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Nello studio della termodinamica, della fisica dello stato solido o della meccanica quantistica, ci troviamo costantemente a confrontarci con materiali e sostanze che interagiscono tra loro secondo leggi fisiche ben definite. La capacità di interpretare correttamente i nomi dei composti ci permette di dedurre immediatamente informazioni cruciali sulla loro struttura elettronica, sulla distribuzione di carica e, di conseguenza, sulle loro proprietà fisiche e chimiche. Storicamente, il linguaggio della chimica si è evoluto parallelamente alla nostra comprensione della struttura atomica. I primi sistemi di nomenclatura erano spesso arbitrari, basati su proprietà organolettiche o sulla provenienza del materiale, senza una reale connessione con la composizione chimica. Con l'avanzamento delle conoscenze scientifiche, è emersa la necessità di un sistema più razionale, che riflettesse la natura e la composizione delle sostanze.
In questo contesto, sono emerse tre principali convenzioni di nomenclatura che ancora oggi utilizziamo:
Nei successivi capitoli approfondiremo come usare queste nomenclature a seconda del composto che si vuole trattare.
Prima di addentrarci nella nomenclatura, stabiliamo alcuni concetti fondamentali:
Una formula chimica rappresenta in modo univoco una sostanza utilizzando simboli atomici e indici numerici che indicano le quantità relative di atomi presenti nella molecola o nel composto. Le formule chimiche sono molto più di semplici abbreviazioni: sono rappresentazioni condensate che contengono informazioni sulla composizione, sulla struttura e, indirettamente, sulle proprietà fisiche e chimiche della sostanza. Quando si tratta di composti in generale, la formula chimica si dice formula empirica (o minima) e rappresenta il rapporto più semplice in numeri interi degli atomi in un composto. Ad esempio, la formula empirica dell'acqua ossigenata (H$_2$O$_2$) è HO, indicando che idrogeno e ossigeno sono presenti in rapporto 1:1. Quando invece si parla specificamente di molecole, la formula chimica invece viene detta formula molecolare e indica l'effettivo numero di atomi di ciascun elemento in una molecola. Continuando con l'esempio precedente, la formula molecolare dell'acqua ossigenata è H$_2$O$_2$, specificando che una molecola contiene esattamente due atomi di idrogeno e due di ossigeno. In quest'ambito risulta molto importante anche la formula di struttura che mostra come gli atomi sono collegati all'interno della molecola, fornendo informazioni sulla geometria molecolare e sulla distribuzione elettronica. Per l'acqua ossigenata, la formula di struttura H--O--O--H indica la presenza di un legame ossigeno-ossigeno centrale, con un atomo di idrogeno legato a ciascun ossigeno.
Dal punto di vista fisico, queste formule contengono informazioni fondamentali. La formula molecolare, ad esempio, ci permette di calcolare la massa molecolare, parametro essenziale nelle equazioni di stato dei gas e nei calcoli termodinamici. La formula di struttura, d'altra parte, fornisce indicazioni sulla distribuzione di carica elettrica all'interno della molecola, informazione cruciale per prevedere le interazioni intermolecolari e le proprietà macroscopiche come la solubilità, la tensione superficiale e il punto di ebollizione.
Un concetto fondamentale che collega la fisica e la chimica è quello di ione. Uno ione è una particella carica formata quando un atomo o un gruppo di atomi acquista o perde elettroni, alterando così il bilancio tra cariche positive (protoni nel nucleo) e negative (elettroni nella nuvola elettronica). A questo proposito di definisce:
I composti ionici, come il cloruro di sodio (NaCl), si formano grazie all'attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta. Questa attrazione è descritta dalla legge di Coulomb, un principio fondamentale dell'elettrostatica:
\begin{equation*}
F = k \frac{q_1 q_2}{r^2}
\end{equation*}
dove $F$ è la forza elettrostatica, $k$ è la costante di Coulomb, $q_1$ e $q_2$ sono le cariche degli ioni e $r$ è la distanza tra di essi.
I composti ionici sono chiamati elettroliti perché, quando disciolti in acqua, conducono l'elettricità grazie alla mobilità degli ioni. Questa proprietà ha importanti applicazioni in elettrochimica, nella teoria delle soluzioni e nello studio delle membrane cellulari. Gli elettroliti si distinguono in:
Nelle formule chimiche dei composti ionici, il catione è sempre scritto per primo, seguito dall'anione. Per ioni poliatomici che appaiono più volte nella formula, si utilizzano le parentesi seguite da un pedice che indica il numero di unità: ad esempio, Ca(OH)$_2$ indica la presenza di un catione Ca$^{2+}$ e due anioni OH$^-$. Questa convenzione non è arbitraria, ma riflette l'ordine storico di scoperta e la tendenza a mettere in evidenza prima l'elemento elettropositivo (che cede elettroni) e poi quello elettronegativo (che acquista elettroni), in accordo con la direzione del trasferimento elettronico durante la formazione del composto.
La nomenclatura chimica, come ogni linguaggio scientifico, si è evoluta nel tempo per rispondere a esigenze di chiarezza, precisione e coerenza. I tre principali sistemi di nomenclatura attualmente in uso—IUPAC, Tradizionale e Stock—rappresentano diversi approcci alla denominazione dei composti, ciascuno con i suoi punti di forza e le sue limitazioni.
Il sistema IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) è stato sviluppato per fornire un linguaggio chimico universale, coerente e non ambiguo. Fondato nel 1919, l'IUPAC ha lavorato costantemente per standardizzare non solo la nomenclatura chimica, ma anche simboli, terminologia, metodi di misura e dati atomici e molecolari. La nomenclatura IUPAC si basa su regole sistematiche che permettono di denominare qualsiasi composto in base alla sua composizione e struttura. Un principio fondamentale è l'uso di prefissi numerici per indicare il numero di atomi di ciascun elemento presente nel composto:
\[
\begin{array}{|l|l|}
\hline
\textbf{Prefisso} & \textbf{Numero di atomi} \\
\hline
\text{mono-} & 1 \\
\text{di-} & 2 \\
\text{tri-} & 3 \\
\text{tetra-} & 4 \\
\text{penta-} & 5 \\
\text{esa-} & 6 \\
\text{epta-} & 7 \\
\text{otta-} & 8 \\
\hline
\end{array}
\]
Questi prefissi derivano dal greco antico e riflettono la tradizione classica nella terminologia scientifica. La loro applicazione sistematica permette di indicare precisamente la composizione atomica di un composto, eliminando ambiguità.
La nomenclatura tradizionale, sviluppatasi nel corso dei secoli attraverso la pratica chimica, utilizza suffissi specifici per indicare i diversi stati di ossidazione degli elementi nei composti. Questo sistema, sebbene meno sistematico della nomenclatura IUPAC, è ancora ampiamente utilizzato, soprattutto in contesti didattici e per composti comuni. I principali suffissi utilizzati sono:
Per elementi che possono assumere più di due stati di ossidazione, il sistema si estende utilizzando i prefissi "ipo-" (meno) e "per-" (più):
La nomenclatura di Stock, proposta dal chimico tedesco Alfred Stock nel 1919, rappresenta un compromesso tra la semplicità della nomenclatura tradizionale e la precisione della nomenclatura IUPAC. Questo sistema utilizza numeri romani tra parentesi per indicare esplicitamente lo stato di ossidazione dell'elemento centrale in un composto. Ad esempio, invece di utilizzare i termini "ferroso" e "ferrico" per distinguere tra i composti del ferro con stati di ossidazione +2 e +3, la nomenclatura di Stock utilizza le denominazioni "ferro(II)" e "ferro(III)". Questo approccio offre diversi vantaggi:
La nomenclatura di Stock è particolarmente utile per i metalli di transizione, che possono assumere numerosi stati di ossidazione. In questi casi, l'uso di numeri romani chiarisce immediatamente la natura del composto senza necessità di memorizzare molteplici suffissi.
La comprensione degli acidi e delle basi è fondamentale non solo per la chimica, ma anche per numerose discipline scientifiche, dalla biochimica alla scienza dei materiali. Nel corso degli anni, sono state sviluppate diverse definizioni di acidità e basicità, ciascuna delle quali cattura aspetti diversi di questi importanti concetti.
La definizione di Arrhenius, proposta dal chimico svedese Svante Arrhenius nel 1884, è storicamente la prima teoria moderna di acidi e basi e rimane utile per comprendere le reazioni in soluzione acquosa:
Secondo questa definizione, la neutralizzazione è il processo in cui gli ioni H$^+$ da un acido si combinano con gli ioni OH$^-$ da una base per formare acqua:
\begin{equation}
\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}
\end{equation}
Sebbene più limitata rispetto alla definizione di Brønsted-Lowry (poiché si applica solo a soluzioni acquose e non considera basi che non contengono il gruppo OH), la teoria di Arrhenius è ancora ampiamente utilizzata nell'insegnamento introduttivo della chimica e rimane utile per comprendere molte reazioni comuni.
Secondo la definizione proposta indipendentemente da Johannes Brønsted e Thomas Lowry nel 1923, gli acidi e le basi sono definiti in termini di trasferimento di protoni (ioni H$^+$):
Questa definizione introdusse il concetto fondamentale di coppie acido-base coniugate, cioè coppie di specie chimiche che differiscono per la presenza di un protone. In una reazione acido-base, un acido cede un protone diventando la sua base coniugata, mentre una base accetta un protone diventando il suo acido coniugato. Esempio classico:
\begin{equation}
\underbrace{\text{HCl}}_{\text{acido}} + \underbrace{\text{H}_2\text{O}}_{\text{base}} \rightleftharpoons \underbrace{\text{H}_3\text{O}^+}_{\text{acido coniugato}} + \underbrace{\text{Cl}^-}_{\text{base coniugata}}
\end{equation}
In questa reazione, HCl agisce come acido donando un protone all'acqua, che agisce come base. Il risultato è la formazione dell'acido coniugato dell'acqua (ione idronio, H$_3$O$^+$) e della base coniugata di HCl (ione cloruro, Cl$^-$).
I composti binari, come dice il nome, sono costituiti da due elementi chimici. La loro nomenclatura segue regole specifiche che variano a seconda della natura degli elementi coinvolti e del tipo di legame che li unisce.
I sali binari sono composti ionici formati da un metallo (che agisce come catione) e un non-metallo (che agisce come anione). La loro formazione è guidata dalla tendenza del metallo a cedere elettroni e del non-metallo ad acquisirli, creando così un legame di natura prevalentemente ionica. Nella nomenclatura di questi composti, il nome dell'anione deriva dal nome del non-metallo con la terminazione modificata in "-uro", seguito dal nome del metallo. In italiano, a differenza dell'inglese, l'ordine è invertito: "X-uro di Y", dove X è il non-metallo e Y è il metallo.
\begin{array}{|c|c|c|c|}
\hline
\textbf{Formula} & \textbf{IUPAC} & \textbf{Tradizionale} & \textbf{Stock} \\
\hline
\text{NaCl} & \text{Cloruro di sodio} & \text{Cloruro di sodio} & \text{Cloruro di sodio} \\
\hline
\text{FeCl}_2 & \text{Dicloruro di ferro} & \text{Cloruro ferroso} & \text{Cloruro di ferro(II)} \\
\hline
\text{FeCl}_3 & \text{Tricloruro di ferro} & \text{Cloruro ferrico} & \text{Cloruro di ferro(III)} \\
\hline
\text{CuBr} & \text{Bromuro di rame} & \text{Bromuro rameoso} & \text{Bromuro di rame(I)} \\
\hline
\text{CuBr}_2 & \text{Dibromuro di rame} & \text{Bromuro rameico} & \text{Bromuro di rame(II)} \\
\hline
\end{array}
Gli idracidi sono composti binari formati da idrogeno e un non-metallo, in particolare alogeni o zolfo, che in soluzione acquosa mostrano proprietà acide. Dal punto di vista strutturale, si tratta di molecole covalenti, ma quando vengono dissolti in acqua, si ionizzano liberando protoni (H$^+$), comportandosi quindi come acidi secondo la definizione di Arrhenius.
\begin{array}{|c|c|c|}
\hline
\textbf{Formula} & \textbf{IUPAC} & \textbf{Tradizionale} \\
\hline
\text{HCl} & \text{Cloruro di idrogeno} & \text{Acido cloridrico} \\
\hline
\text{H}_2\text{S} & \text{Solfuro di diidrogeno} & \text{Acido solfidrico} \\
\hline
\text{HCN} & \text{Cianuro di idrogeno} & \text{Acido cianidrico} \\
\hline
\text{HBr} & \text{Bromuro di idrogeno} & \text{Acido bromidrico} \\
\hline
\text{HI} & \text{Ioduro di idrogeno} & \text{Acido iodidrico} \\
\hline
\end{array}
È importante notare una distinzione fondamentale tra la nomenclatura IUPAC e quella tradizionale per questi composti. Nella nomenclatura IUPAC, il nome si riferisce al composto puro (ad esempio, "cloruro di idrogeno" per HCl gassoso), mentre nella nomenclatura tradizionale, il nome si riferisce alla soluzione acquosa del composto (ad esempio, "acido cloridrico" per HCl in acqua), evidenziando così le sue proprietà acide.
Gli idruri sono composti binari in cui l'idrogeno si combina con un metallo. A differenza degli idracidi, dove l'idrogeno assume un comportamento acido (numero di ossidazione +1), negli idruri l'idrogeno ha un comportamento basico (numero di ossidazione -1).
\begin{array}{|c|c|c|}
\hline
\textbf{Formula} & \textbf{IUPAC} & \textbf{Tradizionale} \\
\hline
\text{NaH} & \text{Idruro di sodio} & \text{Idruro di sodio} \\
\hline
\text{CaH}_2 & \text{Diidruro di calcio} & \text{Idruro di calcio} \\
\hline
\text{LiH} & \text{Idruro di litio} & \text{Idruro di litio} \\
\hline
\text{AlH}_3 & \text{Triidruro di alluminio} & \text{Idruro di alluminio} \\
\hline
\end{array}
Gli ossidi sono composti binari in cui l'ossigeno si combina con un altro elemento. L'ossigeno, essendo uno degli elementi più elettronegativi, forma composti con quasi tutti gli elementi della tavola periodica, con proprietà che variano drasticamente a seconda della natura dell'elemento partner.
Gli ossidi basici sono composti ionici formati dall'ossigeno (con stato di ossidazione -2) e un metallo. Il loro nome deriva dalla tendenza a reagire con l'acqua per formare basi (idrossidi) o a reagire direttamente con acidi per formare sali.
\begin{array}{|c|c|c|c|}
\hline
\textbf{Formula} & \textbf{IUPAC} & \textbf{Tradizionale} & \textbf{Stock} \\
\hline
\text{Na}_2\text{O} & \text{Ossido di sodio} & \text{Ossido di sodio} & \text{Ossido di sodio} \\
\hline
\text{FeO} & \text{Ossido di ferro} & \text{Ossido ferroso} & \text{Ossido di ferro(II)} \\
\hline
\text{Fe}_2\text{O}_3 & \text{Triossido di diferro} & \text{Ossido ferrico} & \text{Ossido di ferro(III)} \\
\hline
\text{CuO} & \text{Ossido di rame} & \text{Ossido rameico} & \text{Ossido di rame(II)} \\
\hline
\text{Cu}_2\text{O} & \text{Ossido di dirame} & \text{Ossido rameoso} & \text{Ossido di rame(I)} \\
\hline
\end{array}
La basicità degli ossidi metallici tende ad aumentare scendendo lungo un gruppo nella tavola periodica e diminuisce da sinistra a destra lungo un periodo, riflettendo il carattere metallico crescente con il raggio atomico e decrescente con l'elettronegatività.
Gli ossidi acidi, noti anche come anidridi, sono composti molecolari formati dall'ossigeno e un non-metallo. Il loro nome tradizionale deriva dalla capacità di reagire con acqua per formare acidi ossigenati:
\begin{array}{|c|c|c|}
\hline
\textbf{Formula} & \textbf{IUPAC} & \textbf{Tradizionale} \\
\hline
\text{CO}_2 & \text{Diossido di carbonio} & \text{Anidride carbonica} \\
\hline
\text{SO}_3 & \text{Triossido di zolfo} & \text{Anidride solforica} \\
\hline
\text{N}_2\text{O}_5 & \text{Pentossido di diazoto} & \text{Anidride nitrica} \\
\hline
\text{P}_4\text{O}_{10} & \text{Decaossido di tetrafosforo} & \text{Anidride fosforica} \\
\hline
\end{array}
La natura acida di questi ossidi è correlata alla elettronegatività del non-metallo: più elevata è l'elettronegatività, più forte sarà l'acido risultante. Inoltre, per uno stesso elemento, la forza acida aumenta con il suo stato di ossidazione, a causa dell'effetto induttivo dell'ossigeno che rende il non-metallo più elettrofilo.
I perossidi sono una classe speciale di composti binari contenenti ossigeno in cui due atomi di ossigeno sono direttamente legati tra loro, formando il gruppo perossido (O$_2^{2-}$). In questi composti, l'ossigeno ha un numero di ossidazione di -1, anziché il solito -2.
\begin{array}{|c|c|c|}
\hline
\textbf{Formula} & \textbf{IUPAC} & \textbf{Tradizionale} \\
\hline
\text{H}_2\text{O}_2 & \text{Perossido di idrogeno} & \text{Perossido di idrogeno (acqua ossigenata)} \\
\hline
\text{Na}_2\text{O}_2 & \text{Perossido di sodio} & \text{Perossido di sodio} \\
\hline
\text{BaO}_2 & \text{Perossido di bario} & \text{Perossido di bario} \\
\hline
\end{array}
I perossidi hanno proprietà chimiche distintive, principalmente dovute all'instabilità del legame O-O, che può essere facilmente scisso, liberando ossigeno molecolare o reagendo come forte agente ossidante. Il perossido di idrogeno (H$_2$O$_2$), noto comunemente come acqua ossigenata, è il perossido più familiare e ampiamente utilizzato, con applicazioni che vanno dalla medicina (come antisettico) all'industria (come sbiancante e ossidante).
I composti ternari, formati da tre elementi diversi, rappresentano una classe più complessa rispetto ai composti binari. La loro nomenclatura deve tener conto non solo della natura degli elementi costituenti, ma anche della loro disposizione strutturale e delle loro proprietà chimiche.
Gli idrossidi sono composti ternari contenenti un metallo, ossigeno e idrogeno nella forma del gruppo funzionale idrossido (OH$^-$). Sono considerati basi secondo la definizione di Arrhenius, poiché in soluzione acquosa liberano ioni OH$^-$.
\begin{array}{|c|c|c|c|}
\hline
\textbf{Formula} & \textbf{IUPAC} & \textbf{Tradizionale} & \textbf{Stock} \\
\hline
\text{NaOH} & \text{Idrossido di sodio} & \text{Idrossido di sodio} & \text{Idrossido di sodio} \\
\hline
\text{Fe(OH)}_2 & \text{Diidrossido di ferro} & \text{Idrossido ferroso} & \text{Idrossido di ferro(II)} \\
\hline
\text{Fe(OH)}_3 & \text{Triidrossido di ferro} & \text{Idrossido ferrico} & \text{Idrossido di ferro(III)} \\
\hline
\text{Al(OH)}_3 & \text{Triidrossido di alluminio} & \text{Idrossido di alluminio} & \text{Idrossido di alluminio} \\
\hline
\end{array}
La forza basica degli idrossidi metallici varia considerevolmente: gli idrossidi dei metalli alcalini e alcalino-terrosi sono basi forti che si dissociano completamente in soluzione acquosa, mentre gli idrossidi dei metalli di transizione e dei metalli pesanti sono generalmente basi deboli o composti insolubili.
Schema: "Idrossido di Y" dove Y è il metallo.
Gli ossiacidi sono composti ternari contenenti idrogeno, un non-metallo e ossigeno. A differenza degli idracidi, negli ossiacidi l'idrogeno non è direttamente legato al non-metallo, ma all'ossigeno, formando gruppi -OH che possono dissociarsi in soluzione acquosa liberando protoni.
\begin{array}{|c|c|c|c|}
\hline
\textbf{Formula} & \textbf{Tradizionale} & \textbf{Anione} & \textbf{Ossidazione} \\
\hline
\text{H}_2\text{CO}_3 & \text{Acido carbonico} & \text{Carbonato (CO}_3^{2-}\text{)} & \text{C: +4} \\
\hline
\text{H}_2\text{SO}_4 & \text{Acido solforico} & \text{Solfato (SO}_4^{2-}\text{)} & \text{S: +6} \\
\hline
\text{H}_2\text{SO}_3 & \text{Acido solforoso} & \text{Solfito (SO}_3^{2-}\text{)} & \text{S: +4} \\
\hline
\text{HNO}_3 & \text{Acido nitrico} & \text{Nitrato (NO}_3^-\text{)} & \text{N: +5} \\
\hline
\text{HNO}_2 & \text{Acido nitroso} & \text{Nitrito (NO}_2^-\text{)} & \text{N: +3} \\
\hline
\text{H}_3\text{PO}_4 & \text{Acido fosforico} & \text{Fosfato (PO}_4^{3-}\text{)} & \text{P: +5} \\
\hline
\end{array}
Nella nomenclatura tradizionale, gli ossiacidi seguono un pattern regolare basato sullo stato di ossidazione del non-metallo:
Per i non-metalli che possono assumere più di due stati di ossidazione, il sistema si estende con i prefissi "ipo-" e "per-":
Gli anioni derivati dagli ossiacidi (ottenuti per perdita di protoni) seguono una nomenclatura parallela, con suffissi modificati:
Mentre al posto di "acido" si mette $ione$ o $anione$. Ad esempio, l'acido solforico (H$_2$SO$_4$) forma l'anione solfato (SO$_4^{2-}$), mentre l'acido solforoso (H$_2$SO$_3$) forma l'anione solfito (SO$_3^{2-}$).
Questa nomenclatura, sebbene possa sembrare arbitraria, riflette una profonda comprensione della relazione tra la struttura elettronica del non-metallo e le proprietà acide del composto. In generale, più alto è lo stato di ossidazione del non-metallo, più forte è l'acido corrispondente. Questo perché un non-metallo in uno stato di ossidazione elevato attira più fortemente gli elettroni, polarizzando i legami O-H e facilitando la cessione del protone.
Schema: Nella nomenclatura tradizionale, gli acidi con maggior contenuto di ossigeno usano il suffisso "-ico", mentre quelli con meno ossigeno usano il suffisso "-oso". I loro anioni corrispondenti usano rispettivamente i suffissi "-ato" e "-ito".
La nomenclatura chimica fornisce un linguaggio sistematico che collega i quadri concettuali della chimica e della fisica. Per gli studenti di fisica, comprendere queste convenzioni di denominazione facilita il lavoro interdisciplinare e offre una visione di come i sistemi chimici sono organizzati e classificati. I sistemi tradizionale, IUPAC e Stock hanno ciascuno i propri meriti, e la familiarità con tutti e tre consente una comunicazione scientifica più chiara.
I collegamenti tra nomenclatura e principi fisici fondamentali—dall'elettrostatica alla meccanica statistica—evidenziano come le regole apparentemente arbitrarie della denominazione riflettano in realtà modelli più profondi nella natura. Procedendo nei vostri studi sui sistemi fisici, questa base chimica fornirà un prezioso contesto per comprendere la materia a tutte le scale.
