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NOMENCLATURA
CHIMICA Gli
alchimisti avevano assegnato alle sostanze nomi di fantasia che nulla avevano a
che vedere con le loro caratteristiche chimiche; molto spesso erano nomi lunghi,
difficili da pronunciare e da ricordare, e a volte capitava anche che a sostanze
diverse venisse assegnato lo stesso nome. Ma anche quando la chimica assunse la
fisionomia ufficiale di scienza, i nomi che venivano assegnati ai composti
erano ancora molto spesso nomi comuni, perché non si conosceva con
sicurezza la composizione della sostanza che era stata preparata.
L'ammoniaca,
per esempio, si chiama così perché veniva prodotta dal "sal
ammonium", un composto cristallino il cui nome ha lontane origini. Nel IV
secolo a.C. i Greci costruirono in Egitto un tempio dedicato al dio Ammone in
cui bruciava perennemente un fuoco alimentato con sterco di cammello. Si
formavano così sulle pareti delle efflorescenze di una sostanza bianca a cui
venne dato il nome di "sale di Ammone". Questo non è altro che il
cloruro di ammonio NH4Cl, dal quale, molti secoli più tardi, si
ricavò l'ammoniaca. Vengono
così mantenuti ancora oggi alcuni nomi comuni come quello appena ricordato di
ammoniaca, o come quello di acqua, di cloroformio, di gesso, di zucchero, di
soda caustica e così via, tutti
nomi privi di contenuto logico perché non danno alcuna informazione sulla
composizione della sostanza corrispondente.
La
maggior parte dei nomi tradizionali sono stati però sostituiti con nomi
ufficiali assegnati loro secondo regole precise suggerite da un organismo
internazionale appositamente costituito, lo IUPAC (International Union of Pure
and Applied Chemistry), con sede ad Oxford
in Inghilterra. Esso ha avuto il compito di razionalizzare e di semplificare la
nomenclatura chimica, in modo che ad ogni composto venisse assegnato un nome che
contenesse informazioni sia sulle sue proprietà chimiche e fisiche, sia sulle
caratteristiche della sua molecola, e che contemporaneamente ne facilitasse il
ricordo. Il
lavoro dello IUPAC è stato molto impegnativo, sia perché non è stato facile
individuare una classificazione schematica e semplice per composti che non
mostrano sempre caratteri distintivi e significativi molto netti, sia perché i
nomi tradizionali erano così diffusi e radicati nell'uso che finirono, in
alcuni casi, per essere accettati come nomi ufficiali dallo stesso IUPAC. Oggi,
anche se con fatica, i nomi ufficiali dello IUPAC stanno entrando nell'uso e
poiché, come abbiamo detto, tali nomi sono stati assegnati secondo regole
precise, non è più necessario impararli a memoria insieme con le formule, come
si faceva un tempo. Quello che si deve imparare oggi sono piuttosto le regole
fondamentali della nomenclatura sistematica che ci consentono di passare in modo
automatico dal nome alla formula del composto e viceversa. 2. IL NUMERO DI
OSSIDAZIONE. Si
definisce numero di ossidazione (n.o.) di un elemento, un numero, di solito
intero, preceduto dal segno (+) o (-), che indica gli elettroni che un
determinato atomo ha acquistato da un altro atomo o ceduto ad un altro atomo con cui si trova
legato all'interno del composto. I numeri di ossidazione, hanno tuttavia un
significato solo formale perché spesso rappresentano cariche
"fittizie" che vengono attribuite ad atomi presenti nelle molecole,
come si trattasse di ioni che si scambiano elettroni e quindi come se tutti i
composti avessero carattere ionico. Per
poter stabilire il valore del n.o. di un elemento in un composto sarebbe
necessario conoscere la struttura elettronica del suo atomo, cioè il numero
degli elettroni periferici e la loro disposizione sugli orbitali, oltre che il
valore di elettronegatività e il tipo di legame presente. Solo allora saremmo
veramente in grado di decidere se e quanti elettroni vengono ceduti o acquistati
dagli atomi quando si legano fra loro. E'
possibile tuttavia, prescindendo da quanto appena detto, enunciare una serie di
regole empiriche per mezzo delle quali si giunge a determinare con facilità il
n.o. almeno per gli atomi presenti nei composti più comuni. Le
regole sono le seguenti: a) 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). b) Il n.o. dell'ossigeno nei composti è quasi sempre uguale
a -2. Fanno eccezione i perossidi e in genere quei composti
nella cui molecola è presente un legame ossigeno-ossigeno, in cui il numero di
ossidazione è -1;
inoltre, nel fluoruro di ossigeno OF2, e solo in questo composto, il
n.o. dell’ossigeno è uguale a +2. c) Il n.o. dell'idrogeno è generalmente +1. Fanno eccezione
gli atomi di idrogeno presenti in quei rari composti nei quali risultano legati
direttamente ad un metallo (idruri), in cui il n.o. è -1. d) I metalli alcalini, i metalli alcalino-terrosi e i
metalli terrosi hanno rispettivamente n.o. +1, +2 e +3. Tutti gli altri metalli,
compresi gli elementi di transizione, e i non metalli, hanno numero di
ossidazione variabile, anche per quanto riguarda il segno. e) 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. Quest'ultima
regola è molto importante in quanto ci permette di determinare il n.o. di
quegli elementi che possono assumere valori variabili (come enunciato al punto
d) a seconda del composto a cui partecipano. Alcuni
esempi serviranno a chiarire le regole che abbiamo esposto. Per
determinare ad esempio il numero di ossidazione dello zolfo nel composto H2SO4
(acido solforico), si attribuisce innanzitutto all'ossigeno n.o. – 2 e, poiché
gli atomi di questo elemento presenti nella molecola sono 4, il valore
complessivo risulta di – (2
· 4)= – 8; quindi, essendo il n.o. dell'idrogeno +1, questo, moltiplicato per i
due atomi presenti, dà il valore complessivo di + (1 · 2) = +2, si ottiene
allora una somma algebrica parziale relativa ad ossigeno e idrogeno uguale a –
6. Da ciò si deduce che il n.o. dell'atomo di zolfo è +6 perché, come abbiamo
detto, la somma totale di tutti i numeri di ossidazione di tutti gli atomi
presenti nella molecola deve dare zero.
Con
lo stesso procedimento si determina il n.o. del manganese nel composto HMnO4 (acido permanganico). Con scrittura sintetica:
O (–
2 · 4) + H (+1 · 1) = – 7, da cui n.o. di Mn = +7. Invece, il manganese nel composto MnSO4 (solfato di manganese) ha n.o. +2: in questo composto infatti l'atomo di
manganese risulta aver preso il posto dei due atomi di idrogeno dell'acido H2SO4,
ognuno dei quali ha n.o. +1. Nel
caso di uno ione la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi presenti deve
essere pari alla carica elettrica posseduta dallo ione stesso. Così, il n.o.
dello ione ferroso Fe++ è +2; nello ione nitrato NO3-
invece, i n.o. di azoto e ossigeno sono rispettivamente +5 e -2, mentre la somma
algebrica dei n.o. di tutti gli atomi presenti è –1, come è la carica dello
ione. Vi
sono casi in cui il n.o. di un elemento
non è un numero intero; ciò dipende dal fatto che gli atomi di quell'elemento
all'interno della molecola non sono equivalenti. Valga come esempio per tutti
quello dell'acido tetrationico (H2S4O6).
O
OH
HO
O Dalla
formula di struttura si comprende che, o si attribuiscono ai singoli atomi di
zolfo valori diversi del n.o., oppure si accetta un valore medio uguale per
tutti. Non è difficile stabilire che il n.o. di ognuno degli atomi di zolfo
centrali è +6, mentre i due atomi legati insieme da un ponte (S–S) hanno n.o.
– 1. Il valore medio del n.o. di ciascun atomo di zolfo in seno alla molecola
è +2,5. I
numeri di ossidazione si riportano nelle formule chimiche al di sopra degli
elementi corrispondenti come indicato qui sotto per i composti che abbiamo
considerato negli esempi.
3. COMPOSTI
INORGANICI E COMPOSTI ORGANICI. All'inizio
del 1800 si riteneva invece che i due gruppi di composti fossero
completamente diversi tra loro perché quelli organici erano presenti
esclusivamente negli organismi viventi, mentre i composti inorganici provenivano
dal mondo minerale. Per spiegare la diversità di caratteristiche e di
comportamento che in effetti i due gruppi di composti possiedono, a quel tempo si credeva che per ottenere una sostanza organica fosse indispensabile una non
meglio identificata "vis vitalis", ossia una forza misteriosa presente
solo negli organismi viventi. Si pensava perciò che non dovesse essere
possibile preparare artificialmente i composti organici. Invece,
nel 1828, il chimico tedesco Friedrich Wöhler (1800-1882) riuscì a sintetizzare in
laboratorio l'urea, una sostanza tipicamente organica, partendo da un composto
inorganico, il cianato di ammonio. Successivamente molti altri composti organici
furono ottenuti da quelli inorganici senza alcun intervento "vitale".
Oggi i chimici non solo sono in grado di preparare in laboratorio qualsiasi
composto organico, ma ne hanno anche sintetizzati alcuni che non esistono in
natura, che tuttavia, per le loro caratteristiche, devono essere classificati
fra le sostanze organiche. Oggi,
il vero motivo di distinzione fra un gruppo di composti e l'altro, sta nel fatto
che nei composti organici è sempre presente l'atomo di carbonio, mentre non lo
è sempre in quelli inorganici. L'atomo di carbonio presenta proprietà del
tutto particolari in quanto è l'unico che ha la possibilità di legarsi con sé
stesso a formare lunghe catene: ne consegue che i composti organici sono in
genere costituiti da molecole molto grandi e sono, inoltre, in numero molto
elevato. Tutti
gli altri composti, quelli cioè che non contengono atomi di carbonio e che
pertanto non presentano grosse molecole, né sono rappresentati da un gran
numero di esemplari, vengono studiati dalla chimica inorganica. Fra questi vi
sono tuttavia anche alcuni composti del carbonio, come l'anidride CO2,
l'ossido CO, l'acido H2CO3 e i sali da esso derivati
(carbonati e bicarbonati), che, per le loro proprietà tipicamente di sostanze
minerali, vengono considerati composti inorganici. 4. GLI ELEMENTI
CHIMICI. Ogni
elemento chimico ha un nome che gli è stato assegnato, in genere, dal suo
scopritore. Ad esempio il fosforo venne scoperto, quasi per caso, nel 1675
dall'alchimista Hennig Brand mentre tentava (purtroppo per lui, invano) di
ottenere l'oro dall'urina. Il fosforo (dal greco: phos = luce e pheréin =
portare) venne chiamato così perché possiede la proprietà di emettere luce.
In verità, alcuni elementi sono noti fin dai tempi più antichi e l'origine dei
loro nomi è incerta e di difficile interpretazione. Fra questi citiamo il
ferro, l'oro, l'argento e lo zolfo, elementi di cui si parla già nella Bibbia. Per
indicare sinteticamente l'elemento, il chimico svedese Jöns J. Berzelius, nel 1819 introdusse l'uso,
ancora oggi accettato, di adottare simboli che derivano dal nome latino
dell'elemento stesso. Questi simboli sono costituiti da una prima lettera
maiuscola seguita, eventualmente, da una seconda minuscola. Così il carbonio ha
simbolo C (Carbonium), il calcio Ca (Calcium), il rame Cu (Cuprum), il sodio Na
(Natrium), il potassio K (Kalium), il fosforo P (Phosphorum), ecc... Per
indicare alcuni gruppi di elementi vengono adottati nomi collettivi, alcuni dei
quali sono già stati menzionati quando è stato trattato il sistema periodico: alogeni, metalli alcalini,
metalli alcalino-terrosi, metalli terrosi, calcogeni (O, S, Se, Te, Po),
lantanidi (o elementi delle terre rare), elementi transuranici e così via. Con
il simbolo però, non si indica solamente l'elemento, ma anche un atomo di tale
elemento, o una mole di atomi. Per esempio, per indicare l'idrogeno si può
usare il suo simbolo, H (Hydrogenum); ma H rappresenta anche un atomo di
idrogeno (idrogeno atomico), oppure una mole di esso, ossia il numero di
Avogadro di atomi. La notazione 2 H indica due atomi oppure anche il doppio del
numero di Avogadro di atomi di idrogeno. Per
scrivere la formula della molecola di una sostanza semplice si riporta un indice
numerico al piede del simbolo che indica di quanti atomi essa è costituita. Ad
esempio, per indicare la molecola di idrogeno si deve scrivere H2
(molecola biatomica), l'ozono si indica con O3 (molecola triatomica
dell'ossigeno) e la molecola tetratomica del fosforo si indica con P4. Per
quanto riguarda gli ioni, la loro carica elettrica, viene espressa con tanti
segni positivi (o negativi) quante sono le cariche elementari, posti sopra il
simbolo. Ad esempio lo ione calcio si indica con Ca++, oppure con Ca2+
e, in generale, uno ione positivo si indica con An+ (e non con A+n). 5. I COMPOSTI BINARI Il
nome dei composti binari si ottiene assegnando la desinenza –uro all'elemento più
elettronegativo; se però è presente l'ossigeno, il composto prende il nome di
ossido e non di ossigenuro. Per indicare il numero degli atomi di ciascuna
specie presenti nella formula, si ricorre ai prefissi numerali greci (mono, di,
tri, tetra, ecc.). Il prefisso "mono" viene generalmente sottinteso, e
così anche gli altri, tranne nei casi in cui si potrebbe generare confusione.
Diamo qui di seguito alcuni esempi: FeO (mono)ossido
di ferro
HCl cloruro
di idrogeno Lo
stesso IUPAC suggerisce l'uso di altre regole, in alternativa a quelle esposte.
Una di queste, detta scrittura di Stock, prevede l'indicazione con un numero
romano del grado di ossidazione dell'elemento meno elettronegativo. Esempio:
Cu2O ossido di rame (I) (che si legge ossido di
rame uno, e non primo)
Come
si può vedere si tratta, in tutti i casi, di regole razionali di nomenclatura
perché è immediata una corrispondenza diretta fra formula e nome.
La vecchia nomenclatura distingueva invece, per i composti con
l'ossigeno, gli ossidi (ossigeno + metallo) dalle anidridi (ossigeno + non
metallo). Nel caso in cui un elemento formasse più di un composto con
l'ossigeno, si usavano le desinenze -oso e -ico e i prefissi ipo- e per-. Questa
vecchia terminologia, è priva di razionalità e quindi è sconsigliabile.
Tuttavia, poiché è ancora molto usata, riportiamo alcuni esempi che ci
potranno essere utili in seguito. COMPOSTO VECCHIA
NOMENCLATURA NUOVA
NOMENCLATURA Hg2O
ossido mercuroso
ossido di dimercurio Sono
ancora molto usati anche i nomi tradizionali di un gruppo di composti che nella
vecchia nomenclatura venivano chiamati idracidi. Tali composti, in soluzione
acquosa, si comportano da acidi, per cui, se li consideriamo in ambiente acquoso
è lecito usare, ancora oggi, la nomenclatura classica che prevedeva la
desinenza -idrico. Essi sono: HF = acido fluoridrico; HCl = acido cloridrico;
HBr = acido bromidrico; HI = acido iodidrico; H2S = acido
solfidrico; HN3 = acido azotidrico e HCN = acido cianidrico. E'
bene ritornare ancora una volta sul fatto che i vecchi nomi d'uso non forniscono
alcuna informazione sulle caratteristiche del composto, in quanto non pongono in
relazione diretta nome e formula. Il nome di ammoniaca, ad esempio, non
suggerisce alcunché sulle caratteristiche della molecola NH3. Con le
nuove regole di nomenclatura, invece, questo composto dovrebbe innanzitutto
essere scritto al contrario, e cioè H3N, in quanto il valore di
elettronegatività di N (2,5) è maggiore di quello di H (2,1), e quindi letto
nitruro di triidrogeno. Al riguardo si osservi che
un derivato dell'ammoniaca è il nitruro di boro di formula BN. Infine,
fra i composti ossigenati binari bisogna riservare una menzione a parte a quelli
che presentano nella molecola due atomi di ossigeno legati tra di loro. Questi
composti si chiamano perossidi e in essi, poiché il legame fra due atomi di
ossigeno è di tipo covalente puro, il numero di ossidazione, dell'ossigeno
stesso, quando lo si considera legato all'altro elemento, non sarà più
-2, ma -1. Ecco alcuni esempi:
O
H —
O
6. GLI OSSIACIDI.
In
pratica, quando per aggiunta di acqua all'anidride si ottiene un acido i cui
indici sono multipli di uno stesso numero, si procede alla loro semplificazione.
Ad esempio: A
volte, ad una stessa anidride corrispondono più acidi che differiscono fra loro
in contenuto d'acqua. Questo è il caso, ad esempio, dell'anidride fosforica da
cui derivano tre acidi diversi:
P2O5 +
H2O ®
2 HPO3 (acido
metafosforico) Per
distinguere i tre acidi si usano specifici ed appropriati prefissi. L'acido
ottenuto per addizione del maggior numero di molecole di acqua si chiama acido
(orto)fosforico, con il prefisso che normalmente viene sottinteso. Quello che si
può anche ottenere dall'acido orto- per eliminazione di una molecola d'acqua,
si chiama acido metafosforico. Quello infine che si può far derivare da due
molecole di orto- per eliminazione di una molecola di acqua, si chiama acido
pirofosforico (dal greco piros=fuoco, in quanto un tempo lo si otteneva
per riscaldamento). Analogamente, all'anidride silicica SiO2,
corrispondono due acidi:
Il nome sistematico di questi composti, nella nomenclatura IUPAC, si
ottiene indicando il numero di atomi di ossigeno con i prefissi numerali greci,
dando sempre la desinenza -ico al non metallo e scrivendo, dopo il nome, un
numero romano (che deve essere letto come se fosse arabo) per indicare il grado
di ossidazione del non metallo. Riportiamo alcuni esempi di ossiacidi con i nomi
secondo le regole della vecchia e della nuova nomenclatura.
7. GLI IDROSSIDI
Riportiamo qui sotto alcuni esempi di idrossidi con il nome tradizionale
e con quello proposto dalla moderna nomenclatura IUPAC.
NaOH
idrossido di sodio sodio idrato
8. RESIDUO ACIDO (O
ALOGENICO) Un
acido si dice monobasico, bibasico, tribasico, ecc., a seconda del numero di
atomi di idrogeno sostituibili da metalli. Sono
esempi di acidi monobasici l'acido nitrico (HNO3) e l'acido
ipofosforoso (H3PO2), come appare dalle formule di
struttura:
OH
HO
OH Un
modo pratico per scrivere le formule dei sali è quello di ricavare, in
precedenza, dall'acido, il suo residuo. Si definisce residuo acido, o residuo
alogenico (da alos = sale) ciò che rimane di un acido quando si tolgono
tutti o parte degli atomi di idrogeno sostituibili dal metallo. Anche ai residui
alogenici si attribuisce una valenza che si quantifica col numero degli atomi di
idrogeno che sono stati tolti all'acido. L'acido
solforico (H2SO4), ad esempio, presenta due residui
alogenici possibili: =SO4 (bivalente) e –HSO4
(monovalente). L'acido cloridrico HCl presenta il residuo alogenico monovalente
–Cl. 9. I SALI Per
questa classe di composti è ancora molto frequente l'uso della nomenclatura
tradizionale. Secondo tale convenzione, i sali derivanti dagli ossiacidi
assumono il nome dell'acido corrispondente cambiando le desinenze -oso e -ico
rispettivamente in -ito e -ato, e aggiungendo quindi il nome del metallo. Così
ad esempio i sali derivanti dall'acido solforoso si chiameranno solfiti e quelli
derivanti dall'acido solforico, solfati. Se il metallo è il sodio avremo i
seguenti sali:
Se,
come nel caso dell'acido fosforico, sono previsti più sali acidi, allora, per
distinguerli si usano i termini di monobasico, bibasico, ecc. per indicare la
sostituzione, nella molecola dell'acido di uno, due, ecc. atomi di idrogeno. Si
possono anche usare i prefissi numerali greci. Esempio:
10. REGOLE PRATICHE
DI SCRITTURA DELLE FORMULE CHIMICHE La
formula deve essere invece ricavata sulla base di un ragionamento logico che,
partendo dall'identificazione del composto (sale, acido, ecc.), stabilisca
caratteristiche e modalità di comportamento dei suoi elementi costitutivi. In
sintesi, scrivere una formula significa scegliere ed applicare le nozioni, i
criteri e le regole che sono stati esposti in questo capitolo. Con ciò non si
vuole negare la possibilità di pervenire ad una rapida ed immediata
associazione tra nome e formula di un composto, ma tale automatismo deve essere
il risultato di un esercizio ragionato, e solo in parte di memorizzazione.
Tenendo sott'occhio lo specchietto riportato qui sotto, illustreremo ora le
regole pratiche per la scrittura delle formule chimiche, utilizzando alcuni
esempi.
-osa
-oso
-ito ESEMPIO 1 - Scrivere la formula del solfato ferrico. Innanzitutto
bisogna osservare che si tratta di un sale che deriva dall'acido solforico il
quale, a sua volta, deriva dall'anidride solforica. Per iniziare è necessario
quindi scrivere la formula dell'anidride solforica. Ciò non presenta
particolari difficoltà se si ricorda che le anidridi sono composti binari fra
non metalli e ossigeno. Assegnata quindi all'ossigeno la valenza due e allo
zolfo la valenza sei (il suffisso -ica indica valenza maggiore), si incrociano
le due valenze ponendole al piede dei due elementi, come mostrato qui sotto,
quindi si dividono per il loro M.C.D.:
SO3
+ H2O ®
H2SO4
Nel
modo indicato, tutte le valenze risultano saturate, cioè legate fra loro. La
formula bruta assume la forma seguente: Fe2(SO4)3. Dall'esempio
che abbiamo descritto si deduce un'altra definizione di sale: sale è un metallo
combinato con il residuo alogenico di un acido. ESEMPIO 2 - Scrivere la formula del carbonato acido
di calcio.
Si tratta in questo caso di un sale che deriva dall'acido carbonico il
quale a sua volta si ottiene dall'anidride carbonica. La formula dell'anidride
carbonica si ricava nel modo seguente:
CO2
+ H2O
®
H2CO3
ESEMPIO 3 - Scrivere la formula dell'acido
triossocarbonico (IV).
+4 Sapendo
ora che i n.o. di idrogeno e ossigeno sono rispettivamente +1 e -2, risulta:
+1
+4 -2
Per
concludere riteniamo utile mostrare gli elementi più comuni con a fianco
indicate le valenze più usate nei composti.
alluminio 3
ferro
2-3
ossigeno
2
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