Prof. Paolo Abis Lic. Classico “D. A. Azuni” SASSARI

1. Come assegnare un nome ad una sostanza chimica e/o come, noto il nome, scrivere al sua formula Nomenclatura Chimica 1. Il numero di Ossidazione Prof. Paolo Abis Lic. Classico “D. A. Azuni” SASSARI

2. Nomenclatura Chimica • La materia è formata da sostanze semplici (elementi) che si ritrovano in natura da sole o in unione fra loro per formare composti (molecole). • Attualmente i chimici hanno classificato più di 10 milioni di composti (naturali e sintetici) • I composti chimici sono distinguibili l'uno dall'altro per le loro proprietà particolari, pertanto è necessario imparare a conoscerli, attribuendo loro un nome che non possa ingenerare confusione con qualche altra sostanza similare.

3. Nomenclatura Chimica • Una nomenclatura sistematica dei vari composti deve tener conto delle caratteristiche chimiche generali e degli elementi che li costituiscono. • Insieme delle regole che consente di attribuire un nome a ciascun composto di cui si conosca la formula o, viceversa, di ricavare la formula se è noto il nome del composto.

4. Nomenclatura Chimica IUPAC Tradizionale InternationalUnion of Pure and Applied Chemistry Commissione internazionale costituita con lo scopo di aggiornare e uniformare le regole riguardanti la nomenclatura chimica. In chimica generale continua ad avere maggior diffusione la nomenclatura tradizionale, anche perché legata a composti chimici comuni e diffusi. I nomi tradizionali sono legati agli albori della chimica, spesso (in chimica organica) derivano dal nome della fonte naturale da cui questi composti sono stati isolati. I nomi IUPAC si basano sulla corrispondenza, il più possibile esatta e univoca, tra nome e formula chimica del composto.

5. Molecola • Si definisce molecola (dal latino scientifico "molecula", derivato a sua volta da "moles": mole, "piccola quantità") la più piccola unità strutturale di un composto chimico non ionico che può esistere allo stato libero e che ne mantiene le medesime proprietà chimiche. • Può essere monoatomica, cioè costituita da un solo atomo (è il caso dei cosiddetti gas nobili elio, argon, xeno, neon) o poliatomica, cioè costituita da più atomi, uguali o diversi. • Le singole parti, gli atomi, hanno proprietà differenti da quelle dell’intera molecola.

6. Formula chimica qualitativa quantitativa • La formula chimica di una molecola indica la composizione: Gli elementi che la compongono In quali rapporti quantitativi Viene espressa utilizzando i simboli chimici degli elementi che la compongono

7. Formulachimica Molecolare o bruta Di struttura La formula di struttura di una molecola indica: • La natura degli atomi che compongono la molecola, • l'indicazione di come gli atomi sono legati tra loro, • la disposizione spaziale degli stessi. Nella formula molecolare ogni tipo di elemento chimico è identificato attraverso il suo simbolo chimico. Il numero di atomi di ogni elemento presente nella molecola viene indicato con un numero subscritto se è diverso da uno, altrimenti viene omesso. CH4 metano diossido di carbonio Numero di atomi carbonio idrogeno Perossido di idrogeno C6H12O6 glucosio

8. Valenza e Numero di Ossidazione Per scrivere la formula chimica di un composto dobbiamo prestare particolare attenzione a due caratteristiche: • Posizione nel Sistema Periodico Distinguere fra metalli e non metalli • Configurazione elettronica Per valutare gli elettroni in eccesso o in difetto rispetto alla configurazione più stabile (ottetto)

9. Posizione nel Sistema Periodico • tenere in considerazione la distinzione metallo/non-metallo

10. +1 +2 -3 -2 -1 0 Posizione nel Sistema Periodico • Si può prevedere la carica ionica di un elemento in base alla sua posizione nella tavola periodica.

11. Numero di legami che un elemento instaura con atomi di altri elementi • Valenza Valenza • La valenza corrisponde al numero di elettroni acquistati o condivisi nella formazione dei legami. • Solo gli elettroni più esterni sono coinvolti nei lagami e vengono detti elettroni di valenza Elettroni di valenza

12. La carica elettrica convenzionale che un elemento assumerebbe, nel composto, se gli elettroni di legame venissero attribuiti all’atomo più elettronegativo. H O H Numero di Ossidazione Legame H-O Si attribuiscono tutti gli elettroni all’Ossigeno Ossigeno più elettronegativo N.o. -2 Idrogeno meno elettronegativo N.o. +1 • in parole più semplici è la carica positiva o negativa di un elemento in un composto

13. Indica: Il n. di elettroni che un atomo possiede, o comunque utilizza, in eccesso o in difetto, rispetto agli elettroni che lo stesso atomo possiede allo stato elementare. Numero di Ossidazione Ossigeno 2 elettroni in eccesso N.o. -2 H2O Idrogeno 1 elettrone in difetto N.o. +1

14. F -1 O -2 H +1 Cl -1 Numero di Ossidazione I numeri di ossidazione di O, H, F e Cl sono i seguenti (con alcune eccezioni). Agli atomi, nelle loro forme elementari, vengono attribuiti numeri di ossidazione uguali a zero. Ad esempio, in H2, O2, O3, P4, Mg, Ne, ecc., il n.o. di ogni singolo elemento è 0 (zero).

15. F -1 O -2 H +1 Cl -1 Numero di Ossidazione • La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti in una molecola neutra deve essere zero; N. di Ossidazione del C in CO2? ? – 4 = 0 ? = +4 Aggiungiil +!

16. F -1 O -2 H +1 Cl -1 • Numero di Ossidazione • La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti in una molecola neutra deve essere zero; N. di Ossidazione del Mg in MgCl2? +2

17. F -1 O -2 H +1 Cl -1 • Numero di Ossidazione • La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti in una molecola neutra deve essere zero; N. di ossidazione dell’ N in NH3? -3

18. F -1 O -2 H +1 Cl -1 • Numero di Ossidazione La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti in una molecola neutra deve essere zero; • mentre, in uno ione, assume il valore della carica elettrica da esso posseduta. N. di Ossidazione dello S in SO42- ? ? – 8 = -2 ? = +6

19. F -1 O -2 H +1 Cl -1 • Numero di Ossidazione La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti in una molecola neutra deve essere zero; • mentre, in uno ione, assume il valore della carica elettrica da esso posseduta. N. di Ossidazione dello S in S2- ? -2

20. F -1 O -2 H +1 Cl -1 • Numero di Ossidazione La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti in una molecola neutra deve essere zero; • mentre, in uno ione, assume il valore della carica elettrica da esso posseduta. N. di Ossidazione N in NH4+ ? -3

21. N.O. di alcuni atomi coinvolti in legami covalenti Formula di Lewis N.O. N.O. Acido cloridrico, HCl H:Cl -1(Cl) +1(H) Acqua, H2O H:O:H -2(O) +1(H) +1(H) Acqua ossigenata, H2O2 H:O:O:H -1(O) Idrogeno, H2 H:H 0(H) Ossido di fluoro, F2O F:O:F -1(F) +2(O) Un elemento viene considerato tanto più ossidato quanto più elevato è il suo N.O.

22. N.O. di alcuni atomi coinvolti in legami ionici N.O. N.O. NaCl (Na+ Cl-) +1(Na) -1(Cl) CaF2 (Ca2+ 2F-) +2(Ca) -1(F) Na2SO4 (2Na+ SO42-) -2(SO42-) +1(Na) [-2 = N.O. (S) + 4 N.O. (O)]

23. Regole per la determinazione del numero di ossidazione

24. Atomi allo stato elementare • elementi del I° gruppo in tutti i loro composti • elementi del II° gruppo in tutti i loro composti • l’idrogeno +1 -1 Regole per la determinazione del numero di ossidazione N.O. 0 (Es. He, H2, N2, P4, S8, …): +1 (metalli alcalini) +2 (metalli alcalino-terrosi) • eccetto che negli idruri dei metalli del I e II gruppo del blocco s (LiH, NaH, MgH2, CaH2,...)

25. l’Ossigeno • Elementi di ioni monoatomici -1 -1/2 +2 +1 -2 0 -2 Regole per la determinazione del numero di ossidazione N.O. -2 eccetto che nei perossidi (H2O2): nei superossidi (KO2): nel fluoruro di ossigeno (F2O): Na+ S2- 6) La sommatoria dei N.O. degli elementi presenti • in una molecola neutra: • in uno ione poliatomico tipo SO42-:

26. Esempi di determinazione del N.O. Sostanza N.O. (Mn) + 4 (-2) = -1 MnO4 - (ione permanganato) N.O. (Mn) = - 1 + 8 = +7 N.O. (P) + 4 (-2) = -3 PO43- (ione ortofosfato) N.O. (P) = - 3 + 8 = +5

27. Esempi di determinazione del N.O. Sostanza 2 (+1) + N.O. (S) + 4 (-2) = 0 H2SO4 (acido solforico) N.O. (S) = + 8 - 2 = + 6 2 (+1) + 2 N.O. (Cr) + 7 (-2) = 0 K2Cr2O7 (bicromato potassico) N.O. (Cr ) = (+ 14 - 2) / 2 = + 6 2 (+1) + N.O. (C) + 3 (-2) = 0 Na2CO3 (soda Solvay) N.O. (C) = 6 - 2 = 4

28. Esempi di determinazione del N.O. 0 H2, O3, He n° ossidazione = _______ Osserviamo prima di tutto che He è un elemento, mentre H2, O3, pur essendo molecole, sono formate dagli stessi atomi. In questo caso, alla luce della regola "il n.o. degli elementi neutri è pari a zero così come il n.o. per gli elementi costituiti nella realtà da molecole", il n.o. è zero. Si precisa che O3 è una forma allotropica di ossigeno che è conosciuta con il nome di ozono. H = -1 Na = +1 NaHn° ossidazione = _______ NaH è l'idruro di sodio, pertanto l'idrogeno si trova legato ad un atomo meno elettronegativo. In base alla regola il suo n.o. è -1. Il sodio è un metallo alcalino (gruppo I della tavola periodica). Il suo n.o. è +1. Tuttavia allo stesso risultato si poteva arrivare applicando la regola della conservazione della carica 0 (molecola neutra) = -1 (n.o. idrogeno) + x (n.o. sodio, incognito) => x = +1.

29. Esempi di determinazione del N.O. -2 • S -- n° ossidazione = _______ • Cu+ n° ossidazione = _______ • Fe+++n° ossidazione = _______ • I-n° ossidazione = _______ +1 +3 -1 Per gli ioni monoatomici S-- , Cu+, Fe+++, I-, è sufficiente contare le cariche e anteporre al numero il loro segno. Si hanno nell'ordine i seguenti n.o. -2, +1, +3, -1.

30. Esempi di determinazione del N.O. -3 NH3 n° ossidazione = _______ Nell'ammoniaca, NH3, l'idrogeno si trova legato ad un metallo più elettronegativo. Quindi, in base alla regola, l'idrogeno ha n.o. pari a +1. Il n.o. dell'azoto si trova facilmente scrivendo 0 = 3x1 + x, da cui x = -3. -3 NH+4 n° ossidazione = _______ Quando l'azoto si lega ad un quarto atomo d'idrogeno, andando a formare un legame dativo, si ha lo ione ammonio. In questo caso, ogni atomo d'idrogeno ha carica +1. Quindi +1 = 4x1 + x, da cui x = -3. +8 OsO4 n° ossidazione = _______ Nell'osmio tetrossido non essendoci il fluoro, ogni atomo d'ossigeno ha n.o. -2. Ne segue che 0 = 4x(-2) + x, e quindi x = +8. Si tratta del più alto n.o. possibile.

31. Esempi di determinazione del N.O. Mg = -1 MgCl2, n° ossidazione = _______ Il cloro è un alogeno e quindi il n.o. di ogni atomo di cloro è -1. Il magnesio, un metallo alcalino terroso, ha n.o. +2. +6 H2SO4 n° ossidazione = _______ idrogeno +1, ossigeno -2, zolfo +6. Infatti esso si ricava dall'equazione: 0 = 2x1 + 4x(-2) + x. +1 ClO- n° ossidazione = _______ Nello ione monossoclorato, il cloro ha n.o. pari a: -1 = x + (-2) => x = +1. +3 LiNO2 n° ossidazione = _______ Nel litio diossonitrato, considerando che il litio è un metallo alcalino (n.o. +1) e che il n.o. dell'ossigeno è -2, si ha chel'atomo di azoto ha n.o. pari a +3. Infatti si ricava da 0 = 1 + x + 2x(-2).

32. Esempi di determinazione del N.O. +5 NaIO3 n° ossidazione = _______ Nel sodio triossoiodato, il n.o. dello iodio è +5. Infatti 0 = 1 + x + 3x(-2), da cui x = +5. +6 Na2Cr2O7, n° ossidazione = _______ Nel disodioeptaossodicromato, Na2Cr2O7, il n.o. di ogni atomo di cromo è +6. Infatti si imposta l'equazione 0 = 2x1 + 2x + 7x(-2), da cui x = +6. L'unica difficoltà è scrivere 2x, dal momento che di atomi di cromo ce ne sono 2. +5 PF5, n° ossidazione = _______ il fluoro è l'elemento più elettronegativo Il suo n.o. è -1. Quindi : 0 = x + 5x(-1) => x = +5.

33. Esempi di determinazione del N.O. +7 Ca(MnO4)2, n° ossidazione = _______ Per quanto riguarda il calciotetraossomanganato si possono seguire due strade equivalenti. La prima consiste nel considerare il sale nel suo insieme e impostare l'equazione 0 = 2 + 2[x + 4x(-2)], da cui x = +7, oppure smembrare il sale osservando che lo ione negativo (anione) ha una sola carica, essendo il calcio bivalente. Si imposta allora l'equazione -1 = x + 4x(-2), da cui ovviamente x = +7. +4 MoS2. n° ossidazione = _______ Nei solfuri l'atomo di zolfo ha n.o. -2. Quindi nel molibdenodisolfuro l'atomo di molibdeno ha n.o. +4.