La nomenclatura
dei composti
INORGANICA
Me, NMe
CHIMICA
Scienza che studia la materia
e le sue trasformazioni
+ H, O, H2 O
formati da tutti gli elementi ad
eccezione del C (fanno
eccezione ossidi, carbonati,
carburi e cianuri)
composti inorganici
H2SO3
NaCl
H2O2
ORGANICA (del C e dell’H)
Per gli atomi tendono a formare
legami chimici?
Perché tendono ad una
configurazione elettronica stabile
REGOLA dell’OTTETTO
Gli atomi formano dei legami utilizzando gli e- esterni
condividerli
cederli
(e- di valenza)
VALENZA = n° legami che un
atomo è in grado di formare.
Edward Frankland, 1852.
valenza massima = n° gruppo di appartenenza (eccezioni)
acquistarli
Nella moderna nomenclatura VALENZA → NUMERO di OSSIDAZIONE = carica
elettrica formale (convenzionale) che un atomo di una molecola avrebbe se gli e- di
legame fossero assegnati all’atomo più elettronegativo che avrà quindi n.o. negativo (tutti
gli altri atomi della molecola ce l’avranno positivo).
Valore numerico uguale alla VALENZA ma davanti viene posto un segno positivo o negativo.
► carica FORMALE
(n.o. di un atomo)
NH3
SO3
CaH2
≠
carica EFFETTIVA
(carica di uno ione)
NH4+
SO32Ca2+
ione poliatomico
ione poliatomico
ione monoatomico
► ELETTRONEGATIVITÀ = tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli e- coinvolti in
un legame. Si misura con la scala proposta da Pauling nel 1932.
o elem. più elettronegativo F
o elem. meno elettronegativo Fr
Qual è il suo andamento nella tavola periodica?
aumenta lungo un periodo (da sx verso dx), diminuisce lungo un gruppo (dall’lato verso il basso)
Non è una proprietà intrinseca dell’elemento, dipende dall’atomo con cui questo
interagisce (forma un legame).
Ecco perché i n.o. hanno delle eccezioni.
REGOLE per la DETERMINAZIONE del NUMERO DI OSSIDAZIONE (n.o.)
a) gli atomi di una qualsiasi specie chimica allo stato elementare hanno n.o. = 0
(Mg, Fe, Na, H2, N2, O2 ecc.)
b) gli ioni monoatomici hanno n.o. = carica dello ione es. Ca Ca2+
+2
c) negli ioni poliatomici la somma algebrica dei n.o. = carica dello ione es. SO32d) in una molecola neutra la somma algebrica dei n.o. = 0 es. SO3
e) l’ossigeno ha quasi sempre
eccetto:
● perossidi
● superossidi
● difluoruro di ossigeno
n.o. = –2
e) l’idrogeno ha quasi sempre
eccetto: negli idruri metallici/ionici
n.o. = +1 es. HCl, H2O
n.o. = –1 es. CuH, LiH, CaH2
es. MgO
n.o. = –1 es. H2O2; Na2O2; CaO2
n.o. = –½ es. KO2
n.o. = +2 OF2
f) il fluoro ha sempre n.o. = –1
g) gli elementi del I, II, III gruppo hanno n.o. rispettivamente pari a +1; +2; +3
h) gli ioni di azoto, ossigeno e gli alogeni hanno rispettivamente carica 3−, 2−, 1− (N3−, O2−, F−)
e n.o. − 3, − 2, − 1.
i) alcuni elem. hanno tanti n.o. → differente comportamento chimico (metallico/non metallico)
l) Me hanno solo n.o. positivi; i NMe possono avere n.o. positivi o negativi
m) i gruppi pari hanno sempre n.o. pari, i gruppi dispari (tranne l’azoto) sempre dispari
Molecole neutre:
Σ n.o. = 0
Ioni:
Σ n.o. = carica dello ione
NH3
NH4+
SO3
SO32-
CaH2
Ca2+
SO2
CO32-
NaClO
PO43-
H3PO4
SO42-
H2SO4
ClO4-
Mg(NO3)2
NO3-
NOMENCLATURE ESISTENTI
(Unione Internazionale di Chimica Pura ed Applicata)
NOMENCLATURA IUPAC
pentaossido pentossido
monoossido monossido
REGOLE per SCRIVERE LE FORMULE di SEMPLICI COMPOSTI BINARI
partendo dal n.o.
1) Si scrive prima il Me e poi il NMe, in presenza di due NMe si segue l’ordine della freccia.
3) Se gli indici hanno un divisore
comune, si semplificano.
2) Regola dell’incrocio
La semplificazione non va fatta per alcuni casi es.
l’acqua ossigenata H2O2, la sua formula è questa
e non può essere modificata.
Scrivi la formula di tutti i composti di binari che
si possono ottenere combinando l’ossigeno ed il
cromo. Fai riferimento alle valenze indicate
nella tabella qui a fianco. Assegnaci per ogni
composto il nome IUPAC.
NOMENCLATURA TRADIZIONALE
OSSIDI
«ossido di Me …»
il Me ha 1 solo n.o.
il Me ha 2 n.o.
Nomenclatura di Stock
«anidride NMe…»
il NMe ha 1 solo n.o.
il NMe ha 2 n.o.
il NMe ha 4 n.o.
(-per quando c’è +7)
Approfondimento
IDROSSIDI
Me + ione OH– (idrossido)
n.o. del Me
Il gruppo OH− va trattato come se fosse un atomo solo e quando deve essere preso
due o tre volte va scritto tra parentesi con l’indice numerico in basso a destra.
«idrossido di Me…»
Queste sostanze hanno, generalmente,
proprietà basiche, come NaOH che è una
base forte.
I metalli alcalino-terrosi (II gruppo, in
particolare Mg) formano idrossidi poco
solubili e si comportano da basi molto deboli,
mentre alcuni idrossidi come Al(OH)3 o
Zn(OH)2 hanno un comportamento anfotero
(possono comportarsi sia da acido che da
base).
Correggere i nomi tradizionali considerando i n.o.
OSSIACIDI
Nomenclatura come le anidridi da cui derivano.
il NMe ha 1 solo n.o.
il NMe ha 2 n.o.
il NMe ha + n.o.
«acido NMe …»
Anidride carbonica
Acido carbonico (acido derivato)
Approfondimento
Si conoscono anche i seguenti composti binari ossigenati:
Ma non essendo né acidi né basici non possono essere attribuiti ad alcune
delle specie precedentemente descritte.
Per l’azoto esiste anche NO2 (n.o. +4), chiamano comunemente biossido di
azoto.
ACIDI META, PIRO e ORTO
Approfondimento
Alcuni OSSIACIDI possono avere un diverso grado di idratazione, ossia derivare
dall’aggiunta di due o tre molecole di acqua.
Dall’anidride fosforica derivano 3 diversi ossiacidi, per l’aggiunta di una, due o tre
molecole di acqua.
Per distinguere questi acidi la nomenclatura tradizionale utilizza i suffissi meta,
piro e orto che possiamo riferire all’aggiunta di una, due o tre molecole di acqua.
Le formule risultanti sono le seguenti:
I prefissi orto e meta sono autorizzati dalla IUPAC solo per i seguenti ossiacidi:
ortoborico (H3BO3)
metaborico (HBO2)
ortosilicico (H4SiO4)
metasilicico (H2SiO3)
ortofosforico (H3PO4)
metafosforico (HPO3)n
ortoperiodico (H5IO6)
Il prefisso piro è consentito solo per l’acido pirofosforico (H4P2O7).
IDRURI
Me + ione H– (idruro)
n.o. del Me
n.o. del NMe
«idruro di Me-NMe…»
IDRURI covalenti
n.o. H = +1
IDRURI ionici
n.o. H = –1
Ancora in uso i nomi tradizionali
Idruro di carbonio
Idruro di azoto
Idruro di fosforo
AsH3
N2H4
arsina
idrazina
Non viene classificato tra gli idruri (né tra gli idracidi) il più diffuso dei composti binari
contenenti idrogeno: l’acqua.
IDRACIDI
«acido NMe-idrico…»
•
•
•
Sono gli idruri dello zolfo (S, VI gruppo) e degli alogeni (VII gruppo)
Hanno proprietà acide
H scritto a sinistra
IDRACIDI (e OSSIACIDI) in acqua si scindono liberando ioni H+ (idrogenioni o protoni); quello
che rimane della molecola è uno anione (ione negativo) la cui carica dipende dal numero di
protoni liberati, che dipende dal numero di atomi di idrogeno presenti nella molecola.
Il nome dell’anione si ottiene cambiando il
suffisso –idrico (degli idracidi) in -uro
acido cloridrico → cloruri
acido solfidrico → solfuri
ACIDI MONOPROTICI, DIPROTICI e TRIPROTICI
Gli acidi vengono suddivisi in base al numero di atomi di idrogeno che possiedono e
quindi, in base al numero di ioni H+ (idrogenioni o protoni) che possono liberare:
▪ HClO = acido monoprotico
▪ H2SO4 = acido diprotico
▪ H3PO4 = acido triprotico
Tolti gli ioni H+ dalla molecola dell’acido, rimane uno ione negativo (anione) formato
da più atomi (ione poliatomico), che ha una carica negativa uguale al numero di H+
eliminati:
❑ dall’acido carbonico H2CO3 (acido diprotico)
per dissociazione ionica, derivano: lo ione
bicarbonato HCO3– e lo ione carbonato CO32–
❑ dall’acido nitrico HNO3 per dissociazione
ionica, deriva lo ione nitrato NO3–
Prefissi IPO e PER rimangono invariati.
SALI TERNARI
SALI BINARI
IDROSSIDI + IDRACIDI
IDROSSIDI + OSSIACIDI
Es. NaOH + HCl → NaCl + H2O
Es. 2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
idrossido ossiacido sale solfato di sodio
acido solforico
Sono composti ionici, derivati dagli acidi
Si sostituisce l’H dell’acido con un Me, ricordare n.o.
idrossido idracido
•
•
sale
HCl
acido cloridrico
NaCl
cloruro di sodio
HNO2
acido nitroso
NaNO2
nitrito di sodio
HNO3
acido nitrico
NaNO3
nitrato di sodio