Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale

1. Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale • 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 • 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 un atomo di cloro e uno di sodio • metano CH4 un atomo di carbonio e quattro di idrogeno • solfato di ferro (III) Fe2 (S04)3 due atomi di ferro e tre gruppi S042 -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 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 procedendo dall’alto verso il basso > il numero quantico principale (n) di una unità > 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 s2 p6) • Lungo ciascun periodo procedendo da SN verso DX, (escludendo le serie di transizione che rappresentano delle stasi), aumenta il numero atomico (Z) per riempimento progressivo degli orbitali  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.) • 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 • Nel caso di composti ionici il n.ox. corrisponde all’effettiva carica dell’atomo • 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. BaCl2 ioni Ba2+ e ioni 2Cl-Ba perde 2 e- ed il Cl uno per atomo • Uno stesso elemento può presentare n.ox. diversi.

6. n.ox. = 0: in tutti gli elementiallo stato elementare e quando gli atomi presenti nella molecola sono uguali, cioè non esiste differenza di elettronegatività. Es: H2; Br2; O2 • La somma algebrica dei n.ox. di uno ione è uguale alla sua carica. Quindi, il n.ox. dell’N nello ione ammonio NH4+ è -3. • In tutti i composti l'ossigeno ha n.ox. = -2 (tranne nei perossidi dove n.ox. = -1Es. H2O2; nei superossidi è -1/2) • In tutti i composti l'idrogeno ha n.ox. = +1 (tranne negli idruri metallici NaH in cui è -1) • 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 H2SO4 si procede così: 0 = -8 (O) + 2 (H) + S quindi S = + 6 Il n.ox di un composto si assegna secondo le seguenti regole:

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

8. 1) Nomenclaturadei composti binari • L'idrogeno e l'ossigeno danno composti chimici diversi a seconda che reagiscano conmetalli (Me) o non metalli (n-Me): • IDRURI • IDRACIDI • OSSIDI BASICI • OSSIDI ACIDI

9. 1) Nomenclaturadei composti binari In generale: • Nome  • genericamente l'elemento più elettronegativo (non metallo) ovvero l'unità negativa deve essere enunciato prima dell'elemento meno elettronegativo (metallo) ovvero l'unità positivalasciando invariato il nome del primo elemento e addizionando il suffisso—UROal secondo • Formula bruta  • al contrario, si ottiene indicando prima l'unità positiva (metallo) e poi quella negativa (non metallo). • Es. • HCl = cloruro di idrogeno; • H2S = acido solfidrico o solfuro di idrogeno; • NaCl = cloruro di sodio; • KBr = bromuro di potassio

10. 1) Nomenclaturadei composti binari IDROGENO: • H2+ Me IDRURI salini “idruro di + me” Idrogeno combinato con metalli del I o II gruppo (H ha n.ox. -1). In soluzione acquosa riducono l’H2O formando OH- (H- + H2O  OH- + H2). NaH = idruro di sodio; CaH2=idruro di calcio • H2+ n-Me IDRACIDI  “acido…idrico”(trad.); “-uro….” (IUPAC) Es. H2+Cl2 2HCl Idrogeno combinato con elementi dei gruppi 3 7 (H ha n.ox. +1). In soluzione acquosa formano H3O+ HCl = acido cloridrico o cloruro di idrogeno; H2S = acido solfidrico o solfuro di idrogeno;

11. 1) Nomenclaturadei composti binari OSSIGENO: (n.ox -2) • O2+ MeOSSIDI BASICI  “ossido di + me” Es. 4Al+ 3O2 2Al2O3ossido 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 Mex+ e dallo ione ossido O2- (n.ox. -2). In soluzione acquosa formano basi (K2O + H2O  2KOH) K2O = ossido di potassio; Na2O = ossido di sodio; • O2+ n-MeOSSIDI ACIDI o ANIDRIDI  “ossido di + n-Me” (IUPAC); “anidride…” (trad.) Es. O2+S  SO2anidride solforosa o triossido di zolfo 3O2+2N2  2N2O3anidride nitrosa o triossido di diazoto Ossigeno legato covalentemente ad A con elevata elettronegatività (Si, N P, CI. Br, ecc.). In soluzione acquosa formano acidi (Cl2O + H2O  2HClO). CO2 = diossido di carbonio o anidride carbonica; Cl2O = ossido di dicloro o anidride ipoclorosa)

12. 1) Nomenclaturadei 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 O22- 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 ossidodi magnesio, CO ossido di carbonio; H2O2 perossido di idrogeno o acqua ossigenata;

13. 1) Nomenclaturadei 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. PH3 fosfuro di idrogeno, HI ioduro di idrogeno, NO monossido di azoto, H2S solfuro di idrogeno

14. 1) Nomenclaturadei composti binari • Secondo la nomenclatura tradizionale, QUANDO UN ATOMOHAPIÙ n.OXsi usano suffissi e prefissi diversi (che non danno nessuna indicazione sul n.ox): • Nel caso di2 STATI DI OSSIDAZIONE • suffisso -OSO per il n.ox < • sufisso -ICO per il n.ox > • Es. • Fe (n.ox +2, +3 perché 3d6 4s2) quindi: • FeCl2 cloruro ferroso; • FeCl3 cloruro ferrico • FeO ossido di ferro o ossido ferroso; • Fe2O3 triossido di ferro o ossido ferrico

15. 1) Nomenclaturadei composti binari • Nel caso di 4 STATI DI OSSIDAZIONE: prefisso –IPOe suffisso -OSO per il n.ox minore suffisso -OSO per il 2° n.ox sufisso -ICO per il 3° n.ox prefisso –PERe suffisso -ICO per il max n.ox • Es. Cl può avere n.ox. 1, 3, 5, 7 quindi: n.ox. +1IPO---OSO anidride Ipoclorosa Cl2O n.ox. +3-------OSO anidride Clorosa Cl2O3 n.ox. +5--------ICO anidride Clorica Cl2O5 n.ox. +7PER---ICO anidride Perclorica Cl2O7

16. 1) Nomenclaturadei composti binari • Da tener conto che nella nomenclaturaIUPAC 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, ... • Inoltre, se l'elemento possiede più stati di ossidazione si può indicare il n.ox. dell'elemento mediante numero romano fra parentesi. • Es. • FeCl2 cloruro ferroso  anche dicloruro di ferro (II); • FeCl3 cloruro ferrico  anche tricloruro di ferro (III); • N2O3 ossido di azoto  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 • [O2 + Me(ossidi basici)] + H2OIDROSSIDI o BASI, [Me(OH)x] “idrossido di + me” Es. Al2O3 + 3H2O  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 Mex+ 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) • [O2 + n-Me (anidridi)] + H2OOSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI, [Hxn-MeOy] “acido....oso/ico” Es. CO2 + H2O 2H2CO3 (H2SO4 = acido solforico; H2CO3 = acido carbonico; HNO2 = acido nitroso) • Metallo + Acido  SALE (Dipendentemente dalla reazione che li origina  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. (CaCl2 = cloruro di calcio; NaNO3 = nitrato di sodio; CaSO4 = solfato di calcio)

19. 2)Nomenclaturadei composti composti ternari(Ossiacidi) Il nome degli ossiacidi rispecchia quello delle corrispondenti anidridi: n.ox. +1IPO---OSOanidride IpoclorosaCl2O + H2O  Ac. IpoclorosoHCIO n.ox. +3-------OSOanidride ClorosaCl2O3 + H2O  Ac. ClorosoHClO2 n.ox. +5--------ICOanidride CloricaCl2O5 + H2O  Ac. CloricoHClO3 n.ox. +7PER---ICOanidride Perclorica Cl2O7 + H2O  Ac. PercloricoHClO4

20. 2)Nomenclaturadei 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 + 1H2Oacido meta • Anidride + 2H2O acido piro • Anidride + 3H2O acido orto • In genere il prefisso "orto" è sottinteso: • P2O5 + H2O  HPO3 acido metafosforico • P2O5 + 2H2O H4P2O7 acido pirofosforico • P2O5 + 3H2O  H3PO4 acido (orto)fosforico o fosforico

21. 2)Nomenclaturadei composti composti ternari(Sali) I sali si possono ottenere da : • IDRACIDO + IDROSSIDO; Es. HCl + NaOH NaCl +H2O • OSSIACIDO + IDROSSIDO;ES. H2CO3 + NaOH NaHCO3 • OSSIACIDO + OSSIDO; Es. H2CO3 + CaO CaCO3+ H2O • ANIDRIDE + OSSIDO; Es. CO2 + CaO CaCO3 • ANIDRIDE + IDROSSIDO; Es. CO2 + Ca(OH)2CaCO3+ H2O • 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. AgNO3+NaCl  AgCl (solido) + NaNO3

22. 2)Nomenclaturadei composti composti ternari (Sali) I nomi dei Sali, nella nomenclatura tradizionale, derivano da quelli degli acidi corrispondenti : • Se il sale deriva da un IDRACIDO (BINARIO) “acido…idrico” diventa “uro di…nome metallo” Es. NaOH + HClacido cloridricoNaClcloruro di sodio CaCl2 = cloruro di calcio; Fe2S3 solfuro di ferro (III); FeCl2 cloruro ferroso; FeCl3 cloruro ferrico. • Se il sale deriva da un OSSIACIDO (TERNARIO) ”-OSO”diventa “-ITO” di…nome metallo ”-ICO”diventa “-ATO” di…nome metallo Es.NaOH + HNO2acido nitrosoNaNO2 nitrito di sodio NaOH + HNO3acido nitricoNaNO3 nitrato di sodio n.ox. +1 IPO---OSO.  Ac. IpoclorosoHCIO il suo sale sarà ipoclorito di sodio NaClO n.ox. +3  -------OSO  Ac. ClorosoHClO2 il suo sale sarà clorito di sodio NaClO2 n.ox. +5  --------ICO  Ac. CloricoHClO3 il suo sale sarà clorato di sodio NaClO3 n.ox. +7  PER---ICO  Ac. PercloricoHClO4 il suo sale sarà perclorato di sodio NaClO4

23. 2)Nomenclaturadei 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 ilnumero di idrogenipresenti usando le particelle mono-, di-, tri- etc. (mono viene spesso omesso) Acido ortofosforico + idrossido di sodio H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 fosfato di sodio H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 idrogenofosfato di sodio H3PO4 + NaOH  NaH2PO4diidrogenofosfato di sodio

24. 4)Nomenclaturadei composti ionici Cationi Monoatomici nome dell’elemento + n° romano che ne indica la valenza Es. Fe2+ ione ferro (II), Fe3+ ione ferro (III). Anioni Monoatomici suffisso –UROal nome dell’A Es. I- ione ioduro Per l’O è diverso perché si usa OSSIDOEs. O2- ione ossido. Cationi Poliatomici  suffisso –ONIO al nome della base. Si tratta di ac. coniugati di basi deboli Es. NH4+ ione ammonio; H3O+ ione idrossonio. Anioni Poliatomici suffisso –ATO al nome dell’A centrale Es. SO42- ione solfato (VI), NO3- 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 indicano i rapporti secondo cui le varie specie chimiche in una data reazione scompaiono o si formano. Es. 3SO3 anidride solforica + 2Fe2(OH)3 idrossido ferrico  Fe2(SO4)3 solfato ferrico + 3H2O 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