Equazioni chimiche

(1)

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

(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

(3)

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:

(4)

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

(5)

• 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 -2

S +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 0

Zn 0 → +2

+2

H +1 → 0

-1

1

2 Es. 2

Zn +

2 HCl → ZnCl

₂

+ H

₂

(6)

C

₄

H

₁₀

+ O

₂

→ CO

₂

+ H

₂

O

-5/2 +1 0 +4 -2 +1

C -5/2 → +4

+13/2

× 4=26 /2 = 13

O 0 → -2

-2

×2 = 4/2 = 2

2

13 Es. 3

-2

2 C

₄

H

₁₀

+

13 O

₂

→

8 CO

₂

+

10 H

₂

O

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 -2

KMnO₄+ 5FeSO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + 5/2Fe₂(SO₄)₃ + 1/2K₂SO₄ + H₂O

(7)

Reazioni di Dismutazione o Disproporzionamento

Zn(NO

₃

)

₂

→ ZnO + NO

₂

+ O

₂ +2 +5 +2 +4-2

N +5 → +4

-1

×1=1

O -2 → 0

+2

×2=4

4

1 Es. 5

-2 -2 0

2 Zn(NO

₃

)

₂

→

2 ZnO +

4 NO

₂

+ O

₂

Cr

₂

O

₇=

_{+ H}

2

C

2

O

4

→ Cr

3+

_+CO

2

Ambiente Acido

+6 +3 +3

Cr +6 → +3

-3

×2=6

C +3 → +4

+1

×2=2

1

3 Es. 6

-2 +1 -2 +4 -2

Cr

₂

O

₇=

₊

₃

_H

2

C

2

O

4

+

8H

+

_→

₂

_Cr

3+

₊

₆

_CO

2

+

7H

2

O

Zn + NO

₃-

_{→ [Zn(OH)}

4

]

2-

_{+ NH}

3

Ambiente Basico

0 -2

Zn 0 → +2

+2

N +5 → -3

-8

4

1 Es. 7

+5 -2 +2 +1 -3 +1

4 Zn + NO

₃-

₊

_7OH

-

_{+ 6H}

2

O

→

4 [Zn(OH)

4

]

2-

_{+ NH}

3

(8)

Reazioni in cui lo stesso elemento si ossida e si riduce.

Metodo delle semireazioni

NaClO → NaCl + NaClO

₃

In NaCl +1 → -1

-2

In NaClO

₃

+1 → +5

+4

2 ₁

Es. 1

+1 -1 +5 Si riduce Si ossida

3 NaClO →

2 NaCl + NaClO

₃

P

₄

→ PH

₃

+ H

₂

PO

₂

-In PH

₃

0 → -3

-3

In H

₂

PO

₂-

_{0 →+1}

₊₁

1

3 Es. 2

0 -3 +1

P

₄

+

3OH

-

_+3H

2

O

→ PH

3

+

3 H

2

PO

2

(9)

-• 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}

3

Ambiente basico

Es. 1

0 +2 Semireazione di ossidazione:

Zn → [Zn(OH)

₄

]

2-

₊

2e-Semireazione di riduzione:

NO

₃-

_{+ 8e-}

_{→ NH}

3 +5 -3

Bilanciamento delle due semireazioni:

Zn +

4OH

-

_{→ [Zn(OH)}

4

]

2-

_{+ 2e-}

_×4

NO

₃-

_{+ 8e-}

_{+ 6H}

2

O

→ NH

3

+

9OH

-4Zn +16OH

-

_{→ 4[Zn(OH)}

4

]

2-

₊

8e-NO

₃-

_{+ 8e-}

_{+ 6H}

2

O→ NH

3

+ 9OH

-Si moltiplica la prima semireazione per 4:

7

4Zn +7OH

-

_{+ 6H}

2

O + NO

3 -

_{→ 4[Zn(OH)}

4

]

2-

_{+ NH}

3

(10)

ClO

₃-

_{+ SO}

2

→ ClO

2

+ HSO

4

Ambiente acido

Es. 2

+5 +4 +4 +6

2H

+

_{+ ClO}

3 -

_{+ e- → ClO}

2

+ H

2

O ×2

SO

₂

+ 2H

₂

O→ HSO

₄-

_{+ 2e- + 3H}

+

4H

+

_{+ 2ClO}

3

-

_{+ 2e- → 2ClO}

2

+ 2H

2

O

SO

₂

+ 2H

₂

O→ 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 0

Bi

3+

_{+ 3e- → Bi ×2}

Zn → Zn

2+

_{+ 2e- ×3}

2Bi

3+

_{+ 6e- → 2Bi}

3Zn → 3Zn

2+

₊

(11)

MnO

₄-

_{+ C}

7

H

6

O → Mn

2+

_{+ C}

7

H

6

O

2

Ambiente acido

Es. 4

+7 -4/7 +2 -2/7

MnO

₄-

_{+ 5e- + 8H}

+

_{→ Mn}

2+

_{+ 4H}

2

O

×2

C

₇

H

₆

O + H

₂

O→ C

₇

H

₆

O

₂

+ 2e- +2H

+

×5 (2/7×7)

2MnO

₄-

_{+ 10e- + 16H}

+

_{→ 2Mn}

2+

_{+ 8H}

2

O

5C

₇

H

₆

O + 5H

₂

O→ 5C

₇

H

₆

O

₂

+ 10e- +10H

+ 6 3

2MnO

₄-

_{+ 5C}

7

H

6

O 6H

+

_{→ 2Mn}

2+

_{+ 5C}

7

H

6

O

2

+ 3H

2

O

Cu + HNO

₃

→ Cu(NO)

₃

+ NO + H

₂

O

Es. 5

0 +5 +2 +5 +2

Cu + 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}

2

O

(12)

Mn

2+

_{+ BiO}

3 -

_{→ MnO}

4 -

_{+ Bi}

3+

_{Ambiente acido}

Es. 6

+2 +5 +7 +3

Mn

2+

_{+ 4H}

2

O→ MnO

4 -

_{+ 5e- + 8H}

+

_×2

BiO

₃-

_{+ 6H}

+

_{+ 2e- → Bi}

3+

_+3H

2

O ×5

2Mn

2+

_{+ 8H}

2

O→ 2MnO

4 -

_{+ 10e- + 16H}

+

5BiO

₃-

_{+ 30H}

+

_{+ 10e- → 5Bi}

3+

_+15H

2

O

7 14

2Mn

2+

_{+ 5BiO}

3 -

_{+ 14H}

+

_{→ 2MnO}

4 -

_{+ 5Bi}

3+

_{+ 7H}

2

O

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}

2

O

2ClO

₂

+ 2OH

-

_{→ ClO}

2 -

_{+ ClO}

3 -

_{+ H}

2

O

Cr

₂

O

₇2-

_{+ I}

-

_{→ Cr}

3+

_{+ I}

2

+ H

2

O Ambiente acido

Es. 8

+6 -1 +3 0

Cr

₂

O

₇2-

_{+ 6e- + 14H+→2Cr}

3+

_{+ 7H}

2

O

2I

-

_{→ I}

2

+ 2e- ×3

Cr

₂

O

₇2-

_{+ 6e- + 14H+→2Cr}

3+

_{+ 7H}

2

O

6I

-

_{→ 3I}

2

+

6e-Cr

₂

O

₇2-

_{+ 6I}

-

_{+ 14H}

+

_{→ 2Cr}

3+

_{+ 3I}

2

+ 7H

2

O