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
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.
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.
Nomenclatura Chimica
Tradizionale
In
chimica
generale
continua
ad
avere
maggior
diffusione
la
nomenclatura
tradizionale,
anche perché legata a
composti
chimici
e diffusi.
I nomi comuni
tradizionali
sono
legati agli albori della
chimica,
spesso
(in
chimica
organica)
derivano dal nome della
fonte naturale da cui
questi composti sono
stati isolati.
IUPAC
International Union of
Pure and Applied
Chemistry
Commissione internazionale costituita
con lo scopo di aggiornare e
uniformare le regole riguardanti la
nomenclatura chimica.
I nomi IUPAC si basano
sulla corrispondenza, il
più possibile esatta e
univoca, tra nome e
formula chimica del
composto.
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.
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
Formula chimica
Molecolare o bruta
Di struttura
Nella formula molecolare ogni tipo
di elemento chimico è identificato
attraverso il suo simbolo chimico.
La formula di struttura di una molecola
indica:
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
carbonio
idrogeno
C6H12O6
metano
• La natura degli atomi che
compongono la molecola,
• l'indicazione di come gli
atomi sono legati tra loro,
• la disposizione spaziale degli
stessi.
diossido di
carbonio
Numero di
atomi
glucosio
Perossido di
idrogeno
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)
Posizione nel Sistema Periodico
 tenere in considerazione la distinzione
metallo/non-metallo
Posizione nel Sistema Periodico
 Si può prevedere la carica ionica di un elemento in base alla sua
posizione nella tavola periodica.
+1 +2
-3 -2 -1
0
Valenza
 Valenza
Numero di legami che un elemento instaura
con atomi di altri elementi
 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
 Numero di Ossidazione
 La carica elettrica convenzionale che un elemento
assumerebbe, nel composto, se gli elettroni di legame
venissero attribuiti all’atomo più elettronegativo.
Legame H-O
Si attribuiscono tutti gli
elettroni all’Ossigeno
H
H
O
 in parole più semplici è la
carica positiva o negativa di un
elemento in un composto
Ossigeno più
elettronegativo
N.o. -2
Idrogeno meno
elettronegativo
N.o. +1
 Numero di Ossidazione
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.
Ossigeno 2 elettroni in eccesso
N.o. -2
H2O
Idrogeno 1 elettrone in difetto
N.o. +1
 Numero di Ossidazione
I numeri di ossidazione
di O, H, F e Cl sono i
seguenti
F
-1
O
-2
H
+1
Cl
-1
(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).
 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
+!
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
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
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;
F
-1
O
-2
N. di Ossidazione
dello S in SO42- ?
H
+1
? – 8 = -2
Cl
-1
 mentre, in uno ione,
assume il valore della carica
elettrica da esso posseduta.
? = +6
 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
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
F
-1
O
-2
H
+1
Cl
-1
N.O. di alcuni atomi coinvolti in legami covalenti
Acido cloridrico, HCl
Acqua, H2O
Acqua ossigenata, H2O2
Idrogeno, H2
Ossido di fluoro, F2O
Formula di Lewis
N.O.
N.O.
H:Cl
-1(Cl)
+1(H)
H:O:H
-2(O)
+1(H)
H:O:O:H
-1(O)
+1(H)
H:H
0(H)
F:O:F
-1(F)
+2(O)
Un elemento viene considerato tanto più
ossidato quanto più elevato è il suo N.O.
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-)
+1(Na)
-2(SO42-)
[-2 = N.O. (S) + 4 N.O. (O)]
Regole per la determinazione del
numero di ossidazione
Regole per la determinazione del numero di
ossidazione
N.O.
 Atomi allo stato elementare
0
(Es. He, H2, N2, P4, S8, …):
 elementi del I° gruppo in tutti i loro composti
+1
(metalli alcalini)
 elementi del II° gruppo in tutti i loro composti
+2
(metalli alcalino-terrosi)
 l’idrogeno
 eccetto che negli idruri dei metalli del I e II
gruppo del blocco s (LiH, NaH, MgH2, CaH2,...)
+1
-1

Regole per la determinazione del numero di
ossidazione
N.O.
l’Ossigeno
-2
eccetto che
(a) nei perossidi (H2O2):
(b) nei superossidi (KO2):
(c) nel fluoruro di ossigeno (F2O):
 Elementi di ioni monoatomici
Na+
S2-
-1
-1/2
+2
+1
-2
6) La sommatoria dei N.O. degli elementi presenti
a) in una molecola neutra:
0
-2
b) in uno ione poliatomico tipo SO42-:
 Esempi di determinazione del N.O.
Sostanza
MnO4 (ione
permanganato)
PO43(ione ortofosfato)
N.O. (Mn) + 4 (-2) = -1
N.O. (Mn) = - 1 + 8 = +7
N.O. (P) + 4 (-2) = -3
N.O. (P) = - 3 + 8 = +5
 Esempi di determinazione del N.O.
Sostanza
H2SO4
(acido solforico)
K2Cr2O7
(bicromato
potassico)
Na2CO3
(soda Solvay)
2 (+1) + N.O. (S) + 4 (-2) = 0
N.O. (S) = + 8 - 2 = + 6
2 (+1) + 2 N.O. (Cr) + 7 (-2) = 0
N.O. (Cr ) = (+ 14 - 2) / 2 = + 6
2 (+1) + N.O. (C) + 3 (-2) =
0
N.O. (C) = 6 - 2 = 4
 Esempi di determinazione del N.O.
H2, O3, He
0
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.
NaH n° ossidazione
H = -1 Na = +1
= _______
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.
 Esempi di determinazione del N.O.
S -Cu+
Fe+++
I-
n° ossidazione
n° ossidazione
n° ossidazione
n° ossidazione
-2
= _______
=+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.
 Esempi di determinazione del N.O.
NH3
-3
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.
NH+4
n° ossidazione
-3
= _______
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.
OsO4
n° ossidazione
+8
= _______
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.
 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.
H2SO4
+6
n° ossidazione = _______
idrogeno +1, ossigeno -2, zolfo +6. Infatti esso si ricava
dall'equazione: 0 = 2x1 + 4x(-2) + x.
+1
ClOn° 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 che
l'atomo di azoto ha n.o. pari a +3. Infatti si ricava da 0 = 1 + x +
2x(-2).
 Esempi di determinazione del N.O.
NaIO3
+5
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.
 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.
MoS2.
+4
n° ossidazione = _______
Nei solfuri l'atomo di zolfo ha n.o. -2. Quindi
molibdenodisolfuro l'atomo di molibdeno ha n.o. +4.
nel