Chimica Generale ed Inorganica Dr Simona Concilio Universit

Chimica Generale ed Inorganica Dr. Simona Concilio Università di Salerno

Lezione 1. Nomenclatura chimica.

Tipi di formule chimiche In una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici numerici indicano la specie e il numero di ciascun atomo presente nella più piccola unità di sostanza. 1. La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula empirica HO poiché contiene 1 parte in massa di H per ogni 16 parti in massa di O. 2. La formula molecolare mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula molecolare H 2 O 2. 3. La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami tra di essi. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula di struttura H—O—O—H.

FORMULA DI STRUTTURA: indica come gli atomi di una molecola sono uniti tra loro e come sono disposti nello spazio 4

Nomenclatura Chimica Le regole di nomenclatura attualmente in uso sono state formulate dalla COMMISSIONE dell’UNIONE di CHIMICA PURA e APPLICATA (IUPAC). In base a tali regole è possibile stabilire la formula del composto e risalire al nome dalla formula. • Ad ogni numero atomico (Z) corrisponde un dato elemento. • Ogni elemento può essere rappresentato con un simbolo. 5

VALENZA La valenza di un elemento in un composto rappresenta il numero di legami che tale elemento instaura con atomi di altri elementi, o anche il numero di elettroni ceduti, acquistati o messi in compartecipazione dall’elemento del composto considerato Elementi: zerovalenti H, Cl, Br…: monovalenti Ca in Ca. Cl 2, Mg in Mg. F 2: bivalenti N in NH 3, P in PH 3: trivalenti C in CH 4: tetravalenti La valenza coincide con il numero di atomi di idrogeno, o di altri atomi equivalenti che un elemento può legare o sostituire 6

Gli elettroni di valenza Gli elettroni più esterni di un atomo sono chiamati di “Valenza”, mentre quelli più interni sono chiamati elettroni del “Nocciolo” Elemento Elettroni del Elettroni di nocciolo valenza Gruppo nel sistema periodico Na 1 s 22 p 6 3 s 1 1 A, 1 Si 1 s 22 p 6 3 s 23 p 2 4 A, 14 Ti 1 s 22 p 6 3 s 23 p 6 4 s 23 d 2 4 B As 1 s 22 p 6 3 s 23 p 63 d 10 4 s 24 p 3 5 A, 15 7

Gli elettroni di valenza si possono rappresentare con il simbolo di Lewis nel quale gli elettroni vengono rappresentati con puntini Tutti gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino (s 2 p 6 o s 2 per quelli vicino all’elio). Gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica ad ottetto s 2 p 6, condividendo, strappando o cedendo elettroni (regola dell’ottetto). 8

NUMERO DI OSSIDAZIONE Rappresenta lo stato di combinazione di un elemento in un composto, da un punto di vista formale e pratico. Esso consiste nella carica elettrica formale che l’elemento assume in un composto se si pensa di associare gli elettroni di ciascun legame all’atomo considerato più elettronegativo. Il numero di ossidazione può quindi assumere valori sia positivi che negativi. Quando gli elettroni di legame vengono assegnati all’elemento più elettronegativo, esso si carica di tante cariche negative quanti sono gli elettroni acquistati. NON SEMPRE LA VALENZA COINCIDE CON IL NUMERO DI OSSIDAZIONE CH 4 C 2 H 6 C 2 H 4 C 2 H 2 Valenza 4 4 4 4 N. ossidaz. -4 -3 -2 -19

Numero di ossidazione 1. Numeri di ossidazione del carbonio: C = 0; CH 4 = -4; CO= + 2; CO 2= + 4; H 2 CO 3 = ? ; C 3 H 6 = ? ; C 6 H 6 = ? 2. Numeri di ossidazione dell’azoto: N 2 = 0, NO = +2; NH 3 = -3; HNO 3 = ? HNO 2 = ? N 2 H 4 = ? 3. O in OH-: ? ; N in NH 4+ = ? ; S in SO 42 - = ? In una molecola la somma algebrica dei n. o. degli atomi è 0. In uno ione la somma algebrica è uguale alla carica dello ione 10

DETERMINAZIONE DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE DEGLI ELEMENTI NEI LORO COMPOSTI Il n. o. di un atomo in una molecola può essere determinato in base alle seguenti semplici regole: 1) Il n. o. di una specie elementare è zero. 2) Nel calcolo del n. o. non si tiene conto dei legami tra atomi dello stesso elemento. 3) Il n. o. di un catione o di un anione corrisponde alla propria carica. 4) L’idrogeno H ha sempre n. o. +1, tranne che negli idruri (composti binari con i metalli) in cui presenta n. o. – 1. 5) L’ossigeno O ha sempre n. o. – 2, tranne in OF 2 (n. o. +2) nei perossidi (-O-O-, n. o. – 1) e nei superossidi (n. o. – 1/2). 11

• Il fluoro F ha sempre n. o. – 1. • Il cloro Cl ha sempre n. o. – 1, tranne nei legami con F e con O n. o. positivi. • Il Br ha sempre n. o. – 1 tranne nei legami con F, O e Cl n. o. positivi. • I metalli hanno sempre n. o. positivi; i metalli alcalini: n. o. +1 • I metalli alcalino terrosi, Zn e Cd: n. o. + 2. • Il B e l’Al: n. o. +3 • In una molecola la somma algebrica dei n. o. di tutti gli atomi deve essere zero. • In uno ione (positivo o negativo) la somma algebrica dei n. o. deve essere uguale alla carica dello ione stesso. 12

ELEMENTI Elemento Radice Esempio Ferro ferr- Ossido ferroso Iodio iod- Iodato, ioduro Rame rame- Ossido rameico Nichel nichel- Idrato nicheloso Dal nome dell’elemento si ricava la radice da usare nella formula dei relativi composti, o togliendo la “o” finale, o la “io” finale oppure, per terminazioni differenti, lasciando il nome dell’elemento tal quale. Le più importanti eccezioni a queste regole sono: Elemento Radice Esempio Azoto Nitr- Nitrito, Nitrato Zolfo Solfor-, solf- Acido solforico, solfato Fosfor-, fosf Acido fosforico, fosfato Arsenico Arseni-, arsen- Arseniato, acido arsenico Manganese Mangan- Ossido manganoso Stagno Stann- Idrato stannoso Oro Aur- Cloruro Aurico 13

Sia i metalli che i non metalli formano, nei loro numeri di ossidazione positivi, composti binari con l’ossigeno OSSIDI METALLO + OSSIGENO OSSIDO BASICO (OSSIDO) NON METALLO + OSSIGENO OSSIDO ACIDO (ANIDRIDE) Nomenclatura IUPAC: Alla parola OSSIDO si aggiunge il nome dell’elemento. Entrambi vanno preceduti da prefissi indicanti il numero di atomi di ossigeno e di atomi metallici presenti nella formula (mono, di, tri, tetra, penta, esa…) 14

Metallo + Ossigeno: Mx. Oy Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero M(+1) + O(2 -) M 2 O M(+2) + O(2 -) MO M(+3) + O(2 -) M 2 O 3 M(+4) + O(2 -) MO 2 Non metallo + Ossigeno: Mx. Oy x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: E(+1) + O(2 -) E 2 O E(+2) + O(2 -) EO E(+3) + O(2 -) E 2 O 3 E(+4) + O(2 -) EO 2 E(+5) + O(2 -) E 2 O 5 E(+7) + O(2 -) E 2 O 7 15

Ossidi metallici Na 2 O: Monossido di disodio Fe 2 O 3: Triossido di diferro Ba. O: Monossido di bario Li 2 O: Monossido di dilitio Sn. O 2: Diossido di stagno 16

Ossidi non metallici Cl 2 O: Monossido di dicloro Cl 2 O 3: Triossido di dicloro Cl 2 O 5: Pentossido di dicloro Cl 2 O 7: Eptossido di dicloro CO: Monossido di carbonio CO 2: Diossido di carbonio SO 2: Diossido di zolfo SO 3: Triossido di zolfo 17

Nomenclatura Tradizionale Ossidi metallici Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione: Alla parola OSSIDO si fa seguire il nome dell’elemento; si può anche usare la proposizione di, seguita dal nome dell’elemento Se l’elemento ha due numeri di ossidazione: Alla parola OSSIDO si aggiunge un attributo costituito dalla radice del nome dell’elemento e da un suffisso: -OSO riferito al numero di ossidazione più basso -ICO riferito al numero di ossidazione più alto (anche usato per composti derivati da elementi con n. o. unico) 18

Nomenclatura Tradizionale Ossidi non metallici o anidridi Alcuni non metalli (soprattutto gli alogeni) presentano più di due n. o. positivi. Il loro nome si indica con la parola anidride seguita da un attributo al femminile con gli stessi suffissi OSA e ICA. Si utilizzano, oltre ai suffissi, anche i prefissi IPO- e PER- per distinguere i possibili composti: +1 Cl 2 O anidride ipoclorosa +3 Cl 2 O 3 anidride clorosa +5 Cl 2 O 5 anidride clorica +7 Cl 2 O 7 anidride perclorica Rapporto: 2 a 3 prefisso sesqui 19

IDROSSIDI (BASI) Derivano formalmente dalla reazione di ossidi basici (ossidi metallici) con acqua: K 2 O + H 2 O 2 KOH Sono costituiti dallo ione METALLICO positivo Mn+ e da n IONI OSSIDRILI OH-. Valgono le stesse regole per la nomenclatura: Na. OH Fe(OH)2 Fe(OH)3 Ca(OH)2 (Mono)Idrossido di sodio Diidrossido di ferro Triidrossido di ferro Diidrossido di calcio Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione si può utilizzare la sola preposizione di: Mg(OH)2: Idrossido di magnesio 20

Nomenclatura tradizionale Valgono le stesse regole per i suffissi utilizzati con gli ossidi: IDROSSIDO ____ -OSO IDROSSIDO ____-ICO radice del metallo la formula si costruisce ponendo accanto al simbolo del metallo tanti gruppi OH quanti ne indica il numero di ossidazione del metallo: idrossido sodico Na. OH idrossido ferroso Fe(OH)2 idrossido ferrico Fe(OH)3 Na 2 O + H 2 O 2 Na. OH (idrossido di sodio, soda caustica) Ca. O (calce viva) + H 2 O Ca(OH)2 (diidrossido di calcio, calce spenta) 21

ACIDI IDRACIDI OSSIGENATI OSSIDI ACIDI 22

IDRACIDI Gli alogeni e lo zolfo formano nei loro n. o. negativi, acidi binari con l’H. Si indicano col suffisso –IDRICO (essi fanno comunque parte di una classe più vasta, detta dei composti binari, il cui nome sistematico IUPAC si ottiene ponendo dapprima la radice del nome dell’alogeno, più elettronegativo dell’idrogeno, a cui va aggiunta la desinenza –URO, seguito dalla preposizione DI e dal nome del primo costituente) HF HCl H 2 S HBr HI HCN acido fluoridrico (fluoruro di idrogeno) acido cloridrico (cloruro di idrogeno) acido solfidrico (solfuro di idrogeno) acido bromidrico (bromuro di idrogeno) acido iodidrico (ioduro di idrogeno) acido cianidrico (cianuro di idrogeno) 23

Acidi Ossigenati • Derivano dalle anidridi per formale addizione di H 2 O. • Nella formula si scrive dapprima l’H, quindi il simbolo dell’elemento, ed infine l’ossigeno. • Al nome dell’acido si associano gli stessi prefissi e suffissi dell’anidride da cui deriva. (anidride solforosa) SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 (acido solforoso) (anidride solforica) SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 (acido solforico) (anidride nitrica) N 2 O 5 + H 2 O H 2 N 2 O 6 2 HNO 3 (acido nitrico) (anidride carbonica) CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 (acido carbonico) 24

Acidi Ossigenati (Anidride ipoclorosa) Cl 2 O + H 2 O H 2 Cl 2 O 2 2 HCl. O (acido ipocloroso) (Anidride clorosa) Cl 2 O 3 + H 2 O H 2 Cl 2 O 4 2 HCl. O 2 (acido cloroso) (Anidride clorica) Cl 2 O 5 + H 2 O H 2 Cl 2 O 6 2 HCl. O 3 (acido clorico) (Anidride perclorica) Cl 2 O 7 + H 2 O H 2 Cl 2 O 8 2 HCl. O 4 (acido perclorico) (Anidride bromica) Br 2 O 5 + H 2 O H 2 Br 2 O 6 2 HBr. O 3 (acido bromico) (Anidride bromosa) Br 2 O 3 + H 2 O H 2 Br 2 O 4 2 HBr. O 2 (acido bromoso) 25

Ioni Poliatomici, ossoanioni v. Quello che resta di un acido ossigenato perdita di atomi di idrogeno si chiama radicale acido. Per ogni idrogeno tolto si aggiunge una carica negativa. ØIl numero delle cariche costituisce la valenza del radicale Si usano suffissi diversi da quelli dei corrispondenti acidi: -OSO -ITO -ICO -ATO Cl. OIone CO 32 Ione carbonato NO 2 Ione nitrito NO 3 Ione nitrato SO 32 Ione solfito SO 42 Ione solfato Cl. O 2 Ione Cl. O 3 Ione Cl. O 4 Ione Br. O 4 Ione ipoclorito clorato perclorato Br. OIone Br. O 2 Ione Br. O 3 Ione ipobromito bromato perbromato 26

Ossoanioni contenenti idrogeno La perdita parziale di ioni H+ dà luogo a radicali ionici negativi indicati col prefisso IDROGENO-: HSO 4 - ione idrogenosolfato E, se necessario, anche i prefissi mono-, di-, tri- per indicare il numero di ioni H+: H 2 PO 4 - ione diidrogenofosfato HPO 42 H 2 PO 4 HCO 3 HSO 4 HSO 3 Ione Ione Idrogeno Diidrogeno Idrogeno -fosfato -carbonato -solfito Bicarbonato, bisolfito Nomenclatura corrente: prefisso “bi” 27

Nomenclatura Chimica – Acidi ossigenati III e IV Gruppo Elemento Boro Carbonio no. ox Acido Anione +3 – BO 2 metaborato +3 +4 +4 +4 H 3 BO 3 Acido (orto)borico BO 33 ortoborato H 2 CO 3 Acido carbonico CO 32 carbonato – CO 44 ortocarbonato – C 2 O 76 pirocarbonato Struttura

V Gruppo Elemento no. ox Acido Anione Struttura Azoto +3 HNO 2 Acido nitroso NO 2 nitrito +5 HNO 3 Acido nitrico NO 3 nitrato H 3 PO 2 Acido ipofosforoso (Acido fosfinico) H 2 PO 2 ipofosfito (fosfinato) H 3 PO 3 Acido fosforoso (Acido fosfonico) HPO 32 fosfito (fosfonato) H 3 PO 4 Acido (orto)fosforico PO 43(orto)fosfato Fosforo +1 +3 +5 +5 H 4 P 2 O 7 Acido pirofosforico P 2 O 74 pirofosfato Si noti la particolarità degli acidi fosfinico e fosfonico che hanno rispettivamente due e un idrogeno direttamente legato all'elemento caratteristico.

VI Gruppo no. ox Acido Anione Zolfo +4 H 2 SO 3 Acido solforoso SO 32 solfito +6 H 2 SO 4 Acido solforico SO 42 solfato +4/0 – S 2 O 32 tiosolfato Elemento +4 (+3/+5) S 2 O 52– disolfito (o metabisolfito) Struttura ione disolfito (no ossigeno a ponte!)

VI Gruppo no. ox Acido Anione Struttura +6 H 2 S 2 O 7 Acido disolforico S 2 O 72 disolfato +7 H 2 S 2 O 8 Acido perossodisolforico S 2 O 82 persolfato (perossodiso lfato) +3 – S 2 O 42 ditionito +5 H 2 S 2 O 6 Acido ditionico S 2 O 62 ditionato +5 (0) Acidi politionici: Catene di atomi di S con gruppi -SO 3 H alle estre- mità (acidi tri-, tetra-, penta-, . . . n-tionici) Elemento Esempio: S 4 O 62 tetrationato es: acido tetrationico (un acido politionico)

VII Gruppo Elemento no. ox Acido Anione Struttura Cloro +1 HCl. O Acido ipocloroso Cl. Oipoclorito +3 HCl. O 2 Acido cloroso Cl. O 2 clorito +5 HCl. O 3 Acido clorico Cl. O 3 clorato +7 HCl. O 4 Acido perclorico Cl. O 4 perclorato

VII Gruppo Elemento no. ox Acido Anione Struttura Bromo +1 HBr. O Acido ipobromoso Br. Oipobromito vedi acido ipocloroso +5 HBr. O 3 Acido bromico Br. O 3 bromato vedi acido clorico +7 HBr. O 4 Acido perbromico Br. O 4 perbromato vedi acido perclorico Iodio +1 HIO Acido ipoiodoso IOipoiodito vedi acido ipocloroso +5 HIO 3 Acido iodico IO 3 iodato vedi acido clorico +7 HIO 4 Acido periodico IO 4 periodato vedi acido perclorico +7 Lo iodio a n. o. +7, oltre all’acido periodico (detto acido metaperiodico), forma altri due ossiacidi, mesoperiodico (H 3 IO 5) e ortoperiodico (H 5 IO 6).

COMPOSTI BINARI CON L’IDROGENO Oltre agli IDRACIDI, esistono altri composti binari con l’idrogeno üL’ossigeno, come lo zolfo in H 2 S, forma l’acqua H 2 O üGli elementi del Vo gruppo si legano ad H nei loro n. o. negativi (-3): NH 3 ammoniaca PH 3 fosfina As. H 3 arsina Sb. H 3 stibina ü Il carbonio, il silicio e il boro formano i seguenti composti: CH 4 metano Si. H 4 silano BH 3 borano üI metalli si combinano con l’idrogeno avente n. o. – 1 formando composti comunemente detti IDRURI METALLICI: Al. H 3 idruro di alluminio Li. H idruro di litio Fe. H 3 idruro ferrico 34

I sali si originano per reazione tra un composto derivato da un metallo (ossido basico, idrossido o il metallo stesso) e un composto derivato da un non metallo (anidride, acido o lo stesso non metallo) Un sale è costituito da una parte metallica (ione del metallo o altro catione tra quelli descritti) e da una parte non metallica (un radicale acido o altri anioni). Il NOME del sale è dato dal corrispondente Radicale acido completo di suffissi e prefissi, seguito dal nome dello ione positivo con i suffissi –OSO e –ICO a seconda del n. o. La FORMULA di un sale si compone del simbolo del metallo (o dello ione positivo) seguito dal simbolo del radicale acido. Al primo diamo come indice la valenza del secondo e viceversa, poi, se è possibile, si semplificano gli indici dividendoli per uno stesso numero. 35

Esempi SOLFATO FERROSO: CARBONATO SODICO: S (zolfo), non metallo, n. o. +6 (suffisso –ATO) SO 3: anidride solforica H 2 SO 4: acido solforico SO 42 - : radicale solfato (valenza 2) Fe (ferro), metallo, n. o. +2 (suffisso – OSO) Fe 2+ ione ferroso (valenza 2) C (carbonio), non metallo, n. o. +4 (suffisso –ATO) CO 2: anidride carbonica H 2 CO 3: acido carbonico CO 32 -: radicale carbonato (valenza 2) Na (sodio), metallo, n. o. +1 (suffisso – ICO) Na+: ione sodico (valenza 1) Fe 2(SO 4)2 semplificando Fe. SO 4 Na 2 CO 3 36

Esempi PERCLORATO RAMEICO: Cl (cloro), non metallo, n. o. +7 (prefisso –PER e suffisso –ATO) Cl 2 O 7: anidride perclorica HCl. O 4: acido perclorico IPOIODITO POTASSICO: I (iodio), non metallo, n. o. +1 (prefisso –IPO e suffisso –ITO) I 2 O: anidride ipoiodosa HIO: acido ipoiodoso IO- : radicale ipoiodito (valenza 1) K (potassio), metallo, n. o. +1 (suffisso –ICO) K+ : ione potassico (valenza 1) KIO 37

Esempi K 2 CO 3: Cu(NO 3)2: Cu. Cl: Fe. Cl 3: Fe 2(SO 3)3: Na 2 SO 4: Ba. SO 4: Na 3 PO 4: Al 2 S 3: Al. PO 4: Mn. Cl 2: KMn. O 4: NH 4 Cl: carbonato potassico nitrato rameico cloruro rameoso cloruro ferrico solfito ferrico solfato sodico solfato di bario fosfato sodico solfuro di alluminio fosfato di alluminio cloruro di manganese permanganato di potassio cloruro di ammonio 38