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.
