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Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale

Ø 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

Ø 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 à un atomo di cloro e uno di sodio

– metano CH4 à un atomo di carbonio e quattro di idrogeno

– solfato di ferro (III) Fe2 (S04)3 à 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 à 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 à procedendo dall’alto verso il basso > il numero quantico principale (n) di una unità à > 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 à procedendo da SN verso DX, (escludendo le serie di transizione che rappresentano delle stasi), aumenta il numero atomico (Z) per riempimento progressivo degli orbitali à 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.) Ø 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

Ø Nel caso di composti ionici il n.ox. corrisponde all’effettiva carica dell’atomo

Ø 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- à Ba perde 2 e- ed il Cl uno per atomo

Ø Uno stesso elemento può presentare n.ox. diversi.

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

Ø 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: H2; Br2; O2

Ø 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.

Ø In tutti i composti l'ossigeno ha n.ox. = -2 (tranne nei perossidi dove n.ox. = -1 Es. H2O2; nei superossidi è -1/2)

Ø In tutti i composti l'idrogeno ha n.ox. = +1 (tranne negli idruri metallici NaH in cui è -1)

Ø 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

Ø Binari, formati da due soli tipi di elementi

IDRURI IDRACIDI OSSIDI BASICI OSSIDI ACIDI

Ø 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

Ø  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: Ø  Nome à 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 Ø  Formula bruta à 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

1) Nomenclatura dei composti binari

IDROGENO:

ü H2 + Me à IDRURI salini à “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 à OH- + H2).

NaH = idruro di sodio;

CaH2 = idruro di calcio

ü H2 + n-Me à IDRACIDI à “acido…idrico”(trad.); “-uro….” (IUPAC)

Es. H2+Cl2 à 2HCl Idrogeno combinato con elementi dei gruppi 3 à7 (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)

ü O2 + Me à OSSIDI BASICI à “ossido di + me” Es. 4Al+ 3O2 à 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 Mex+ e dallo ione ossido O2- (n.ox. -2). In soluzione acquosa formano basi (K2O + H2O à 2KOH)

K2O = ossido di potassio; Na2O = ossido di sodio;

ü O2 + n-Me à OSSIDI ACIDI o ANIDRIDI à “ossido di + n-Me” (IUPAC); “anidride…” (trad.)

Es. O2+S à SO2 anidride solforosa o triossido di zolfo 3O2+2N2 à 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 à 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.OX 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. +1à IPO---OSO anidride Ipoclorosa Cl2O

n.ox. +3 à -------OSO anidride Clorosa Cl2O3

n.ox. +5 à --------ICO anidride Clorica Cl2O5

n.ox. +7 à PER---ICO anidride Perclorica Cl2O7

1) Nomenclatura dei composti binari

Ø 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, ...

Ø 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 à anche dicloruro di ferro (II);

FeCl3 cloruro ferrico à anche tricloruro di ferro (III);

N2O3 ossido di azoto à triossido di diazoto

1) Nomenclatura dei composti binari

•  IDROSSIDI o BASI •  OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI •  SALI

2) Nomenclatura dei composti composti ternari

Ø [O2 + Me à(ossidi basici)] + H2O à IDROSSIDI o BASI, [Me(OH)x] à “idrossido di + me” Es. Al2O3 + 3H2O à 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)

Ø [O2 + n-Meà (anidridi)] + H2O à OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI, [Hxn-MeOy] à “acido....oso/ico” Es. CO2 + H2Oà 2H2CO3 (H2SO4 = acido solforico; H2CO3 = acido carbonico; HNO2 = acido nitroso)

Ø Metallo + Acido à SALE (Dipendentemente dalla reazione che li origina à 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. +1à IPO---OSO àanidride Ipoclorosa Cl2O + H2O à Ac. Ipocloroso HCIO n.ox. +3 à -------OSO àanidride Clorosa Cl2O3 + H2O à Ac. Cloroso HClO2 n.ox. +5 à --------ICO àanidride Clorica Cl2O5 + H2O à Ac. Clorico HClO3

n.ox. +7 à PER---ICO àanidride Perclorica Cl2O7 + H2O à 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 à acido meta – Anidride + 2H2O à acido piro – Anidride + 3H2O à acido orto

•  In genere il prefisso "orto" è sottinteso:

– P2O5 + H2O à HPO3 acido metafosforico

– P2O5 + 2H2O à H4P2O7 acido pirofosforico

– P2O5 + 3H2O à H3PO4 acido (orto)fosforico o fosforico

2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Ossiacidi)

I sali si possono ottenere da :

•  IDRACIDO + IDROSSIDO; Es. HCl + NaOH à NaCl +H2O

•  OSSIACIDO + IDROSSIDO; ES. H2CO3 + NaOH à NaHCO3 •  OSSIACIDO + OSSIDO; Es. H2CO3 + CaO à CaCO3 + H2O

•  ANIDRIDE + OSSIDO; Es. CO2 + CaO à CaCO3

•  ANIDRIDE + IDROSSIDO; Es. CO2 + Ca(OH)2 à 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 à AgCl (solido) + NaNO3

2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Sali)

I nomi dei Sali, nella nomenclatura tradizionale, derivano da quelli degli acidi corrispondenti : Ø Se il sale deriva da un IDRACIDO à (BINARIO) “acido…idrico” diventa “uro di…nome metallo” Es. NaOH + HCl acido cloridricoà NaCl cloruro di sodio CaCl2 = cloruro di calcio; Fe2S3 solfuro di ferro (III); FeCl2 cloruro ferroso; FeCl3 cloruro ferrico. Ø Se il sale deriva da un OSSIACIDO à (TERNARIO) ”-OSO” diventa “-ITO” di…nome metallo ”-ICO” diventa “-ATO” di…nome metallo Es. NaOH + HNO2 acido nitroso à NaNO2 nitrito di sodio NaOH + HNO3 acido nitrico à NaNO3 nitrato di sodio n.ox. +1à IPO---OSO. à Ac. Ipocloroso HCIO à il suo sale sarà ipoclorito di sodio NaClO n.ox. +3 à -------OSO à Ac. Cloroso HClO2 à il suo sale sarà clorito di sodio NaClO2 n.ox. +5 à --------ICO à Ac. Clorico HClO3 à il suo sale sarà clorato di sodio NaClO3 n.ox. +7 à PER---ICO à Ac. Perclorico HClO4 à 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 à Na3PO4 fosfato di sodio

H3PO4 + 2 NaOH àNa2HPO4 idrogenofosfato di sodio

H3PO4 + NaOH à NaH2PO4 diidrogenofosfato di sodio

2) Nomenclatura dei composti composti ternari (Sali)

Cationi Monoatomici à nome dell’elemento + n° romano che ne indica la valenza Es. Fe2

+ ione ferro (II), Fe3+ ione ferro (III).

Anioni Monoatomici à 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 à suffisso –ONIO al nome della base. Si tratta di ac. coniugati di basi deboli Es. NH4

+ ione ammonio; H3O+ ione idrossonio. Anioni Poliatomici à 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 à 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 à 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