nomenclatura

Un piccolo schema rappresentativo di nomenclatura.

La combinazione di un elemento è chiamata "valenza" e corrisponde al numero di legami che un atomo può formare in un composto. La valenza non considera nè la polarità dei legami chimici nè gli ioni dei composti ionici, pertanto dai chimici è stata sostituita con il concetto di numero di ossidazione (n.o.), che è collegato all'elettronegatività.

Il numero di ossidazione, a differenza della valenza, può assumere valori positivi, negativi, e anche il valore zero. Esso risulta più significativo della valenza per dare un nome ai composti, cioè la nomenclatura.

Regole per assegnare i numeri di ossidazione

1. Le sostanze allo stato elementare (non combinato) come Na, Al, Fe, Cl2, hanno numero di ossidazione zero. 

2. L'idrogeno ha numero di ossidazione +1, tranne quando è combinato con un metallo (negli idruri), dove assume valore -1.

3. L'ossigeno nei suoi composti ha sempre numero di ossidazione -2, ad eccezione dell'acqua ossigenata (H2O2) e dei perossidi dove assume valore -1. (Con F l'ossigeno assume valore +2 come in OF2). 

4. Gli alogeni nei loro composti con l'idrogeno hanno numero di ossidazione -1. Quando sono combinati con l'ossigeno, possono assumere più valori positivi del numero di ossidazione. Il n.o. del fluoro è sempre -1, essendo l'elemento più elettronegativo.

5. Il numero di ossidazione di uno ione monoatomico è uguale alla sua carica.

6. In un composto elettricamente neutro, la somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi è uguale a zero. 

I composti binari

Gli OSSIDI 

Sono composti binari, cioè costituiti da due elementi. Gli ossidi dei metalli (ossidi basici) sono costituiti da uno ione metallico e da uno ione ossido (MeO). Secondo la nomenclatura tradizionale la denominazione si esegue con la dicitura ossido di... facendo seguire il nome del metallo. Nel caso in cui ci sia un metallo con più numeri di ossidazione si utilizza il suffisso -oso al nome del metallo per il numero di ossidazione più basso e il suffisso -ico al nome del metallo per il numero di ossidazione più alto. 
ossido ....-oso (ex. ossido ferroso, per Fe con n.o.+2) (FeO)
ossido ....-ico (ex. ossido ferrico, per Fe con n.o.+3)  (Fe2O3)


Gli ossidi dei non metalli (ossidi acidi) sono detti anidridi, sono composti bianri costituiti da un non metallo e dall'ossigeno (nonMeO). Secondo la nomenclatura tradizionale la denominazione si esegue con la dicitura anidride e si usano i suffissi -oso e -ico. 
anidride ...-osa (ex. anidride solforosa, per S con n.o.+4) (SO2)
anidride ...-ica (ex. anidride solforica, per S con n.o.+6) (SO3)

Se i numeri di ossidazione di un non metallo sono più di due, si utilizza il prefisso ipo- (unito con -oso) ed il prefisso per- (unito con -ico) per indicare i numeri di ossidazione rispettivamente più grande e più piccolo. 
anidride ipo- ... -osa (ex. anidride ipoclorosa, per Cl con n.o. +1) (Cl2O)
anidride ....-osa (ex. anidride clorosa, per Cl con n.o. +3) (Cl2O3)
anidride ...-ica (ex. anidride clorica, per Cl con n.o. +5) (Cl2O5)
anidride per- ... -ica (ex. anidride perclorica, per Cl con n.o. +7) (Cl2O7)


I PEROSSIDI
I perossidi sono composti binari in cui sono presenti due atomi di ossigeno legati tra di loro con legame covalente, avente ciascuno numero di ossidazione -1. La denominazione si esegue con la dicitura perossido di .... a cui si aggiunge il nome del metallo legato all'ossigeno.
perossido di ... (ex. perossido di idrogeno) (H2O2)


GLI IDRURI
Gli idruri sono composti binari ionici dell'idrogeno con metalli (in particolare del primo e secondo gruppo A). In questi composti l'idrogeno presenta numero di ossidazione -1. La denominazione si esegue con la dicitura idruro di e segue il nome del metallo legato all'idrogeno.
idruro di ... (ex. idruro di litio) (LiH)


GLI IDRACIDI
Gli idracidi sono composti binari covalenti caratterizzati dalla presenza dell'idrogeno e di un non metallo. In questi composti l'idrogeno ha numero di ossidazione +1. Sono anche definiti acidi alogenidrici poichè sono formati da idrogeno e alogenuri e in soluzione acquosa hanno un comportamento acido. La denominazione si esegue con la dicitura acido a cui segue il nome dell'alogeno con il suffisso -idrico.
acido ....-idrico (ex. acido cloridrico) (HCl)


I SALI BINARI
I sali binari sono derivati dagli idracidi dove l'idrogeno del'acido viene sostituito con uno ione metallico. Sono pertanto composti ionici costituiti da un catione metallico e dall'anione dell'acido alogenidrico da cui derivano. La denominazione si esegue con la dicitura alogenuro di (ponendo il nome specifico dell'alogeno) a cui segue il nome del metallo presente.
alogenuro di ... (ex. cloruro di sodio) (NaCl)

I composti ternari

GLI IDROSSIDI

Gli idrossidi sono composti ionici formati da un catione metallico e d uno o più gruppi OH-. Per la denominazione il termine idrossido è seguito dal nome del metallo legato.

idrossido di .... (ex.idrossido di sodio) (NaOH)

GLI OSSIACIDI

Gli ossiacidi sono dei composti ternari acidi nella cui formula si scrive l'idrogeno come primo elemento, segue un non metallo e poi l'ossigeno. Per la denominazione degli ossiacidi si seguono i criteri fissati per le anidridi con i suffissi -oso e -ico rispettivamente per il più basso e il più alto numero di ossidazione, preceduti dal termine acido e dal nome del non metallo.

acido .....-oso (ex. acido nitroso) (HNO2)

acido .....-ico (ex. acido nitrico) (HNO3)

L'anione che deriva dall'ossiacido assume tante cariche negative quanti sono gli ioni H+ che sono stati allontanati dall'acido.

SALI TERNARI

I sali ternari derivano dagli ossiacidi per sostituzione degli idrogeni con ioni metallici. Questi composti risultano dalla combinazione di un catione metallico con l'anione dell'ossiacido. per la denominazione, si pone prima il nome dell'anione derivato con il suffisso -ato a cui segue il nome del metallo aggiunto al posto degli idrogeni. 

esempio  solfato di potassio (K2SO4)

               carbonato di calcio (CaCO3)

SALI ACIDI 

I sali acidi derivano dagli ossiacidi che contengono più idrogeni e nei quali non tutti gli atomi di idrogeno sono stati sostituiti dal metallo. 

esempio  idrogeno carbonato di sodio (NaHCO3)

i legami chimici

I legami chimici sono le forze che tengono uniti gli atomi in una molecola. Questi legami possono essere di varia natura e interessano solo gli elettroni dello strato più esterno, propriamente indicati come elettroni di valenza, per poter raggiungere l'ottetto esterno e quindi la stabilità dell'atomo. Il chimico americano Gilbert Lewis introdusse il metodo di rappresentare gli elettroni di valenza con punti che circondano in modo simmetrico il simbolo dell'elemento. In questo caso si parla di simboli di Lewis.

Due proprietà importanti riguardano i legami chimici: la lunghezza di legame e l'energia di legame.

La lunghezza di legame è intesa come la distanza tra i nuclei di due atomi tenuti insieme da un legame chimico. 

L'energia di legame è l'energia necessaria per rompere un legame chimico tra due atomi in una molecola allo stato gassoso.

LEGAME COVALENTE: è dato dalla condivisione di una coppia di elettroni tra due atomi con alto valore di elettronegatività. 

Si parla di legame covalente puro (o omopolare) quando viene effettuato tra atomi uguali, caratterizzato quindi da una uguale condivisione degli elettroni in quanto atomi con la stessa elettronegatività.

Si definisce legame covalente polare (o eteropolare) quel legame chimico in cui gli atomi che ne fanno parte sono diversi e soprattutto caratterizzati da una elettronegatività diversa che comporta una attrazione maggiore degli elettroni verso l'atomo più elettronegativo.

LEGAME DATIVO: è il tipo di legame covalente in cui i due elettroni condivisi sono forniti da un solo atomo detto donatore e accettati da un altro atomo detto accettore. 

LEGAME IONICO: è formato con l'interazione tra un metallo e un non metallo mediante trasferimento di elettroni dagli atomi del metallo a quelli del non metallo. Gli atomi del metallo avendo ceduto elettroni diventano ioni positivi (detti cationi), mentre gli atomi del non metallo che acquistano elettroni diventano ioni negativi (detti anioni). Il legame ionico è quindi dato dalla forza di attrazione tra ioni di carica opposta.

LEGAME METALLICO: è dato dalla forza di attrazione elettrostatica che si viene a creare tra gli ioni positivi e gli elettroni mobili che li circondano (modello a nube elettronica). In questo modello un metallo viene considerato come una struttura regolare di ioni positivi immersi in una nube di elettroni di valenza totalmente liberi di muoversi all'interno della struttura. 

un particolare della tavola periodica

ecco quali informazioni la tavola periodica ci può fornire...

simbolo: indicazione di come viene definito un elemento chimico in modo abbreviato.

numero atomico (Z): corrisponde al numero di protoni contenuti nel nucleo, e quindi al numero di elettroni dell'atomo. ad ogni numero atomico corrisponde un diverso elemento chimico. 

stato di ossidazione (o numero di ossidazione): permette di conteggiare gli elettroni che vengono trasferiti nelle reazioni di ossido-riduzione. Il numero di ossidazione può avere valori negativi, positivi o pari a zero ed è strettamente collegato alla elettronegatività. per uno ione il numero di ossidazione è uguale alla sua carica; per un atomo in un composto covalente il numero atomico è uguale alla carica che l'atomo assumerebbe se gli elettroni di legame venissero affidati all'atomo più elettronegativo.

elettronegatività: la capacità di un atomo di attrarre a se (o cedere) elettroni quando entra a far parte di un legame chimico

raggio atomico - densità - punto di fusione - calore di fusione - calore specifico - punto di ebollizione: proprietà specifiche e diverse per ogni elemento.

il sistema periodico degli elementi

La tavola periodica degli elementi è lo schema secondo il quale vengono ordinati gli elementi chimici in base al loro numero atomico (Z).
Il chimico russo Dmitrij Mendeleev fu il primo, nel 1869, a proporre una tavola periodica degli elementi.
Per rappresentare questa periodicità, gli elementi vengono disposti secondo il numero atomico crescente in righe orizzontali, dette periodi, dove le proprietà degli elementi variano in continuità. Le colonne in verticale, dette gruppi, contengono elementi che mantengono proprietà simili.

La linea rossa di demarcazione "a gradini" presente nella tavola periodica indica la suddivisione degli elementi in metalli, semimetalli e non-metalli.
Sono metalli gli elementi a sinistra della tavola periodica e a sinistra della linea di demarcazione; a temperatura ambiente sono solidi ad eccezione del mercurio che è liquido, e generalmente sono buoni conduttori di elettricità e di calore. Si presentano duttili e malleabili.
Sono non-metalli gli elementi a destra della linea di demarcazione. A temperatura ambiente possono essere solidi, liquidi o gassosi e non conducono nè calore nè elettricità, prevalentemente non sono nè duttili nè malleabili.
Gli elementi adiacenti alla linea di demarcazione sono definiti metalloidi o semimetalli, e sono il silicio (Si), il Boro (B), l'Arsenico (As), il Germanio (Ge) e il Tellurio (Te). Questi elementi possiedono proprietà intermedie tra i metalli e i non-metalli, sono semi-conduttori di elettricità.

I gruppi
Le colonne della tavola periodica sono gruppi e contengono elementi con proprietà simili. Nella tavola periodica ci sono sette gruppi A, numerati con  numeri romani, a cui segue il gruppo 0 dei gas nobili. Tra il IIa e il IIIa sono presenti i gruppi b.
Ogni gruppo possiede elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna (cioè il modo con cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo).
Alcuni di questi gruppi hanno dei nomi specifici: il gruppo Ia è dei metalli alcalini (colore arancione), il gruppo II è dei metalli alcalino-terrosi (colore giallo); il gruppo 0 è dei gas nobili (colore blu); il gruppo VIIa è degli alogeni (colore verde acqua); c'è poi il blocco degli elementi di transizione che comprende i gruppi b, da IIIb a IIb (colore violetto).
Le proprietà che variano all'interno di uno stesso gruppo dall'alto verso il basso sono il raggio atomico, l'energia di ionizzazione e l'elettronegatività. In particolare, i raggi atomici degli elementi aumentano man mano che si scende lungo il gruppo; l'energia di ionizzazione diminuisce scendendo dall'alto verso il basso, poichè gli strati elettronici sono più riempiti e gli elettroni di valenza sono quindi più distanti dal nucleo, con una maggiore facilità ad allontanare un elettrone meno strettamente legato. Similmente, l'elettronegatività tende a diminuire scendendo verso il basso del gruppo, dovuta alla maggiore distanza tra gli elettroni di valenza e il nucleo.

I periodi
Le righe orizzontali della tavola periodica costituiscono i periodi (7 in totale). Gli elementi di un periodo hanno il numero atomico che aumenta di una unità e quindi hanno lo stesso numero di orbitali atomici. Le proprietà degli elementi che variano lungo il periodo sono: il raggio atomico, l'energia di ionizzazione, l'elettronegatività, l'affinità elettronica. Scorrendo lungo il periodo da sinistra verso destra, il raggio atomico diminuisce, poichè aumenta il numero di protoni nel nucleo e aumentano le forze di attrazione. L'energia di ionizzazione, l'elettronegatività e l'affinità elettronica aumentano avanzando da sinistra verso destra lungo il periodo, ciò è dovuto al fatto che gli elettroni sono attratti con maggiore forza dalle forze nucleari e di conseguenza aumenta l'energia necessaria per strappare un elettrone (aumenta l'energia di ionizzazione) e l'energia liberata per acquisto di un elettrone (affinità elettronica).