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Delia Picone » 3.Formule e Nomenclatura dei Composti Chimici


Natura delle Sostanze Chimiche

La materia è fatta di atomi, anche se spesso si presenta in forme molto complesse.

La materia è fatta di atomi, anche se spesso si presenta in forme molto complesse.


Sostanze Composte

La materia è fatta di atomi che, come premesso già nella prima lezione, spesso si combinano tra loro dando luogo a sostanze anche molto complesse. Tra queste è possibile individuare le classi più rappresentative dei composti chimici, e di presentare le regole che consentono di stabilire una corrispondenza biunivoca fra la denominazione e la formula chimica dei composti stessi.
Procedendo in ordine di complessità crescente, possiamo suddividere le sostanze chimiche in elementari, cioè fatte da atomi tutti uguali, che ovviamente prendono il nome dall’elemento stesso, e composte, cioè fatte da almeno due atomi diversi. I composti che contengono solo due elementi differenti si dicono binari, quelli che ne contengono tre ternari e così via.
Ai composti chimici associamo una formula chimica, che indica gli atomi presenti e il loro numero, una formula di struttura, che indica come gli atomi siano legati fra loro, e una massa, data dalla somma delle masse di tutti gli atomi presenti. Inoltre è possibile rappresentare composti semplici attraverso dei modelli molecolari, come nell’immagine a lato, che riporta alcune sostanze binarie, con le relative formule chimiche.

Monossido di azoto NO
Acqua ossigenata H2O2
Anidride carbonica CO2

Stato di Ossidazione

Prima di presentare le regole di nomenclatura, è utile introdurre il concetto di stato di ossidazione, o numero di ossidazione, che fa riferimento al numero di elettroni ceduti, acquistati o condivisi da un elemento nel combinarsi con altri elementi per formare i composti chimici. In alcuni di questi composti il numero di ossidazione corrisponde ad un processo effettivo di acquisto o cessione di elettroni, come ad esempio nel cloruro di sodio, dove lo stato di ossidazione del sodio è +1 e quello del cloro –1. Vi sono altri casi in cui il numero di ossidazione richiama gli elettroni utilizzati per la formazione dei legami ma anche situazioni in cui esso rappresenta uno stato puramente fittizio, come è evidente nel caso delle molecole di zolfo e fosforo riportate a lato, in cui lo zolfo e il fosforo hanno numero di ossidazione 0. Il riferimento allo stato di ossidazione risulta tuttavia di grande utilità non solo per la denominazione dei composti, ma anche per il bilanciamento di reazioni chimiche. Il numero di ossidazione di un elemento può essere positivo, negativo o nullo, intero o frazionario, generalmente piccolo. Le regole per l’attribuzione del numero di ossidazione sono riportate nel file allegato, e vanno applicate nella stessa successione secondo la quale sono elencate.

In NaCl lo stato di ossidazione del sodio è +1, quello del cloro –1. La loro somma  è 0.

In NaCl lo stato di ossidazione del sodio è +1, quello del cloro –1. La loro somma è 0.

Lo stato di ossidazione delle sostanze  elementari è sempre 0.

Lo stato di ossidazione delle sostanze elementari è sempre 0.


Composti binari

La classe più semplice di composti chimici è costituita dai cosiddetti composti binari, cioè contenenti due diversi elementi, che possono essere ionici o covalenti, a seconda della natura delle interazioni che si stabiliscono fra gli elementi stessi. Come prima approssimazione, possiamo stabilire che i composti binari contenenti un metallo e un non-metallo sono generalmente ionici, con il metallo sotto forma di catione e il non-metallo sotto forma di anione. I composti costituiti da due non-metalli sono invece solitamente covalenti. Una descrizione più dettagliata di questi aspetti appare prematura al momento, ma anche non essenziale, dato che le regole di nomenclatura sono le stesse per entrambe le categorie di composti. In generale l’elemento che occupa la posizione più a destra nella tavola periodica sarà anche quello a destra nella formula chimica. Il composto prende il nome proprio dall’elemento a destra, cui va aggiunto il suffisso -uro, seguito da “di” e dal nome dell’elemento a sinistra (del metallo nel caso del composto ionico).
Esempio: NaCl è il cloruro di sodio.
La tabella riportata di lato contiene i nomi di alcuni tipici cationi e anioni, con la rispettiva carica. Provate a scrivere delle formule che si possono ottenere dalla loro combinazione e denominare i relativi composti.


Composti binari dell’idrogeno

Un caso particolare è rappresentato dall’idrogeno, che come già visto in precedenza occupa una posizione particolare nella tavola periodica. I composti dell’idrogeno con i metalli infatti, vengono denominati idruri (come se l’idrogeno si trovasse a destra di questi elementi), mentre in quelli con i non-metalli è quest’ultimo a prendere il suffisso –uro.
Esempio: NaH è l’idruro di sodio; HCl è il cloruro di idrogeno.
I composti binari dell’idrogeno con il carbonio, inoltre, sono moltissimi, e danno luogo alla famiglia degli idrocarburi, di cui si occupa in modo approfondito la chimica organica.
Vi sono inoltre alcuni composti che hanno dei nomi correnti indipendenti dal nome sistematico: si tratta in molti casi di sostanze di uso comune, note e diffuse per le loro proprietà ben prima della conoscenza della loro struttura molecolare. Due esempi eclatanti, ma non unici, che si ritrovano proprio tra i composti binari dell’idrogeno con i non metalli, sono rappresentati dall’acqua (H2O) e dall’ ammoniaca (NH3), i cui modelli molecolari sono riportati a lato.

L’acqua (in alto) e l’ammoniaca (in basso) non seguono le regole standard di nomenclatura.

L'acqua (in alto) e l'ammoniaca (in basso) non seguono le regole standard di nomenclatura.


Acidi binari

Alcuni composti binari dell’idrogeno con non-metalli, messi in soluzione acquosa, danno luogo a una reazione acida, che possiamo in modo schematico al momento descrivere come una dissociazione della molecola in due parti: un protone (H+) viene ceduto all’acqua e il non-metallo resta sotto forma di anione. A titolo di esempio la reazione del cloruro di idrogeno in acqua può essere scritta come:

HCl (aq) ->  H+ (aq) + Cl (aq)

Le soluzioni acquose di questi composti vengono pertanto denominate acidi. Il nome di ciascun acido si ottiene dal nome del non-metallo con l’aggiunta del suffisso -idrico. Una soluzione acquosa di HCl è, ad esempio, l’acido cloridrico, così come HF è l’acido fluoridrico e H2S l’acido solfidrico.
Dal punto di vista quantitativo, è possibile classificare questi acidi come forti (quelli che in acqua risultano completamente dissociati) e deboli (quelli dissociati solo in parte). Questo aspetto verrà discusso in modo più approfondito in seguito, nel capitolo dedicato agli acidi e alle basi.

Ossiacidi

Si chiamano ossiacidi i composti ternari che contengono idrogeno, ossigeno e un terzo elemento, solitamente un non-metallo. Questi composti sono acidi perché in acqua si dissociano, rilasciando uno (o più) H+ e generando un anione. Per quanto riguarda le regole di nomenclatura, essi seguono la regola:

Acido + nome del non-metallo + suffisso.

Il suffisso è generalmente –ico. Ad esempio H2CO3 è l’acido carbonico.
Talvolta l’elemento cui sono legati l’ossigeno e l’idrogeno presenta diversi stati di ossidazione, in corrispondenza dei quali si hanno ossiacidi con un diverso numero di atomi di ossigeno, e diverse proprietà chimiche e fisiche.
Dal punto di vista della nomenclatura, se gli ossiacidi sono solo due indichiamo col suffisso –oso quello col minor numero di atomi di ossigeno, col suffisso –ico quello col maggior numero di atomi di ossigeno. I due ossiacidi principali dello zolfo, ad esempio, sono H2SO3 e H2SO4 , e sono denominati rispettivamente acido solforoso e acido solforico.
Siamo ora pronti a rispondere a qualche semplice quesito:
1. Come si chiamano i due ossiacidi dell’azoto, con formula HNO2 e HNO3?
2. Qual è lo stato di ossidazione dell’azoto nei due composti? E quello dello zolfo nei due ossiacidi corrispondenti?

Ossiacidi II

Ci sono tuttavia elementi per i quali le possibilità sono più di due, come ad esempio il cloro. In questo caso oltre alla desinenza, si usa anche un prefisso, e le possibilità diventano ben quattro:

  1. HClO acido ipocloroso
  2. HClO2 acidocloroso
  3. HClO3 acidoclorico
  4. HClO4 acido perclorico

Qual è lo stato di ossidazione del cloro in ciascuno degli acidi sopraelencati?
Vedremo in seguito che le proprietà chimiche di questi quattro acidi, apparentemente così simili tra loro, sono invece molto diverse.

Ioni poliatomici

Abbiamo da poco definito un acido come una sostanza che tende a dissociarsi generando due sostanze con carica opposta, un protone (H+) e un anione. Se l’acido di origine era un ossiacido, l’anione ottenuto sarà un ossianione e, essendo costituito da almeno due elementi diversi, avrà una struttura molecolare. Viene pertanto definito come ione molecolare.
I nomi degli ossianioni derivano da quelli degli ossiacidi corrispondenti, cui viene cambiato il suffisso secondo la regola seguente:
Il suffisso –oso diventa -ito
Il suffisso –ico diventa –ato
Oltre agli ioni molecolari appena visti, ce ne sono altri che non derivano dagli ossiacidi, e ovviamente seguono regole di nomenclatura diverse. Lo ione CN-,ad esempio, deriva dall’acido cianidrico, e si chiama ione cianuro. Lo ione OH- invece si chiama ione idrossido.
Esistono anche degli ioni molecolari con carica positiva, che possiamo generalmente considerare formati attraverso l’acquisto di un protone, ma questi sono meno diffusi degli anioni. Il più comune catione molecolare è lo ione ammonio, NH4+.
E’ ovvio, ma vale la pena di ribadirlo, che gli ioni isolati non esistono in quanto tutte le sostanze sono neutre. Gli ioni si trovano nelle sostanze ioniche (dette anche sali), nelle quali si ha un perfetto bilanciamento delle cariche di segno opposto, oppure si producono in soluzione acquosa, come effetto della dissociazione di sostanze neutre, ma anche in questo caso le cariche dei cationi e degli anioni risultano perfettamente bilanciate.

I materiali di supporto della lezione

Chimica-Un'introduzione, D.D. Ebbing e Wentworth, R.A., Idelson-Gnocchi

General Chemistry, Principles and Modern Applications, Petrucci, R.H., Harwood, W.S. and Herring, F.G., Pearson Education (http://cwx.prenhall.com/petrucci/)

Composizione isotopica del carbonio naturale

Risposte quesiti

Stato di ossidazione

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