nomenclatura DI CHIMICA

Materie:	Riassunto
Categoria:	Chimica
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Data:	11.10.2005
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A) OSSIDI
Un tempo si faceva distinzione fra i composti derivati da metalli (ossidi propriamente detti) e i composti derivati dai non-metalli (anidridi), ma ora per semplicità si tende a chiamare entrambi i tipi di composti col nome comune di ossidi, tenendo conto, per il riconoscimento migliore di una particolare sostanza quando un elemento possa dare due o più ossidi, del numero di atomi di ossigeno presenti nella molecola. Così, fra i metalli, si avrà per esempio l'ossido di sodio (Na2O), l'ossido di calcio (CaO), l'ossido di magnesio (MgO), il diossido di piombo (PbO2), il tetrossido di osmio (OsO4), etc. Tra i non metalli si chiamerà monossido di carbonio (o semplicemente ossido di carbonio) il composto formato da carbonio ed un atomo di ossigeno (CO), diossido di carbonio quello in cui sono presenti due atomi di ossigeno (CO2) e analogamente diossido di zolfo (SO2) e triossido di zolfo (SO3) quei composti dello zolfo in cui sono presenti rispettivamente due e tre atomi di ossigeno.
Altri composti però non danno un rapporto intero (1:1, 2:1, 3:1, 4:1) tra il numero di atomi di ossigeno e quelli dell'elemento, per cui una nomenclatura sistematica deve tenere conto di altri fattori più specifici dei vari elementi. Il modo più semplice e più preciso per dare un nome ai composti è pertanto quello che si basa sul numero di ossidazione dell'elemento stesso. Ricordiamo che per numero di ossidazione si intende il numero di elettroni ceduti o acquistati in maniera totale o parziale da un atomo per la formazione di un legame chimico, o, in altre parole, gli elettroni di valenza di un atomo impegnati in un legame chimico. Vedremo meglio più avanti come attribuire il numero di ossidazione ad ogni elemento in un composto.
Poiché nella maggior parte dei casi l'ossigeno può avere solo il numero di ossidazione –2 (tranne quando sia combinato con un secondo atomo di ossigeno con un legame covalente omeopolare per cui il suo numero di ossidazione è –1) questo comporta un'ulteriore semplificazione della nomenclatura chimica che tiene conto unicamente del numero di ossidazione dell'altro elemento presente nella molecola. Secondo questa terminologia, per gli elementi che possono avere più di un numero di ossidazione, si impone il suffisso –oso all'elemento con il numero di ossidazione più basso e il suffisso –ico al numero di ossidazione più elevato. Nel caso poi in cui un elemento possa dare più di due numeri di ossidazione si aggiunge il prefisso ipo– al numero di ossidazione più basso possibile e il prefisso per– a quello più alto possibile. Così, ad esempio, si chiameranno ossido ferroso e ossido ferrico i due composti che il ferro può dare con l'ossigeno rispettivamente con numeri di ossidazione +2 e +3, mentre avremo l’ossido ipo-cloroso (Cl2O), l’ossido cloroso (Cl2O3), l’ossido clorico (Cl2O5) e l’ossido per-clorico (Cl2O7) per i composti del cloro rispettivamente con numeri di ossidazione +1, +3, +5 e +7. In questi casi però è necessario già conoscere tutti i vari numeri di ossidazione che un elemento può avere, per cui una nomenclatura più moderna, che descriva nel modo più semplice e chiaro possibile il tipo di composto in esame, è quella che chiama i vari ossidi con il nome dell'elemento stesso seguito dal suo numero di ossidazione indicato da un numero romano ma pronunciato come numero ordinale. Più chiaramente, si ha ad esempio l’ossido di ferro II, FeO (si dice: ossido di ferro due), l’ ossido di ferro III, Fe2O3 (ossido di ferro tre), N2O : ossido di azoto I (uno), NO : ossido di azoto II (due), N2O3 : ossido di azoto III (tre), N2O4 : ossido di azoto IV (quattro) e N2O5 : ossido di azoto V (cinque). Avremo ancora gli ossidi di zolfo IV (quattro) e VI (sei) che avevamo già chiamato rispettivamente diossido di zolfo (SO2) e triossido di zolfo (SO3) e così via. Nella pratica comune sono però ancora presenti i nomi tradizionali la cui abitudine è difficile da estirpare, per cui, accanto ai nomi sistematici, si potranno ancora trovare talvolta i vecchi nomi tradizionali.
Nella tabella 1 sono riportati i diversi nomi che possono essere ancora in uso per alcuni dei più comuni ossidi:
TABELLA 1
FORMULA
NOME
Na2O
= ossido di sodio (il sodio può avere unicamente n. ox. +1)
K2O
= ossido di potassio (n. ox. del potassio: +1)
CaO
= ossido di calcio (n. ox. +2)
MgO
= ossido di magnesio (n. ox. +2)
Al2O3
= ossido di alluminio (n. ox. +3)
FeO
= ossido ferroso, ossido di ferro II
Fe2O3
= ossido ferrico, ossido di ferro III, sesquiossido di ferro
MnO
= ossido di manganese II, ossido manganoso
MnO2
= diossido di manganese, ossido di manganese IV
Mn2O7
= ossido di manganese VII, anidride permanganica
CO
= monossido di carbonio, ossido di carbonio, ossido di carbonio II
CO2
= diossido di carbonio, anidride carbonica, ossido di carbonio IV
SO2
= diossido di zolfo, anidride solforosa, ossido di zolfo IV
SO3
= triossido di zolfo, anidride solforica, ossido di zolfo VI
N2O
= protossido di azoto, ossido di azoto I, ossido di diazoto
(detto anche gas esilarante)
NO
= ossido d’azoto, ossido nitrico, ossido di azoto II (*)
N2O3
= ossido di azoto III, triossido di diazoto, anidride nitrosa
NO2
= diossido d'azoto, ossido d'azoto IV
N2O5
= ossido di azoto V, pentossido di diazoto, anidride nitrica
Cl2O
= ossido di cloro I, ossido ipocloroso, anidride ipoclorosa
Cl2O3
= ossido di cloro III, ossido cloroso, anidride clorosa
Cl2O5
= ossido di cloro V, ossido clorico, anidride clorica
Cl2O7
= ossido di cloro VII, ossido perclorico, anidride perclorica
P4O6
= ossido di fosforo III, triossido di fosforo, anidride fosforosa
P4O10
= ossido di fosforo V, pentossido di fosforo, anidride fosforica
(In corsivo sono stati citati nomi ormai obsoleti)
(*) In effetti il composto NO è un cosiddetto radicale libero in quanto ha un elettrone spaiato e, non avendo l’ottetto completato, ha una notevole reattività chimica. Esso ha acquisito un’enorme importanza biologica da quando si è scoperto che agisce come mediatore in numerosissimi metabolismi. La sua formula esatta dovrebbe essere scritta in modo da poter evidenziare l’elettrone spaiato e, come tutti i radicali, si scrive : ·NO. Il termine ossido nitrico in effetti non è formalmente corretto ma ne è invalso l’uso specialmente in ambito biochimico.
In certi casi un atomo di ossigeno può legarsi ad un altro atomo uguale con un legame covalente omeopolare (–O–O–), pertanto gli elettroni di tale legame non contano ai fini del computo del numero di ossidazione, in quanto i due elettroni sono equamente ripartiti al 50% fra i due atomi). Come risultato il numero di ossidazione dell'ossigeno diventa in questo caso –1 anziché –2 e i composti contenenti tale legame omeopolare vengono chiamati perossidi. Esempi :
FORMULA
NOME
Na2O2
= perossido di sodio
BaO2
= perossido di bario
H2O2
= perossido d'idrogeno, acqua ossigenata
B) IDROSSIDI, OSSIACIDI, IDRACIDI
Gli ossidi possono reagire con l'acqua (H2O) dando anch'essi reazioni che possono essere chiamate, seppure impropriamente, di addizione. In questo caso alla molecola di ossido verranno aggiunte una o più molecole di acqua e, nella formula risultante, si troveranno pertanto gli atomi di ossigeno, idrogeno e dell'elemento particolare in numero uguale a quello che corrisponde agli atomi presenti fra i reagenti (ossido + H2O), ma Il prodotto risultante di questa reazione è però diverso a seconda che si tratti di ossidi di metalli o di non-metalli. Infatti gli ossidi metallici sono caratterizzati da una forte polarità di legame che fa sì che i componenti la molecola siano ionizzati in modo pressoché totale, mentre la elettronegatività abbastanza simile fra l'ossigeno e un non-metallo lascia un legame covalente, ancorché polarizzato, in questo tipo di ossidi (chiamati un tempo anidridi). Questo comporta la formazione di composti con proprietà chimiche diverse se la reazione con acqua (la cui struttura si può descrivere: H–OH) avviene con ossidi metallici o non-metallici.
· Idrossidi
In pratica i prodotti di reazione dell'acqua con ossidi metallici sono caratterizzati dal gruppo OH– (ossidrile), un anione che con la sua carica negativa, ovviamente localizzata sull’atomo di ossigeno, controbilancia una sola carica positiva del catione, cioè il metallo che ha perduto uno o più elettroni per formare uno ione positivo. I composti di reazione tra un ossido metallico e l'acqua si chiamano idrossidi. Vediamo alcuni esempi di idrossidi con le loro reazioni di formazione.
1) Na2O + H2O ® 2 NaOH
(idrossido di sodio)(1)
Come si vede, da una molecola di ossido di sodio ed una molecola di acqua si formano due molecole di idrossido. Infatti il sodio, che appartiene al I gruppo, sottogruppo A, possiede un solo elettrone di legame e quindi può dare solamente il catione Na+ (numero di ossidazione +1). La carica positiva del catione sarà quindi controbilanciata perfettamente da una sola carica negativa, corrispondente ad un solo ione ossidrile OH–. Ne risulta che, essendovi due ioni Na+ nella molecola dell'ossido di sodio, il prodotto della reazione con acqua darà luogo a due molecole di idrossido NaOH. Da notare che tutti gli atomi che fanno parte dei reagenti (Na, O, H) si ritrovano nella stessa quantità nei prodotti della reazione come è giusto che sia, trattandosi di una reazione di "addizione", solo che si otterranno due molecole di NaOH.
(1) In effetti l'ossido di sodio e l'idrossido di sodio sono composti ionici formati rispettivamente da :
2 Na+ e O= e Na+ e OH–, cosicché si dovrebbe parlare di molecola solo per l'acqua che è un composto covalente. Il termine molecola, usato in questo capitolo anche per ossidi, idrossidi e in seguito per i sali non è pertanto da ritenersi corretto, tuttavia verrà qui adoperato per rendere più semplice il discorso.
2) CaO + H2O ® Ca(OH)2
(idrossido di calcio)
In questo caso il calcio, con numero di ossidazione +2, darà luogo ad un idrossido contenente due ossidrili, ognuno dei quali controbilancia una delle due cariche positive nel catione Ca++.
3) Fe2O3 + 3 H2O ® 2 Fe(OH)3
(idrossido di ferro III)
Il numero di molecole d'acqua che appaiono tra i reagenti corrisponde a quelle che mancano per formare il prodotto. Infatti nell'ossido ferrico sono presenti due ioni Fe+++, ognuno dei quali, nell'idrossido corrispondente, sarà controbilanciato dalle cariche negative di tre OH–. Pertanto nel computo totale degli atomi presenti nelle due molecole di prodotto si vede che due atomi di ferro e tre di ossigeno sono già forniti dall'ossido e mancano ancora tre atomi di ossigeno e sei di idrogeno (quindi tre molecole di H2O) per ottenere la parità numerica degli atomi fra i reagenti e i prodotti della reazione.
Altri esempi di reazioni di formazione di idrossidi sono riportate qui sotto.
4) K2O + H2O ® 2 KOH
(idrossido di potassio)
5) MnO + H2O ® Mn(OH)2
(idrossido di manganese II)
6) Al2O3 + 3 H2O ® 2 Al(OH)3
(idrossido di alluminio)
7) CeO2 + 2 H2O ® Ce(OH)4
(idrossido di cerio IV)
Ossiacidi e Idracidi
Al contrario degli idrossidi metallici che, dissociandosi in soluzione, producono come abbiamo visto il caratteristico ione ossidrile (OH–), il prodotto della reazione degli ossidi derivati da non-metalli con acqua dà luogo ad una dissociazione, in soluzione, in cui l'elemento caratteristico è lo ione idrogeno H+ (idrogenione).
I composti di reazione degli ossidi dei non-metalli con acqua vengono detti ossiacidi e prendono il nome dall’ossido da cui derivano, mantenendone il suffisso –oso o –ico, e premettendo il nome acido. Qui sotto sono riportati alcuni esempi della loro formazione con il relativo nome chimico.
8) N2O5 + H2O ® 2 HNO3
(acido nitrico)
9) N2O3 + H2O ® 2 HNO2
(acido nitroso)
10) SO2 + H2O ® H2SO3
(acido solforoso)
11) SO3 + H2O ® H2SO4
(acido solforico)
12) Cl2O + H2O ® 2 HClO
(acido ipocloroso)
13) Cl2O3 + H2O ® 2 HClO2
(acido cloroso)
14) Cl2O5 + H2O ® 2 HClO3
(acido clorico)
15) Cl2O7 + H2O ® 2 HClO4
(acido perclorico)
16) P4O6 + 6 H2O ® 4 H3PO3
(acido fosforoso)
17) P4O10 + 2 H2O ® 4 HPO3
(acido meta-fosforico)
18) P4O10 + 4 H2O ® 2 H4P2O7
(acido piro-fosforico o difosforico)
19) P4O10 + 6 H2O ® 4 H3PO4
(acido orto-fosforico)
20) CO2 + H2O ® H2CO3
(acido carbonico)
21) I2O7 + H2O ® 2 HIO4
(acido meta-periodico)
22) I2O7 + 5 H2O ® 2 H5IO6
(acido orto-periodico)
La formula chimica degli ossiacidi tiene conto della dissociazione, nella soluzione, in catione H+ e nell'anione corrispondente e questo viene evidenziato scrivendo prima l'atomo (o gli atomi) di idrogeno, poi l'elemento non metallico ed infine l'atomo (o gli atomi) di ossigeno.
Sia per gli ossiacidi che per gli idrossidi il gruppo caratteristico è "monovalente" (l'ossidrile ha una sola carica negativa e l'idrogenione ha una sola carica positiva) per cui la formula del prodotto della reazione fra ossidi di non-metalli e acqua si ricava con gli stessi metodi già visti nell'esempio (1).
Come si nota dagli esempi precedenti, gli ossiacidi prendono il nome dall'ossido da cui sono derivati, mantenendo i suffissi -oso e -ico, ed eventualmente iprefissi ipo- e per- quando l'elemento non metallico abbia i numeri di ossidazione rispettivamente più basso e più alto. Nel caso degli acidi del fosforo con numero di ossidazione +5, l'ossido corrispondente, se lo assume simile al suo omologo derivato dall’azoto (N2O5), può sommare una sola molecola d'acqua (reazione 17), come accade all'azoto nell'acido nitrico (reazione 8), oppure due (reazione 18) o tre molecole d'acqua (reazione 19). Pertanto gli acidi fosforici che ne risultano presentano diverse caratteristiche, potendo dissociare rispettivamente 1, 4 e 3 idrogenioni, e tale diversità viene sottolineata premettendo i prefissi meta-, piro- (o di-) e orto- agli acidi fosforici corrispondenti. In effetti la molecola del fosforo è tetravalente (P4) ed anche gli ossidi derivati da questo elemento mantengono una struttura tetramolecolare (P4O6 e P4O10), come è indicato in figura 1.

Fosforo (P4)
Ossido fosforoso (P4O6)
Ossido fosforico (P4O10)
Anche lo iodio nel suo numero di ossidazione massimo (+7) si comporta in modo simile come si vede dagli esempi (21) e (22).
è da notare infine che negli acidi l'idrogenione che viene dissociato in soluzione era originariamente legato ad uno degli atomi di ossigeno a sua volta unito con un legame covalente eteropolare al non-metallo. Quindi, in modo più generale, si può dire che il carattere acido di un composto viene dato dall'idrogenione (H+) che viene dissociato in soluzione. Tuttavia tale comportamento non è tipico solo degli ossiacidi, ossia di acidi derivati dalla reazione di un ossido non-metallico con l'acqua, ma anche di certi composti in cui l'elemento non-metallico, più elettronegativo dell'idrogeno, sia legato direttamente ad uno o più atomi di idrogeno secondo la formula generale HnX.
In questo caso l'elemento non-metallico X può essere un alogeno del VII gruppo (F–, Cl–, Br–, I–) con numero di ossidazione = –1, un elemento del VI gruppo, sottogruppo A (S=, Se=, Te=) con n. ox = –2, oppure un aggregato di vari atomi come CN– e N3–.
Il composto che si ottiene in questo modo viene detto idracido (in contrapposizione ad ossiacido) e il nome specifico viene formato dall'elemento non-metallico a cui viene aggiunto il suffisso –idrico. Riportiamo qui alcuni esempi:
23) HF
acido fluoridrico
24) HCl
acido cloridrico
25) HBr
acido bromidrico
26) HI
acido iodidrico
27) H2S
acido solfidrico
28) H2Se
acido selenidrico
29) H2Te
acido telluridrico
30) HCN
acido cianidrico
31) HN3
acido azotidrico
Talvolta un atomo di zolfo nel suo numero di ossidazione -2 può rimpiazzare un atomo di ossigeno in quanto entrambi fanno parte dello stesso gruppo e quindi possono avere, in certi casi, un comportamento simile. In questi casi l'acido che ne deriva ha lo stesso nome che avrebbe il composto se l'elemento non-metallico che lo caratterizza fosse legato unicamente ad ossigeno, ma, per indicare che vi è stata comunque la sostituzione di un atomo di ossigeno con uno di zolfo, si aggiunge il prefisso tio– a tale nome. Ad esempio:
32) H2S2O3
acido tio-solforico
Le formule di struttura dell'acido solforico e del suo omologo tiosolforico sono rispettivamente:

Come si vede in questo caso un atomo di zolfo ha preso il posto di un atomo di ossigeno nella struttura dell'acido solforico H2SO4 con un numero di ossidazione –2 mentre l'altro atomo di zolfo resta nel suo stato di ossidazione massimo +6.
C) SALI
Secondo una teoria comune, detta di Arrhenius, dal nome dello scienziato svedese che l'ha enunciata, un acido è un composto chimico in grado di dissociare uno o più idrogenioni (H+) mentre una base può dissociare uno o più ioni ossidrile (OH–). Vedremo in seguito che questa teoria, alquanto semplicistica, può essere migliorata integrandola con altri fattori, ma per il momento questo ci può bastare per comprendere come si possano formare i sali.
A differenza delle reazioni fra ossidi metallici o non-metallici e acqua (reazioni di "addizione", le reazioni fra acidi (ossiacidi o idracidi) e basi (idrossidi o ossidi metallici) sono reazioni di sostituzione. In questo caso infatti il catione del composto acido (ione idrogeno) viene sostituito dal catione della base (ione metallico) per dare luogo ad un composto diverso con caratteristiche e proprietà particolari. Tale composto viene detto sale. Nello stesso tempo si ha la produzione di acqua per effetto del legame che si forma tra l'idrogenione e lo ione ossidrile: H+ + OH– ® H2O.
I sali sono composti ionici e quindi non formano delle molecole vere e proprie ma ad ogni carica positiva portata da un catione corrisponde una carica negativa sull'anione in modo che il composto nel suo insieme sia comunque neutro, avendo bilanciato esattamente le cariche positive e quelle negative.
Il nome del sale che così si ottiene deriva da quello dell'acido sostituendone i suffissi secondo le seguenti regole:
il suffisso : -OSO
diventa : -ITO
il suffisso : -ICO
diventa : -ATO
il suffisso : -IDRICO
diventa : -URO
Vediamo quanto detto con l'aiuto di alcuni esempi.
33) HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O
nitrato di sodio
34) HClO + KOH ® KClO + H2O
ipoclorito di potassio
35) H2SO3 + Ca(OH)2 ® CaSO3 + 2 H2O
solfito di calcio
36) H2SO4 + Ba(OH)2 ® BaSO4 + 2 H2O
solfato di bario
37) H2SO3 + KOH ® KHSO3 + H2O
idrogenosolfito (o bisolfito) di potassio
38) H2SO4 + NaOH ® NaHSO4 + H2O
idrogenosolfato (o bisolfato) di sodio
39) HIO4 + NaOH ® NaIO4 + H2O
meta-periodato di sodio)
40) H2S2O3 + Mg(OH)2 ® MgS2O3 + 2 H2O
tiosolfato di magnesio)
41) H3PO3 + NaOH ® NaH2PO3 + H2O
diidrogeno fosfito di sodio
42) H3PO3 + 2 NaOH ® Na2HPO3 + 2 H2O
fosfito di sodio
43) HPO3 + NaOH ® NaPO3 + H2O
meta-fosfato di sodio
44) H3PO4 + NaOH ® NaH2PO4 + H2O
diidrogenofosfato di sodio
45) H3PO4 + 2 NaOH ® Na2HPO4 + 2 H2O
idrogenofosfato di sodio
46) H3PO4 + 3 NaOH ® Na3PO4 + 3 H2O
ortofosfato di sodio o fosfato di sodio
47) H4P2O7 + 2 NaOH ® Na2H2P2O7 + 2 H2O
diidrogeno difosfato di sodio
48) H2CO3 + NaOH ® NaHCO3 + H2O
idrogenocarbonato (o bicarbonato) di sodio
49) H2CO3 + 2 KOH ® K2CO3 + 2 H2O
carbonato di potassio
50) HCl + LiOH ® LiCl + H2O
cloruro di litio
51) HF + Ca(OH)2 ® CaF2 + 2 H2O
fluoruro di calcio
52) HCN + KOH ® KCN + H2O
cianuro di potassio
53) HBr + NH3 ® NH4Br
bromuro di ammonio
54) H2SO4 + 2 NH3 ® (NH4)2SO4
solfato di ammonio
55) HN3 + NaOH ® NaN3 + H2O
azoturo di sodio o sodio azide
Dagli esempi precedenti si possono notare principalmente due cose :
a) L'acido fosforoso (H3PO3) può reagire al massimo con due moli di base e non con tre (reazioni 41 e 42), come invece succede per l'acido orto-fosforico. La ragione di ciò dipende dalla struttura dell'acido fosforoso in cui un idrogeno è legato direttamente all'atomo di fosforo e non all'ossigeno, come mostrano le formule di struttura nella
Poiché l'idrogeno e il fosforo hanno un'elettronegatività assai simile, il legame covalente che ne risulta è molto stabile e praticamente non possiede alcun carattere polare, per cui questo atomo d'idrogeno non può essere dissociato come idrogenione.
b) L'ammoniaca (NH3) è un composto basico e in presenza di acidi produce il catione NH4+ (ione ammonio) che si comporta come lo ione di un metallo monovalente.
D) IDRURI
L'idrogeno può raggiungere la sua stabilità elettronica in due modi, o perdendo il suo unico elettrone di legame (formando lo ione H+) o acquistandone un altro per ottenere la conformazione stabile del gas nobile successivo (elio), dando così luogo ad uno ione negativo. Questo ultimo caso può avvenire quando l'idrogeno si combini con un atomo molto meno elettronegativo di lui, come ad esempio il litio, il sodio, l'alluminio etc. Allora il composto che si ottiene si chiama idruro ed è caratterizzato dallo ione H–. Diamo qui sotto alcuni esempi di idruri:
56) NaH
(idruro di sodio) formato dagli ioni Na+ e H–
57) B2H6
(idruro di boro o diborano) composto covalente, formato idealmente dagli ioni B+++ e H–
58) LiAlH4
(litio-alluminio idruro) formato da Li+, Al+++ e 4 H–
59) NaBH4
(sodio-boro idruro) formato da Na+, B+++ e 4 H–
Altri composti dell'idrogeno non sono né idracidi né idruri perché non hanno carattere ionico ma l'idrogeno forma un legame covalente, anche se eteropolare, con un altro elemento. Qui sotto sono riportati i nomi di alcuni di questi composti derivati dagli elementi del V gruppo:
60) NH3
ammoniaca
61) PH3
fosfina
62) AsH3
arsina
Questi sono composti a carattere basico, come abbiamo già visto negli esempi (53) e (54) riguardanti reazioni dell'ammoniaca che in ambiente acido reagisce producendo lo ione ammonio (vedi struttura):
NH3 + H+ ® NH4+

I composti dell’idrogeno e del carbonio (idrocarburi) sono un tipo particolare e fanno parte della nomenclatura della chimica organica.