Chimica generale

Nomenclatura

IUPAC

Indica quali elementi sono presenti.

Notazione di Stock

Mette in evidenza il numero di ossidazione dell'elemento espresso con un numero romano tra parentesi.

Tradizionale

Notazione comune e di largo uso.

Ioni monoatomici

Cationi

Si prende il nome dell'elemento e si fa precedere dalla parola "ione" (IUPAC). Nella nomenclatura tradizionale si usa il nome dell'elemento con suffissi -oso (carica più bassa) e -ico (carica più alta). Quando l'elemento può dare vita a due cationi si usa la nomenclatura di Stock dove si indica tra parentesi il numero di ossidazione tra parentesi col numero romano.

Esempi:

• Ca²⁺: ione calcio (IUPAC), ione calcio (tradizionale)
• Zn²⁺: ione zinco, ione zinco
• Cu²⁺: ione rame (II) (Stock), ione rameico (tradizionale)
• Cu⁺: ione rame (I) (Stock), ione rameoso (tradizionale)

Anioni

Si aggiunge la desinenza -uro preceduti da "ione".

Esempi:

• Br^-: ione bromuro
• Cl^-: ione cloruro
• P^3-: ione fosfuro
• F^-: ione fluoruro
• S^2-: ione solfuro

Ci sono delle eccezioni molto note:

• H^-: idruro
• N^3-: nitruro
• O^2-: ossido
• C^4-: carburo

Composti

Possono essere formati da più di due elementi: binari, ternari, quaternari, ecc.

Binari metallo + non metallo

L'elemento più elettronegativo prende la desinenza -uro mentre l'altro nome dell'elemento non cambia. Nelle formule l'elemento più elettropositivo deve essere posto per primo.

Esempi:

• NaCl: Cloruro di sodio o sodio cloruro
• KI: Ioduro di potassio

Ci sono coppie di elementi che possono formare più composti: perciò è necessaria una specificazione della composizione attraverso la nomenclatura IUPAC.

Esempi:

• SnCl₂: Dicloruro di stagno
• SnCl₄: Tetracloruro di stagno

I prefissi mono, di, tri, tetra, penta, ecc. indicano quanti atomi di quell'elemento sono presenti nel composto.

Con la notazione di Stock:

• SnCl₂: Cloruro di stagno (II)
• SnCl₄: Cloruro di stagno (IV)

Nella nomenclatura tradizionale invece si usano le desinenze -oso per quello con carica minore e la desinenza -ico per quello con la carica maggiore. Sono i metalli di transizione che necessitano di specificare i vari stadi di ossidazione avendone più di uno.

Composti binari tra due non metalli

Stabilire un ordine di priorità tra i due elementi per determinare l'ordine nella formula e capire chi deve prendere la desinenza -uro.

Composti binari tra non metalli: (NOMENCLATURA IUPAC 2005.)

Due eccezioni: l'H segue l'azoto esempio con l'ammoniaca NH₃; l'O è il penultimo prima del fluoro perché è il secondo più elettronegativo. La tavola periodica ci dà già l'ordine della sequenza degli elementi nella nomenclatura tra due non metalli. La desinenza -uro va assegnata all'elemento che viene dopo nella sequenza. Nelle formule questo elemento viene posto per secondo.

Ordine: B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F

Esempi:

• SiC: Carburo di silicio
• OF₂: Difluoruro di ossigeno
• SbAs: Arseniuro di antimonio
• ICl: Cloruro di iodio
• Si₃N₄: Tetranitruro di trisilicio
• ICl₃: Tricloruro di iodio
• AsH₃: Triidruro di arsenico, nome tradizionale: Arsina, molto più in uso della IUPAC

Ci sono composti per cui il nome tradizionale è molto più diffuso:

• NH₃: Ammoniaca
• B₂H₆: Diborano
• AsH₃: Arsina
• PH₃: Fosfina
• SiH₄: Silano
• SbH₃: Stibina

Sono tutti elementi del gruppo 15 che si legano all'idrogeno.

Nel 2005 la IUPAC ha mutato dei nomi correlando alla nomenclatura della chimica organica:

• CH₄: Metano
• PH₃: Fosfano
• SbH₃: Stibano
• NH₃: Azano
• AsH₃: Arsano

Se si prende il metano e si sostituisce un H con un Cl si forma il CH₃Cl e ha un nome che può essere riferito al suo progenitore Metano: Cloro Metano, oppure con maggiore analogia alla nomenclatura IUPAC CH₃ è il gruppo metile che è legato allo ione cloruro, quindi: Metil Cloruro.

Composti binari dell’O (ossidi)

Importanti composti binari sono quelli dell'O e nella nomenclatura IUPAC un qualsiasi composto diventa un OSSIDO e l'O può essere legato con un metallo o un non metallo. I prefissi mono, di, tri, ... davanti a ossido indicano il numero di atomi di O. Nella tradizionale invece i composti con l'ossigeno e un non metallo vengono chiamati Anidridi, mentre con un metallo sono Ossidi (basici).

Esempi:

• FeO: Monossido di ferro
• Fe₂O₃: Triossido di diferro
• Fe₃O₄ (è un ossido magnetico): FeO+Fe₂O₃ è una miscela di questi due composti.

Quando questi ossidi reagiscono con l'acqua si comportano in maniera molto differente. Gli ossidi dei metalli alcalini, alcalino-terrosi e metalli di transizione con stato di ossidazione molto basso danno soluzioni basiche. Gli ossidi con non metalli danno soluzioni acide (N₂O₅).

Tra i metalli di transizione con numero di ossidazione alto ci sono delle eccezioni come per esempio CrO₃: Triossido di cromo, misto in acqua si forma H₂CrO₄: Anidride Cromica (soluzione acida).

Il cloro ha un comportamento particolare perché può formare diversi ossidi:

• Cl₂O: Ossido di dicloro (IUPAC), Anidride ipoclorosa (tradizionale), stato di ossidazione del cloro è quello più basso e quindi prefisso IPO- e suffisso -OSA
• Cl₂O₃: Triossido di dicloro (IUPAC), Anidride clorosa (tradizionale), stato intermedio basso di n.o. +3
• Cl₂O₅: Pentossido di dicloro, Anidride clorica, stato intermedio alto di n.o. +5
• Cl₂O₇: Eptaossido di dicloro, Anidride perclorica +7; numero di ossidazione più alto in assoluto e quindi si aggiunge il prefisso PER- e il suffisso -ICA.

Persossidi

H₂O₂: Perossido di (di)idrogeno

Superossidi

KO₂: Superossido di potassio

Capitolo 7 del Brown, comportamento caratteristico dei metalli alcalini, alcalino-terrosi

Composti ternari

Idrossidi

Composti ionici formati da un catione metallico e dal gruppo -OH, carica negativa unitaria, che ne neutralizzano la carica. Si indicano come idrossido + nome del metallo + stato di ossidazione, che nella nomenclatura IUPAC viene indicato con la notazione di Stock, mentre in quella tradizionale con i suffissi -oso e -ico.

Esempi:

• Mg(OH)₂: Diidrossido di magnesio, ma conosciuto anche come: Idrossido di magnesio

Coi metalli di transizione si formano più composti con lo stesso elemento:

• Fe(OH)₂: Diidrossido di ferro scarsamente solubile (Idrossido Ferroso – tradizionale)
• Fe(OH)₃: Triidrossido di ferro ancora più scarsamente solubile (Idrossido ferrico – tradizionale)

Si può fare affidamento sulla notazione di Stock in questo caso: Idrossido di ferro (II); idrossido di ferro (III).

Ioni poliatomici

Cationi

Ione + nome dell'elemento legato all'H + desinenza -onio.

Esempi:

• H₃O⁺: Ione ossonio: H⁺ + H₂O ⟶ H₃O⁺ (ione idronio sbagliato)

Nella nuova nomenclatura IUPAC: Ossidanio.

• NH₄⁺: Ione ammonio (non azotonio) perché deriva dalle AMMINE (nella chimica organica) e si aggiunge un protone H⁺

Per esempio, partendo dal gruppo ETILE: -CH₃CH₂ ne segue CH₃CH₂NH₂ mono-etil-ammina:

• CH₃CH₂NH₂ + H⁺ ⟶ CH₃CH₂NH₃⁺ (ione mono-etil-ammonio)

Con comportamento basico ancora più debole anche la fosfina può accettare un protone H⁺:

• PH₃ + H⁺ ⟶ PH₄⁺: Ione fosfonio

Anioni

Per alcuni anioni si usa la desinenza -uro: ione + nome dell'elemento + -uro.

Esempi:

• S^2-: Ione solfuro
• CN^-: Ione cianuro (HCN: acido cianidrico)

Ci sono delle eccezioni:

• N₃^-: Ione azide
• C₂^2-: Ione dicarburo o acetiluro e deriva dall'idrocarburo di partenza (acetilene, C₂H₂) H-C≡C-H

Altri anioni poliatomici: formati da un elemento centrale, che assume la desinenza -ato, il numero di altri atomi legati all'atomo centrale viene precisato dai prefissi (di, tri, ...) e si può aggiungere l'indicazione del n.o. dell'elemento centrale con la notazione di Stock:

• BF₃(g) + NaF(s) ⟶ NaBF₄(s) (BF₃ è molto reattivo) composto formato da ioni sodio Na⁺ e lo ione poliatomico BF₄^- e si chiama ione tetrafluoroborato (III) oppure, semplicemente ione tetrafluoroborato senza notazione di Stock.

Esempi:

• SiF₆^2-: Ione esafluorosilocato (IV)
• ICl₄^-: Ione tetracloroiodato (III)
• Ione Esaclorofosfato: PCl₆^- (il fosfato è del gruppo 15, 3s²3p³, quindi composti pentavalenti (+5))

Ossoanioni

Ossigeno legato a uno o più atomi di un altro elemento (spesso è un non metallo, ma anche un metallo). Nella nomenclatura tradizionale, i diversi n.o. sono indicati usando suffissi -ito e -ato, insieme ai prefissi ipo- e per- a indicare il n.o. più basso e più alto, rispettivamente:

• MnO₄^-: Ione tetraossomanganato, ione manganato (VII), ione permanganato (tradizionale)
• SO₃^2-: Ione triossosolfato, ione solfato (IV), ione solfito (-ito n di ossidazione più basso)
• SO₄^2-: Ione solfato (VI), ione tetraossosolfato, ione solfato (-ato n di ossidazione più alto)

Esempi:

• H₂S: n.o.S= -2
• SCl₂: n.o.S= +2
• SF₄: n.o.S= +4

Ossoanioni con gli elementi di transizione nel loro stati di ossidazione maggiore:

• CrO₄^2-: Ione cromato (VI), ione tetraossocromato, ione cromato
• Cr₂O₇^2-: Ione epta-osso-dicromato (ione bicromato, tradizionale) anche in questo ione il n.o. del cromo è +6
• AsO₃^3-: Ione arseniato (III), ione tri-osso-arseniato, ione arsenito (tradizionale)
• AsO₄^3-: Ione arseniato (V), ione tetra-osso-arseniato, ione arsenato

Acidi binari (o pseudobinari)

Sono formati dall'H più un elemento del gruppo 16 o 17.

• H₂S: Solfuro di diidrogeno, nella tradizionale invece veniva messo in evidenza il comportamento chimico in reazione quindi: Acido solfidrico.
• HCl: Acido cloridrico, a P e T ambiente è un gas stabile (puro), il suo comportamento acido lo manifesta in soluzione acquosa dove avviene la dissociazione: HCl + H₂O ⟶ H₃O⁺ + Cl^- (reazione completa, tutta spostata verso destra).

È un composto covalente, stabile ma reattivo perché può reagire con l'acqua, corrode certi metalli; e ha questa propensione a trasferire il protone H⁺ (quindi a comportarsi da acido) solo nel momento in cui viene messo a contatto con l'acqua (per questo "-idrico", far intendere la reazione con acqua).

Nella nomenclatura tradizionale, infatti, gli idracidi si indicano come: acido + radice dell'elemento non metallico + -idrico

Cloruro di idrogeno (IUPAC) ⟶

• HCN: Acido cianidrico (acido debole): HCN + H₂O ⟶ H₃O⁺ + CN^- (la reazione è molto spostata verso i reagenti perché solo una minima frazione di molecole si dissocia (quella del protone che viene trasferito all'acqua))

Questi due composti donano un e^- all'acqua e quindi vengono considerati acidi.

Acidi derivati dagli anioni poliatomici

Ossoacidi (oxo)

Composto sempre ternario = H, O, spesso un non metallo oppure può essere un metallo di transizione con lo stato di ossidazione alto.

• CO₃^2-: Ione tri-osso-carbonato, ione carbonato (IV) ⟶ H₂CO₃: Carbonato (IV) di diidrogeno, acido triossocarbonico si mette in evidenza il suo comportamento da acido debole.

La nomenclatura tradizionale, ancora molto diffusa e recuperata dalla IUPAC, usa il nome dell'ossanione corrispondente, variando la desinenza: -ito diventa -oso, -ato diventa -ico.

Esempi:

• SO₃^2-: Ione solfito H₂SO₃: Acido solforoso / acido triossosolforico
• SO₄^2-: Ione solfato H₂SO₄: Acido solforico / acido tetraossosolforico

Si possono formare ossoacidi diversi in cui però l'atomo centrale ha lo stesso n.o.; in questi casi l'anidride presenta gradi di idratazione differenti. È il caso del fosforo:

• P₄O₁₀: P₂O₅ + H₂O (si possono formare diversi ossoacidi in base a quante molecole di acqua vengono fatte reagire:

• P₂O₅ + 3H₂O ⟶ 2H₃PO₄: Acido ortofosforico, acido tetraossofosorico, fosfato (V) di triidrogeno
• P₂O₅ + 2H₂O ⟶ H₄P₂O₇: Molecola più complessa perché abbiamo un atomo di O che fa da ponte, Acido eptaossodifosforico, acido pirofosforico (tradizionale)
• P₂O₅ + H₂O ⟶ 2HPO₃: Acido metafosforico, acido con struttura complessa che tende a formare delle catene di unità

Nella nomenclatura tradizionale, i prefissi orto, piro e meta indicano livelli di idratazione via via più bassi.

Sali

Metallo + non metallo: rispettano le regole di nomenclatura classica metallo/non metallo.

Esempi:

• CaCl₂: Dicloruro di calcio (IUPAC), Cloruro di calcio
• Na₂S: Solfuro di disodio, Solfuro di sodio (tradizionale)

Sali acidi

Composti formati da un catione e un anione il quale deriva da un acido (esempio: NaHS che non ha ceduto tutti i protoni a lui a disposizione). Sono sali che contengono atomi di idrogeno. Nella nomenclatura IUPAC il termine idrogeno precede il nome dell'anione; in quella tradizionale il prefisso bi precede il nome dell'anione, omettendo il termine idrogeno.

Esempio:

• H₂S + H₂O ⟶ H₃O⁺ + HS^-
• HS^- + H₂O ⟶ H₃O⁺ + S^2-

Se il sale si forma con l'anione in cui è ancora presente un atomo di H, si forma un Sale Acido perché identifica il fatto che l'anione non è il risultato della eliminazione di tutti i protoni dell'acido di partenza - allora questo anione HS^- si chiamerà ione idrogeno solfuro.

• NaHSO₃: Idrogenosolfato (IV) di sodio (IUPAC), Bisolfito di sodio (tradizionale)

Sali idrati

Durante la reazione di precipitazione il sale ingloba nella struttura cristallina un certo numero di molecole di acqua e si chiama formazione di sali idrati, cioè che vengono trattenute un certo numero di molecole di acqua. La IUPAC semplifica anche la nomenclatura.

Esempio:

• CdSO₄ · 8H₂O: Solfato di cadmio – acqua (3/8)

Legame Ionico

Nei composti ionici è molto importante sapere cos'è l'energia reticolare e cosa sono i fattori che la influenzano. Il modello che si adotta è molto semplice e prende in considerazione le interazioni in natura elettrostatica tra ioni: gli elementi che formano composti ionici sono elementi che hanno comportamento chimico molto diverso e sono metalli molto elettropositivi, e quindi tendono a cedere elettroni formando cationi, e non metalli spiccatamente elettronegativi che acquistando elettroni formano anioni e quindi quello che forma il legame sono forze di natura elettrostatica formando il composto ionico. Gli elementi che più tendenzialmente formano questi composti sono i metalli alcalini, alcalino-terrosi, l'alluminio in misura minore per quanto riguarda quelli elettropositivi, mentre per i non metalli troviamo gli alogeni e O e S.

I composti ionici danno luogo a solidi cristallini costituiti da un reticolo cristallino (NaCl): il reticolo cristallino è una disposizione ordinata nelle tre dimensioni dello spazio di ioni sodio e ioni cloruro (modo più semplice di rappresentare un reticolo ionico). In natura è verificato che il modello sia effettivamente questo grazie alla testimonianza di immagini ottenute grazie a diffrazione di e^- dove c'è un'ombreggiatura che tiene conto della densità elettronica (cioè carica/volume). Abbiamo delle zone di elevata densità elettronica più piccole che corrispondono alla posizione di ioni sodio (Na⁺) e delle zone di densità elettronica più elevate con dimensioni maggiori che corrispondono alla posizione degli ioni cloruro (Cl^-).

È possibile rappresentare la produzione di questo composto ionico attraverso il processo in cui un atomo di sodio trasferisce l'e^- più esterno all'atomo di Cl, formando gli ioni Na⁺ e Cl^- che si legano insieme per effetto di attrazione elettrostatica. Simbologia di Lewis:

Intorno a Cl ci sono 8 e^- con la carica "-" e lo ione sodio ha una configurazione elettronica a guscio chiuso perché perdendo un e^- gliene restano 10 e questo rappresenta un guscio di e^- tipica del Neon circa Na⁺: [Ne]. Il guscio più esterno richiama quello del gas nobile che precede/segue quello ione.

Valutazioni dal punto di vista energetico: perché ad un certo punto, partendo dal Na⁺ + Cl^- ⟶ NaCl(s) (solido ionico cristallino)?? Ci deve essere un vantaggio di natura energetica e cioè che NaCl deve essere più stabile rispetto ai singoli elementi che lo compongono. Per cui è giusto supporre che a questa reazione sussegua una variazione negativa di entalpia col rilascio di energia.

Per capire questi processi supponiamo di studiare una molecola di NaCl in fase gassosa. Perché questa si possa formare è necessaria una ionizzazione del Na e del Cl dove un e^- viene trasferito dal sodio al cloro. Questo processo è dato dalla prima ionizzazione del sodio (processo endotermico che richiede 494 kJ/mol), che porta alla formazione del catione Na⁺ e ad una diminuzione del suo raggio atomico; e dall'affinità elettronica del cloro per formare l'anione (si liberano 349 kJ/mol) seguito da un aumento del suo raggio atomico. In questo modo c'è una variazione di energia pari a +494 – 349 = +145 kJ/mol perché l'affinità elettronica non basta a compensare l'energia di prima ionizzazione. Nel momento in cui i due ioni si legano con interazione elettrostatica viene liberata una quantità di energia pari a -584 kJ/mol, che si può calcolare con la legge di Coulomb.