Chimica, Nomenclatura

Nomi e simboli degli elementi

La nomenclatura tradizionale si basa sull’uso di determinati prefissi e suffissi. La nomenclatura IUPAC invece utilizza opportuni prefissi moltiplicativi allo scopo di evidenziare il numero di atomi o raggruppamenti di atomi presenti in una molecola. I prefissi moltiplicativi sono i seguenti:

• 1 – mono (anche si può omettere)
• 2 - di
• 3 - tri
• 4 - tetra
• 5 - penta
• 6 - esa
• 7 - epta
• 8 - octa

Regole per la costruzione dei composti binari

I composti binari sono composti formati da due soli elementi chimici. Per convenzione, l'elemento con elettronegatività minore (e quindi con il numero di ossidazione positivo) viene scritto per primo e l'elemento più elettronegativo (con numero di ossidazione negativo) per secondo. Nello specifico si scrivono indicando a sinistra l’elemento che precede l’altro nella serie: l’ordine è quello dei gruppi dal III A al VII A e dal basso verso l’alto con le eccezioni di H e O. Con il simbolo generico M si indica un qualunque metallo.

Se indichiamo con A B, il generico composto binario, il suo nome IUPAC sarà:

m n (Prefisso)-B-uro (prefisso)-A

Il prefisso sta ad indicare il numero di atomi, invece A e B sono i nomi degli elementi.

• NaCl = clor-uro di sodio
• OF₂ = di-flor-uro di ossigeno

Invece per la nomenclatura classica essa associa ad ogni composto binario A B un nome del tipo:

m n A-suffissoB-uro-suffisso

Dove rappresenta un suffisso che dipende dalle proprietà dell’elemento A ed al suo stato di ossidazione nel composto. Se A è un elemento con stato di ossidazione fisso, si usa il suffisso- ico. (Alternativamente si può usare la dizione B-uro di A, che indica univocamente un composto di ben determinata stechiometria) Se A è un elemento con più stati di ossidazione la nomenclatura classica attribuisce ai suoi composti binari il suffisso:

• - ico quando A è nel suo alto stato di ossidazione
• - oso quando A è nel suo basso stato di ossidazione

Il simbolo di ciascun elemento chimico è seguito da un numero a pedice, detto indice, che indica quanti atomi di quell'elemento sono presenti nel composto. Gli indici sono apposti in modo tale che, sommando i rispettivi numeri di ossidazione, la molecola risulti neutra.

Per calcolare gli indici in modo semplice è sufficiente utilizzare il numero di ossidazione del primo elemento come indice del secondo e viceversa. Ad esempio se volessimo scrivere la formula chimica di un composto binario formato da un elemento A il cui numero di ossidazione sia +2 e da un composto B il cui numero di ossidazione sia -3, avremo:

Si noti che l'elemento con il numero di ossidazione positivo (il meno elettronegativo) è stato scritto per primo. Tale metodo di costruzione dei composti binari è detto "Regola dell'incrocio" e garantisce la neutralità della molecola. Infatti nella molecola sono presenti complessivamente 3 atomi di A (= 6 cariche positive) e 2 atomi di B (= 6 cariche negative). Se dopo aver calcolato gli indici questi risultino divisibili per uno stesso numero, gli indici vanno semplificati.

Per esempio da un elemento X con numero di ossidazione +4 e un elemento Y con numero di ossidazione -2, avremo il seguente composto binario. A questa regola fanno eccezione alcuni composti, come ad esempio l'acqua ossigenata (perossido di idrogeno, appartenente alla famiglia dei perossidi), H₂O₂, in cui gli indici non vanno semplificati.

Classificazione dei composti inorganici

La classificazione dei vari composti inorganici si basa sulle proprietà chimiche che dipendono dalla natura metallica o non metallica e come essi reagiscono con l’acqua e l’ossigeno. I metalli danno luogo a una serie basica di composti, mentre i non metalli danno luogo a una serie acida. Ovvero:

Serie basica

• Metallo + O₂ → Ossido (basico)
• Ossido (basico) + H₂O → Idrossido (base)

Serie acida

• Non metallo + O₂ → Anidride (ossido acido)
• Anidride + H₂O → Acido (ossiacido)

I sali (che possono essere sali binari o sali ternari) sono ottenuti facendo reagire un composto della serie acida con un composto della serie basica.

Le proprietà dei composti binari

I composti costituiti da due elementi soltanto sono gli ossidi, gli idruri, gli idracidi e i sali binari. Essi a seconda del legame che unisce i loro atomi, possono essere ulteriormente distinti in ionici o molecolari. I primi sono costituiti da un catione metallico e da un anione non metallico e comprendono:

• Idruri metallici
• Ossidi basici
• Sali binari (Alogenuri e solfuri)

Ai secondi appartengono:

• Ossidi acidi
• Idruri non metallici
• Idracidi

Le proprietà degli idruri

Idruri metallici

Gli idruri metallici sono composti dell’idrogeno con metalli fortemente elettropositivi, tipicamente i metalli del I e II gruppo. La formula degli idruri si scrive riportando sempre per primo il simbolo del metallo e poi dell’idrogeno MeH_n. L’H ha n.o. -1 perché è più elettronegativo, quindi il metallo avrà n.o positivo. Mentre in NH₃, PH₃, AsH₃ assume n.o. +1. Inoltre sono estremamente reattivi in acqua e generano soluzioni basiche.

Nomenclatura tradizionale

Idruro di “nome del metallo” se numero di ossidazione fisso. Se il metallo ha 2 numeri di ossidazione prenderà la desinenza -oso per il valore più basso, -ico per il valore massimo.

Nomenclatura IUPAC

(prefisso) (prefisso)+ idruro + “metallo”

Esempi

• LiH = Idruro di Litio = Idruro di Litio
• FeH₂ = Idruro ferroso (n.o.+2) = Diidruro di Ferro
• NaH = Idruro di sodio = Idruro di Sodio
• CaH₂ = Idruro di calcio = Diidruro di calcio*
  *CaH₂ = Idruro di calcio, essendo del II gruppo presenta numero di ossidazione +2, l’idrogeno avrà numero di ossidazione -1 perché moltiplicato per il numero di atomi dell’idrogeno si ottiene -1*2=-2. Dunque il composto è neutro perché +2-2=0.

ATTENZIONE Alcuni composti come NH₃ (Ammoniaca), PH₃ (Fosfina), AsH₃ (Arsina), SiH₄ (Silano), non sono idruri perché l’idrogeno non è legato ad un metallo, infatti H n.o.+1.

Le proprietà degli idracidi

Idracidi

Gli idracidi sono un piccolo gruppo di sei composti binari di natura molecolare costituiti da idrogeno e non metallo che avrà n.o negativo visto che il n.o dell’H è +1 (VII gruppo). La loro formula si scrive indicando sempre per primo l’atomo di idrogeno H_nX. (L’idrogeno per primo perché è meno elettronegativo).

Nomenclatura tradizionale

Acido* + “radice del nome del non metallo” + idrico. *Come dice il loro nome, questi composti hanno carattere acido. In soluzione acquosa le loro molecole si ionizzano liberando ioni H⁺ e anioni. Più nello specifico ciò che avviene è una rottura eterolitica del legame, ovvero gli elettroni messi in condivisione vengono attratti dall’atomo dell’elemento più elettronegativo. L’atomo più elettronegativo acquisisce una maggiore carica negativa e diventa un anione, l’atomo meno elettro negativo acquisisce carica positiva e diventa catione.

Nomenclatura IUPAC

(prefisso) “Nome del non metallo – uro” di “idrogeno”

Esempi

• HCl = Acido cloridrico = Cloruro di idrogeno
• HF = Acido fluoridrico = Fluoruro di idrogeno
• H₂S = Acido solfidrico = Solfuro di diidrogeno

In generale utilizzare queste due nomenclature è differente, per la nomenclatura IUPAC ci si riferisce al gas, per quella tradizionale ci si riferisce alla soluzione acquosa. NOTA BENE: L’unico idracido composto da tre elementi è l’acido cianidrico (HCN).

Proprietà degli ossidi basici (metallci)

L’ossigeno forma composti con quasi tutti gli elementi della tavola periodica. Gli ossidi sono composti binari che coinvolgono l’ossigeno e i metalli e nella loro formula Me₂O_n, l’ossigeno si scrive sempre per ultimo perché a esso spetta n.o. -2 essendo più elettronegativo. Di solito questi ossidi sono solidi ionici e in acqua generano una soluzione basica. L’atomo metallico ha un basso valore di elettronegatività e legandosi con l’ossigeno forma legami ionici.

Nomenclatura tradizionale

Ossido di “nome del metallo” se solo un numero di ossidazione. Se il metallo ha 2 numeri di ossidazione prenderà la desinenza -oso per il valore più basso, -ico per il valore massimo.

Nomenclatura IUPAC

(prefisso)+ossido (prefisso)+“nome del metallo”

Esempi

• Na₂O = Ossido di sodio = Ossido di disodio
• CaO = Calce viva = Ossido di calcio
• La₂O₃ = Ossido di Lantanio