Nomenclatura chimica (imparare nomi e formule dei composti)

Nomenclatura tradizionale

Gruppo 1-2 B: metalli di transizione.

• Gr. 1: metalli alcalini.
• Gr. 2: metalli alcalino terrosi.
• Gr. 3-12: metalli di transizione.
• Gr. 13-16: metalli del blocco P.
• Gr. 17: alogeni.
• Gr. 18: gas nobili.

Lantanidi e attinidi: gr. di transizione interna.

N° atomico crescente: corrisponde al n.° di protoni (quindi elettroni) dell’elemento.

Da 57 a 72 → in mezzo ci sono tutti i lantanidi.

Ogni elemento ha nome e simbolo.

Hg: unico metallo liquido a T e P ambiente.

Molecole biatomiche mononucleari

O₂ ossigeno molecolare.

N₂ azoto molecolare, Cl₂, F₂, I₂, Br₂.

Molti elementi si legano all’O per formare ossidi.

CaO → rapp. 1:1 → nella formula va prima il metallo poi l’ossigeno.

Regole N. O. ossidazione

-O +2 -O -2 → la somma dei N.O. deve essere = a 0.

Nomenclatura tradizionale e IUPAC

Nomenclatura tradizionale: gruppo 1-8: metalli di transizione.

IUPAC: gruppi da 1 a 18.

• Gr. 1: metalli alcalini.
• Gr. 2: metalli alcalino terrosi.
• Gr. 3-12: metalli di transizione.
• Gr. 13-16: metalli del blocco P.
• Gr. 17: alogeni.
• Gr. 18: gas nobili.

Lantanidi e attinidi: gr. di transizione interna.

N^o atomico crescente: corrisponde al n^o di protoni (quindi elettroni) dell’elemento.

Da 57 a 72 → in mezzo ci sono tutti i lantanidi.

Ogni elemento ha nome e simbolo.

Hg: unico metallo liquido a T e P ambiente.

Molecole biatomiche mononucleari

O₂ ossigeno molecolare.

N₂ azoto molecolare.

Cl₂, F₂, I₂, Br₂.

Molti elementi si legano all’O per formare ossidi.

CaO → rapp. 1:1.

Nella formula va prima il metallo poi l’ossigeno.

Regole N^o ossidazione

O^-2 → +2 Ca⁺² → CaO.

La somma dei N.O. deve essere = a 0.

No −> ₂O²⁻ −> l'O ha sempre N.O. = −2 (tranne eccezioni).

• Metalli alcalini mai composti N.O. = +1.
• Fa in modo che somma N.O. = 0.

Ossidi

Fe può esistere in forma:

Fe²⁺ −> FeO −> ossido ferroso −> N° ossidazione più basso.

Fe⁺³ ₂O₃ −> ossido ferrico −> N° ossidazione più alto.

Nomencl. tradiz. Uso i suffissi per differenziare.

IUPAC: Fe₂O₃ −> triossido di diferro −> prefissi che dicono n° atomi.

FeO −> monossido di ferro −> trad. −> specifica N.O. metallo.

− Ossido di Fe (II) −> Di Stock.

Fe₂O₃ −> Ossido di Fe (III).

Es. N.O. più basso.

Ossido rameoso −> Cu₂O −> +2.

CuO −> ossido rameico.

− Monossido di rame and −> IUPAC.

− Ossido di Cu (I) −> Di Stock.

Mn₂O₃ − Ossido di Mn (III) −> Di Stock.

− Triossido di manganese −> IUPAC.

− Non si può dare un nome comune (non conosciamo tutti i N.O.).

ZnO −> − Ossido di zinco (Zn sempre +2 nei composti) −> esiste solo ₂O²⁻.

− Ossido di alluminio (Al sempre +3 nei composti) −> Al₂O₃.

SnO₂ −> ossido di un metallo −> non so che N.O. ha lo SnO₃⁴⁺V²⁻.

SnO₂ −> ossido di Sn (IV).

Ossidi di non metalli

Ossidi di non metalli (o ossidi acidi o anidridi).

C₂O₂ −> diossido di carbonio (IUPAC) −> anidride carbonica (trad.).

• Nelle formule prima non metalli poi ossigeno.
• Ossido di carbonio (IV) −> di Stock −> si usa di solito per i metalli.

CO monossido di carbonio -> si lega in modo irreversibile all'emoglobina -> il sangue non trasporta più ossigeno.

Il Cl negli ossidi più comuni ha N.O.: +1, +3, +5, +7.

La nomenclatura trad non introduce dei prefissi.

Imparando nome e formula degli ossiacidi derivanti da queste anidridi avremo più informazioni.

• SO₂: anidride solforosa -> diossido di zolfo.
• SO₃: anidride solforica -> triossido di zolfo.
• P₂O₃: anidride fosforosa.
• P₂O₅: anidride fosforica.
• N₂O: (protossido di azoto).
• NO: (monossido di azoto).
• N₂O₃: anidride nitrosa -> acido nitroso.
• NO₂: (anidride nitroso-nitrica).
• N₂O₄: (iposossido).
• N₂O₅: anidride nitrica -> acido nitrico.

N_xO_y -> le molecole tendono a legarsi a due a due -> formano dimeri.

B₂O₃: anidride borica -> triossido di diboro.

SiO₂: silice -> diossido di silicio.

Ossidi basici

Ossidi basici.

Ossidi di metalli → in H₂O formano le basi.

2 casi particolari: il Cr e il Mn.

N.O.: +2, +3, +6.

N.O.: +2, +3, +4, +6, +7.

Il suo ossido ha un comportamento da ossido acido, nonostante siano ossidi di un metallo.

FeO.

Fe₂O₃.

Fe₃O₄: tetraossido di triferro.

• Solitamente il Fe ha il N.O. = +2, +3.
• È un ossido misto → N.O. frazionari.

In un cristallo di Fe₃O₄ c'è sia FeO che Fe₂O₃.

Idrossidi o basi

Idrossidi (o basi).

Ossido basico + H₂O.

Se un ossido basico reagisce in acqua si forma una base.

CaO + H₂O → Ca(OH)₂ → idrossido di calcio.

KOH → idrossido di potassio.

Fe(OH)₂ → idrossido ferroso → diidrossido di ferro → idrossido di Fe^(II).

Fe(OH)₃ → idrossido ferrico → triidrossido di ferro → idrossido di Fe^(III).

Mn(OH)₂ → idrossido di Mn^(II) → diidrossido di manganese.

Al(OH)₃.

Gli idrossidi sono degli elettroliti → sostanze che in soluzione acquosa dissociano in ioni: cationi e anioni.

Fe(OH)₂ → Fe²⁺(aq) + 2 OH^-(aq) → ione idrossido.

Ione ferroso → ione in sel. acquosa.

NaOH → Na⁺ + OH^-.

→ Gli ioni sono in soluzione acquosa.

Significa che si sciolgono in H₂O.

La gamma N.O. particelle perché = carica ione.

Tutti i metalli alcalini danno origine a ioni con carica +.

Ossiacidi

Ossiacidi.

Ossido acido + H₂O di un non metallo.

Si usa maggiormente nomenclatura tradizionale.

Eccezione: OF₂ → non porta a nessun ossoacido.

SO₂ + H₂O → H₂SO₃ → acido solforoso.

SO₃ + H₂O → H₂SO₄ → acido solforico.

HClO₄ → acido perclorico → da Cl₂O₇ (anidride perclorica).

HMnO₄ → acido permanganico.

HClO₃ → acido clorico.

HClO₂ → acido cloroso.

HClO → acido ipocloroso.

Formula: H prima, non metallo (o metallo con comportamento acido), poi O.

In soluzione acquosa liberano ioni.

Es. HNO₃ H₂O → H⁺ (aq) + NO₃^- → ione nitrato.

HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃^-.

Il motore in soluzione acquosa si lega a mol. di H₂O → si forme ione idronio → H₂O + H⁺ → H₃O⁺.

P₄O₁₀ + 3H₂O → 2H₃PO₄ acido fosforico.

P₂O₅.

Coefficienti stechiometrici li usiamo per bilanciare la reazione.

Anche gli ossoacidi sono elettroliti → liberano H₂O⁺ in soluzione acquosa.

Acido: -ICO -OSO.

Anione: -ATO -ITO.

Reazione bilanciata in massa e ionica.

Unica freccia: vera, spostata verso i prodotti → tutto il reagente si dissocia → es. acido nitrico (elettrolita forte).

Acido nitroso: l'elettrolita debole → si dissocia meno = doppia freccia.

HClO₄ → acido perclorico → da ClO₄ (ione perclorato) + H₃O⁺.

Ossaocidi poliprotici

Ossaocidi poliprotici (più protoni) e può essere più di una dissociazione.

Acido solforico: sede un protone all'H₂O.

H₃O⁺ + HSO₄^- → ione idrogenosolfato (ha ancora 1 protone).

Può liberare un altro protone → H₃O⁺ + SO₄^2-.

H₂SO₃ + H₂O → H₃O⁺ + HSO₃^-.

HSO₃^- + H₂O ↔ H₃O⁺ + SO₃^2-.

Chiamati con nomenclatura trad.

Acido carbonico → ione idrogenocarbonato (bicarbonato).

H₂CO₃ ↔ CO₃^2-.

Acido fosforico → triprotico → 3 dissociazioni.

H₃PO₄ → H₂PO₃^- → HPO₃^2- → PO₃^3-.

L'acido fosforoso può liberare solo 2 degli H che possiede.

H₂Cr₂O₇ → acido dicromico → da ione dicromato → Cr₂O₇^2-.

Idracidi

Idracidi.

Si possono ottenere in più modi, esempio.

F₂ + H₂ = 2HF.

Formula: inizia con H → non ha ossigeno.

Sono 6: i primi 4 sono derivati degli alogeni.

Il fluoro non dà ossoacidi ma può dare un idracido.

HF → acido fluoridrico (idem altri alogeni).

Sono elettroliti.

Acido fluoridrico → ione carbonio + ione fluoruro.

H₂Cl₂O₄.

H₂Cl₂O₃.

H₂Cl₂O₂.

HCl₂O# (-1) → negativo.

HCl.

Negli idracidi l'alogeno ha sempre N.O. = -1.

Alogeno: generatore di sali.

Si formano facilmente i sali da questi composti.

Uno dei più semplici è: H₂S → acido solfidrico.

H₂S₄^6-.

H₂S₃O₃.

HCN + H₂O <=> H₃O⁺ + CN^- → ione cianuro.

Sali

Sali.

Il modo più semplice per ottenerli è una reazione tra idrossido e acido.

NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O → nitrato di sodio.

Na⁺ parte cationica → parte anionica → NO₃^-.

Può essere solo Na⁺ (metallo alcalino).

Nitrato.

Solfato di ferro → (ei sono) +2 e +3.

SO₄^2- - Solfato di Fe(II) o solfato ferroso → da ione solfato.

Ione ferroso.

Fe²⁺.

FeSO₄.

- Solfato ferrico (di Fe(III)) → Fe₂(SO₄)₃ → somma N.O. = 0.

(S^2-)Fe³⁺.

Metallo non metallo con ossigeno (ossisalata del Cl).

Ca(CO₃)₂ → ipoclorito di calcio (l. metallico terroso).

HClO → ione Cro₄^2- → +1 → ipoclorito.

MnC₃ → acido carbonico → H₂CO₃ → ione carbonato.

Carbonato di Mn(II).

Permanganato di potassio.

K₂MnO₄ → ione permanganato → H₂MnO₄.

Idrossido di potassio.

KOH + HF → KF + H₂O.

Acido fluoridrico.

Fluoruro di potassio.

Cloruro rameico.

CuCl₂.

Ione cloro → Cl^-.

Cloruro ferrico.

FeCl₃ → cloruro di Fe(III).

Solfuro di alluminio.

Al₂S₃.

Ione solfuro → S^-2.

Piombocianuro.

Pb(CN)₂ → cianuro di Pb(II).

Ione ammonio.

[NH₄]⁺ → NH₃ → ammoniaca.

Nitrito d'ammonio.

Parte anionica → NO₂.

Parte cationica → NH₄⁺.

Fosfato d'ammonio.

(NH₄)₃PO₄.

Sali acidi o basici

Sali acidi (o basici).

Idrogenocarbonato di sodio.

NaHCO₃.

Ione carbonico → CO₃^-2.

Idrogenosolfito di zinco → Zn(HSO₃)₂.

HSO₃^- _Zn²⁺(NH₄)HS → idrogenosolfito d'ammonio.

Ammonio.

Ione idrogenosolfito.

Idrogeno fosfato di nichel (II) → NiHPO₄.

HPO₄^2- da H₃PO_{4 Ni}²⁺.

• Non perdono tutti gli H.

Sali basici:

Bi(OH)₃ → idrossido di bismuto (III).

BiCl₃ → cloruro di bismuto (III).

Bi(OH)₃ + HCl → Bi(OH)Cl₂ → cloruro basico di Bi(III).

Bi(OH)₂Cl → cloruro dibasico di Bi(III).

Sali idrati

Sali idrati.

MgCl₂ · 6H₂O → le acque occupano posizioni nel reticolo cristallino del composto.

Cloruro di magnesio esa idrato.

• Il sale può esistere con diversi gradi di idratazione.

Nitrato di Co(II) nona idrato → Co(NO₃)₂ · 9H₂O.

NO₃^- _Co²⁺.

Sali doppi

Sali doppi.

• La parte cationica è in genere costituita da cationi di elementi diversi.

Da ione solfato SO₄^2- da acido solforico H₂SO₄.

Es. KAl(SO₄)₂ → solfato di potassio e alluminio.

Perossidi

Perossidi.

• In essi l'O ha N.O. = -1.

H₂O₂.

H - O - O.

Acqua ossigenata.

H₂OO - O.

Acqua.

Acqua ossigenata.

H H.