi di atomi H dissociabili come H+;
per indicare i corrispondenti anioni idrogenati (gli anioni “acidi”) bisogna anteporre al nome il termine
“idrogeno”, a sua volta preceduto dal termine numerico (Tabella 2) che indica il numero di atomi H
presenti. I seguenti esempi chiarificano quanto ora detto:
S2– = ione solfuro PO43– = ione tetraossofosfato(V)
–
HS = ione idrogenosolfuro HPO42– = ione idrogenotetraossofosfato(V)
H2S = solfuro di idrogeno H2PO4– = ione diidrogenotetraossofosfato(V)
H3PO4 = tetraossofosfato(V) di idrogeno
Composti non riconducibili ad ioni
I più importanti composti di questa categoria sono:
- Composti binari tra non-metalli (escluso l’idrogeno), perché un non-metallo non può formare cationi
monoatomici; ad esempio, non si può supporre che PCl5 sia costituito dallo ione P5+.
- Composti tra un non-metallo ed un metallo con numero di ossidazione (n.o.) alto nel quale non ha
proprietà basiche o anfotere (prevalentemente, metalli di transizione), perché il metallo non può
formare un catione monoatomici in tale n.o.; ad esempio, non si può supporre che in CrCl6 sia
presente un ione Cr6+. Per semplificare le cose, si può adottare il criterio (approssimato) che i metalli
possono formare cationi monoatomici solo nei n.o. +1, +2 e +3.
- Altri composti molecolari con formula molecolare multiplo della formula minima; ad esempio, Al2Cl6.
Infatti se si considerasse questo composto formato dagli ioni Al3+ e Cl– (che pure esistono) si
otterrebbe la formula minima AlCl3.
I nomi di questi composti, costruiti col metodo A), corrispondono esattamente alle loro formule, solo che
l’ordine dei vari termini è quello opposto all’ordine della formula.
P 4 O 10 As 2 S 5
deca ossido di tetra fosforo penta solfuro di di arsenico
Le regole per la costruzione del nome sono:
- I prefissi numerici che indicano i coefficienti stechiometrici sono quelli indicati nella Tabella 2;
- Il nome del costituente positivo è il nome dell’elemento.
- Il nome del costituente negativo è formato dalla radice del nome seguita dal suffisso uro.
Fa eccezione O–II che assume il nome “ossido”.
Dal nome alla formula e viceversa
Per i composti non riconducibili ad ioni il passare dal nome alla formula o dalla formula al nome è un
processo semplice in quanto uno è la trascrizione dell’altra, come indicato dagli esempi precedenti.
Diamo ora un esempio di queste conversioni per composti riconducibili a ioni.
triossosolfato(IV) di fosfonio
  dai nomi, ricavo le formule degli ioni, comprese le cariche ioniche
2–
SO3 PH4+
  imposto la formula del composto, con coefficienti indefiniti
(PH4)x(SO4)y
 definisco i coefficienti in base alle cariche ioniche: x/y = 2/1
(PH4)2(SO4)
Per il processo opposto bisogna tener conto di due cose:
- il costituente positivo (il primo nella formula) può essere uno ione metallico, uno ione “onio” oppure lo
ione H+ (negli acidi ternari);

5. - la carica degli ioni può essere dedotta da informazioni circa la carica di uno dei due (ad es.: Na è
sicuramente Na+), dal rapporto dei coefficienti stechiometrici e dal fatto che devono essere numeri interi.
Fe2(SiF6)3
  imposto le formule dei due ioni con cariche ioniche indefinite
x+ y–
Fe SiF6
valuto le cariche ioniche in base ai criteri precedenti: x = 2 o 3; y/x = 2/3 (dai coef-
  ficienti stechiometrici); se x = 2, y = 4/3, scorretto; se x = 3, y = 6/3 = 2, corretto
Fe3+ SiF62–
  scrivo i nomi degli ioni
ferro(III) esafluorosilicato(IV)
  costruisco il nome del composto
esafluorosilicato(IV) di ferro(III)
NOMI TRADIZIONALI DI OSSOACIDI ED OSSOANIONI
Per i più comuni ossoacidi ed i relativi ossoanioni è permesso usare (e vengono prevalentemente usati) i
nomi tradizionali della vecchia nomenclatura. Alcuni esempi significativi sono:
formula nome tradizionale nome “ufficiale”
H2CO3 acido carbonico triossocarbonato(IV) di idrogeno
CO32– ione carbonato ione triossocarbonato(IV)
HNO3 acido nitrico triossonitrato(V) di idrogeno
HNO2 acido nitroso diossonitrato(III) di idrogeno
NO3– ione nitrato ione triossonitrato(V)
NO2– ione nitrito ione diossonitrato(III)
HClO4 acido perclorico tetraossoclorato(VII) di idrogeno
HClO3 acido clorico triossoclorato(V) di idrogeno
HClO2 acido cloroso diossoclorato(III) di idrogeno
HClO acido ipocloroso ossoclorato(I) di idrogeno
ClO4– ione perclorato ione tetraossoclorato(VII)
ClO3– ione clorato ione triossoclorato(V)
ClO2– ione clorito ione diossoclorato(III)
ClO– ione ipoclorito ione ossoclorato(I)
I nomi tradizionali sono costituiti rispettivamente dalla parola acido o ione seguita, come aggettivo, dal
nome dell’atomo centrale con prefissi e suffissi che servono ad identificarne, in modo relativo, il numero
di ossidazione. La relazione tra prefissi e suffissi e n.o. per i composti dei non-metalli è riassunta nella
seguente Tabella.
Tabella 4 – Prefissi e suffissi per ossoacidi e ossoanioni
gruppo 13 gruppo 14 gruppo 15*
n.o. acido ione n.o. acido ione n.o. acido ione
+3 ...ico ...ato +4 ...ico ...ato +5 ...ico ...ato
+3 ...oso ...ito
gruppo 16 gruppo 17 *) esclusi i composti del fosforo
n.o. acido ione n.o. acido ione per i quali si rimanda alla tabella
+6 ...ico ...ato +7 per...ico per...ato 5
+4 ...oso ...ito +5 ...ico ...ato
+3 ...oso ...ito
+1 ipo...oso ipo...ito
I nomi tradizionali quindi non danno informazioni sulla composizione della sostanza e quindi non
permettono di passare direttamente alla sua formula. Nella Tabella 5 sono riportati i nomi tradizionali
delle forme “orto” dei più importanti ossoacidi e ossoanioni; solo per pochi altri ossoacidi e ossoanioni è
permesso usare nomi tradizionali.
Tabella 5 – Nomi tradizionali di ossoacidi “orto” e dei loro anioni *
acido anione
(a)
formula nome formula nome
BIII H3BO3 acido (orto)borico B(OH)4– ione borato
CIV H2CO3 acido carbonico CO32– ione carbonato
SiIV H4SiO4 acido (orto)silicico SiO44– ione silicato
NV HNO3 acido nitrico NO3– ione nitrato
NIII HNO2 acido nitroso NO2– ione nitrito

6. PV H3PO4 acido (orto)fosforico PO43– ione fosfato
PIII H2P(H)O3 acido fosfonico (b) P(H)O32– ione fosfonato (b)
PI HP(H)2O2 acido fosfinico (b) P(H)2O2– ione fosfinato (b)
AsV H3AsO4 acido arsenico AsO43– ione arsenato
AsIII H3AsO3 acido arsenioso AsO33– ione arsenito
SVI H2SO4 acido solforico SO42– ione solfato
SIV H2SO3 acido solforoso SO32– ione solfito
ClVII HClO4 acido perclorico ClO4– ione perclorato
ClV HClO3 acido clorico ClO3– ione clorato
ClIII HClO2 acido cloroso ClO2– ione clorito
ClI HClO acido ipocloroso ClO– ione ipoclorito
BrVII HBrO4 acido perbromico BrO4– ione perbromato
BrV HBrO3 acido bromico BrO3– ione bromato
BrIII HBrO2 acido bromoso BrO2– ione bromito
BrI HBrO acido ipobromoso BrO– ione ipobromito
IVII H5IO6 acido ortoperiodico
IVII HIO4 acido periodico IO4– ione periodato
IV HIO3 acido iodico IO3– ione iodato
II HIO acido ipoiodoso IO– ione ipoiodito
CrVI H2CrO4 acido cromico CrO42– ione cromato
MnVII HMnO4 acido permanganico MnO4– ione permanganato
MnVI H2MnO4 acido manganico MnO42– ione manganato
*) La presenza di un nome in questo elenco non implica necessariamente che il corrispondente composto abbia
una esistenza discreta.
(a) Atomo centrale “caratterizzante” e suo numero di ossidazione.
(b) Gli atomi H tra parentesi sono legati direttamente a P e non sono ionizzabili.
COMPOSTI BINARI DELL’IDROGENO
I composti di H con i metalli dei gruppi 1, 2 e 13 hanno H–I come costituente negativo ed i loro nomi
seguono le regole del metodo B); ad esempio:
LiH ↔ idruro di litio
GaH3 ↔ idruro di gallio
All’altro estremo della Tavola periodica, anche i composti tra H+I e gli elementi dei gruppi 16 (escluso
H2O) e 17, cioè gli “idracidi”, seguono le regole del metodo B). Ad esempio:
H2Se ↔ selenuro di idrogeno
HBr ↔ bromuro di idrogeno
I nomi tradizionali di questi composti, “acido selenidrico”, “acido bromidrico” ecc., caratterizzati dal suffisso idrico, possono
essere usati solo per indicare le loro soluzioni acquose.
Per i composti con i non-metalli dei gruppi 14 e 15 e per H2O si usano invece ancora i nomi tradizionali:
CH4 ↔ metano NH3 ↔ ammoniaca H2O ↔ acqua
SiH4 ↔ silano PH3 ↔ fosfina
GeH4 ↔ germano AsH3 ↔ arsina
SbH3 ↔ stibina
Per analogia, assumono nomi simili anche i numerosi composti tra B e H, SnH4, PbH4 e BiH3:
B2H6 ↔ diborano
SnH4 ↔ stannano
PbH4 ↔ plumbano
BiH3 ↔ bismutina
Hanno nomi tradizionali anche gli anioni ottenuti per parziale dissociazione di H+ da NH3 e da H2O:
NH2– ↔ ione ammide
NH2– ↔ ione immide
OH– ↔ ione idrossido
Si noti che anche l’ordine dei costituenti nelle formule di alcuni composti non è quello
regolare.