Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale

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

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.

Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale

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.

• 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.

Tavola periodica degli elementi

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.

Il n.ox di un composto si assegna secondo le seguenti regole:

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; 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. = -1 Es.

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

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

La nomenclatura si basa sulla distinzione

fondamentale dei composti in:

1) Nomenclatura dei composti binari

 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

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 positiva lasciando invariato il nome del primo elemento e addizionando il suffisso —URO al secondo



Formula bruta 

al contrario, si ottiene indicando prima l'unità positiva (metallo) e poi quella negativa (non metallo).

Es.

HCl = cloruro di idrogeno;

H

S = acido solfidrico o solfuro di idrogeno;

NaCl = cloruro di sodio;

KBr = bromuro di potassio

1) Nomenclatura dei 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;

1) Nomenclatura dei composti binari

OSSIGENO^: (n.ox -2)

O₂ + Me  OSSIDI BASICI  “ossido di + me”

Es. 4Al+ 3O₂  2Al₂O₃ 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 (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  SO2 anidride solforosa o triossido di zolfo

3O₂+2N₂  2N2O₃ 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 (Cl₂O + H₂O  2HClO).

CO₂ = diossido di carbonio o anidride carbonica;

Cl₂O = ossido di dicloro o anidride ipoclorosa)

1) Nomenclatura dei composti binari

l’O puo anche presentare n.ox -1 combinandosi con metalli quali Na, Sr, Ba ecc. Queste molecole contengono lo ione O₂^2- 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;

H₂O₂ perossido di idrogeno o acqua ossigenata;

1) Nomenclatura dei composti binari

OSSIGENO: (n.ox -1)

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

1) Nomenclatura dei composti binari

• Secondo la nomenclatura tradizionale, QUANDO UN ATOMO HA PIÙ

n

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 3d⁶ 4s²) quindi:

FeCl₂ cloruro ferroso;

FeCl₃ cloruro ferrico

FeO ossido di ferro o ossido ferroso;

Fe₂O₃ triossido di ferro o ossido ferrico

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. +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

1) Nomenclatura dei composti binari

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, ...

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

1) Nomenclatura dei composti binari

• IDROSSIDI o BASI

• OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI

• SALI

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 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)

[O₂ + n-Me (anidridi)] + H₂O  OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI, [H_xn-MeO_y]  “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)

2) Nomenclatura dei composti composti ternari

2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Ossiacidi)

Il nome degli ossiacidi rispecchia quello delle corrispondenti anidridi:

n.ox. +1 IPO---OSO anidride Ipoclorosa Cl2O + H2O  Ac. Ipocloroso HCIO n.ox. +3  ---OSO anidride Clorosa Cl2O3 + H2O  Ac. Cloroso HClO2

n.ox. +5  ---ICO anidride Clorica Cl₂O₅ + H₂O  Ac. Clorico HClO₃ n.ox. +7  PER---ICO anidride Perclorica Cl2O7 + H2O  Ac. Perclorico HClO4

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

2) Nomenclatura dei composti composti ternari

(Ossiacidi)

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

2) Nomenclatura dei 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 NaCl cloruro 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 + HNO₂ acido nitroso  NaNO₂ nitrito di sodio NaOH + HNO₃ acido nitrico  NaNO₃ nitrato di sodio

n.ox. +1 IPO---OSO.  Ac. Ipocloroso HCIO  il suo sale sarà ipoclorito di sodio NaClO n.ox. +3  ---OSO  Ac. Cloroso HClO₂  il suo sale sarà clorito di sodio NaClO₂ n.ox. +5  ---ICO  Ac. Clorico HClO₃  il suo sale sarà clorato di sodio NaClO₃

n.ox. +7  PER---ICO  Ac. Perclorico HClO₄  il suo sale sarà perclorato di sodio NaClO₄

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

H₃PO₄ + 3 NaOH  Na₃PO₄ fosfato di sodio

H₃PO₄ + 2 NaOH Na₂HPO₄ idrogenofosfato di sodio H₃PO₄ + NaOH  NaH₂PO₄ diidrogenofosfato di sodio

2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Sali)

Cationi Monoatomici  nome dell’elemento + n° romano che ne indica la valenza Es. Fe₂⁺ ione ferro (II), Fe₃⁺ ione ferro (III).

Anioni Monoatomici  suffisso –URO al nome dell’A Es. I^- ione ioduro Per l’O è diverso perché si usa OSSIDO Es. 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. SO₄^2- ione solfato (VI), NO₃^- ione nitrato (V).

4) Nomenclatura dei composti ionici

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