Università degli Studi di Bologna Anno Accademico 2009/2010 Facoltà di Ingegneria Corso di Laurea in Ingegneria Gestionale Fondamenti di Chimica TA T A (AK) Nomenclatura Dott. Enzo Papandrea Dipartimento di Chimica Fisica ed Inorganica Viale Risorgimento, 4 40136 Bologna email: enzo[at]safire.fci.unibo.it Orario Ricevimento: Martedì dalle 15.00 alle 16.00 presso il DCFI (Facoltà di Chimica Industriale) Nomenclatura Ogni specie chimica viene indicata con un nome univoco. Le regole della nomenclatura sono pubblicate dalla IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). Esiste una nomenclatura tradizionale che e ancora utilizzata
Tavola periodica A Z X A=numero di massa (p+n, isotopi) Z=numero atomico (p) 1) Indicare i numeri quantici n e l per i seguenti orbitali: 2s; 4d; 3p; 5f; 7p; 1s. 2) Indicare quale dei seguenti orbitali non esiste: 2p; 7s; 3f; 5d; 2d; 2s; 1p. 3) Indicare quale tra le seguenti quaterne di numeri quantici non descrive correttamente lo stato di un elettrone in un atomo (i numeri indicano nell ordine, n, l, m, s): 1, 1, 0, 1/2 3, 2, 2, +1/2 4, 0, 0, +1/2 2, 1, 1, 1 6, 4, +4, 1/2 1, 0, +1, 1/2 4, 1, +1, +1/2 1, 0, 0, +1/2
4) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli elementi del gruppo 13. 5) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli elementi del gruppo 16. 6) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli elementi del gruppo 17. 7) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli elementi del gruppo 1.
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 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 Gruppo nel sistema periodico Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1A, 1 Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 4A, 14 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 4s 2 3d 2 4B, 4 3s 2 3p 6 As 1s 2 2s 2 2p 6 4s 2 4p 3 5A, 15 3s 2 3p 6 3d 10
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). Riempimento orbitali
Composti neutri o ioni complessi a struttura covalente (il trasferimento di elettroni non é completo) H 2 + Cl 2 2 HCl legame covalente HCl con trasferimento parziale di elettroni da H a Cl H Cl H δ+ Cl δ La carica di ciascun atomo dovrebbe essere espressa da un numero frazionario di difficile determinazione Definizione di numero di ossidazione: rappresenta la carica formale, espressa in numero di elettroni, che nella formazione di un composto l atomo cede o assume, schematizzando il composto come completamente ionico ed assegnando gli elettroni di legame all atomo più elettronegativo. Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni quando si lega con altri atomi Numero di ossidazione Composti covalenti Trasferimento elettronico non completo HCl attribuzione formale degli elettroni di legame al Cl (più elettroneg.) H carica formale +1 n.o. H = +1 Cl carica formale 1 n.o. Cl = 1 Composti ionici Trasferimento elettronico completo CuCl 2 il n.o. di ciascun ione coincide con la carica dello ione stesso Cu Cu 2+ carica effettiva +2 n.o. Cu = +2 Cl Cl carica effettiva 1 n.o. Cl = 1
Regole per la determinazione del numero di ossidazione Il n.o. di un atomo di una qualsiasi specie chimica allo stato elementare é uguale a zero Na, Fe, C, H 2, Cl 2, P 4, S 8, ecc. n.o. = 0 Il n.o. di un qualsiasi ione monoatomico é uguale alla carica dello ione Na + Ba 2+ Fe 3+ Br S n.o. +1 +2 +3 1 2 Il n.o. dell idrogeno nei suoi composti é sempre uguale a +1, ad eccezione degli idruri in cui é uguale a 1 n.o. H = +1 HCl, H 2 O, HNO 3, NH 3, NH 4+, ecc. n.o. H = 1 NaH, CaH 2, B 2 H 6, ecc. Il n.o. dell ossigeno nei suoi composti é sempre uguale a 2, ad eccezione dei perossidi in cui é uguale a 1 e dei composti con il fluoro in cui é uguale a +2 n.o. O = 2 H 2 O, BaO, H 2 SO 4, Cl 2 O 5, ecc. n.o. O = 1 H 2 O 2, Na 2 O 2, ecc. n.o. O = +2 OF 2 Regole per la determinazione del numero di ossidazione La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in un composto neutro deve essere uguale a zero La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in uno ione poliatomico (NH 4+, SO 4, PO 4 3, ecc.) deve essere uguale alla carica dello ione Gli elementi dei gruppi 1, 2, 3 del sistema periodico nei loro composti hanno sempre n.o. positivo che si identifica con il numero di appartenenza del gruppo Gruppo 1 2 3 n.o. +1 +2 +3 Il n.o. massimo di un atomo di un elemento non può essere superiore al numero del gruppo di appartenenza Gruppo 14 (IVA) 15 (VA) 16 (VIA) 17 (VIIA) n.o. MAX +4 +5 +6 +7
Esempi di calcolo del numero di ossidazione 1) Calcolare il numero di ossidazione del Mn nel KMnO 4. K n.o. +1 O n.o. 2 La molecola è neutra per cui: n.o. Mn + n.o. K + 4 n.o. O = 0 Mn n.o. +7 2) Calcolare il numero di ossidazione del P nel H 2 PO 4. H n.o. +1 O n.o. 2 La molecola è elettricamente carica (1) per cui: 2 n.o. H + n.o. P + 4 n.o. O = 1 P n.o. +5 Esempi di calcolo del numero di ossidazione 3) Calcolare il numero di ossidazione dell azoto N nei seguenti composti. NO NO 2 HNO 3 N 2 O 5 NO n.o. N +2 NO 2 n.o. N +4 HNO 3 n.o. N +5 N 2 O 5 n.o. N +5 4) Calcolare il numero di ossidazione del cromo Cr nei seguenti composti. Cr 2 O 3 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 n.o. Cr +3 Cr 2 O 7 n.o. Cr +6
Ioni Monoatomici Poliatomici Composti binari Sali binari Ossidi Perossidi Idruri Idrossidi Idracidi Composti ternari Nomenclatura chimica Acidi ossigenati (ossoacidi) Sali di acidi ossigenati Nel caso in cui siano presenti due denominazioni la nuova nomenclatura verrà esposta a sinistra mentre quella tradizionale a destra Ioni positivi (cationi) Ioni positivi monoatomici + nome del metallo + stato di ossidazione notazione di Stock suffisso oso (n.o. ) o ico (n.o. ) Li + 3p 3n 2e Cu 2+ rame (II) rameico Cu + rame (I) rameoso Fe 3+ ferro (III) ferrico Fe 2+ ferro (II) ferroso Na + sodio sodio Ca 2+ calcio calcio Zn 2+ zinco zinco Ioni positivi poliatomici, + nome dell elemento legato all idrogeno + desinenza onio H 3 O + PH 4 + ossonio fosfonio Eccezione: NH 4 + ammonio
Ioni negativi (anioni) Ioni negativi monoatomici + nome dell elemento + desinenza uro (in inglese ide) Br F S P 3 N 3 bromuro fluoruro solfuro fosfuro nitruro H idruro C 4 carburo N 3 nitruro P 3 fosfuro O ossido S solfuro F fluoruro Cl cloruro Ioni negativi poliatomici + nome dell elemento + desinenza uro Br bromuro S 2 C 2 CN disolfuro (di)carburo cianuro I ioduro Eccezioni: O ossido OH idrossido ione ossidrile O 2 perossido H idruro Nelle formule, il costituente elettropositivo deve essere posto per primo, per esempio: KCl, CaSO 4, Al(NO 3 ) 3 Nel caso di composti binari tra non metalli, secondo la pratica corrente, deve essere posto per primo il costituente che precede nella serie: B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F. H B C Si H N PP O SS FF O Cl As Se Br Sb Te II At perciò: NH 3 e non H 3 N CH 4 e non H 4 C
Composti binari Composti formati da due sole specie atomiche La desinenza uro viene assunta dall elemento più elettronegativo NaCl KI NaF LiH AlN SiC GaAs CdSe Si 3 N 4 Cloruro di sodio Ioduro di potassio Fluoruro di sodio Idruro di litio Nitruro di alluminio Carburo di silicio Arseniuro di gallio Seleniuro di cadmio Nitruro di silicio Eccezione: i composti dell ossigeno vengono chiamati ossidi anziché ossigenuri CaO Ossido di calcio CO Ossido di carbonio CO 2 Diossido di carbonio Anidride carbonica SO 3 Triossido di zolfo Anidride solforica SO 2 Diossido di zolfo Anidride solforosa NO Ossido di azoto NO 2 Diossido di azoto Ossidi doppi BaTiO 3 Triossido di bario e titanio(iv) Titanato di bario Perossidi H 2 O 2 perossido di idrogeno acqua ossigenata Na 2 O 2 perossido di sodio Indicazione del numero di atomi nei composti prefissi mono, di, tri, tetra, penta, esa, epta. Mono spesso si omette; inoltre si omettono i prefissi quando la valenza dell elemento è una sola OF 2 (Di)fluoruro di ossigeno CaCl 2 (Di)cloruro di calcio CS 2 (Di)solfuro di carbonio Quando gli elementi presentano più n.o. notazione di Stock (per l elemento meno elettronegativo) suffisso oso (n.o. ) o ico (n.o. ) FeCl 2 Cloruro di ferro (II) Cloruro ferroso Dicloruro di ferro FeCl 3 Cloruro di ferro (III) Cloruro ferrico Tricloruro di ferro CuCl Cloruro di rame (I) Cloruro rameoso (Mono)cloruro di rame CuCl 2 Cloruro di rame (II) Cloruro rameico Dicloruro di rame SnCl 2 Cloruro di stagno (II) cloruro stannoso Dicloruro di stagno SnCl 4 Cloruro di stagno (IV) cloruro stannoso Tetracloruro di stagno Composti intermetallici TiSi 2 Disiliciuro di titanio
Idrossidi Composti formati da un catione metallico e da uno o più gruppi OH che ne neutralizzano la carica. Idrossido + nome del metallo + stato di ossidazione notazione di Stock suffisso oso (n.o. ) o ico (n.o. ) NaOH Idrossido di sodio Mg(OH) 2 Idrossido di magnesio Fe(OH) 3 Idrossido di ferro(iii) Idrossido ferrico Fe(OH) 2 Idrossido di ferro(ii) Idrossido ferroso Idracidi Composti formati dall idrogeno con elementi non metallici dei gruppi 16 e 17) regole per i composti binari Acido + nome dell elemento non metallico + suffisso idrico HCl Cloruro di idrogeno Acido cloridrico HBr Bromuro di idrogeno Acido bromidrico HF Fluoruro di idrogeno Acido fluoridrico H 2 S Solfuro di diidrogeno Acido solfidrico HCN Cianuro di idrogeno Acido cianidrico Nomi d uso H 2 O NH 3 PH 3 AsH 3 SbH 3 SiH 4 B 2 H 6 N 2 H 4 Acqua Ammoniaca Fosfina Arsina Stibina Silano Diborano Idrazina
Composti ternari Acidi ossigenati (ossoacidi( ossoacidi) Composti formati da un atomo di un elemento legato (con legami covalenti) ad uno o più gruppi OH e ad eventuali atomi di ossigeno. Acido + nome dell elemento + stato di ossidazione (suffisso oso per n.o. o ico per n.o. ) Acido + nome dell elemento + suffisso ico + stato di ossidazione (notazione di Stock) + numero di atomi di ossigeno (prefissi di, tri, ) HNO 3 Acido triossonitrico (V) Acido nitrico HNO 2 Acido diossonitrico (III) Acido nitroso H 2 SO 4 Acido tetraossosolforico (VI) Acido solforico H 2 SO 3 Acido triossosolforico (IV) Acido solforoso Quando il non metallo presenta più di due n.o. uso dei prefissi per (n.o. ) e ipo (n.o. ) HClO 4 Acido tetraossoclorico (VII) Acido perclorico HClO 3 Acido triossoclorico (V) Acido clorico HClO 2 Acido diossoclorico (III) Acido cloroso HClO Acido (mono)ossoclorico (I) Acido ipocloroso
Acidi con un diverso contenuto di H 2 O vengono indicati con i prefissi: orto (maggior numero molecole H 2 O) meta (minor numero molecole H 2 O) H 3 PO 4 Acido ortofosforico Acido tetraossofosforico (V) n H 3 PO 4 n H 2 O (HPO 3 ) n Acido metafosforico Acido triossofosforico (V) H 4 SiO 4 Acido ortosilicico Acido tetraossosilicico (IV) n H 4 SiO 4 n H 2 O (H 2 SiO 3 ) n Acido metasilicico Acido triossosilicico (IV) Gli acidi meta hanno una struttura polimerica. L acido che si ottiene da due molecole di acido orto una molecola di H 2 O è indicato con il prefisso di (vecchia nomenclatura piro) 2 H 3 PO 4 H 2 O H 4 P 2 O 7 Acido difosforico Acido eptaossodifosforico (V) 2 H 2 SO 4 H 2 O H 2 S 2 O 7 Acido disolforico 2 H 3 CrO 4 H 2 O H 4 Cr 2 O 7 Acido dicromico Acido eptaossodisolforico (VI) Acido eptaossodicromico (V) Ossoanioni + nome dell elemento + stato di ossidazione (suffisso ito n.o. o ato per n.o. ) per + nome dell elemento + suffisso ato + stato di ossidazione (notazione di Stock) + numero di atomi di ossigeno (prefissi di, tri, ) SO 4 tetraossosolfato (VI) solfato SO 3 triossosolfato (IV) solfito NO 3 triossonitrato (V) nitrato NO 2 diossonitrato (III) nitrito SiF 6 esafluorosilicato (IV)
Quando il non metallo presenta più di due n.o. uso dei prefissi per (n.o. ) e ipo (n.o. ) ClO 4 tetraossoclorato (VII) perclorato ClO 3 triossoclorato (V) clorato ClO 2 diossoclorato (III) clorito ClO monossoclorato (I) ipoclorito NO 2 nitrito SO 3 solfito CO 3 carbonato NO 3 nitrato SO 4 solfato ClO ipoclorito ClO 2 clorito ClO 3 clorato ClO 4 perclorato BrO ipobromito BrO 2 bromito BrO 3 bromato BrO 4 perbromato Nomi tradizionali degli anioni ammessi dalla IUPAC insieme a quelli dell acido corrispondente Acido BO 3 3 Borato H 3 BO 3 Borico CO 3 Carbonato H 2 CO 3 Carbonico SiO 4 4 (Orto)silicato H 4 SiO 4 (Orto)silicico NO 2 Nitrito HNO 2 Nitroso NO 3 Nitrato HNO 3 Nitrico PO 3 4 (Orto)fosfato H 3 PO 4 (Orto)fosforico SO 3 Solfito H 2 SO 3 Solforoso SO 4 Solfato H 2 SO 4 Solforico ClO Ipoclorito HClO Ipocloroso ClO Clorito HClO 2 Cloroso ClO 3 Clorato HClO 3 Clorico ClO 4 Perclorato HClO 4 Perclorico CrO 4 Cromato H 2 CrO 4 Cromico Cr 2 O 7 Dicromato H 2 Cr 2 O 7 Dicromico MnO 4 Manganato H 2 MnO 4 Manganico MnO 4 Permanganato HMnO 4 Permanganico
Sali degli acidi ossigenati Composti formati dall anione di un ossoaciddo e da un metallo nome del corrispondente ossoacido + nome del catione CaSO 4 tetraossosolfato (VI) di calcio Solfato di calcio CaSO 3 triossosolfato (V) di calcio Solfito di calcio NaNO 3 Triossonitrato (V) di sodio Nitrato di sodio NaNO 2 Diossonitrato (III) di sodio Nitrito di sodio Sali con atomi di idrogeno Idrogeno + nome del sale corrispondente NaHCO 3 idrogenotriossocarbonato (IV) di sodio Bicarbonato di sodio KHSO 3 idrogenotriossosolfato (IV) di potassio Bisolfito di potassio NaH 2 PO 4 diidrogenotetraossofosfato (V) di sodio