Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale

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1 Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale Ø 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 Ø La nomenclatura segue specifiche regole e convenzioni stabilite dall organismo internazionale IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) nonostante per molti composti sia ancora in uso la nomenclatura tradizionale cloruro di sodio NaCl à un atomo di cloro e uno di sodio metano CH 4 à un atomo di carbonio e quattro di idrogeno solfato di ferro (III) Fe 2 (S0 4 ) 3 à due atomi di ferro e tre gruppi S ovvero tre atomi di zolfo e dodici atomi di ossigeno

2 Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale Nomenclatura tradizionale: Trae origine dalla distinzione degli elementi in metalli e non metalli; indica con suffissi e prefissi i diversi stati di ossidazione degli elementi; permette di distinguere facilmente gli acidi dalle basi e tra ossidi, perossidi e superossidi. Nomenclatura IUPAC: Si compone il nome della specie chimica esplicitando la formula ovvero mettendo in evidenza il numero di atomi ed il numero di ossidazione degli elementi à corrispondenza logica dal punto di vista letterale e numerico.

3 Tavola periodica degli elementi Rappresenta la risposta alla necessità di ordinare le conoscenze accumulate per ogni elemento. Nel sistema periodico costituito da gruppi e periodi, gli elementi vengono ordinati secondo numero atomico crescente ed in modo che si riscontri una periodicità nella struttura degli atomi ovvero delle loro proprietà chimiche.

4 Tavola periodica degli elementi Ciascun gruppo (colonne verticali) comprende elementi i cui atomi hanno = configurazione elettronica esterna e crescente Z andando verso il basso. Lungo ciascun gruppo à procedendo dall alto verso il basso > il numero quantico principale (n) di una unità à > il carattere metallico e < l elettronegatività. Ciascun periodo (colonne orizzontali) comprende atomi con configurazione elettronica esterna che varia con regolarità seguendo il riempimento progressivo degli orbitali di 1 e - alla volta. Gli atomi sono ordinati secondo il criterio dell andare a capo ogni volta che n > di una unità ovvero con il completamento dell ottetto (configurazione elettronica esterna s 2 p 6 ) Lungo ciascun periodo à procedendo da SN verso DX, (escludendo le serie di transizione che rappresentano delle stasi), aumenta il numero atomico (Z) per riempimento progressivo degli orbitali à 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.

5 Numero d'ossidazione (n.ox.) Ø Dato un atomo legato ad altri atomi, quindi in una molecola, il suo stato di ossidazione o numero di ossidazione, corrisponde al numero delle cariche che l'atomo assume se, per convenzione, si considera un trasferimento dei doppietti elettronici di legame all'atomo più elettronegativo Ø Nel caso di composti ionici il n.ox. corrisponde all effettiva carica dell atomo Ø Nelle molecole in cui siano presenti legami covalenti il n.ox. rappresenta una grandezza convenzionale in quanto l A non modifica la sua struttura elettronica esterna ES. BaCl 2 ioni Ba 2+ e ioni 2Cl - à Ba perde 2 e - ed il Cl uno per atomo Ø Uno stesso elemento può presentare n.ox. diversi.

6 Il n.ox di un composto si assegna secondo le seguenti regole: Ø n.ox. = 0: in tutti gli elementi allo stato elementare e quando gli atomi presenti nella molecola sono uguali, cioè non esiste differenza di elettronegatività. Es: H 2; Br 2 ; O 2 Ø La somma algebrica dei n.ox. di uno ione è uguale alla sua carica. Quindi, il n.ox. dell N nello ione ammonio NH 4 + è -3. Ø In tutti i composti l'ossigeno ha n.ox. = -2 (tranne nei perossidi dove n.ox. = -1 Es. H 2 O 2 ; nei superossidi è -1/2) Ø In tutti i composti l'idrogeno ha n.ox. = +1 (tranne negli idruri metallici NaH in cui è -1) Ø La somma algebrica dei n.ox. degli atomi di una molecola è sempre = 0. Quindi, per calcolare il n.ox. dello S nell acido solforico H 2 SO 4 si procede così: 0 = -8 (O) + 2 (H) + S quindi S = + 6

7 La nomenclatura si basa sulla distinzione fondamentale dei composti in: Ø Binari, formati da due soli tipi di elementi IDRURI IDRACIDI OSSIDI BASICI OSSIDI ACIDI Ø Ternari, formati da tre diverse specie di elementi IDROSSIDI o BASI OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI SALI

8 1) Nomenclatura dei composti binari Ø L'idrogeno e l'ossigeno danno composti chimici diversi a seconda che reagiscano con metalli (Me) o non metalli (n-me): IDRURI IDRACIDI OSSIDI BASICI OSSIDI ACIDI

9 1) Nomenclatura dei composti binari In generale: Ø Nome à genericamente l'elemento più elettronegativo (non metallo) ovvero l'unità negativa deve essere enunciato prima dell'elemento meno elettronegativo (metallo) ovvero l'unità positiva lasciando invariato il nome del primo elemento e addizionando il suffisso URO al secondo Ø Formula bruta à al contrario, si ottiene indicando prima l'unità positiva (metallo) e poi quella negativa (non metallo). Es. HCl = cloruro di idrogeno; H 2 S = acido solfidrico o solfuro di idrogeno; NaCl = cloruro di sodio; KBr = bromuro di potassio

10 1) Nomenclatura dei composti binari IDROGENO: ü H 2 + Me à IDRURI salini à idruro di + me Idrogeno combinato con metalli del I o II gruppo (H ha n.ox. -1). In soluzione acquosa riducono l H 2 O formando OH - (H - + H 2 O à OH - + H 2 ). NaH = idruro di sodio; CaH 2 = idruro di calcio ü H 2 + n-me à IDRACIDI à acido idrico (trad.); -uro. (IUPAC) Es. H 2 +Cl 2 à 2HCl Idrogeno combinato con elementi dei gruppi 3 à7 (H ha n.ox. +1). In soluzione acquosa formano H 3 O + HCl = acido cloridrico o cloruro di idrogeno; H 2 S = acido solfidrico o solfuro di idrogeno;

11 1) Nomenclatura dei composti binari OSSIGENO: (n.ox -2) ü O 2 + Me à OSSIDI BASICI à ossido di + me Es. 4Al+ 3O 2 à 2Al 2 O 3 ossido di alluminio Ossigeno legato con legame ionico ad A con scarsa elettronegatività (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 metalico Me x+ e dallo ione ossido O 2- (n.ox. -2). In soluzione acquosa formano basi (K 2 O + H 2 O à 2KOH) K 2 O = ossido di potassio; Na 2 O = ossido di sodio; ü O 2 + n-me à OSSIDI ACIDI o ANIDRIDI à ossido di + n-me (IUPAC); anidride (trad.) Es. O 2 +S à SO 2 anidride solforosa o triossido di zolfo 3O 2 +2N 2 à 2N 2 O 3 anidride nitrosa o triossido di diazoto Ossigeno legato covalentemente ad A con elevata elettronegatività (Si, N P, CI. Br, ecc.). In soluzione acquosa formano acidi (Cl 2 O + H 2 O à 2HClO). CO 2 = diossido di carbonio o anidride carbonica; Cl 2 O = ossido di dicloro o anidride ipoclorosa)

12 1) Nomenclatura dei composti binari OSSIGENO: (n.ox -1) l O puo anche presentare n.ox -1 combinandosi con metalli quali Na, Sr, Ba ecc. Queste molecole contengono lo ione O 2 2- e possono agire come ossidanti o riducenti. Quindi, a seconda lo stato di ox. dell O: Prefissi: OSSIDO se n.ox -2, PEROSSIDO se n.ox -1 Es. MgO ossido di magnesio, CO ossido di carbonio; H 2 O 2 perossido di idrogeno o acqua ossigenata;

13 1) Nomenclatura dei composti binari Se la molecola è formata da due elementi non metallici, si fa precedere tra i due 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 Es. PH 3 fosfuro di idrogeno, HI ioduro di idrogeno, NO monossido di azoto, H 2 S solfuro di idrogeno

14 1) Nomenclatura dei composti binari 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 < sufisso -ICO per il n.ox > Es. Fe (n.ox +2, +3 perché 3d 6 4s 2 ) quindi: FeCl 2 cloruro ferroso; FeCl 3 cloruro ferrico FeO ossido di ferro o ossido ferroso; Fe 2 O 3 triossido di ferro o ossido ferrico

15 1) Nomenclatura dei composti binari Nel caso di 4 STATI DI OSSIDAZIONE: prefisso IPO e suffisso -OSO per il n.ox minore suffisso -OSO per il 2 n.ox sufisso -ICO per il 3 n.ox prefisso PER e suffisso -ICO per il max n.ox Es. Cl può avere n.ox. 1, 3, 5, 7 quindi: n.ox. +1à IPO---OSO anidride Ipoclorosa Cl 2 O n.ox. +3 à OSO anidride Clorosa Cl 2 O 3 n.ox. +5 à ICO anidride Clorica Cl 2 O 5 n.ox. +7 à PER---ICO anidride Perclorica Cl 2 O 7

16 1) Nomenclatura dei composti binari Ø 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,... Ø Inoltre, se l'elemento possiede più stati di ossidazione si può indicare il n.ox. dell'elemento mediante numero romano fra parentesi. Es. FeCl 2 cloruro ferroso à anche dicloruro di ferro (II); FeCl 3 cloruro ferrico à anche tricloruro di ferro (III); N 2 O 3 ossido di azoto à triossido di diazoto

17 2) Nomenclatura dei composti composti ternari IDROSSIDI o BASI OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI SALI

18 2) Nomenclatura dei composti composti ternari Ø [O 2 + Me à(ossidi basici)] + H 2 O à IDROSSIDI o BASI, [Me(OH) x ] à idrossido di + me Es. Al 2 O 3 + 3H 2 O à 2Al(OH) 3 Metalli del I o del II gruppo o elementi di transizione come Fe, Cu, Pb e Zn. I composti sono formati da un catione metalico Me x+ e da ioni idrossido OH - (in n. corrispondente alla valenza del Me). (Ba(OH) 2 = (di)idrossido di bario, Fe(OH) 3 = (tri)idrossido di ferro (III) o idrossido ferrico) Ø [O 2 + n-meà (anidridi)] + H 2 O à OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI, [H x n-meo y ] à acido...oso/ico Es. CO 2 + H 2 Oà 2H 2 CO 3 (H 2 SO 4 = acido solforico; H 2 CO 3 = acido carbonico; HNO 2 = acido nitroso) Ø Metallo + Acido à SALE (Dipendentemente dalla reazione che li origina à binari o ternari) Composti ionici formalmente derivati dagli acidi per sostituzione totale (neutri) o parziale (acidi) degli atomi di H con 1 o più cationi Me quanti ne occorrono per neutralizzare la carica dell'anione. (CaCl 2 = cloruro di calcio; NaNO 3 = nitrato di sodio; CaSO 4 = solfato di calcio)

19 2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Ossiacidi) Il nome degli ossiacidi rispecchia quello delle corrispondenti anidridi: n.ox. +1à IPO---OSO àanidride Ipoclorosa Cl 2 O + H 2 O à Ac. Ipocloroso HCIO n.ox. +3 à OSO àanidride Clorosa Cl 2 O 3 + H 2 O à Ac. Cloroso HClO 2 n.ox. +5 à ICO àanidride Clorica Cl 2 O 5 + H 2 O à Ac. Clorico HClO 3 n.ox. +7 à PER---ICO àanidride Perclorica Cl 2 O 7 + H 2 O à Ac. Perclorico HClO 4

20 2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Ossiacidi) OSSOACIDI META-PIRO-ORTO: Nella nomenclatura tradizionale degli acidi ossigenati vengono usati i prefissi orto, meta e piro per indicare i diversi gradi di idratazione di acidi aventi l'atomo centrale nello stesso stato di ossidazione. Le anidridi di alcuni Non Metalli (P, As, Sb, B, Si) possono reagire con acqua in diverse proporzioni, formando acidi diversi: Anidride + 1H 2 O à acido meta Anidride + 2H 2 O à acido piro Anidride + 3H 2 O à acido orto In genere il prefisso "orto" è sottinteso: P 2 O 5 + H 2 O à HPO 3 acido metafosforico P 2 O 5 + 2H 2 O à H 4 P 2 O 7 acido pirofosforico P 2 O 5 + 3H 2 O à H 3 PO 4 acido (orto)fosforico o fosforico

21 2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Sali) I sali si possono ottenere da : IDRACIDO + IDROSSIDO; Es. HCl + NaOH à NaCl +H 2 O OSSIACIDO + IDROSSIDO; ES. H 2 CO 3 + NaOH à NaHCO 3 OSSIACIDO + OSSIDO; Es. H 2 CO 3 + CaO à CaCO 3 + H 2 O ANIDRIDE + OSSIDO; Es. CO 2 + CaO à CaCO 3 ANIDRIDE + IDROSSIDO; Es. CO 2 + Ca(OH) 2 à CaCO 3 + H 2 O 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 Es. AgNO 3 +NaCl à AgCl (solido) + NaNO 3

22 2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Sali) I nomi dei Sali, nella nomenclatura tradizionale, derivano da quelli degli acidi corrispondenti : Ø Se il sale deriva da un IDRACIDO à (BINARIO) acido idrico diventa uro di nome metallo Es. NaOH + HCl acido cloridricoà NaCl cloruro di sodio CaCl 2 = cloruro di calcio; Fe 2 S 3 solfuro di ferro (III); FeCl 2 cloruro ferroso; FeCl 3 cloruro ferrico. Ø Se il sale deriva da un OSSIACIDO à (TERNARIO) -OSO diventa -ITO di nome metallo -ICO diventa -ATO di nome metallo Es. NaOH + HNO 2 acido nitroso à NaNO 2 nitrito di sodio NaOH + HNO 3 acido nitrico à NaNO 3 nitrato di sodio n.ox. +1à IPO---OSO. à Ac. Ipocloroso HCIO à il suo sale sarà ipoclorito di sodio NaClO n.ox. +3 à OSO à Ac. Cloroso HClO 2 à il suo sale sarà clorito di sodio NaClO 2 n.ox. +5 à ICO à Ac. Clorico HClO 3 à il suo sale sarà clorato di sodio NaClO 3 n.ox. +7 à PER---ICO à Ac. Perclorico HClO 4 à il suo sale sarà perclorato di sodio NaClO 4

23 2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Sali) Quando i sali derivano per reazione incompleta di un acido poliprotico con una base, mantengono idrogeni acidi nell'anione. In tal caso si indica il numero di idrogeni presenti usando le particelle mono-, di-, tri- etc. (mono viene spesso omesso) Acido ortofosforico + idrossido di sodio H 3 PO NaOH à Na 3 PO 4 H 3 PO NaOH àna 2 HPO 4 H 3 PO 4 + NaOH à NaH 2 PO 4 fosfato di sodio idrogenofosfato di sodio diidrogenofosfato di sodio

24 4) Nomenclatura dei composti ionici Cationi Monoatomici à nome dell elemento + n romano che ne indica la valenza Es. Fe 2 + ione ferro (II), Fe 3 + ione ferro (III). Anioni Monoatomici à suffisso URO al nome dell A Es. I - ione ioduro Per l O è diverso perché si usa OSSIDO Es. O 2 - ione ossido. Cationi Poliatomici à suffisso ONIO al nome della base. Si tratta di ac. coniugati di basi deboli Es. NH 4 + ione ammonio; H 3 O + ione idrossonio. Anioni Poliatomici à suffisso ATO al nome dell A centrale Es. SO 2-4 ione solfato (VI), NO - 3 ione nitrato (V).

25 Cenni sulle reazioni chimiche Una reazione chimica è rappresentata da una equazione costituita da due membri. Nel 1 sono indicate le specie chimiche che reagiscono, nel 2 le specie prodotte dalla reazione. Coefficienti stechiometrici à indicano i rapporti secondo cui le varie specie chimiche in una data reazione scompaiono o si formano. Es. 3SO 3 anidride solforica + 2Fe 2 (OH) 3 idrossido ferrico à Fe 2 (SO 4 ) 3 solfato ferrico + 3H 2 O La trasformazione delle specie nel corso di una reazione può essere totale o parziale (reazione in equilibrio). Nel primo caso i membri separati da nel secondo caso o