Lezioni Nomenclatura chimica-1

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1 Lezioni Nomenclatura chimica-1 1

2 La TAVOLA PERIODICA

3 Gli elementi, per proprietà fisica e comportamento chimico, si possono suddividere in METALLI e NON METALLI. Esistono alcuni elementi che, in corrispondenza di un loro numero di ossidazione, presentano caratteristiche intermedie e sono detti ANFOTERI.

4 Numero Atomico Numero atomico: Numero dei protoni contenuti nel nucleo atomico: è il parametro che identifica un elemento. Si indica con la lettera Z.

5 Numero di Massa Numero di massa: Numero totale dei nucleoni (protoni più neutroni) presenti nel nucleo di un dato atomo: è il parametro che identifica i vari isotopi di uno stesso elemento. Si indica con la lettera A. A Z X Quando è necessario indicare il numero di massa e il numero atomico di un isotopo, il primo viene posto in alto a sinistra e il secondo in basso a sinistra

6 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.

7 VALENZA La valenza di un elemento in un composto rappresenta il numero di legami che tale elemento instaura con atomi di altri elementi, o anche il numero di elettroni ceduti, acquistati o messi in compartecipazione dall elemento del composto considerato Elementi: zerovalenti H, Cl, Br : monovalenti Ca in CaCl 2, Mg in MgF 2 : bivalenti N in NH 3, P in PH 3 : trivalenti C in CH 4 : tetravalenti La valenza coincide con il numero di atomi di idrogeno, o di altri atomi equivalenti che un elemento può legare o sostituire

8 Gli elettroni di valenza Gli elettroni più esterni di un atomo sono chiamati di Valenza, mentre quelli più interni sono chiamati elettroni del Nocciolo Elemento Elettroni del nocciolo Elettroni di valenza Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1A, 1 Gruppo nel sistema periodico Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 4A, 14 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 4B, 4 As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 5A, 15

9 Gli elettroni di valenza si possono rappresentare con il simbolo di Lewis nel quale gli elettroni vengono rappresentati con puntini Li Be B C N O F Ne Tutti gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino (s 2 p 6 o s 2 per quelli vicino all elio). Gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica ad ottetto s 2 p 6, condividendo, strappando o cedendo elettroni (regola dell ottetto di Kossel).

10 NUMERO DI OSSIDAZIONE Rappresenta lo stato di combinazione di un elemento in un composto, da un punto di vista formale e pratico. Esso consiste nella carica elettrica formale che l elemento assume in un composto se si pensa di associare gli elettroni di ciascun legame all atomo considerato più elettronegativo. Il numero di ossidazione può quindi assumere valori sia positivi che negativi. Quando gli elettroni di legame vengono assegnati all elemento più elettronegativo, esso si carica di tante cariche negative quanti sono gli elettroni acquistati. NON SEMPRE LA VALENZA COINCIDE CON IL NUMERO DI OSSIDAZIONE CH 4 C 2 H 6 C 2 H 4 C 2 H 2 Valenza N. ossidaz

11 Numero di ossidazione 1. Numeri di ossidazione del carbonio: C = 0; CH 4 = -4; CO= + 2; CO 2 = + 4; H 2 CO 3 =?; C 3 H 6 =?; C 6 H 6 =? 2. Numeri di ossidazione dell azoto: N 2 = 0, NO = +2; NH 3 = -3; HNO 3 =? HNO 2 =? N 2 H 4 =? 3. O in OH - :?; N in NH 4 + =?; S in SO 4 2- =? In una molecola la somma algebrica dei n.o. degli atomi è 0. In uno ione la somma algebrica è uguale alla carica dello ione

12 H. Idrogeno 1, + 1 (non metallo) Primo Gruppo Elementi del gruppo 11 Sottogruppo A Sottogruppo B (metalli alcalini) (metalli nobili) Li. Litio +1 Cu. Rame +1,+2 Na. Sodio +1 Ag. Argento +1 K. Potassio +1 Au. Oro +1,+3 Secondo Gruppo Elementi del gruppo 12 Sottogruppo A Sottogruppo B (metalli alcalino-terrosi) Mg. Magnesio +2 Zn. Zinco +2 (anfotero) Ca. Calcio +2 Cd. Cadmio +2 (metallo) Sr. Stronzio +2 Hg. Mercurio +2,+1 (metallo) Ba. Bario +2

13 Terzo Gruppo Quarto Gruppo (terre) (sottogr. A del carbonio) B. Boro +3 (non metallo) C. Carbonio (+2), +4 (non metallo) Al. Alluminio +3 (anfotero) Si. Silicio (+2), +4 (non metallo) Ce. Cerio +3, + 4 (metallo) Sn. Stagno (+2), +4 (anfotero) Pb. Piombo (+2), +4 (metallo) Quinto Gruppo Sottogruppo A dell azoto N. Azoto -3, (+1), (+2), (+3), (+4), + 5 (non metallo) P. Fosforo -3, (+1), (+3), + 5 (non metallo) As. Arsenico -3, (+1), (+3), + 5 (non metallo) Sb. Antimonio -3, (+3) (anf.), + 5 (non metallo) Bi. Bismuto -3, (+3) (met.), + 5 (non metallo) Sesto Gruppo Sottogruppo A Sottogruppo B (non-metalli, calcogeni) O. Ossigeno -2, (-1) Cr. Cromo +2 (metallo) S. Zolfo -2, +4, (anfotero) +6 (non metallo)

14 Settimo Gruppo Sottogruppo A Sottogruppo B (Non metalli, alogeni) F. Fluoro -1 Mn. Manganese +2 (metallo) Cl. Cloro -1,+1, +3, +5, (anfotero) Br. Bromo -1,+1, +3, +5, +7 +6,+7 (non metallo) I. Iodio -1,+1, +3, +5, +7 Ottavo Gruppo (metalli) Fe. Ferro +2, +3 Co. Cobalto +2, +3 Ni. Nichel +2, +3 Note Carbonio: solo composti inorganici Ossigeno: -1 nei perossocomposti Idrogeno: -1 negli idruri Tutti gli elementi, come sostanze semplici, hanno n. o. zero

15 DETERMINAZIONE DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE DEGLI ELEMENTI NEI LORO COMPOSTI Il n.o. di un atomo in una molecola può essere determinato in base alle seguenti semplici regole: 1. 1) Il n.o. di una specie elementare è zero. 2. 2) Nel calcolo del n.o. non si tiene conto dei legami tra atomi dello stesso elemento. 3. 3) Il n.o. di un catione o di un anione corrisponde alla propria carica. 4. 4) L idrogeno H ha sempre n.o. +1, tranne che negli idruri (composti binari con i metalli) in cui presenta n.o ) L ossigeno O ha sempre n.o. 2, tranne in OF 2 (n.o. +2) nei perossidi (-O-O-, n.o. 1) e nei superossidi (n.o. 1/2).

16 Il fluoro F ha sempre n.o. 1. Il cloro Cl ha sempre n.o. 1, tranne nei legami con F e con O n.o. positivi. Il Br ha sempre n.o. 1 tranne nei legami con F, O e Cl n.o. positivi. I metalli hanno sempre n.o. positivi; i metalli alcalini: n.o.+1 I metalli alcalino terrosi, Zn e Cd: n. o Il B e l Al: n.o. +3 In una molecola la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi deve essere zero. In uno ione (positivo o negativo) la somma algebrica dei n.o. deve essere uguale alla carica dello ione stesso.

17 Formule chimiche Una formula chimica indica la composizione della sostanza. Una formula molecolare mostra il numero esatto di atomi di ciascun elemento in una molecola L La formula strutturale non mostra solo la composizione elementare, ma anche la disposizione degli atomi all interno della molecola. Nel caso dell acqua, ciascun atomo di idrogeno è legato all atomo di ossigeno. La Figura mostra la formula molecolare, la formula strutturale e due modelli molecolari (a sfere e bastoncini e tridimensionale) per l acqua. Il legame chimico tra due atomi può essere rappresentato con un coppia di punti o con una linea. 17

18 FORMULE CHIMICHE FORMULA MINIMA (o SEMPLICE o BRUTA): esprime il rapporto tra i diversi atomi di una molecola, utilizzando i più piccoli numeri interi come pedici (per composti molecolari, covalenti e ionici). C 5 H 4 FORMULA MOLECOLARE: esprime non solo il rapporto tra gli atomi dei vari elementi, ma indica anche il numero reale di atomi dei vari elementi in una singola molecola (per composti molecolari). C 10 H 8

19 Formule Minime Le sostanze molecolari possono essere rappresentate utilizzando anche le formule minime. La parola empirico vuole dire «sperimentale» o, «ottenuto da esperimento». La formula minima ci dice quali elementi sono presenti in una molecola e in quale rapporto, espresso da un numero intero, questi elementi sono combinati. Per esempio, la formula molecolare del perossido di idrogeno è H2O2, ma la sua formula minima è semplicemente HO. 19

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21 FORMULA DI STRUTTURA: indica come gli atomi di una molecola sono uniti tra loro e come sono disposti nello spazio CH: C 2 H 2 o C 6 H 6? H H C C H H H C C C C C C H H naftalene H

22 Elemento Radice Esempio ELEMENTI Ferro ferr- Ossido ferroso Iodio iod- Iodato, ioduro Rame rame- Ossido rameico Nichel nichel- Idrato nicheloso Dal nome dell elemento si ricava la radice da usare nella formula dei relativi composti, o togliendo la o finale, o la io finale oppure, per terminazioni differenti, lasciando il nome dell elemento tal quale. Le più importanti eccezioni a queste regole sono: Elemento Radice Esempio Azoto Nitr- Nitrito, Nitrato Zolfo Solfor-, solf- Acido solforico, solfato Fosforo Fosfor-, fosf Acido fosforico, fosfato Arsenico Arseni-, arsen- Arseniato, acido arsenico Manganese Mangan- Ossido manganoso Stagno Stann- Idrato stannoso Oro Aur- Cloruro Aurico

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24 Formule chimiche Una formula chimica indica la composizione della sostanza. Una formula molecolare mostra il numero esatto di atomi di ciascun elemento in una molecola L La formula strutturale non mostra solo la composizione elementare, ma anche la disposizione degli atomi all interno della molecola. Nel caso dell acqua, ciascun atomo di idrogeno è legato all atomo di ossigeno. La Figura mostra la formula molecolare, la formula strutturale e due modelli molecolari (a sfere e bastoncini e tridimensionale) per l acqua. Il legame chimico tra due atomi può essere rappresentato con un coppia di punti o con una linea. 24

25 Formule Minime Le sostanze molecolari possono essere rappresentate utilizzando anche le formule minime. La parola empirico vuole dire «sperimentale» o, «ottenuto da esperimento». La formula minima ci dice quali elementi sono presenti in una molecola e in quale rapporto, espresso da un numero intero, questi elementi sono combinati. Per esempio, la formula molecolare del perossido di idrogeno è H2O2, ma la sua formula minima è semplicemente HO. 25

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27 Composti molecolari binari Sostanze cioè formate dai due soli elementi diversi. La maggior parte di questi composti è formata da due non metalli. Per denominare questi composti si inizia dall elemento che appare per secondo nella formula, cambiando la desinenza finale del suo nome in -uro. In HCl, il secondo elemento è il cloro, così cambiamo il cloro in cloruro. Aggiungiamo poi l altro elemento preceduto dalla preposizione «di». Quindi il nome sistematico di HCl è cloruro di idrogeno. HI = ioduro (iodio diventa ioduro) di idrogeno SiC = carburo di silicio (carbonio diventa carburo). 27

28 Prefissi È comune che una coppia di elementi formi diversi composti molecolari binari. In questi casi, si evita la confusione di nomenclatura utilizzando prefissi greci che designano il numero di atomi per ogni elemento presente. Esa Epta Otta 28

29 Acidi Gli acidi formano su un altra importante classe di composti molecolari. Secondo una definizione acido è una sostanza che produce ioni idrogeno (H + ) quando viene dissolta in acqua. Diversi composti molecolari binari producono ioni idrogeno quando vengono dissolti in acqua e perciò sono acidi. In questi casi possono essere assegnati due nomi diversi alla stessa formula chimica. Per esempio, HCl, cloruro di idrogeno, è un composto gassoso. Quando viene dissolto in acqua, lo chiamiamo tuttavia acido cloridrico. 29

30 IDRACIDI Gli alogeni e lo zolfo formano nei loro n.o. negativi, acidi binari con l H. Si indicano col suffisso IDRICO (essi fanno comunque parte di una classe più vasta, detta dei composti binari, il cui nome sistematico IUPAC si ottiene ponendo dapprima la radice del nome dell alogeno, più elettronegativo dell idrogeno, a cui va aggiunta la desinenza URO, seguito dalla preposizione DI e dal nome del primo costituente) HF HCl H 2 S HBr HI HCN acido fluoridrico (fluoruro di idrogeno) acido cloridrico (cloruro di idrogeno) acido solfidrico (solfuro di idrogeno) acido bromidrico (bromuro di idrogeno) acido iodidrico (ioduro di idrogeno) acido cianidrico (cianuro di idrogeno)

31 COMPOSTI BINARI CON L IDROGENO Oltre agli IDRACIDI, esistono altri composti binari con l idrogeno L ossigeno, come lo zolfo in H 2 S, forma l acqua H 2 O Gli elementi del V o gruppo si legano ad H nei loro n.o. negativi (-3): NH 3 ammoniaca PH 3 fosfina AsH 3 arsina SbH 3 stibina Il carbonio, il silicio e il boro formano i seguenti composti: CH 4 metano SiH 4 silano BH 3 borano I metalli si combinano con l idrogeno avente n.o. 1 formando composti comunemente detti IDRURI METALLICI: AlH 3 idruro di alluminio LiH idruro di litio FeH 3 idruro ferrico

32 Alcani I composti organici contengono carbonio e idrogeno, qualche volta in combinazione con altri elementi quali ossigeno, azoto, zolfo, e alogeni. I più semplici composti organici sono quelli che contengono soltanto carbonio e idrogeno, noti come idrocarburi. Fra gli idrocarburi, gli esempi più semplici sono gli alcani. Il nome di un alcano dipende dal numero di atomi di carbonio nella molecola. 32

33 Sia i metalli che i non metalli formano, nei loro numeri di ossidazione positivi, composti binari con l ossigeno per i quali non si usa la terminazione uro OSSIDI 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 )

34 Metallo + Ossigeno: M x O y Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: M (+1) + O (2-) M 2 O Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero M (+2) + O (2-) MO M (+3) + O (2-) M 2 O 3 M (+4) + O (2-) MO 2 Non metallo + Ossigeno: M x O y x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: E (+1) + O (2-) E 2 O E (+2) + O (2-) EO E (+3) + O (2-) E 2 O 3 E (+4) + O (2-) EO 2 E (+5) + O (2-) E 2 O 5 E (+7) + O (2-) E 2 O 7

35 Ossidi metallici Na 2 O: Monossido di disodio Fe 2 O 3 : Triossido di diferro BaO: Monossido di bario Li 2 O: Monossido di dilitio SnO 2 : Diossido di stagno

36 Ossidi non metallici Cl 2 O: Monossido di dicloro Cl 2 O 3 : Triossido di dicloro Cl 2 O 5 : Pentossido di dicloro Cl 2 O 7 : Eptossido di dicloro CO: Monossido di carbonio CO 2 : Diossido di carbonio SO 2 : Diossido di zolfo SO 3 : Triossido di zolfo

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38 Nomenclatura Tradizionale Ossidi metallici Se l elemento ha un solo numero di ossidazione: Alla parola OSSIDO si fa seguire il nome dell elemento; si può anche usare la proposizione di, seguita dal nome dell elemento Se l elemento ha due numeri di ossidazione: Alla parola OSSIDO si aggiunge un attributo costituito dalla radice del nome dell elemento e da un suffisso: -OSO riferito al numero di ossidazione più basso -ICO riferito al numero di ossidazione più alto (anche usato per composti derivati da elementi con n.o. unico)

39 Nomenclatura Tradizionale Ossidi non metallici o anidridi Alcuni non metalli (soprattutto gli alogeni) presentano più di due n.o. positivi. Il loro nome si indica con la parola anidride seguita da un attributo al femminile con gli stessi suffissi OSA e ICA. Si utilizzano, oltre ai suffissi, anche i prefissi IPOe PER- per distinguere i possibili composti: +1 Cl 2 O anidride ipoclorosa +3 Cl 2 O 3 anidride clorosa +5 Cl 2 O 5 anidride clorica +7 Cl 2 O 7 anidride perclorica Rapporto: 2 a 3 prefisso sesqui

40 IDROSSIDI (BASI) Derivano formalmente dalla reazione di ossidi basici (ossidi metallici) con acqua: K 2 O + H 2 O 2 KOH Sono costituiti dallo ione METALLICO positivo M n+ e da n IONI OSSIDRILI OH -. Valgono le stesse regole per la nomenclatura: NaOH Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 Ca(OH) 2 (Mono)Idrossido di sodio Diidrossido di ferro Triidrossido di ferro Diidrossido di calcio Se l elemento ha un solo numero di ossidazione si può utilizzare la sola preposizione di: Mg(OH) 2 : Idrossido di magnesio

41 Nomenclatura tradizionale Valgono le stesse regole per i suffissi utilizzati con gli ossidi: IDROSSIDO -OSO IDROSSIDO -ICO radice del metallo la formula si costruisce ponendo accanto al simbolo del metallo tanti gruppi OH quanti ne indica il numero di ossidazione del metallo: idrossido sodico NaOH idrossido ferroso Fe(OH) 2 idrossido ferrico Fe(OH) 3 Na 2 O + H 2 O 2NaOH (idrossido di sodio, soda caustica) CaO (calce viva) + H 2 O Ca(OH) 2 (diidrossido di calcio, calce spenta)