Biologia 05 - Nomenclatura Chimica

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  Biologia 05  Nomenclatura chimica 1 Biologia 05  Nomenclatura chimica La nomenclatura chimica permette di identificare i composti mediante un nome specifico, che si definisce a partire dalla formula della sostanza. Alcuni composti sono indicati prevalentemente con il loro nome comune: sono un esempio l'acqua (H2O) e l'ammoniaca (NH3). Nella maggior parte dei casi però per attribuire il nome ai differenti composti si utilizzano alcune regole codificate. Esistono diversi sistemi di nomenclatura: 1. La nomenclatura tradizionale è basata principalmente sulla divisione degli  elementi in metalli e non metalli e tiene conto dello stato di ossidazione degli atomi che formano la molecola. 2. La nomenclatura di Stock , fornisce informazioni più chiare sullo stato di ossidazione degli elementi; essa infatti indica gli stati di oss idazione con cifre romane poste tra parentesi. 3. La nomenclatura IUPAC  è basata sulle regole redatte dalla IUPAC. Essa consente di evidenziare, in modo chiaro e immediato, la relazione fra i l nome di un  composto e la sua formula chimica. Numeri di ossidazione Il concetto di numero di ossidazione è un’estensione del concetto di elettronegatività. Esso indica la carica che un atomo assumerebbe in un composto se tutti i legami che lo coinvolgono fossero completamente ionici. Si consideri, come esempio, la molecola HCl. Il legame è eteropolare, quindi Cl tenderà ad attirare maggiormente la coppia di elettroni di legame a sé. Se, per un attimo, si “congelasse” la molecola e si staccassero i due atomi, Cl avrebbe un elettrone in più e H uno in meno. Il numero di ossidazione di H sarà +1 (perché perde un elettrone); quello di Cl sarà -1. Va detto che uno stesso elemento può avere numeri di ossidazione diversi, a seconda dell’elettronegatività e del numero di atomi che lega; se, ad esempio, l’idrogeno si combina con Na (a formare NaH), allora il suo numero di ossidazione sarà -1 perché, essendo il più elettronegativo, tenderà a prendere su di sé l’elettrone. Per ricavare i numeri di ossidazione dobbiamo conoscere, quindi, le configurazioni elettroniche dei composti. Dal concetto di numero di ossi dazione, si ottengono le seguenti regole fisse:  Le molecole, nel complesso, sono neutre. Questo perché la molecola contiene, in totale, un numero di elettroni e di protoni uguale  Per il motivo suddetto, anche gli atomi sono neutri, mentre gli ioni hanno numero di ossidazione pari alla loro carica (Ca 2+  ha +2, H +  ha +1,…)  Ossigeno: ha sempre -2 (perché di solito forma due legami con composti meno elettronegativi). Eccezioni:  Perossidi, in cui vale -1. In questi composti sono presenti due molecole di ossigeno legate tra loro (O-O); per questo, ognuno dei due ha solo un elettrone disponibile per altri legami. Fa eccezione il perossido di fluoro (FOOF) dove F, essendo più elettronegativo di O, prende l’elettrone su di sé. In questo caso, O ha numero di ossidazione +1   Anione superossido (O 2 - ), dove vale -0.5. Quando si assegna numero di ossidazione -1, vuol dire che i due elettroni di legame sono convogliati sull’elemento. Nel caso dell’anione superossido, però, un elettrone già c’è; quindi, c’è “posto” solo per un altro elettrone (ovvero la metà di -1, ovvero -0,5)  Idrogeno: ha +1 se è combinato con non metallo (più elettronegativo), mentre ha -1 se è combinato con un metallo (meno elettronegativo). Tenendo ben presenti queste regole, è possibile ricavare i numeri di ossidazione di tutti i costituenti di una molecola.

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  • Biologia 05 Nomenclatura chimica 1

    Biologia 05 Nomenclatura chimica

    La nomenclatura chimica permette di identificare i composti mediante un nome specifico, che si definisce a partire dalla formula della sostanza. Alcuni composti sono indicati prevalentemente con il loro nome comune: sono un esempio l'acqua (H2O) e l'ammoniaca (NH3). Nella maggior parte dei casi per per attribuire il nome ai differenti composti si utilizzano alcune regole codificate. Esistono diversi sistemi di nomenclatura:

    1. La nomenclatura tradizionale basata principalmente sulla divisione degli elementi in metalli e non metalli e tiene conto dello stato di ossidazione degli atomi che formano la molecola.

    2. La nomenclatura di Stock, fornisce informazioni pi chiare sullo stato di ossidazione degli elementi; essa infatti indica gli stati di ossidazione con cifre romane poste tra parentesi.

    3. La nomenclatura IUPAC basata sulle regole redatte dalla IUPAC. Essa consente di evidenziare, in modo chiaro e immediato, la relazione fra il nome di un composto e la sua formula chimica.

    Numeri di ossidazione Il concetto di numero di ossidazione unestensione del concetto di elettronegativit. Esso indica la carica che un atomo assumerebbe in un composto se tutti i legami che lo coinvolgono fossero completamente ionici. Si consideri, come esempio, la molecola HCl. Il legame eteropolare, quindi Cl tender ad attirare maggiormente la coppia di elettroni di legame a s. Se, per un attimo, si congelasse la molecola e si staccassero i due atomi, Cl avrebbe un elettrone in pi e H uno in meno. Il numero di ossidazione di H sar +1 (perch perde un elettrone); quello di Cl sar -1. Va detto che uno stesso elemento pu avere numeri di ossidazione diversi, a seconda dellelettronegativit e del numero di atomi che lega; se, ad esempio, lidrogeno si combina con Na (a formare NaH), allora il suo numero di ossidazione sar -1 perch, essendo il pi elettronegativo, tender a prendere su di s lelettrone. Per ricavare i numeri di ossidazione dobbiamo conoscere, quindi, le configurazioni elettroniche dei composti. Dal concetto di numero di ossidazione, si ottengono le seguenti regole fisse:

    Le molecole, nel complesso, sono neutre. Questo perch la molecola contiene, in totale, un numero di elettroni e di protoni uguale

    Per il motivo suddetto, anche gli atomi sono neutri, mentre gli ioni hanno numero di ossidazione pari alla loro carica (Ca2+ ha +2, H+ ha +1,)

    Ossigeno: ha sempre -2 (perch di solito forma due legami con composti meno elettronegativi). Eccezioni:

    Perossidi, in cui vale -1. In questi composti sono presenti due molecole di ossigeno legate tra loro (O-O); per questo, ognuno dei due ha solo un elettrone disponibile per altri legami. Fa eccezione il perossido di fluoro (FOOF) dove F, essendo pi elettronegativo di O, prende lelettrone su di s. In questo caso, O ha numero di ossidazione +1

    Anione superossido (O2-), dove vale -0.5.

    Quando si assegna numero di ossidazione -1, vuol dire che i due elettroni di legame sono convogliati sullelemento. Nel caso dellanione superossido, per, un elettrone gi c; quindi, c posto solo per un altro elettrone (ovvero la met di -1, ovvero -0,5)

    Idrogeno: ha +1 se combinato con non metallo (pi elettronegativo), mentre ha -1 se combinato con un metallo (meno elettronegativo).

    Tenendo ben presenti queste regole, possibile ricavare i numeri di ossidazione di tutti i costituenti di una molecola.

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    Composti binari Con ossigeno

    Ossidi acidi (o anidridi)

    Sono composti formati dalla combinazione dellossigeno con un non metallo. Lossigeno ha sempre numero di ossidazione pari a -2. Nella nomenclatura tradizionale, si usano dei prefissi e dei suffissi per indicare diversi composti di un elemento che ha pi di un numero di ossidazione.

    Se un elemento ha due diversi numeri di ossidazione: Composto in cui presente col numero di ossidazione maggiore termina col suffisso ico Composto in cui presente col numero di ossidazione minore prende il suffisso oso.

    Ad esempio, lo zolfo ha due numeri di ossidazione: +3 e +4. Nel composto S2O3 lo zolfo ha numero di ossidazione +3, quindi la molecola prende il nome di ossido solfor-oso. Nel composto SO2 lo zolfo ha numero di ossidazione +4, quindi la molecola prende il nome di ossido solfor-ico.

    Se un elemento ha quattro diversi numeri di ossidazione: Composto in cui presente col numero di ossidazione maggiore prende il suffisso per- e il

    suffisso ico Composto in cui presente col secondo numero di ossidazione prende il suffisso ico Composto in cui presente col terzo numero di ossidazione prende il suffisso oso Composto in cui presente col numero di ossidazione pi basso prende il prefisso ipo- e

    il suffisso oso. Ad esempio, il cloro ha quattro numeri di ossidazione: +1, +3, +5 e +7. Nel composto Cl2O il cloro ha numero di ossidazione +1, quindi la molecola prende il nome di ossido ipo-clor-oso. Nel composto Cl2O3 il cloro ha numero di ossidazione +3, quindi la molecola prende il nome di ossido clor-oso. Nel composto Cl2O5 il cloro ha numero di ossidazione +5, quindi la molecola prende il nome di ossido clor-ico. Nel composto Cl2O7 il cloro ha numero di ossidazione +7, quindi la molecola prende il nome di ossido per-clor-ico.

    Ossidi basici

    Sono composti formati dalla combinazione dellossigeno con un metallo. Lossigeno ha sempre numero di ossidazione pari a -2. Nel caso di elementi con pi di un numero di ossidazione si segue la stessa regola per la nomenclatura degli ossidi acidi. Alcuni esempi: K2O (ossido di potassio), CaO (ossido di calcio), FeO (ossido ferroso), Fe2O3 (ossido ferrico). Perossidi

    Sono composti in cui lossigeno assume di solito valenza -1 ed legato a metalli alcalini o alcalino terrosi o alogeni (gli alogeni sono gli elementi del VIIA). La valenza -1 dellossigeno dovuta al fatto che essp legato ad un altro ossigeno (O-O). In questo modo, ognuno dei due impegner uno dei due elettroni di valenza originari per legare laltro. Ogni ossigeno avr, quindi, alla fine solo un elettrone di valenza, e quindi numero di ossidazione -1. Alcuni esempi: H2O2 (perossido di idrogeno), BaO2 (perossido di bario), Cl2O2 (perossido di cloro), F2O2 (perossido di fluoro). Questultimo ha una particolarit: essendo i due ossigeni legati al fluoro (che lelemento pi elettronegativo della tavola periodica), avranno numero di ossidazione +1, in quanto cederanno il loro elettrone al fluoro

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    Con idrogeno

    Idracidi

    Sono composti formati dalla combinazione dellidrogeno con un non metallo del gruppo VIA o VIIA. Lidrogeno ha sempre numero di ossidazione pari a +1. Vengono chiamati aggiungendo al nome del non metallo il suffisso idrico. Alcuni esempi: HF (acido fluoridrico), HI (acido iodidrico), H2S (acido solfidrico), H2O (acido ossidrico).

    Idruri

    Sono composti formati dalla combinazione dellidrogeno con un metallo. Lidrogeno ha sempre numero di ossidazione pari a -1. Alcuni esempi: CaH2 (idruro di calcio), KH (idruro di potassio), NaH (idruro di sodio), MgH2 (idruro di magnesio). Composti ternari

    Ossiacidi

    Sono composti formati da idrogeno, un non metallo e ossigeno. Si formano per reazione degli ossidi acidi con lacqua. Nel caso di elementi con pi di un numero di ossidazione si segue la stessa regola per la nomenclatura degli ossidi acidi. Alcuni esempi: HNO3 (acido nitrico), H2CO3 (acido carbonico), H2SO4 (acido solforico), HClO (acido ipocloroso), HClO2 (acido cloroso), HClO3 (acido clorico), HClO4 (acido perclorico).

    Idrossidi

    Sono composti formati da un metallo e dal gruppo OH, che si chiama anche ossidrile e ha sempre valenza complessiva pari a -1. Il gruppo ossidrilico si comporta come se fosse un singolo elemento, per questo si scrive tra parentesi. Gli idrossidi sono delle potenti basi. Alcuni esempi: KOH (idrossido di potassio), Ca(OH)2 (idrossido di calcio), Fe(OH)2 (ossido ferroso), Fe(OH)3 (idrossido ferrico). Radicali Sono ioni mono o biatomici (in casi particolari triatomici) derivanti dalla perdita di uno o pi idrogeni da parte di un acido (deprotonazione completa o incompleta). Nella maggior parte dei casi i radicali sono privi di idrogeno, ma in alcuni casi pu rimanere un idrogeno dellacido originale se questo era un acido poliprotico (con pi di un idrogeno, ad esempio H3PO4 che genera oltre a PO4

    -3 anche radicali HPO4-2 e H2PO4

    -). I radicali, anche quando sono poliatomici, si comportano come se fossero un singolo elemento e pertanto si scrivono tra parentesi. Il loro numero di ossidazione negativo ed pari al numero di idrogeni rimossi dallacido originale. I radicali derivanti dagli idracidi sono sempre ioni monoatomici e si nominano aggiungendo al non metallo il suffisso uro. Ad esempio:

    HF (acido fluoridrico) F-1 (floruro) HI (acido iodidrico) I-1 (ioduro) H2S (acido solfidrico) S

    -2 (solfuro)

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    I radicali derivanti dagli ossiacidi sono sempre biatomici e comprendono lossigeno. Si nominano sostituendo il suffisso ico col suffisso ato e il suffisso oso col suffisso ito. Ad esempio:

    HNO3 (acido nitrico) (NO3)-1 (nitrato)

    H2CO3 (acido carbonico) (CO3)-2 (carbonato)

    H2SO4 (acido solforico) (SO4)-2 (solfato)

    HClO (acido ipocloroso) (ClO)-1 (ipoclorito) HClO2 (acido cloroso) (ClO2)

    -1 (clorito)

    HClO3 (acido clorico) (ClO3)-1 (clorato)

    HClO4 (acido perclorico) (ClO4)-1 (perclorato).

    Sali Sono composti formati da un metallo e dal radicale di un acido.

    Sali neutri binari

    Sono composti formati da un metallo e dal radicale di un idracido. Solitamente derivano dalla reazione di un idracido con un idrossido. Si nominano col nome del radicale seguito dal nome del metallo. Alcuni esempi: NaCl (cloruro di sodio), CaSO4 (solfato di calcio), KF (fluoruro di potassio), MgI2 (ioduro di magnesio). Sali neutri ternari

    Sono composti formati da un metallo e dal radicale di un ossiacido. Solitamente derivano dalla reazione di un ossiacido con un idrossido. Si nominano col nome del radicale seguito dal nome del metallo. Alcuni esempi: KNO3 (nitrato di potassio sal nitro), Na2SO4 (solfato di sodio), CaCO3 (carbonato di calcio), NaClO (ipoclorito di sodio), NaClO2 (clorito di sodio), NaClO3 (clorato di sodio), NaClO4 (perclorato di sodio). Sali acidi quaternari

    Sono composti formati da un metallo e dal radicale non completamente deprotonato di un ossiacido. Si nominano col nome del radicale seguito da acido (se c un solo idrogeno) o diacido (se ci sono due idrogeni) e infine dal nome del metallo. Ad esempio: CaHPO4 (fosfato acido di calcio), Ca2H2PO4 (fosfato diacido di calcio).

    Sali basici quaternari

    Sono composti formati da un metallo coniugato ad uno o due ossidrili e dal radicale di un ossiacido. Si nominano col nome del radicale seguito da basico (se c un solo ossidrile) o dibasico (se ci sono due ossidrili) e infine dal nome del metallo. Ad esempio: Fe(OH)SO3 (solfito basico di ferro), Fe(OH)2SO3 (fosfato dibasico di calcio). Sali doppi

    Sono composti abbastanza rari formati dal radicale di un ossiacido e da due metalli. Si nominano col nome del radicale seguito da doppio ed infine dal nome dei due metalli. Alcuni esempi: NaKSO4 (solfato doppio di sodio e potassio), MgCa(CO3)2 (carbonato doppio di calcio e magnesio)

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    Composti Sottogrupp

    i

    Formazione Es. Formazione Tradizionale IUPAC Formula Es.

    Binari Anidridi / Ossidi Acidi

    Non metallo + O2 Anidride +

    (ipo/per) nonM +

    oso/ico

    XO + Ossido di

    XnonM + nonM

    Cl2O

    Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7

    Anidride ipoclorosa / monossido di dicloro

    Anidride clorosa / triossido di dicloro Anidride clorica / pentossido di dicloro

    Anidride perclorica / eptossido di dicloro

    Ossidi

    Basici

    Metallo + O2 Ossido di XM + M XO + Ossido di XM

    + M

    Na2O Ossido di sodio / Monossido di disodio

    Idracidi Non metallo + H Acido + nM + idrico HCl

    HI

    Acido cloridrico

    Acido Iodidrico

    Idruri Metallo + H Idruro di M NaH Idruro di sodio

    Perossidi O-1 Perossido di M (alcalini / terrosi) / nonM (alogeni)

    H2O2 BaO2

    Perossido di idrogeno Perossido di bario

    Ternari Ossiacidi Anidride/ossidi acidi + H20 Acido +(ipo/per) nonM + oso/ico

    Acido + nO +

    nonM + ico + (Val)

    HClO

    HClO2

    HClO3

    HClO4

    Acido ipocloroso/ Acido monossoclorico (I)

    Acido cloroso / Acido biossoclorico (III)

    Acido clorico / Acido triossoclorico (V)

    Acido perclorico / Acido tetrossoclorico (VII)

    Idrossidi Ossido basico + H20 Idrossido di M Na(OH) Idrossido di sodio

    Radicali

    (ioni)

    -uro Idracido H nonM + uro Cl- Cloruro

    -ato/ito Ossiacido H (ipo/per) nonM + ito/ato (numero di ossidazione)

    ClO-

    ClO2-

    ClO3-

    ClO4-

    Ipoclorito

    Clorito

    Clorato Perclorato

    Sali Neutri

    binari

    Idracido + idrossido HCl + NaOh NaCl + H2O 2HI + Ca(OH)2 CaI2 + H2O

    nonM + uro + di M NaCl

    CaI2

    Cloruro di sodio

    Ioduro di Calcio

    Neutri

    ternati

    Ossiacido + idrossido H2SO4 + Ca(OH)2 CaSo4 + H2O

    nonM + ito/ato + di M CaSo4 NaClO2

    Solfato di Calcio

    Clorito di sodio

    Acidi

    quaternari

    Ossiacido poliprotico

    (almeno 2 H) + Idrossido H3PO4 +NaOH [H2PO4

    - + H

    +]

    + [Na+

    + (OH) -] NaH2PO4 +

    H2O

    nonM + ito/ato +

    nH acido + di M

    nH + idrogeno +

    nonM + ito/ato + di

    nM

    Na2HPO4 NaH2PO4 Na2HPO3 NaH2PO3

    Fosfato acido di sodio / idrogeno fosfato di disodio

    Fosfato diacido di sodio / diidrogeno fosfato di sodio

    Fosfito acido di sodio / idrogeno fosfito di disodio

    Fosfito diacido di sodio / diidrogeno fosfito di sodio

    Basici

    quaternari

    Idracido + Idrossido

    poliossidrilico (almeno 2OH)

    HCl + Ca(OH)2 [Cl- + H

    +] +

    [Ca(OH)+ + (OH)

    -]Ca(OH)Cl

    + H2O

    nonM + uro +

    nOH basico + di M

    nOH + idrossi +

    nonM + uro + di

    nM

    Ca(OH)Cl

    Cloruro basico di calcio / Idrossicloruro di calcio

    Ossiacido + Idrossido

    poliossidrilico HClO2 + Ca(OH)2 [ClO2

    - +

    H+] +[Ca(OH)

    + + (OH)

    -]

    Ca(OH)ClO2 + H2O

    nonM + ito/ato +

    nOH basico + di M

    nOH + idrossi +

    nonM + ito/ato +

    di nM

    Ca(OH)ClO2 Ca(OH)ClO3

    Clorito basico di calcio / idrossi clorito di calcio

    Clorato basico di calcio / idrossi clorato di calcio

    Doppi Idrossido + idrossido +

    Ossiacido Na(OH) + K(OH) + H2SO4

    NaKSO4 + 2H2O

    nonM + ito/ato + doppio + M1 +M2 NaKSO4 Solfato doppio di sodio e potassio