CENNI SULLA NOMENCLATURA DELLE SOSTANZE CHIMICHE (parte prima)

Dare il giusto nome alle migliaia di diversi composti chimici con cui i chimici (e gli studenti di chimica) hanno a che fare può apparire come un compito impossibile.

In realtà non occorre imparare a memoria migliaia di nomi astrusi, vedremo che esistono delle regole che consentono di dare ad ogni composto il giusto nome. Così come esistono delle regole che permettono di prevedere quale elemento si legherà con un altro e in quali proporzioni. In questa scheda faremo una semplice introduzione, diciamo che l'argomento va digerito un po' alla volta...

Prima di "avventurarci" nell'affascinante mondo della nomenclatura chimica è utile tenere bene a mente alcune proprietà degli elementi che si possono ben evidenziare grazie alla tavola periodica. Anzi direi che la tavola periodica e il modello atomico a orbitali sono senza dubbio la base che serve per capire quello che succede. Se non ti ricordi come determinare la configurazione elettronica di un elemento riguardati bene questa dispensa (La configurazione elettronica) Se invece appena ti dico carbonio, numero atomico 6, tu dici subito 1s² 2s² 2p², non c'è problema e puoi andare avanti.

Due proprietà degli elementi da tenere ben presenti per capire quello che stiamo facendo sono l'elettronegatività e il numero di ossidazione.

ELETTRONEGATIVITA'

E' una misura relativa della capacità di un atomo di attrarre elettroni quando prende parte ad un legame chimico. L'elettronegatività aumenta in ogni periodo da sinistra a destra e diminuisce in ogni gruppo dall'alto verso il basso.

I metalli alcalini (il primo gruppo a sinistra, Li,Na, ecc..) hanno bassa elettronegatività, essi infatti non hanno nessun interesse ad attirare elettroni, anzi, cercano di disfarsene, gli atomi spostati molto a destra invece, come l'ossigeno o il fluoro, hanno una fortissima elettronegatività, essi attirano fortemente elettroni perché in questo modo possono completare il loro ottetto.

Le eccezioni che confermano a regola Nella tabella qui sopra c'è quancosa che non torna! Alcuni gas nobili hanno una elevata elettronegatività. Applicando alla lettera la regola dell'ottetto questo non dovrebbe succedere. Come sempre però la realtà è più complicata della teoria e i gas nobili con numero atomico più elevato possono, in determinate condizioni, attirare elettroni e reagire con altri atomi. Comunque per adesso non fasciatevi troppo la testa. La regola dell'ottetto funziona benissimo e ci aiuta a capire molte cose, qundi fregatevene dell'elettronegatività del Kripton e degli altri gas nobili ad elevato numero atomico.

NUMERO DI OSSIDAZIONE

Il numero di ossidazione (o stato di ossidazione) di un elemento chimico in un composto dipende dal numero di elettroni ceduti o acquistati virtualmente durante la formazione di un composto. Esso corrisponde alla ipotetica carica che ogni atomo presente in una formula neutra o ionica, acquisterebbe in seguito all’attribuzione degli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo.
facciamo un esempio:

L'ossigeno è sempre alla ricerca di qualcuno che gli presti due elettroni e, dato che è un atomo piuttosto piccolo, con pochi orbitali che schermano la forza di attrazione che il nucleo atomico esercita sugli elettroni, ha un alto valore di elettronegatività. L'idrogeno ha un solo elettrone e quindi quando forma dei legami con altri atomi può mettere in gioco appunto un solo elettrone. I due atomi di idrogeno prestano il loro elettrone (in rosso nel disegno) all'ossigeno, in questo modo l'ossigeno può "far finta" di avere otto elettroni nei suoi orbitali esterni (s e p non distinti nel disegno).

In realtà l'idrogeno non ha perso il suo elettrone, si può dire che lo ha messo in compartecipazione con l'ossigeno, allo stesso modo l'ossigeno presta un elettrone a ciascuno dei due atomi di idrogeno. Le coppie di elettroni di legame (palline nere e rosse) possono orbitare sia intorno all'idrogeno che intorno all'ossigeno (vedremo poi che in realtà si trovano più spesso dalle parti dell'ossigeno). Per il calcolo del numero di ossidazione però gli elettroni di legame si considerano assegnati all'atomo più elettronegativo, in questo caso l'ossigeno. L'idrogeno quindi è come se perdesse il proprio elettrone e acquistasse l'ipotetica carica di +1 (numero di ossidazione dell'idrogeno). L'ossigeno acquista virtualmente due elettroni, la sua ipotetica carica diventa quindi -2 (numero di ossidazione dell'ossigeno).

Le regole per determinare il numero di ossidazione: 1- La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di un composto è uguale a 0 2- La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione 3- Gli elementi allo stato libero in forma atomica (He) o molecolare (O2) hanno numeri di ossidazione uguale a 0 4- I metalli hanno generalmente numeri di ossidazione positivi, i metalli alcalini hanno sempre numero di ossidazione +1, i metalli alcalino terrosi hanno sempre +2 5- L'idrogeno ha numero di ossidazione +1 quando si lega con i non metalli, -1 quando si lega con i metalli 6- L'ossigeno ha quasi sempre numero di ossidazione -2, tranne nei perossidi dove ha -1 7- Gli ioni monoatomici hanno numero di ossidazione uguale alla carica dello ione

Tutto chiaro? In ogni caso questa che segue è una tabella che riporta i principali e più comuni numeri di ossidazione.

Una curiosità, il superossido. I più curiosi tra voi che hanno osservato la tabella sovrastante, si saranno resi conto di una cosa strana: l'ossigeno presenta un numero di ossidazione pari a -1/2. Questo si realizza in una particolare classe di composti chiamati superossidi, in cui è presente l'anione O2-, con un solo elettrone di valenza che diviso per i due atomi di ossigneo porta appunto al numero di ossidazione -1/2. Nell'immagina a destra la configurazione elettronica di Lewis del superossido. I sei gusci elettronici esterni di ogni atomo di ossigeno sono evidenziati in nero; una coppia di elettroni č condivisa (in mezzo); la coppia spaiata č mostrata in alto a sinistra e l'elettrone aggiuntivo che conferisce la carica negativa č mostrato in rosso. (da wikipedia) Quasto particolare ione si definisce radicale libero e vedremo (forse) che svolge importanti funzioni nei processi metabolici delle nostre cellule

METALLI

Nella tavola periodica che vedete qui sopra sono evidenziati con i colori tutti i metalli, mentre i non metalli sono lasciati in grigio.
Possiamo vedere che i metalli occupano in pratica tutta la parte sinistra della tavola periodica. In genere hanno una bassa elettronegatività, specialmente quelli posizionati più a sinistra (essi infatti non hanno nessun interesse ad attirare elettroni, ma anzi cercano di "disfarsene" per raggiungere l'ottimale configurazione ad ottetto). Per lo stesso motivo il loro numero di ossidazione è sempre positivo e quando formano degli ioni formano sempre ioni positivi ( o cationi).
Molti metalli hanno più numeri di ossidazione e possono formare composti diversi con lo stesso elemento, ad esempio il ferro può avere numero di ossidazione +2 (con l'ossigeno forma FeO) oppure +3 (con l'ossigeno forma Fe₂O₃)
I metalli si dividono in vari gruppi; metalli di post transizione, metalli del gruppo d (si chiamano così come avrete senza dubbio immaginato perché riempiono, nella loro configurazione elettronica anche uno o più orbitali d), lantanidi, attinidi, metalli alcalino terrosi e metalli alcalini. Cercate di ricordare questi due ultimi gruppi.

METALLI ALCALINI Litio (Li) Sodio (Na) Potassio (K) Rubidio (Rb) Cesio (Cs) Francio (Fr) Possiedono un solo elettrone nei loro obitali o gusci di valenza che è sempre un orbitale n s1. Il loro numero di ossidazione è sempre +1 e formano sempre ioni positivi di carica 1+.

SEMIMETALLI

Come si può intuire dal nome si tratta di elementi che hanno caratteristiche intermedie tra i metalli e i non metalli, si tratta in partica di soli sette elementi: Boro, Silicio, Germanio, Arsenico, Antimonio, Tellurio e Polonio.

NON METALLI

Quelli evidenziati con i colori qui sopra sono invece i non metalli, come vedete sono decisamente in minoranza rispetto ai metalli.
Quattro tra questi elementi sono basilari per noi esseri viventi, idrogeno, carbonio, azoto e ossigeno costituiscono la maggior parte delle molecole organiche, il nostro corpo ad esempio è formato in gran parte proprio da questi quattro elementi.
L'ossigeno e l'idrogeno sono tra i più reattivi elementi anche nella chimica inorganica ed entrano in un gran numero di composti.

IDROGENO

Avendo un solo elettrone c'è poco da scegliere! La valenza dell'idrogeno è sempre 1, ma il suo numero di ossidazione può essere +1 o -1. Nella maggior parte dei casi l'idrogeno "cede" il suo elettrone ad atomi più elettronegativi, in questo caso il numero di ossidazione è +1 (es. HCl acido cloridrico, H₂O acqua, HNO₃ acido nitrico). Quando si combina con i metalli l'idrogeno assume numero di ossidazione negativo, cioè diciamo che "accetta" o "riceve" dai metalli un elettrone (es. NaH idruro di sodio, AlH₃ idruro di alluminio)

OSSIGENO

L'ossigeno è un elemento che si da molto da fare, è estremamente reattivo e può combinarsi con quasi tutti gli altri elementi della tavola periodica. Ha un alto valore di elettronegatività (solo il fluoro è più elettronegativo) e spesso fa il prepotente strappando elettroni (tipicamente due) agli altri atomi. Quando succede infatti si dice che l'elemento è stato ossidato, questa definizione "ossidazione" si usa anche quando non è l'ossigeno a strappare elettroni. La cosa ci riguarda da vicino perché se stai leggendo questa pagina e rimani in vita lo devi all'ossigeno che proprio in questo momento sta ossidando le sostanze che hai mangiato a cena o a colazione e fornisce così energia al tuo organismo.
Il numero di ossidazione dell'ossigeno è quasi sempre -2 tranne nei perossidi in cui è -1 (come in H₂O₂)

Tra i non metalli da ricordare sono gli alogeni e i gas nobili

ALOGENI Fluoro (F) Cloro (Cl) Bromo (Br) Iodio (I) Astato (At) Sono tutti atomi molto elettronegativi, cioè hanno una forte capacità di attirare elettroni. Il fluoro a sempre numero di ossidazione -1, questo significa che "cerca disperatamente" qualcuno a cui "rubare" un elettrone. Il motivo è semplice da capire: al fluoro con i suoi 9 elettroni ne basta appunto uno per arrivare al sospirato ottetto (configurazione del Neon). Gli altri alogeni hanno tutti numero di ossidazione -1, ma possono avere anche numeri di ossidazione positivi.

Ad esempio il cloro può rubare un elettrone a qualcuno (come al sodio) e raggiungere così l'ottetto, ma può anche provare a cedere uno o più dei suoi elettroni per cercare di raggiungere la configurazione del neon. Esso quindi può assumere come numero di ossidazione i valori +1, +3, +5, +7. La stessa cosa vale anche per gli altri alogeni.

QUAL E' IL CONCETTO?

Ogni atomo cerca di raggiungere una configurazione elettronica uguale o almeno vicina a quella dei gas nobili. Per farlo gli atomi devono quasi sempre farsi prestare o mettere in compartecipazione o disfarsi di uno o più elettroni. Quando si forma un legame chimico tra due elementi significa che in qualche modo sui loro orbitali esterni succede qualcosa che li porta a essere uguali o almeno ad assomigliare a un gas nobile.

OK, INIZIAMO A MESCOLARE...

Partiamo da qualcosa di facile i

COMPOSTI IONICI

Ora, tanto per complicare le cose succede spesso che uno stesso composto possa presentarsi con nomi diversi. Il "nome ufficiale" è il nome IUPAC. La IUPAC, acronimo di International Union of Pure and Applied Chemistry (in italiano Unione Internazionale di Chimica Pura ed Applicata), è una organizzazione non governativa che si occupa, tra le altre cose, di stabilire in modo univoco e semplice, i nomi per tutte le sostanze chimiche. Ad esempio, Fe₂O₃ si chiama triossido di diferro secondo la nomenclatura IUPAC, ossido ferrico, secondo la nomenclatura tradizionale e con il nome comune di ruggine. Noi ci atterremo di solito al nome IUPAC, ma in molti casi potrebbe essere utile conoscere anche il nome tradizionale o il nome comune.

Si formano tipicamente per la combinazione di un metallo con un non metallo. Se guardate la tavola periodica i composti ionici si formano facilmente quando un elemento della parte destra (come il cloro) si combina con un elemento della parte sinistra (come il sodio). In questi casi un atomo molto elettronegativo strappa un elettrone ad un atomo poco elettronegativo. Si formano due ioni di carica opposta Cl^- e Na⁺ e come sapete cariche opposte si attirano. In questi casi lo ione negativo assume la desinenza -uro (tranne l'ossigeno che si chiama ossido), in un composto ionico la somma delle cariche degli ioni (che corrispondono al loro numero di ossidazione) deve essere uguale a 0.

Ecco alcuni esempi:

IONI POLIATOMICI

Uno ione poliatomico è in pratica una molecola in cui la somma totale degli elettroni presenti non bilancia la somma totale delle cariche positive (protoni) dei nuclei. Gli ioni poliatomici si legano facilmente a ioni di segno opposto, il loro nome finisce in genere per -ato o -ito tranne alcuen eccezioni.
Ecco una tabella dei più comuni ioni poliatomici.

Ecco alcuni esempi:

COMPOSTI BINARI NON CONTENENTI OSSIGENO

Si parte dall'elemento scritto per ultimo nella formula, si aggiunde desinenza uro e si specifica di + nome primo elemento

Esempi:

COMPOSTI BINARI CONTENENTI OSSIGENO

OSSIGENO + METALLO

Sono gli ossidi metallici, il nome si forma con la parola ossido di... più eventuali suffissi numerici.

Ecco alcuni esempi tra parentesi il nome nella nomenclatura tradizionale, in corsivo eventuale nome comune:

FeO Monossido di ferro (ossido ferroso)
Fe₂O₃ Triossido di diferro (ossido ferrico) ruggine
Fe₃O₄ Tetraossido di triferro, (ossido ferroso ferrico) magnetite

PbO₂ Biossido di piombo
ZnO Ossido di zinco

CaO Ossido di calcio, calce viva
Na₂O Ossido di sodio (Ossido disodico)

OSSIGENO + SEMIMETALLO

SiO₂ Biossido di silicio, silice

OSSIGENO + NON METALLO

Questi ossidi, a differenza dei precedenti, si presentano solitamente gassosi a temperatura ambiente e nella nomenclatura tradizionale (ancora molto usata) prendono il nome di anidridi.

CO Monossido di carbonio
CO₂ Diossido di carbonio (anidride carbonica)

SO Monossido di zolfo
SO₂ Diossido di zolfo (anidride solforosa)
SO₃Triossido di zolfo (anidride solforica)

Cl₂O Monossido di dicloro (anidride ipoclorosa)
Cl₂O₃ Triossido di dicloro (anidride clorosa)
Cl₂O₅ Pentossido di dicloro (anidride clorica)
Cl₂O₇ Eptossido di dicloro (anidride perclorica)

NO Ossido di azoto (ossido nitrico)
NO₂ Diossido di azoto (ipoazotide)
N₂O Monossido di diazoto (protossido di azoto) gas esilarante, nos
(questo composto si presta ai più svariati usi: in ambito medico viene usato per effettuare anestesie, costituisce il propellente per areosol e per le bombolette di panna spray, viene usato come comburente nei motori per razzi e è diventato famoso dopo la serie dei film "fast and furious" perché usato come additivo per aumentare la potenza dei motori a scoppio.)
N₂O₃ Triossido di diazoto (anidride nitrosa)
N₂O₅ Pentaossido di diazoto (anidride nitrica)