Prof. Paolo Abis

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• Prof. Paolo Abis
• Lic. Classico D. A. Azuni
• SASSARI

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
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.

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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.

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Nomenclatura Chimica
IUPAC
Tradizionale
International Union 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.
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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 dellintera molecola.

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Formula chimica

• La formula chimica di una molecola indica la
  composizione

qualitativa
quantitativa
Gli elementi che la compongono
In quali rapporti quantitativi
Viene espressa utilizzando i simboli chimici
degli elementi che la compongono
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Formula chimica
Molecolare o bruta
Di struttura

• 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.

• 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.

CH4
metano
diossido di carbonio
carbonio
Numero di atomi
idrogeno
Perossido di idrogeno
C6H12O6
glucosio
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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)
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Posizione nel Sistema Periodico

• tenere in considerazione la distinzione
  metallo/non-metallo

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Posizione nel Sistema Periodico

• Si può prevedere la carica ionica di un elemento
  in base alla sua posizione nella tavola
  periodica.

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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
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Numero di Ossidazione
Legame H-O Si attribuiscono tutti gli elettroni
allOssigeno
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

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Numero di Ossidazione
Ossigeno 2 elettroni in eccesso N.o. -2
H2O
Idrogeno 1 elettrone in difetto N.o. 1
14
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).
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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
Aggiungi il !
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• 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
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• 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
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• 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
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• 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
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• 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
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N.O. di alcuni atomi coinvolti in legami
covalenti
N.O.
N.O.
Formula di Lewis
Acido cloridrico, HCl
-1(Cl)
1(H)
HCl
-2(O)
1(H)
Acqua, H2O
HOH
-1(O)
Acqua ossigenata, H2O2
HOOH
1(H)
0(H)
Idrogeno, H2
HH
-1(F)
Ossido di fluoro, F2O
FOF
2(O)
Un elemento viene considerato tanto più ossidato
quanto più elevato è il suo N.O.
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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
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,...)

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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-

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• 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
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• 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
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• 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
NaH n 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) gt x 1.
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• 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.
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• 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
NH4 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.
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• 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) gt 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 che l'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) gt 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 2x
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.