Branca della chimica che si occupa delle combinazioni atte a dare composti di tutti gli elementi chimici, eccetto il carbonio. Il suo nome nacque in contrapposizione a quello di chimica organica: mentre questa si occupava dello studio delle sostanze del mondo organico (che non si potevano allora sintetizzare in laboratorio), la c. i. si occupava soprattutto delle sostanze presenti nel mondo inorganico o preparabili a partire da materie prime inorganiche. La sintesi dell'urea da parte di Wöhler (1828) scalzò le basi di questa distinzione, che tuttavia rimase per comodità. La c.i. comprende una parte descrittiva che si occupa della descrizione delle proprietà dei singoli elementi organizzati nella tavola periodica. A questo riguardo si rimanda alla voce elementi (V.) e ai nomi dei singoli elementi, ad ognuno dei quali è dedicata una voce. Fra l'altro, la c.i. si occupa anche di stabilire il nome da dare alle sostanze, le formule chimiche, ecc. In questa voce sarà dato particolare rilievo proprio a questa parte, data la confusione esistente a proposito su molti testi. ║ Nomenclatura. Tutti gli elementi hanno un nome, che è generalmente diverso in ogni lingua. Scientificamente perciò ci si riferisce a volte al nome latino (o latinizzato): il simbolo dell'elemento (composto da una o due lettere dell'alfabeto, delle quali la prima è maiuscola e la seconda, se c'è, minuscola) è derivato dall'abbreviazione di questo nome. Così il carbonio (Carbonium) ha simbolo C, il calcio (Calcium) Ca, il cesio (Cesium) Cs, il cerio (Cerium) Ce, ecc. Il sodio (Natrium) ha simbolo Na, il potassio (Kalium) K; il rame (Cuprum) Cu, il mercurio (Hydrargirium) Hg, ecc. Questi simboli sono universali; un'apposita seduta della IUPAC (Associazione internazionale per la chimica pura e applicata) li ha adottati ufficialmente nel 1957. I nuovi elementi scoperti ricevono un nome e un simbolo decisi appunto da questo organismo. I simboli di due lettere sono letti a lettere distinte: ad es. Na si legge "enne-a"; Mg si legge "emme-gi", Rh si legge "erre-acca", e così via. Gli isotopi dei vari elementi sono indicati dal simbolo con affissi due numeri. Ad es. indica l'isotopo del cloro (numero atomico 17) di massa atomica 37. Il numero atomico si può anche omettere, dato che è implicito nel simbolo; si può quindi scrivere semplicemente ³⁷Cl. Gli elementi si dividono in tre classi: metalli, semimetalli e non-metalli. È però ancora in uso anche la vecchia suddivisione in Metalli e metalloidi. I metalli costituiscono circa i 4/5 di tutti gli elementi; nella tavola periodica si trovano nella parte a sinistra e in basso. All'interno del gruppo dei metalli si possono poi distinguere dei gruppi (metalli alcalini, alcalino terrosi, nobili, refrattari, ecc.) che hanno caratteristiche chimiche e fisiche abbastanza omogenee. Anche nei non-metalli si possono fare queste distinzioni in gruppi (alogeni, gas nobili). I nuovi composti trovati e sintetizzati vengono analizzati per trovarne la formula chimica, cioè il numero di atomi di ogni specie presenti in una molecola, ovvero il rapporto fra i pesi dei vari atomi presenti in un dato peso di sostanza. Non sempre si può però scrivere una formula di struttura oltre alla formula bruta. La formula dell'acqua H₂O, dice che in ogni molecola di acqua si trovano due atomi di idrogeno e uno di ossigeno; effettivamente le molecole di acqua sono composte proprio in questo modo, sia allo stato liquido che allo stato solido o gassoso. Si può anche verificare con opportuni mezzi di indagine che i due atomi di idrogeno formano con l'atomo di ossigeno un angolo approssimativamente di 90° fonde la molecola di acqua può avere la seguente struttura:

L'acqua ossigenata ha invece una struttura rappresentabile approssimativamente così:

essa ha infatti formula H₂O₂. Per altri composti invece la formula di struttura non può essere indicata. Ad esempio il cloruro sodico (comune sale da cucina) ha formula NaCl: ogni sua molecola contiene - si dice - un atomo di cloro e uno di sodio. In realtà un granello per quanto piccolo di NaCl è composto da molti milioni di atomi di sodio e altrettanti atomi di cloro, impaccati ordinatamente in un reticolo cristallino in modo che ogni atomo di cloro sia circondato da atomi di sodio e viceversa. L'intero cristallo è quindi un tutt'unico, e potrebbe essere pensato come un'unica grande molecola. Lo stesso si può dire di un cristallo di silicato, oppure di silice: in questo composto si hanno in tutto il reticolo (tridimensionale) dei legami fra ossigeno e silicio, rappresentabili schematicamente nel piano così:

Ancora: il solfuro di silicio, avente formula SiS₂ è costituito da lunghe catene di atomi di silicio (a valenza tetraedica) legati uno all'altro da due ponti di zolfo: nel piano si può rappresentare così:

I metalli poi rappresentano un caso a parte. In essi (se puri) tutti gli atomi sono uguali: un pezzo di metallo è costituito da un grande numero di atomi impaccati in un reticolo cristallino ordinato, in cui ogni atomo è legato a tutti gli altri e non solo ai 6,8 o 12 che lo circondano. In questo caso si assume che la molecola sia monoatomica (cioè composta da un solo atomo). In realtà tutto il pezzo di metallo andrebbe considerato come un'unica molecola. Nel caso di leghe (unione di due metalli o di un metallo con un metalloide) si può avere una miscela omogenea o eterogenea (cioè formazione di più fasi). In molti casi le diverse specie atomiche formano dei composti che, se sono entrambe metalliche, sono detti intermetallici. Nelle leghe che danno origine ad un'unica fase (cioè ad una miscela omogenea) gli atomi di una specie si introducono nel reticolo sostituendo in parte quelli dell'altra (caso della lega Ni―Cu) oppure entrano negli interstizi presenti fra gli atomi della specie presente in quantità maggiore (caso del C nel Fe). In tutti questi casi parlare di molecole non ha senso; si parla allora di percentuali (in peso o in atomi) di elementi di alligazione. Allorché un composto ha una formula chimica effettiva e non solo formale, dopo la determinazione della formula bruta (che esprime solo il rapporto fra i diversi numeri di atomi che compaiono nella molecola del composto) sorge il problema di vedere se questa formula è quella effettiva o no. Ad es. l'acqua ossigenata ha formula H₂O₂ (accertata); appena scoperta non si poteva escludere che avesse formula anche HO oppure H₃O₃, ecc. L'unica cosa certa era che il rapporto fra atomi di ossigeno e di idrogeno è 1:1. Per stabilire il peso molecolare in questo caso basta misurare la densità del composto in fase vapore: si trova in questo caso la corrispondenza ad un peso molecolare (secondo il principio di Avogadro) di 37, onde la formula effettiva è H₂O₂. Non sempre le cose sono così facili. In alcuni casi il composto non è vaporizzabile facilmente, oppure vaporizzando l'aggregazione molecolare cambia o addirittura il composto viene distrutto nel passaggio di stato. In questi casi si ricorre ad altri metodi, quali la pressione osmotica, la crioscopia, l'ebullioscopia, ecc. Non è raro che però anche questi metodi non bastino, come non è raro che si trovino sostanze le cui molecole hanno un peso molecolare diverso secondo che siano in fase gassosa oppure cristalline o sciolte in uno o in un altro solvente. I composti chimici si distinguono in acidi, basi, sali, ossidi e anidridi. Gli ossidi sono composti nella cui molecola sono presenti solo atomi di un metallo e di ossigeno; essi si producono per lo più abbastanza facilmente per ossidazione dei metalli con aria od ossigeno, eventualmente a temperatura elevata. Le anidridi sono composti analoghi, ma derivati dai metalloidi; anch'esse si possono produrre nello stesso modo. Molti degli ossidi (formalmente tutti) trattati con acqua danno origine a idrossidi o basi; molte delle anidridi, trattate anch'esse con acqua, danno origine ad acidi (una stessa anidride ne può dare più di uno). Gli acidi sono sostanze nella cui molecola sono presenti uno o più idrogeni facilmente sostituibili con atomi metallici; la maggior parte di essi sono ossigenati, cioè contengono atomi di ossigeno nella molecola. Le basi invece contengono nella loro molecola uno o più gruppi ―OH, ma il loro idrogeno non è sostituibile con atomi metallici (in generale). I sali si ottengono poi per unione di un acido con una base (o un ossido, oppure per unione di un'anidride con una base). Queste reazioni possono essere accompagnate da produzione di acqua; questa sostanza infatti svolge un ruolo tutto particolare nella chimica. Naturalmente queste preparazioni sono schematiche; nei singoli casi ne possono esistere varie altre. Vediamo alcuni esempi: formazione di ossidi (ad es. di calcio, sodio e ferro):

Come si vede uno stesso metallo (es. il ferro) può avere diversi ossidi e si può passare dall'uno all'altro. Reazioni di ossidazione:

e così via. Formazione di basi da ossido più acqua:

2 Na₂O + H₂O → 2 NaOH

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

2 Fe₂O₃ + H₂O → 2 Fe(OH)₃

Formazione di acidi da anidridi più acqua:

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

P₂O₃ + 3 H₂O → 2 H₃PO₃

P₂O₃ + H₂O → 2 HPO₂

P₂O₅ + 3 H₂O → 2 H₃PO₄

P₂O₅ + H₂O → 2 HPO₃

P₂O₅ + 2 H₂O → H₄P₂O₇

Formazione di acidi a partire da basi e acidi:

2 NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O

Ca(OH)₂ + H₃PO₃ → CaHPO₃ + 2 H₂O

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

NH₄OH + HNO₃ → NH₄NO₃ + H₂O

e così via. La nomenclatura di questi composti è ora ufficiale, ma esistono ancora molti nomi dati in passato. Gli ossidi prendono nome dal metallo; ad es. NaO, CaO, FeO sono detti rispettivamente ossido di sodio, di calcio, di ferro. Gli ossidi tipo Fe₂O₃, Al₂O₃, ecc. sono anche detti sesquiossidi di ferro, di alluminio, ecc. Per distinguere FeO da Fe₂O₃ si può anche chiamare il primo ossido ferroso e il secondo ossido ferrico; la desinenza -oso indica un grado di ossidazione (del metallo) basso, la -ico ne indica uno alto. Le anidridi hanno una nomenclatura simile: SO₂, SO₃, P₂O₃, P₂O₅ si dicono rispettivamente anidride solforosa, solforica, fosforosa, fosforica, ecc. Le basi hanno un nome che si rifà a quello del metallo; così NaOH, Ca(OH)₂, Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, ecc. si diranno rispettivamente idrossido (o idrato) di sodio, di calcio, di ferro (ferroso o ferrico). Gli acidi hanno un nome che deriva da quello dell'anidride da cui sono (o si possono pensare) derivati. La desinenza è in -oso o in -ico rispettivamente per un grado di ossidazione basso o alto (dell'anidride). Così H₂SO₃, H₂SO₄, HNO₂, HNO₃, ecc. si dicono acido solforoso, solforico, nitroso, nitrico, ecc. Allorché da una stessa anidride possono derivare più acidi (caso ad es. degli acidi fosforici), la nomenclatura fa uso anche di prefissi. Così si avrà:

H₃PO₂acido ipofosforoso

H₃PO₃ acido ortofosforoso

HPO₂ acido metafosforoso

H₂P₄O₄ acido ipofosforico

H₃PO₄ acido ortofosforico

H₄P₂O₇acido pirofosforico

HPO₃acido metafosforico

Come si vede sono stati distinti con i prefissi ipo-, orto-, meta- i diversi acidi che si possono avere in corrispondenza a due stati di valenza del metalloide (contraddistinti coi suffissi soliti -oso e -ico). Il prefisso piro- è usato per un acido che si può derivare dall'orto- per riscaldamento (e perdita di acqua). Gli acidi non ossigenati, detti anche alogenidrici benché non tutti contengano alogeni, hanno una desinenza in -idrico. Così avremo:

HF acido fluoridrico

HCl acido cloridrico

HBr acido bromidrico

HI acido iodidrico

HCN acido cianidrico

H₂S acido solfidrico

L'ossigeno degli acidi può essere sostituito in certi casi dallo zolfo e dal fluoro; in questi casi si parla di tioacidi o solfoacidi e di fluoacidi rispettivamente. Esempi:

H₂CO₃acido carbonico

H₂CS₃ acido solfocarbonico (o tritiocarbonico o tricarbonico)

H₂SiO₃ acido silicico (orto-)

H₂SiF₆ acido fluosilicico

La nomenclatura dei sali si basa su quella degli acidi. Quando l'acido è ossigenato si hanno le desinenze -ito o -ato in corrispondenza a quelle -oso e -ico dell'acido; se il sale non è ossigenato la desinenza è -uro. Esempi:

NaCl cloruro di sodio (o sodico)

CaSO₃solfito di calcio

CaSO₄solfato di calcio

PbSiF₆fluosilicato di piombo

Na₂CS₃solfocarbonato di sodio

Fe(NO₃)₂nitrato di ferro (ferroso)

Fe(NO₃)₃nitrato di ferro (ferrico)

Non sempre la salificazione è completa; nel sale possono esistere degli H acidi o degli ―OH della base. In tal caso si parla di sali acidi e sali basici. Esempi:

KHSO₄
solfato acido di potassio (o bisolfato di potassio)

NaHS
solfato acido di sodio (o solfidrato di sodio)

NaHCO₃
carbonato acido di sodio (o bicarbonato di sodio)

Pb(OH)NO₃
nitrato basico di piombo

Come si vede i sali acidi possono essere indicati anche col prefisso bi-; i sali acidi dell'acido solfidrico sono detti anche solfidrati. Naturalmente si possono avere sali acidi solo quando l'acido è polivalente (cioè ha più di un H sostituibile), mentre si possono avere sali basici solo quando la base è polivalente (cioè ha più di un gruppo ―OH). Si possono anche dare dei nomi che non seguono questa nomenclatura; ad es. l'ortofosfato acido di ferro ferrico Fe₂(HPO₄)₃ può essere detto più semplicemente fosfato biferrico. Esistono poi dei composti, che non sono sali, ma che pure sono chiamati con nomi di sali; un caso tipico sono i carburi, cioè i composti del carbonio coi metalli. Ad es. SiC, W₂C, CaC₂, B₄C, ecc. sono detti carburo di silicio, di tungsteno, di calcio, di boro, ecc. I composti di metalli (o semimetalli) con l'idrogeno prendono il nome di idruri: NaH è l'idruro sodico, AlH₃ è il triidruro di alluminio, e così via. I composti di molti metalloidi con l'idrogeno, come anche alcuni altri, hanno un nome proprio consacrato dall'uso. I principali sono: NH₃ (ammoniaca), H₂O (acqua), H₂O₂ (acqua ossigenata o perossido di idrogeno), NH₂NH₂ (idrazina), PH₃ (fosfina), AsH₃ (arsina), SbH₃ (stibina), SiH₄ (silano), ecc. Naturalmente esiste anche una nomenclatura per gli ioni i quali vengono distinti in anioni (aventi una o più cariche negative) e cationi (aventi una o più cariche positive). Essa però è immediata, come mostrano questi esempi:

Na⁺catione sodio

Sn²⁺catione stagno (stannoso)

Sn⁴⁺catione stagno (stannico)

anione solfato

anione solfato monovalente (o idrosolfato)

Cl^-anione cloro (o anione cloruro)

Naturalmente questa breve trattazione è ben lungi dall'esaurire la nomenclatura chimica; per maggiori informazioni si rimanda ai testi specializzati. ║ Stechiometria. È quella parte della chimica che insegna a scrivere correttamente le reazioni chimiche e a trarre da esse dati ponderali sulle quantità di reagenti e prodotti che vi intervengono. Per convenzione il simbolo di un elemento o la formula di un composto indica una certa quantità, e precisamente una mole (o grammomolecola o grammo-atomo) di quell'individuo chimico. Così scrivendo CuO (ossido rameico) si intende una mole, cioè 79,54 g di ossido rameico. La stechiometria insegna che di questi 79,54 g (pari numericamente al peso molecolare del composto) 16 g (essendo 16 il peso atomico dell'ossigeno) sono di ossigeno e 63,54 (essendo questo numero il peso atomico del rame) sono di rame. Pertanto l'ossido rameico è composto per il (63,54/79,54) · 100 = 79,9% di rame e per il resto di ossigeno. Pertanto in un qualsiasi processo (escludendo le perdite) da una tonnellata di ossido rameico si possono ricavare esattamente 799 kg di rame metallico puro. Se ad esempio il processo produttivo riduce l'ossido di rame mediante carbone secondo la reazione:

2CuO + C → 2Cu + CO₂

si può dire che (sempre escludendo le perdite) per ogni due moli (159,08 g) di CuO bisogna impiegare una mole (12,01 g) di carbone; ogni 1.000 kg di CuO bisognerà quindi usarne 75,5 di carbone, come si ricava da una semplice proporzione. Ad es. l'acido solforico (peso molecolare 98 circa) costa meno dello zolfo da cui si produce. La reazione di produzione si può scrivere globalmente così:

Si vede quindi che una mole di zolfo (peso molecolare 32 circa) dà una mole di acido, e che quindi lo zolfo costituisce solo il (32/98):100 = 32,6% del prodotto finale, il resto essendo ossigeno (dell'aria) e acqua. Le reazioni chimiche infatti esprimono un bilancio di massa, ovvero la legge di Lavoisier: il peso dei reagenti è complessivamente uguale a quello dei prodotti. Per questo non è indispensabile ragionare in termini di moli (benché sia la via più comoda) ma si può usare una qualsiasi unità di peso (kmoli, kg, libbre, ecc.). Per scrivere esattamente una reazione chimica basta osservare come tutti gli elementi che compaiono alla sinistra della freccia di reazione compaiano anche alla destra; inoltre è necessario che essi compaiano in ugual numero di volte da entrambe le parti. Prendiamo in esame la seguente reazione:

Al(OH)₃ + H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + H₂O

che è la reazione di formazione del solfato di alluminio dall'idrossido di questo metallo e da acido solforico. L'alluminio è trivalente infatti dà lo ione Al³⁺ (in soluzione); l'acido solforico è bivalente (infatti dà l'anione (in soluzione). Affinché il solfato sia elettricamente neutro dovremo avere un ugual numero di cariche positive e negative; ciò è possibile solo se nella molecola vi saranno 6 cariche positive e 6 negative (essendo 6 il minimo comune multiplo fra 2 e 3). Di qui resta giustificata la formula del solfato di alluminio. Per avere una molecola di questo (davanti alla sua formula si può pensare un coefficiente 1 sottinteso) ne occorrono però 2 di Al(OH)₃ in quanto ogni molecola di idrossido contiene un solo Al mentre in una molecola di sale ve ne sono 2. Analogamente per avere i tre gruppi SO₄ dovremo mettere un coefficiente 3 davanti alla formula dell'acido, cioè prenderne tre molecole. Resta da determinare il coefficente dell'acqua. Per fare questo basta contare gli atomi di idrogeno: alla sinistra della freccia ve ne sono 6 + 6 = 12 (infatti si sono prese 2 molecole di idrato, ognuna delle quali ne contiene 3 di H e tre di acido, ognuna con 2 H), onde sulla destra se ne dovranno avere altrettante. Dato che nel sale non vi sono idrogeni e che una molecola di acqua ne contiene 2, si dovranno avere 12:2 = 6 molecole di acqua. Il controllo finale mostra che la reazione:

2 Al(OH)₃ + 3 H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

scritta con i coefficienti sopra ricavati è scritta esattamente. Infatti il calcolo mostra che le regole sopra enunciate sono rispettate cioè che si hanno uguali numeri di atomi dalle due parti della freccia:

Elemento	Sinistra	Destra
Al	2	2
O	18	18
H	12	12
S	3	3

Nello stesso modo si può procedere anche per reazioni più complesse. Naturalmente la reazione sarebbe stata esatta anche se tutti i coefficienti fossero stati moltiplicati per uno stesso numero, trattandosi di una equazione che gode quindi delle proprietà delle equazioni matematiche. È tuttavia buona norma adottare i coefficienti interi più piccoli possibile; a volte, specialmente come coefficiente di molecole biatomiche, si usano anche coefficienti frazionari.

Chimica inorganica.