Nomenclatura

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Nomenclatura

  1. 1. Chimica Generale ed Inorganica Dr. Simona Concilio Università di Salerno
  2. 2. Lezione 1. Nomenclatura chimica.
  3. 3. Tipi di formule chimiche In una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici numerici indicano la specie e il numero di ciascun atomo presente nella più piccola unità di sostanza. 1. La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula empirica HO poiché contiene 1 parte in massa di H per ogni 16 parti in massa di O. 2. La formula molecolare mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula molecolare H2O2. 3. La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami tra di essi. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula di struttura H—O—O—H.
  4. 4. FORMULA DI STRUTTURA: indica come gli atomi di una molecola sono uniti tra loro e come sono disposti nello spazio CH: C2H2 o C6H6 ? H H H C C H H C C C C H C C H H 4
  5. 5. 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. 5
  6. 6. 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 CaCl2, Mg in MgF2: bivalenti N in NH3, P in PH3: trivalenti C in CH4: tetravalenti La valenza coincide con il La valenza coincide con il numero di atomi di numero di atomi di idrogeno, oodi altri atomi idrogeno, di altri atomi equivalenti che un equivalenti che un elemento può legare oo elemento può legare sostituire sostituire 6
  7. 7. 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 Gruppo nel sistema periodico Na 1s22s22p6 3s1 1A, 1 Si 1s22s22p6 3s23p2 4A, 14 Ti 1s22s22p6 3s23p6 4s23d2 4B As 1s22s22p6 3s23p63d10 4s24p3 5A, 15 7
  8. 8. 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 (s2p6 o s2 per quelli vicino all’elio). Gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica ad ottetto s2p6, condividendo, strappando o cedendo elettroni (regola dell’ottetto). 8
  9. 9. 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 CH4 C2H6 C2H4 C2H2 Valenza 4 4 4 4 9 N. ossidaz. -4 -3 -2 -1
  10. 10. Numero di ossidazione 1. Numeri di ossidazione del carbonio: C = 0; CH4 = -4; CO= + 2; CO2= + 4; H2CO3 = ?; C3H6 = ?; C6H6 = ? 2. Numeri di ossidazione dell’azoto: N2 = 0, NO = +2; NH3 = -3; HNO3 = ? HNO2 = ? N2H4 = ? 3. molecola la ?; N in NH4+ = ?; S in SO 2- = ? In una O in OH-: somma algebrica dei n.o. degli4atomi è 0. In uno ione la somma algebrica è uguale alla carica dello ione 10
  11. 11. 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)  Il n.o. di una specie elementare è zero. 2)  Nel calcolo del n.o. non si tiene conto dei legami tra atomi  dello stesso elemento. 3)  Il n.o. di un catione o di un anione corrisponde alla propria  carica. 4)  L’idrogeno H ha sempre n.o. +1, tranne che negli idruri  (composti binari con i metalli) in cui presenta n.o. –1. 5)  L’ossigeno O ha sempre n.o. –2, tranne in OF2 (n.o. +2) nei  perossidi (-O-O-, n.o. –1) e nei superossidi (n.o. –1/2).  11
  12. 12. • 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. + 2. • 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.  12
  13. 13. Elemento Esempio Ferro ferr- Ossido ferroso Iodio iod- Iodato, ioduro Rame rame- Ossido rameico Nichel ELEMENTI Radice 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 13
  14. 14. Sia i metalli che i non metalli formano, nei loro numeri di ossidazione  positivi, composti binari con l’ossigeno  OSSIDI METALLO + OSSIGENO OSSIDO BASICO (OSSIDO) NON METALLO + OSSIGENO 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…) 14
  15. 15. Metallo + Ossigeno: MxOy Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: Si semplificano gli indici  nel caso siano divisibili  per uno stesso numero M(+1)  +  O(2-)  M2O M(+2)  +  O(2-)  MO M(+3)  +  O(2-)  M2O3 M(+4)  +  O(2-)  MO2 Non metallo + Ossigeno: MxOy x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: E(+1)  +  O(2-)  E2O E(+2)  +  O(2-)  EO E(+3)  +  O(2-)  E2O3 E(+4)  +  O(2-)  EO2 E(+5)  +  O(2-)  E2O5 15
  16. 16. Ossidi metallici Na2O: Monossido di disodio Fe2O3: Triossido di diferro BaO: Monossido di bario Li2O: Monossido di dilitio SnO2: Diossido di stagno 16
  17. 17. Ossidi non metallici Cl2O: Monossido di dicloro Cl2O3: Triossido di dicloro Cl2O5: Pentossido di dicloro Cl2O7: Eptossido di dicloro CO: Monossido di carbonio CO2: Diossido di carbonio SO2: Diossido di zolfo SO3: Triossido di zolfo 17
  18. 18. 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) 18
  19. 19. 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 IPO- e PERper distinguere i possibili composti: +1 Cl2O anidride ipoclorosa +3 +5 +7 Cl2O3 anidride clorosa Cl2O5 anidride clorica Cl2O7 anidride perclorica Rapporto: 2 a 3  prefisso sesqui 19
  20. 20. IDROSSIDI (BASI) Derivano formalmente dalla reazione di ossidi basici  (ossidi metallici) con acqua: K2O + H2O → 2 KOH Sono costituiti dallo ione METALLICO positivo Mn+  e  da  n  IONI  OSSIDRILI  OH-.  Valgono  le  stesse  regole per la nomenclatura: NaOH (Mono)Idrossido di sodio Fe(OH)2 Diidrossido di ferro Fe(OH)3  Triidrossido di ferro Ca(OH)2 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 20
  21. 21. 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 idrossido ferroso idrossido ferrico NaOH Fe(OH)2 Fe(OH)3 Na2O + H2O  2NaOH (idrossido di sodio, soda caustica) CaO (calce viva) + H2O  Ca(OH)2 (diidrossido di calcio, calce spenta) 21
  22. 22. ACIDI IDRACIDI ACIDI OSSIGENATI OSSIDI ACIDI 22
  23. 23. 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 H2S 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) 23
  24. 24. Acidi Ossigenati •Derivano dalle anidridi per formale addizione di H2O. •Nella formula si scrive dapprima l’H, quindi il simbolo dell’elemento, ed infine l’ossigeno. •Al nome dell’acido si associano gli stessi prefissi e suffissi dell’anidride da cui deriva. (anidride solforosa) SO2 + H2O  H2SO3 (acido solforoso) (anidride solforica) SO3 + H2O  H2SO4 (acido solforico) (anidride nitrica) N2O5 + H2O  H2N2O6  2HNO3 (acido nitrico) (anidride carbonica) CO2 + H2O  H2CO3 (acido carbonico) 24
  25. 25. Acidi Ossigenati (Anidride ipoclorosa) Cl2O + H2O  H2Cl2O2  2HClO (acido ipocloroso) (Anidride clorosa) Cl2O3 + H2O  H2Cl2O4  2HClO2 (acido cloroso) (Anidride clorica) Cl2O5 + H2O  H2Cl2O6  2HClO3 (acido clorico) (Anidride perclorica) Cl2O7 + H2O  H2Cl2O8  2HClO4 (acido perclorico) (Anidride bromica) Br2O5 + H2O  H2Br2O6  2HBrO3 (acido bromico) (Anidride bromosa) Br2O3 + H2O  H2Br2O4  2HBrO2 (acido bromoso) 25
  26. 26. Ioni Poliatomici, ossoanioni Quello che resta di un acido ossigenato per perdita di atomi di idrogeno si chiama radicale acido. Per ogni idrogeno tolto si aggiunge una carica negativa. Il numero delle cariche costituisce la valenza del radicale Si usano suffissi diversi da quelli dei corrispondenti acidi: -OSO  -ITO -ICO  -ATO ClOIone CO32Ione carbonato NO2Ione nitrito NO3Ione nitrato SO32Ione solfito SO42Ione solfato ClO2Ione ClO3Ione ClO4Ione BrO4Ione ipoclorito clorito clorato perclorato BrOIone BrO2Ione BrO3Ione ipobromito bromito bromato perbromato 26
  27. 27. Ossoanioni contenenti idrogeno La perdita parziale di ioni H+ dà luogo a radicali ionici negativi indicati col prefisso IDROGENO-: HSO4-  ione idrogenosolfato E, se necessario, anche i prefissi mono-, di-, tri- per indicare il numero di ioni H+: H2PO4-  ione diidrogenofosfato HPO42H2PO4HCO3HSO4HSO3Ione Ione Ione Ione Ione Idrogeno Diidrogeno Idrogeno Idrogeno Idrogeno -fosfato -fosfato -carbonato -solfato -solfito Bicarbonato, bisolfato, bisolfito Nomenclatura corrente: prefisso “bi” 27
  28. 28. Nomenclatura Chimica – Acidi ossigenati III e IV Gruppo Elemento Carbonio Acido Anione +3 – BO2metaborato +3 Boro no. ox H3BO3 Acido (orto)borico BO33ortoborato +4 H2CO3 Acido carbonico CO32carbonato +4 – CO44ortocarbonato +4 – C2O76pirocarbonato Struttura
  29. 29. V Gruppo Elemento Anione +3 HNO2 Acido nitroso NO2nitrito HNO3 Acido nitrico NO3nitrato +1 H3PO2 Acido ipofosforoso (Acido fosfinico) H2PO2ipofosfito (fosfinato) +3 H3PO3 Acido fosforoso (Acido fosfonico) HPO32fosfito (fosfonato) +5 H3PO4 Acido (orto)fosforico PO43(orto)fosfato +5 Fosforo Acido +5 Azoto no. ox H4P2O7 Acido pirofosforico Struttura P2O74pirofosfato Si noti la particolarità degli acidi fosfinico e fosfonico che hanno rispettivamente due e un idrogeno direttamente legato all'elemento caratteristico.
  30. 30. VI Gruppo Elemento Zolfo no. ox Acido Anione +4 H2SO3 Acido solforoso SO32solfito +6 H2SO4 Acido solforico SO42solfato +4/0 – S2O32tiosolfato +4 (+3/+5) Struttura S2O52– disolfito (o metabisolfito) ione disolfito (no ossigeno a ponte!)
  31. 31. VI Gruppo Elemento no. ox Acido Anione +6 H2S2O7 Acido disolforico S2O72disolfato +7 H2S2O8 Acido perossodisolforico S2O82persolfato (perossodiso lfato) +3 – S2O42ditionito +5 H2S2O6 Acido ditionico S2O62ditionato +5 (0) Acidi politionici: Catene di atomi di S con gruppi -SO3H alle estre- mità (acidi tri-, tetra-, penta-, ... n-tionici) Esempio: S4O62tetrationato Struttura es: acido tetrationico (un acido politionico)
  32. 32. VII Gruppo Elemento Cloro no. ox Acido Anione +1 HClO Acido ipocloroso ClOipoclorito +3 HClO2 Acido cloroso ClO2clorito +5 HClO3 Acido clorico ClO3clorato +7 HClO4 Acido perclorico ClO4perclorato Struttura
  33. 33. VII Gruppo Elemento Anione Struttura +1 HBrO Acido ipobromoso BrOipobromito vedi acido ipocloroso HBrO3 Acido bromico BrO3bromato vedi acido clorico +7 Iodio Acido +5 Bromo no. ox HBrO4 Acido perbromico BrO4perbromato vedi acido perclorico +1 HIO Acido ipoiodoso IOipoiodito vedi acido ipocloroso +5 HIO3 Acido iodico IO3iodato vedi acido clorico +7 HIO4 Acido periodico IO4periodato vedi acido perclorico +7 Lo iodio a n.o. +7, oltre all’acido periodico (detto acido metaperiodico), forma altri due ossiacidi, mesoperiodico (H3IO5) e ortoperiodico (H5IO6).
  34. 34. COMPOSTI BINARI CON L’IDROGENO Oltre agli IDRACIDI, esistono altri composti binari con l’idrogeno L’ossigeno, come lo zolfo in H2S, forma l’acqua H2O Gli elementi del Vo gruppo si legano ad H nei loro n.o. negativi (-3): NH3 ammoniaca PH3 fosfina AsH3 arsina SbH3 stibina  Il carbonio, il silicio e il boro formano i seguenti composti: CH4 metano SiH4 silano BH3 borano I metalli si combinano con l’idrogeno avente n.o. –1 formando composti comunemente detti IDRURI METALLICI: AlH3 idruro di alluminio 34 LiH idruro di litio
  35. 35. I sali si originano per reazione tra un composto derivato da un metallo (ossido basico, idrossido o il metallo stesso) e un composto derivato da un non metallo (anidride, acido o lo stesso non metallo) Un sale è costituito da una parte metallica (ione del metallo o altro catione tra quelli descritti) e da una parte non metallica (un radicale acido o altri anioni). Il NOME del sale è dato dal corrispondente Radicale acido completo di suffissi e prefissi, seguito dal nome dello ione positivo con i suffissi –OSO e –ICO a seconda del n.o. La FORMULA di un sale si compone del simbolo del metallo (o dello ione positivo) seguito dal simbolo del radicale acido. Al primo diamo come indice la valenza del secondo e viceversa, poi, se è possibile, si semplificano gli indici dividendoli per uno stesso numero. 35
  36. 36. Esempi SOLFATO FERROSO: S (zolfo), non metallo, (suffisso –ATO) SO3: anidride solforica n.o. CARBONATO SODICO: +6 H2SO4: acido solforico SO42- : radicale solfato (valenza 2) Fe (ferro), metallo, n.o. +2 (suffisso – OSO) Fe2+ ione ferroso (valenza 2) C (carbonio), non metallo, n.o. +4 (suffisso –ATO) CO2: anidride carbonica H2CO3: acido carbonico CO32-: radicale carbonato (valenza 2) Na (sodio), metallo, n.o. +1 (suffisso – ICO) Na+: ione sodico (valenza 1) Fe2(SO4)2 semplificando FeSO4 Na2CO3 36
  37. 37. Esempi PERCLORATO RAMEICO: Cl (cloro), non metallo, n.o. +7 (prefisso –PER e suffisso –ATO) Cl2O7: anidride perclorica HClO4: acido perclorico ClO4-: radicale perclorato (valenza 1) Cu (rame), metallo, n.o. +2 (suffisso –ICO) Cu2+ : ione rameico (valenza 2) Cu(ClO4)2 IPOIODITO POTASSICO: I (iodio), non metallo, n.o. +1 (prefisso –IPO e suffisso –ITO) I2O: anidride ipoiodosa HIO: acido ipoiodoso IO- : radicale ipoiodito (valenza 1) K (potassio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO) K+ : ione potassico (valenza 1) KIO 37
  38. 38. Esempi K2CO3: Cu(NO3)2: CuCl: FeCl3: Fe2(SO3)3: Na2SO4: BaSO4: Na3PO4: Al2S3: AlPO4: MnCl2: KMnO4: NH4Cl: carbonato potassico nitrato rameico cloruro rameoso cloruro ferrico solfito ferrico solfato sodico solfato di bario fosfato sodico solfuro di alluminio fosfato di alluminio cloruro di manganese permanganato di potassio cloruro di ammonio 38

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