Chimica Generale 3 - Dipartimento di Scienze Chimiche
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CHIMICA 1: Chimica Generale e Inorganica Laurea Triennale Biotecnologie I composti chimici e la nomenclatura Dr. Laura Orian Dipartimento di Scienze chimiche Università degli Studi di Padova Via Marzolo 1 35129 Padova Tel. 0498275140 E-mail [email protected] I composti chimici si formano quando gli atomi si legano fra loro. In modo generale ci sono due tipi fondamentali di legame chimico: covalente e ionico. I legami covalenti richiedono la condivisione di elettroni tra atomi e sono alla base dei composti molecolari. I legami ionici richiedono il trasferimento di elettroni da un atomo all’altro e danno luogo a composti ionici. Composti molecolari Un composto molecolare è formato da unità discrete (molecole) che consistono in un numero tipicamente piccolo di atomi non metallici tenuti insieme da legami covalenti. Il composto molecolare si rappresenta con formule chimiche Tipi di formule Formula empirica (o minima) E’ la formula più semplice per un composto: mostra i tipi di atomi presenti e i loro numeri relativi. Formula molecolare Si basa sulla molecola reale del composto. Ad esempio CH2O è la formula empirica della formaldeide ma anche la formula minima di del glucosio la cui formula molecolare è C6H12O6. Formula di struttura Mostra l’ordine in cui gli atomi sono legati fra loro in una molecola e i tipi di legame presenti. Formula di struttura condensata Sono ancora evidenti i modi in cui gli atomi sono legati fra loro, ma si utilizzano dei raggruppamenti per far stare la formula su un’unica riga. Formule ball and stick, formule space filling. Composti ionici Un composto ionico è formato da ioni positivi e negativi tenuti assieme da forze di attrazione elettrostatiche. Gli atomi degli elementi metallici tendono a perdere uno o più elettroni quando si combinano con atomi di elementi non metallici. Il risultato del trasferimento elettronico è la formazione di ioni positivi (cationi) e negativi (anioni). La carica di cationi/anioni di solito si ricava dalla tavola periodica. L’unità di formula di un composto ionico è il più piccolo insieme di ioni elettricamente neutro. Ci sono ioni monoatomici e poliatomici. Nota la formula chimica di un composto è facile calcolare la sua massa formula (massa di un’unità di formula in unità di massa atomica). Nel caso di composti molecolari la massa formula si chiama massa molecolare. Poiché il concetto di mole si può applicare a qualunque specie, una mole di composto è una quantità di composto che contiene un numero di Avogadro di unità di formula o molecole. La massa molare di un composto è la massa di una mole di composto, di una mole di molecole di un composto molecolare e di una mole di unità di formula di un composto ionico. Suggerimento: Mi alleno con le formule, la massa molare e la massa formula. Stati di ossidazione Lo stato (numero) di ossidazione indica il numero di elettroni che un atomo cede, acquista o altrimenti usa per unirsi ad altri atomi nei composti. Es. NaCl Na: +1, Cl: -1 MgCl2 Mg: +2, Cl: -1 Cl2 Cl: 0 H2O H: +1, O: -2 Le 7 regole per assegnare lo stato di ossidazione 1) Lo S.O. di un atomo nell’elemento libero è 0. (Es. Cl2 Cl: 0) 2) La somma degli S.O. di tutti gli atomi in (a) specie neutre è 0, (b) è pari alla carica della specie stessa. 3) Nei loro composti i metalli del gruppo 1 hanno S.O. pari a +1, quelli del gruppo 2 pari a +2. 4) Nei suoi composti il S.O. del fluoro è pari a -1. 5) Nei suoi composti l’idrogeno ha di solito S.O. pari a +1. 6) Nei suoi composti l’ossigeno ha di solito S.O. pari a -2. 7) Nei loro composti binari con i metalli gli elementi del gruppo 17 hanno S.O. pari a -1, quelli del gruppo 16 pari a -2 e quelli del gruppo 15 pari a -3. Quesito impossibile (?!): Qual è lo stato di ossidazione del ferro nella magnetite Fe3O4? LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI MOLECOLARI SEGUE UN SISTEMA L’attribuzione di un nome a ogni sostanza chimica, sia elemento sia composto, è una procedura molto importante perché permette di distinguere, di classificare e quindi di sistematizzare l’innumerevole quantità di sostanze diverse che nel corso della storia della chimica sono state scoperte o sintetizzate in laboratorio. Anche nel caso della nomenclatura, come in altri già visti (per esempio il Sistema Internazionale delle unità di misura), occorrono delle convenzioni internazionali che permettano agli scienziati di comunicare tra loro senza ambiguità, usando simbologie e terminologie semplici e facilmente memorizzabili. LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI MOLECOLARI SEGUE UN SISTEMA L’ente che sovrintende a queste regole è la IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistry, che periodicamente, attraverso convegni internazionali, stabilisce e aggiorna le convenzioni alla luce delle nuove scoperte. A ogni composto chimico viene quindi collegata in modo immediato e univoco la sua formula. Nomenclatura E’ il metodo sistematico di assegnazione dei nomi ai composti chimici. I composti chimici formati da C, H, o C, H, N e O e pochi altri elementi sono detti composti organici. La chimica organica ha le sue regole di nomenclatura. I composti che non rientrano nella chimica organica sono detti inorganici e il ramo della chimica che li studia è detto chimica inorganica. Composti binari di metalli e non metalli In genere sono ionici. La regola è • Si scrive il nome del metallo non modificato • Si scrive il nome del non metallo con desinenza –uro o –ossido se è l’ossigeno Es. NaCl Sodio cloruro Al2O3 Alluminio ossido (oppure ossido di alluminio) Poiché alcuni metalli possono formare ioni diversi, si deve indicare lo stato di ossidazione Es. FeCl2 cloruro di ferro(II) o cloruro ferroso FeCl3 cloruro di ferro(III) o cloruro ferrico Composti binari di due non metalli Se i due elementi sono entrambi non metalli, si tratta di un composto molecolare. Nella formula si scrive per primo l’elemento con lo stato di ossidazione più positivo e l’assegnazione del nome viene fatta in modo analogo al caso precedente. Es. HCl cloruro di idrogeno Alcune coppie di non metalli formano più di un composto molecolare ed è necessario distinguerli utilizzando i prefissi mono=1, di(bi)=2, tri=3, tetra=4, penta=5, esa =6, epta=7, otta=8, nona=9, deca=10. Es. SO2 diossido di zolfo SO3 triossido di zolfo B2Br4 tetrabromuro di diboro NO monossido di azoto (non si usa mai il prefisso mono per il primo atomo) H2O monossido di diidrogeno (acqua) Acidi binari (composti binari idrogeno- non metallo) Sono composti dell’idrogeno con gli elementi non metallici dei gruppi 6 A (tranne l’ossigeno) e 7 A e si comportano Come acidi di Arrhenius, cioè, sciolti in acqua si ionizzano, generando ioni H+. Nomenclatura IUPAC Nomenclatura Itradizionale HF fluoruro di idrogeno HCl cloruro di idrogeno HBr bromuro di idrogeno HI ioduro di idrogeno H2S solfuro di idrogeno HCN cianuro di idrogeno HF acido fluoridrico HCl acido cloridrico HBr acido bromidrico HI acido iodidrico H2S acido solfidrico HCN acido cianidrico Composti binari idrogeno- non metallo Gli idracidi reagiscono con gli idrossidi per dare sali (in questo caso privi di ossigeno) Ad esempio Ca(OH)2 + 2 HCl CaCl2 +2H2O Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradizionale NaCl BaCl2 CuS Cu2S NaCl BaCl2 CuS Cu2S cloruro di sodio dicloruro di bario solfuro di dirame solfuro di rame cloruro di sodio cloruro di bario 2 solfuro rameoso solfuro rameico Composti con l’ossigeno Elementi + ossigeno metalli ossidi Ossidi basici Non metalli Ossidi acidi H2O anidridi Acidi ossigenati sali Composti binari contenenti ossigeno + acqua Metallo + ossigeno Ossido H2O Idrossido Non metallo + ossigeno Anidride H2O Acido Na2O + H2ONaOH SO2 + H2OH2SO3 Ossido di sodio + acqua Idrossido di sodio Anidride solforosa+ acqua Acido solforoso FeO + H2OFe(OH)2 SO3 + H2OH2SO4 Ossido ferroso+ acqua Idrossido ferroso Ossido di ferro (II) + acqua Idrossido di ferro (II) Anidride solforica+ acqua Acido solforico Un non metallo può formare fino a 4 diverse anidridi, che si diver con prefissi e suffissi. Un non metallo può formare fino a 4 diverse anidridi, che si diversificano con prefissi e suffissi. Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 anidride ipoclorosa anidride clorosa anidride clorica anidride perclorica Idrossidi Gli idrossidi si ottengono per idratazione degli ossidi metallici. Sono composti ternari che contengono il gruppo ossidrile OH; sono detti anche basi. La nomenclatura tradizionale segue le regole degli ossidi, sostituendo appunto il nome ossido con idrossido. La nomenclatura IUPAC per gli idrossidi è identica a quella tradizionale, salvo che, nei casi in cui un metallo possa formare due diversi idrossidi, invece di usare un suffisso, si specifica il numero di ossidazione (sempre positivo) del metallo come numero romano tra parentesi rotonde, ad esempio: Fe(OH)2 idrossido ferroso (trad.) o idrossido di ferro (II) (IUPAC) Ossiacidi (acidi ossigenati) Sono composti ternari costituiti generalmente da idrogeno, ossigeno e un non metallo. Si ottengono formalmente per idratazione delle anidridi Nomenclatura tradizionale Le regole di nomenclatura tradizionale sono identiche a quelle viste per le anidridi da cui derivano formalmente: “acido [aggettivo derivato dal nome del non metallo]''. L'aggettivo derivato dal nome del non metallo reca un opportuno suffisso e prefisso, nei casi già presi in considerazione per le anidridi A volte, il grado di idratazione (numero di molecole d'acqua addizionate all'ossido di partenza) non è unico: si utilizzano in questo caso i prefissi “meta-” “piro-” “orto-” per differenziare le specie acide risultanti (il prefisso “orto-” viene in genere omesso) P2O5 + 1 H2O 2HPO3 acido metafosforico P2O5 + 2 H2O H4P2O7 acido pirofosforico P2O5 + 3 H2O 2H3PO4 acido ortofosforico Sali (ossigenati): nomenclatura tradizionale Si ottengono formalmente dalla reazione fra una base e un ossiacido. Ad esempio: Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O Sono generalmente composti ionici, costituiti da un catione metallico proveniente dalla base e da un anione (ossianione) ottenuto per sottrazione di uno o più ioni H+ dalla molecola dell'acido. Nomenclatura tradizionale Il nome dei sali si ottiene dal nome dell'ossianione seguito dalla specifica del catione proveniente dalla base. Il nome dell'ossianione si ricava da quello dell'acido da cui proviene, in base alla seguente tabella Ossoanioni del cloro Sali acidi: nomenclatura tradizionale Per sali provenienti da acidi poliprotici (H2SO4, H3PO4,..), si premette la parola “idrogeno”, “di-idrogeno” etc. al nome dell'ossianione, nel caso in cui la reazione di neutralizzazione non abbia consumato tutti gli atomi di idrogeno disponibili. Si parla in questo caso di “sali acidi”. Ca(OH)2 + 2 H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2 H2O idrogenosolfato di calcio CuOH + H 3PO4 = CuH2PO4+ H2O diidrogenofosfato rameoso NOTA: per i sali acidi derivanti da H2CO3, H2SO3, H2SO4 è invalso l'uso del prefisso “bi-” Ad esempio: Ca(HCO3)2 bicarbonato di calcio Ca(HSO3)2 bisolfito di calcio Sali basici: nomenclatura tradizionale Analogamente ai sali acidi, si possono avere sali basici quando la reazione di neutralizzazione fra un acido e una base con più di un gruppo ossidrilico non è completa. Si utilizza in questo caso la parola “basico”, eventualmente preceduta da un prefisso che indica il numero di gruppi ossidrilici rimasti nel sale. Ad esempio: AlOH(NO3)2 : nitrato monobasico di alluminio Nomenclatura IUPAC per Ioni I cationi monoatomici sono chiamati come l'elemento corrispondente Zn2+ ione zinco (II) Ni2+ ione nichel (II) H+ protone Fe3+ ione ferro (III) Fe2+ ione ferro (II) Cationi poliatomici: H3O+ ione ossonio (idrossonio) NH4+ ione ammonio PH4+ ione fosfonio (da fosfina PH3) AsH4+ ione arsonio (da arsina AsH3) Gli anioni monoatomici prendono la desinenza in -uro ad eccezione dello ione ossido O2H- idruro F- fluoruro Cl- cloruro Br- bromuro I- Ioduro S2- solfuro N3- nitruro C4- carburo Hanno terminazione in -uro anche alcuni nomi di anioni poliatomici S22- disolfuro I3- triioduro CN- cianuro HS2- idrogeno disolfuro fanno eccezione gli anioni: OH- idrossido O22- perossido Suggerimento: O2- superossido Mi alleno con gli stati di ossidazione e la nomenclatura.
