Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale

Presentazione sul tema: "Regole e convenzioni della nomenclatura IUPAC e tradizionale"— Transcript della presentazione:

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 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: 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. = -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

7 La nomenclatura si basa sulla distinzione fondamentale dei composti in:
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) 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

9 1) Nomenclatura dei 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 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; H2S = acido solfidrico o solfuro di idrogeno; NaCl = cloruro di sodio; KBr = bromuro di potassio

10 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; Idruri salini : H si combina con elementi meno elletronegativi. Sono riducenti blandi Lo ione idruro in soluzione acquosa e si ossida a H2 H forma leg ionici IDRACIDI : H con qsi E alla sua destra. Nox +1. molecole con leg covalenti

11 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 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  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)

12 Quindi, a seconda lo stato di ox. dell’O:
1) Nomenclatura dei 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 ossido di magnesio, CO ossido di carbonio; H2O2 perossido di idrogeno o acqua ossigenata;

13 Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S,I, Br ,C1, O, F
1) Nomenclatura dei 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) 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

15 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

16 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

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) 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

20 2) Nomenclatura dei 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) Nomenclatura dei 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) 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 + HCl acido 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

23 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 H3PO NaOH  Na3PO fosfato di sodio H3PO NaOH Na2HPO4 idrogenofosfato di sodio H3PO NaOH  NaH2PO4 diidrogenofosfato di sodio

24 4) Nomenclatura dei 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 –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. 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