NUMERI DI OSSIDAZIONE
Il numero di ossidazione degli elementi allo stato libero è ZERO
La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di una molecola neutra è ZERO
La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di uno ione è uguale alla carica dello ione
Alcune regole da ricordare:
● l’H ha sempre numero di ossidazione +1 tranne:
negli idruri dei metalli alcalini (es NaH)
negli idruri dei metalli alcalino-terrosi (es. CaH2)
● l’O ha sempre numero di ossidazione -2 tranne:
nei perossidi (es H2O2) → n° ox = -1
nei superossidi (es. KO2) → n° ox = -1/2
in F2O → n° ox = +2
● I metalli alcalini hanno sempre n° ox +1
● I metalli alcalino-terrosi hanno sempre n° ox +2
● F → -1 ● Al → +3 ● Zn → +2
Es. Determinare i numeri di ossidazione degli elementi nelle seguenti molecole: K2SO4 K = +1, O = -2, S = +6 Na3PO4 Na = +1, O = -2, P = +5 NO3- O = -2, N = +5 PO43- O = -2, P = +5 Na2O2 Na = +1, O = -1 eccezione! OF2 F = -1, O = +2 eccezione! K2Cr2O7 K = +1, O = -2, Cr = +6 [Fe(CN)6]4- CN = -1, Fe = +2 Ca3(PO4)2 Ca = +2, O = -2, P = +5 SO42- O = -2, S = +6 Sn(OH)2 O =-2, H =+1, Sn = +2 MnO42- O = -2, Mn = +6
EQUAZIONI CHIMICHE
aA + bB → cC + dD
A, B = REAGENTI
C, D = PRODOTTI
a,b,c,d = COEFFICIENTI STECHIOMETRICI
LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA
:
Il numero totale degli atomi di tutti gli elementi presenti nei prodotti deve essere uguale al numero totale degli atomi di tutti gli elementi presenti nei reagenti
BILANCIAMENTO Es. SO2 + H2O → H2SO3
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O
EQUAZIONI CHIMICHE SCRITTE IN FORMA IONICA (Solventi polari): Es. 2Na+ + CO
32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + CO2 + H2O
Na+ e Cl- si “semplificano”:
CO32- + 2H+ → CO2 + H2O
LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA CARICA:
La somma delle cariche dei prodotti deve essere uguale alla somma delle cariche dei reagenti
REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE:
Sostanza che si OSSIDA (CEDE elettroni e aumenta il suo n° ox)
RIDUCENTE
Sostanza che si RIDUCE (ACQUISTA elettroni e diminuisce il suo n° ox)
OSSIDANTE
Es. S + O2 → SO2
S 0 → +4 perde 4 elettroni RIDUCENTE O 0 → -2 acquista 2 elettroni OSSIDANTE
BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX
• Il numero di elettroni ceduto dal riducente deve essere uguale al numero di elettroni acquistati dall’ossidante
• Conservazione della massa
• Conservazione della carica
Metodo del numero di ossidazione
1. Assegnare i numeri di ossidazione agli atomi
2. Valutare le variazioni dei numeri di ossidazione della specie che si ossida e di quella che si riduce e moltiplicarle per il numero di atomi di questo elemento presenti nella molecola o nello ione
3. determinare i coefficienti stechiometrici delle specie che contengono ossidante e riducente in modo che le variazioni totali siano uguali
4. determinare gli altri coefficienti in base ai principi di conservazione della
massa e della carica
BaSO
4+ C → BaS + CO
+2 +6 -2 0 +2 -2 +2 -2S +6 → -2
-8
/2 =4
C 0 → +2
+2
/2=1
1
4
BaSO
4+
4
C → BaS +
4
CO
Es. 1
Zn + HCl → ZnCl
2+ H
2 0 +1 -1 +2 -1 0Zn 0 → +2
+2
H +1 → 0
-1
1
2
Es. 2
Zn +
2
HCl → ZnCl
2+ H
2C
4H
10+ O
2→ CO
2+ H
2O
-5/2 +1 0 +4 -2 +1C -5/2 → +4
+13/2
× 4=26 /2 = 13
O 0 → -2
-2
×2 = 4/2 = 2
2
13
Es. 3
-22
C
4H
10+
13
O
2→
8
CO
2+
10
H
2O
KMnO4+ FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
+1 +7 +2 +1 -2 +2
Mn +7 → +2
-5
Fe +2 → +3
+1
1
5
Es. 4 -2 -2 +6-2 +6 +6 +3 +4 -2 +1 +6 -2 +1 -2KMnO4+ 5FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + 5/2Fe2(SO4)3 + 1/2K2SO4 + H2O
Reazioni di Dismutazione o Disproporzionamento
Zn(NO
3)
2→ ZnO + NO
2+ O
2 +2 +5 +2 +4-2N +5 → +4
-1
×1=1
O -2 → 0
+2
×2=4
4
1
Es. 5
-2 -2 02
Zn(NO
3)
2→
2
ZnO +
4
NO
2+ O
2Cr
2O
7=+ H
2C
2O
4→ Cr
3++CO
2Ambiente Acido
+6 +3 +3Cr +6 → +3
-3
×2=6
C +3 → +4
+1
×2=2
1
3
Es. 6
-2 +1 -2 +4 -2Cr
2O
7=+
3
H
2C
2O
4+
8H
+→
2
Cr
3++
6
CO
2+
7H
2O
Zn + NO
3-→ [Zn(OH)
4]
2-+ NH
3Ambiente Basico
0 -2Zn 0 → +2
+2
N +5 → -3
-8
4
1
Es. 7
+5 -2 +2 +1 -3 +14
Zn + NO
3-+
7OH
-+ 6H
2O
→
4
[Zn(OH)
4]
2-+ NH
3Reazioni in cui lo stesso elemento si ossida e si riduce.
Metodo delle semireazioni
NaClO → NaCl + NaClO
3In NaCl +1 → -1
-2
In NaClO
3+1 → +5
+4
2
1
Es. 1
+1 -1 +5 Si riduce Si ossida3
NaClO →
2
NaCl + NaClO
3P
4→ PH
3+ H
2PO
2-In PH
30 → -3
-3
In H
2PO
2-0 →+1
+1
1
3
Es. 2
0 -3 +1P
4+
3OH
-+3H
2O
→ PH
3+
3
H
2PO
2-• Scindere la reazione redox in due semireazioni (una di ossidazione e una di riduzione)
• Bilanciare ciascuna reazione separatamente indicando esplicitamente il numero di elettroni acquistati o ceduti
• Sommare le due semireazioni dopo averle moltiplicate per opportuni coefficienti in modo da rendere uguali il numero di elettroni ceduti dal riducente e quello di elettroni acquistati dall’ossidante
Zn + NO
3-→ [Zn(OH)
4]
2-+ NH
3Ambiente basico
Es. 1
0 +2 Semireazione di ossidazione:Zn → [Zn(OH)
4]
2-+
2e-Semireazione di riduzione:
NO
3-+ 8e-
→ NH
3 +5 -3Bilanciamento delle due semireazioni:
Zn +
4OH
-→ [Zn(OH)
4]
2-+ 2e-
×4
NO
3-+ 8e-
+ 6H
2O
→ NH
3+
9OH
-4Zn +16OH
-→ 4[Zn(OH)
4]
2-+
8e-NO
3-+ 8e-
+ 6H
2O→ NH
3+ 9OH
-Si moltiplica la prima semireazione per 4:
7
4Zn +7OH
-+ 6H
2O + NO
3 -→ 4[Zn(OH)
4]
2-+ NH
3ClO
3-+ SO
2→ ClO
2+ HSO
4Ambiente acido
Es. 2
+5 +4 +4 +62H
++ ClO
3 -+ e- → ClO
2+ H
2O ×2
SO
2+ 2H
2O→ HSO
4-+ 2e- + 3H
+4H
++ 2ClO
3-
+ 2e- → 2ClO
2
+ 2H
2O
SO
2+ 2H
2O→ HSO
4-+ 2e- + 3H
+1
2ClO
3-+ SO
2+ H
+→ 2ClO
2+ HSO
4-Bi
3++ Zn → Zn
2++ Bi
Es. 3
+3 0 +2 0Bi
3++ 3e- → Bi ×2
Zn → Zn
2++ 2e- ×3
2Bi
3++ 6e- → 2Bi
3Zn → 3Zn
2++
MnO
4-+ C
7H
6O → Mn
2++ C
7H
6O
2Ambiente acido
Es. 4
+7 -4/7 +2 -2/7MnO
4-+ 5e- + 8H
+→ Mn
2++ 4H
2O
×2
C
7H
6O + H
2O→ C
7H
6O
2+ 2e- +2H
+×5 (2/7×7)
2MnO
4-+ 10e- + 16H
+→ 2Mn
2++ 8H
2O
5C
7H
6O + 5H
2O→ 5C
7H
6O
2+ 10e- +10H
+ 6 32MnO
4-+ 5C
7H
6O 6H
+→ 2Mn
2++ 5C
7H
6O
2+ 3H
2O
Cu + HNO
3→ Cu(NO)
3+ NO + H
2O
Es. 5
0 +5 +2 +5 +2Cu + 2HNO
3→ Cu(NO)
3+ 2e- + 2H
+×3
HNO
3+ 3H
++ 3e-→ NO + 2H
2
O ×2
3Cu + 6HNO
3→ 3Cu(NO)
3+ 6e- + 6H
+2HNO
3+ 6H
++ 6e-→ 2NO + 4H
2O
Mn
2++ BiO
3 -→ MnO
4 -+ Bi
3+Ambiente acido
Es. 6
+2 +5 +7 +3Mn
2++ 4H
2O→ MnO
4 -+ 5e- + 8H
+×2
BiO
3-+ 6H
++ 2e- → Bi
3++3H
2O ×5
2Mn
2++ 8H
2O→ 2MnO
4 -+ 10e- + 16H
+5BiO
3-+ 30H
++ 10e- → 5Bi
3++15H
2O
7 142Mn
2++ 5BiO
3 -+ 14H
+→ 2MnO
4 -+ 5Bi
3++ 7H
2O
ClO
2→ ClO
2-+ ClO
3-
Ambiente basico
Es. 7
+4 +3 +5
Dismutazione:
ClO
2+ e-→ ClO
2-ClO
2+ 2OH
-→ ClO
3
-
+ e- + H
2O
2ClO
2+ 2OH
-→ ClO
2 -