Legge di conservazione della materia

(1)

1

Legge di conservazione della materia

• Le reazioni chimiche non producono distruzione o creazione di atomi. Perciò tutti gli atomi presenti nei reagenti devono essere presenti, nella stessa quantità, anche nei prodotti.

• Si può trovare il numero totale di atomi presenti per ciascun tipo, moltiplicando il coefficiente della formula in cui l’atomo si trova per il valore sottoscritto di quell’atomo nella stessa formula:

2AlBr₃ = 2 atomi di Al e (3 × 2) = 6 atomi di Br

• Si consideri la reazione:

2Al(s) + 3Br₂(g) à 2AlBr₃(s)

Ci sono 2 atomi di Al e 6 atomi di Br nei reagenti e 2 atomi di Al e 6 atomi di Br nei prodotti.

(2)

2

Bilanciare un’equazione chimica

• Un’equazione chimica bilanciata ha lo stesso numero e tipo di atomi nei reagenti e nei prodotti.

• Bilanciare un’equazione: aggiustare il numero di atomi nei vari elementi introducendo coefficienti davanti alle varie formule

• I pedici nelle varie formule devono essere lasciati invariati perché essi indicano la composizione elementare dei prodotti e dei

reagenti

• Si inizia con il bilanciare gli atomi che sono presenti in un solo

reagente e/o in un solo prodotto, quindi si bilanciano gli altri

atomi.

(3)

Reazioni redox

Le reazioni redox procedono con trasferimento elettronico dalla specie che si ossida (aumenta lo stato di ossidazione) verso la specie che si riduce (riduce lo stato di ossidazione).

Ossidante: specie avida di elettroni;

è la specie che si riduce ad opera degli elettroni acquisiti dal riducente.

Riducente: specie prodiga di elettroni; è la specie che si ossida donando elettroni all’ossidante.

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) D Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Zn_(s) ® Zn²⁺_(aq) + 2 e^- Cu²⁺_(aq)+ 2 e^- ® Cu_(s)

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) D Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Semireazione di ossidazione Semireazione di riduzione

Reazione globale

riducente ossidante

(4)

Metodo di bilanciamento ionico-elettronico

1. Individuare la specie che si ossida e quella che si riduce.

2. Se la reazione avviene in soluzione acquosa è buona norma scriverla in forma ionica.

3. Scrivere la semireazione di riduzione e di ossidazione.

4. Bilanciare le due semireazioni facendo attenzione a conservare il numero totale di atomi delle varie specie e la carica elettrica.

5. Si combinano le due semireazioni, tenendo presente che il numero di elettroni acquistati dall’ossidante deve essere pari al numero di elettroni ceduti dal riducente.

Esempio: Mg + Au³⁺ ® Mg²⁺ + Au Mg_(s) ® Mg²⁺_(aq) + 2 e^-

Au³⁺_(aq)+ 3 e^- ® Au_(s) 3

2

3 Mg_(s) + 2 Au³⁺_(aq) D 3 Mg²⁺_(aq) + 2 Au_(s)

Semireazione di ossidazione

Semireazione di riduzione

Reazione globale

riducente ossidante

3 2 3 2

In tale equazione bilanciata è rispettata la conservazione della carica elettrica e della materia.

(5)

Metodo diretto della variazione del numero di ossidazione

Le principali regole sono:

1) Scrivere l’equazione di reazione in forma ionica con le formule di tutti i reagenti e i prodotti.

2) Individuare tra i reagenti e i prodotti la specie che si ossida e quella che si riduce e valutare la variazione dei numeri di ossidazione.

3) Unire con una freccia gli atomi dell'elemento che si ossida e con un'altra gli atomi dell'elemento che si riduce, individuando in tal modo le semireazioni di ossidazione e di riduzione.

4) In corrispondenza di ciascuna freccia scrivere il numero di elettroni persi ed acquistati, calcolato come prodotto tra la variazione (in aumento o in diminuzione) del numero di ossidazione ed il numero di atomi dell'elemento che reagisce.

5) Scrivere i coefficienti stechiometrici per bilanciare il guadagno e la perdita di elettroni.

6) Eseguire il bilanciamento delle masse.

(6)

Bilanciare la seguente reazione redox con il metodo diretto:

N

₂

+ H

₂

O g NH

₃

+ O

₂

• L’azoto diminuisce il suo n.o. (riduzione) passando da 0 a -3 con una variazione di 3 elettroni che, moltiplicati per i 2 atomi di azoto presenti in N₂, cioè per l’indice dell’elemento che si riduce, danno 6 elettroni acquistati.

• L’ossigeno aumenta il suo n.o. (ossidazione) passando da -2 a 0, con una variazione di 2 elettroni che, moltiplicati per i 2 atomi di ossigeno presenti in O₂, danno 4 elettroni ceduti.

(7)

I due atomi di N che si riducono, acquistando ciascuno 3 elettroni, catturano complessivamente 6 elettroni, mentre gli atomi di O presenti nelle due molecole di acqua, che si ossidano a O

₂

, perdono complessivamente 4 elettroni. Poiché il numero di elettroni acquistati dalla specie che si riduce deve essere uguale al numero di elettroni ceduti dalla specie che si ossida, si moltiplica l’azoto per 2 e l’ossigeno per 3, in modo da avere complessivamente 12 elettroni scambiati.

Reazione bilanciata: 2N

₂

+ 6H

₂

O g 4NH

₃

+ 3O

₂

(8)

METODO DELLE SEMIREAZIONI

Metodo delle semireazioni in ambiente acido

Tale sistema consiste nello scrivere separatamente la reazione di ox e di red. Dopo il bilanciamento esse vengono sommate membro a membro per riprodurre l’equazione generale.

1) Individuare tra i reagenti la specie che si ossida e la specie che si riduce, determinando i prodotti di ossidazione e di riduzione;

2) scrivere le semireazioni dell’ossidante e del riducente (con il relativo bilanciamento delle specie) e determinare la cessione o l’acquisto di elettroni;

3) eseguire il bilanciamento delle masse nelle semireazioni (se necessario);

4) bilanciare eventualmente l’ossigeno aggiungendo molecole di acqua e l’idrogeno aggiungendo ioni H⁺;

5) eseguire il bilanciamento delle cariche introducendo, opportunamente, cariche negative sotto forma di elettroni;

6) moltiplicare la semireazione di riduzione per il numero di elettroni ceduti dalla specie riducente e la semireazione di ossidazione per il numero di elettroni acquistati dalla specie ossidante;

7) sommare algebricamente le due semireazioni semplificando i termini simili.

(9)

N₂ + H₂O g NH₃ + O₂ La semireazione di riduzione è:

N₂ + 6e^- + 6H⁺ → 2NH₃ La semireazione di ossidazione è:

2H₂O → O₂ + 4e^- + 4H⁺

Si calcola il rapporto di scambio elettronico tra la specie che si riduce e quella che si ossida (rapporto tra elettroni acquistati ed elettroni ceduti). In questo caso il rapporto sarà 6/4 = 3/2. Si utilizzano numeratore e denominatore del rapporto di scambio per moltiplicare, in croce, entrambi i membri delle due semireazioni.

In altre parole si usa il numero trovato in una semireazione per moltiplicare l’altra (e viceversa), in modo che siano bilanciati (minimo comune multiplo) gli elettroni trasferiti (bilancio elettronico):

4/2 = 2 6/2 = 3

2N₂ + 12 H⁺ + 6 H₂O + 12e^- g 4 NH₃ + 3 O₂ + 12 H⁺ + 12e^-

(ossidante) (riducente) 2 H₂O D O₂ + 4e^-+ 4H⁺

N₂ + 6 e^- + 6 H⁺ D 2 NH₃

2 N₂ + 6 H₂O g 4 NH₃ + 3O₂

(10)

Bilanciare la seguente reazione redox:

HNO₃ + FeCl₂ + HCl D NO + FeCl₃ + H₂O

NO₃^- D NO

Fe²⁺ D Fe³⁺

1 3

NO₃^- + 3 Fe²⁺ + 4 H⁺ D NO + 3 Fe³⁺ + 2 H₂O

(ossidante) (riducente) NO₃^- + Fe²⁺ + H⁺ D NO + Fe³⁺ + H₂O Forma ionica

Fe²⁺ D Fe³⁺ + e^-

NO₃^- + 3 e^- + 4H⁺ D NO + 2 H₂O

semireazioni

HNO₃ + 3 FeCl₂ + 3 HCl D NO + 3 FeCl₃ + 2 H₂O

+ 4H⁺ + 3 e^- + 2 H₂O + e^-

(11)

Bilanciare la seguente reazione redox:

HNO₃ + FeCl₂ + HCl D NO + FeCl₃ + H₂O

N⁺⁵ D N⁺²

Fe²⁺ D Fe³⁺

1 3

N⁺⁵ + 3 Fe²⁺ D N⁺² + 3 Fe³⁺

(ossidante) (riducente) Fe²⁺ D Fe³⁺ + e^-

N⁺⁵ + 3 e^- D N⁺²

semireazioni

+ 3 e^- + e^-

(12)

Metodo delle semireazioni in ambiente basico (Metodologia A)

1) Individuare tra i reagenti la specie che si ossida e la specie che si riduce, determinando i prodotti di ossidazione e di riduzione;

2) scrivere le semireazioni dell’ossidante e del riducente (con il relativo bilanciamento delle specie) e determinare la cessione o l’acquisto di elettroni;

3) eseguire il bilanciamento delle masse nelle semireazioni (se necessario);

4) aggiungere tanti ioni OH^- in modo da bilanciare le cariche negative;

5) bilanciare idrogeno e ossigeno aggiungendo molecole di acqua (H₂O);

6) moltiplicare la semireazione di riduzione per il numero di elettroni ceduti dalla specie riducente e la semireazione di ossidazione per il numero di elettroni acquistati dalla specie ossidante;

7) sommare algebricamente le due semireazioni semplificando i termini simili.

(13)

Bilanciare la seguente reazione redox:

As + KClO + KOH D K₃AsO₄ + KCl + H₂O

ClO^- D Cl^-

As D AsO₄^3-

5 2

(ossidante) (riducente) Forma ionica

semireazioni As + ClO^- + OH^- D AsO₄^3- + Cl^- + H₂O

As + 8 OH^- D AsO₄^3- + 4 H₂O + 5 e^- ClO^- + H₂O + 2 e^- D Cl^- + 2 OH^-

2 As + 5 ClO^- + 5 H₂O + 16 OH^- D 2 AsO₄^3- + 5 Cl^- + 8 H₂O + 10 OH^-

2 As + 5 ClO^- + 6 OH^- D 2 AsO₄^3- + 5 Cl^- + 3 H₂O

2 As + 5 KClO + 6 KOH D 2 K₃AsO₄ + 5 KCl + 3 H₂O

+ 2 OH^- + H₂O + 2 e^-

+ 8 OH^- + 4 H₂O + 5 e^-

(14)

Metodo delle semireazioni in ambiente basico (Metodologia B)

Si possono bilanciare le reazioni reodox in ambiente basico anche ricorrendo al metodo proposto in ambiente acido, apportando le seguenti modifiche.

Si scrivono le semireazioni di ossidazione e di riduzione, bilanciando le masse, le cariche e gli elettroni trasferiti; dopo aver sommato algebricamente le due semireazioni, eliminando o semplificando i termini simili, gli ioni H⁺ vengono neutralizzati mediante l’aggiunta di altrettanti ioni OH^- sia tra i reagenti che nei prodotti.

(15)

Bilanciare la seguente reazione redox:

As + KClO + KOH D K₃AsO₄ + KCl + H₂O

ClO^- D Cl^-

As D AsO₄^3-

5 2

semireazioni As + ClO^- + OH^- D AsO₄^3- + Cl^- + H₂O

As + 4 H₂O D AsO₄^3- + 8 H⁺ + 5 e^- ClO^- + 2 H⁺ 2 e^- D Cl^- + H₂O

2 As + 5 ClO^- + 8 H₂O + 10 H⁺ D 2 AsO₄^3- + 5 Cl^- + 5 H₂O + 16 H⁺ + H₂O

+ 2 H⁺ + 2 e^-

+ 4 H₂O + 8 H⁺ + 5 e^-

2 As + 5 ClO^- + 3 H₂O + 6 OH^- D 2 AsO₄^3- + 5 Cl^- + 6 H⁺ + 6 OH^- 2 As + 5 ClO^- + 6 OH^- D 2 AsO₄^3- + 5 Cl^- + 3 H₂O

2 As + 5 KClO + 6 KOH D 2 K₃AsO₄ + 5 KCl + 3 H₂O

(16)

Reazioni redox 16

(17)

Bilanciare la seguente reazione redox di disproporzione:

K₂MnO₄ + H₂O D MnO₂ + KMnO₄ + KOH

MnO₄^2- + 2 e^- + 2 H₂O D MnO₂ + 4 OH^-

1 2

semireazioni

MnO₄^2- + H₂O D MnO₂ + MnO₄^- + OH^-

MnO₄^2- D MnO₄^- + e^-

MnO₄^2- + 2 e^- + 2 H₂O D MnO₂ + 4 OH^- MnO₄^2- D MnO₄^- + e^-

3 MnO₄^2- + 2 H₂O D MnO₂ + 2 MnO₄^- 4 OH^-

3 K₂MnO₄ + 2 H₂O D MnO₂ + 2 KMnO₄ + 4 KOH

(18)

Bilanciare la seguente reazione redox di disproporzione:

K₂MnO₄ + H₂O D MnO₂ + KMnO₄ + KOH

Mn⁶⁺ + 2 e^- D Mn⁴⁺

1 2

(ossidante) (riducente) semireazioni Mn⁶⁺ D Mn⁷⁺ + e^-

Mn⁶⁺ + 2 e^- D Mn⁴⁺

Mn⁶⁺ D Mn⁷⁺ + e^-

3 Mn⁶⁺ D Mn⁴⁺ + 2 Mn⁷⁺

3 K₂MnO₄ + ? H₂O D MnO₂ + 2 KMnO₄ + ? KOH

3 K₂MnO₄ + 2 H₂O D MnO₂ + 2 KMnO₄ + 4 KOH

(19)

Bilanciare la seguente reazione redox di disproporzione:

KClO g KCl + KClO₃

ClO^- + 2H⁺ + 2e^- g Cl^- + H₂O

2 1

semireazioni

ClO^- g Cl^- + ClO₃^-

ClO^- + 2H₂O g ClO₃^- + 4H⁺ + 4e^-

ClO^- + 2H⁺ + 2e^- g Cl^- + H₂O ClO^- + 2H₂O g ClO₃^- + 4H⁺ + 4e^-

3ClO^- + 4H⁺ + 2H₂O + 4e^- g 2Cl^- + 2H₂O + ClO₃^- + 4H⁺ + 4e^- 3ClO^- g 2Cl^- + ClO₃^-

3KClO g 2KCl + KClO₃

(20)

Bilanciare la seguente reazione redox di disproporzione:

KMnO₄ + MnCl₂ + H₂O ® HCl + MnO₂ + KCl

MnO₄^- + 4H⁺ + 3e^- g MnO₂ + 2H₂O

2 3

semireazioni

MnO₄^- + Mn⁺² + H₂O ® H⁺ + MnO₂

Mn²⁺ + 2H₂O g MnO₂ + 4H⁺ + 2e^-

MnO₄^- + 4H⁺ + 3e^- g MnO₂ + 2H₂O Mn²⁺ + 2H₂O g MnO₂ + 4H⁺ + 2e^-

2MnO₄^- + 3Mn²⁺ + 8H⁺ + 6H₂O + 6e^- g 5MnO₂ + 4H₂O + 12H⁺ + 6e^- 2MnO₄^- + 3Mn²⁺ + 2H₂O g 5MnO₂ + 4H⁺

2KMnO₄ + 3MnCl₂ + 2H₂O ® 5MnO₂ + 4HCl + 2KCl

(21)

Reazioni redox in presenza di sostanze organiche

Le principali regole di bilanciamento in presenza di sostanze organiche sono:

1) individuare tra i reagenti la specie che si ossida e la specie che si riduce, analizzando in prima luogo la semireazione inorganica;

2) porre nella semireazione con sostanze organiche accanto alla specie con numero minore di atomi di ossigeno un opportuno numero di molecole di H

₂

O per bilanciare gli atomi di ossigeno;

3) nella stessa semireazione con sostanze organiche, bilanciare gli atomi di idrogeno mediante aggiunta di ioni H

⁺

;

4) procedere al bilanciamento secondo il metodo delle

semireazioni.

(22)

Bilanciare la seguente reazione redox:

KMnO₄ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄ ® K₂SO₄ + MnSO₄ + CO₂ + H₂O

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- ® Mn²⁺ + 4H₂O

2 5

semireazioni

MnO₄^- + H⁺ + C₂O₄^-2 ® Mn⁺² + CO₂+ H₂O

C₂O₄^2- ® 2CO₂ + 2e^-

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- ® Mn²⁺ + 4H₂O C₂O₄^2- ® 2CO₂ + 2e^-

2MnO₄^- + 5C₂O₄^2- + 16H⁺ + 10e^- ® 2Mn²⁺ + 10CO₂ + 8H₂O + 10e^- 2MnO₄^- + 5C₂O₄^2- + 16H⁺ ® 2Mn²⁺ + 10CO₂ + 8H₂O

2KMnO₄ + 5H₂C₂O₄ + 3H₂SO₄ ® K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 10CO₂ + 8H₂O

(23)

Bilanciare la seguente reazione redox:

CH₃-CH₂-OH + MnO₄^-2 ® CH₃-CHO + MnO₂ + OH^-

MnO₄^-2+ 4H⁺ + 2e^- ® MnO₂ + 2H₂O

1 1

(ossidante) (riducente)

semireazioni CH₃-CH₂-OH ® CH₃-CHO + 2H⁺ + 2e^-

MnO₄^-2+ 4H⁺ + 2e^- ® MnO₂ + 2H₂O CH₃-CH₂-OH ® CH₃-CHO + 2H⁺ + 2e^-

MnO₄^-2 + CH₃-CH₂-OH + 4H⁺ + 2e^- ® MnO₂ + CH₃-CHO + 2H₂O +2H⁺ + 2e^- MnO₄^-2 + CH₃-CH₂-OH + 2H⁺ ® MnO₂ + CH₃-CHO + 2H₂O

MnO₄^-2 + CH₃-CH₂-OH + 2H⁺ + 2OH^- ® MnO₂ + CH₃-CHO + 2H₂O + 2OH^- CH₃-CH₂-OH + MnO₄^-2 + 2H₂O ® MnO₂ + CH₃-CHO + 2H₂O + 2OH^-

CH₃-CH₂-OH + MnO₄^-2 ® CH₃-CHO + MnO₂ + 2OH^-

(24)

Bilanciare la seguente reazione redox: NO₃^- + H₂S D NO + S

NO₃^- + 3 e^- + 4H⁺ = NO + 2 H₂O E° = 0.957 V S + 2 e^- + 2H⁺ = H₂S E° = 0.142 V

NO₃^- + 3 e^- + 4H⁺ = NO + 2 H₂O H₂S = S + 2 e^- + 2H⁺

2 3

2 NO₃^- + 3 H₂S + 2 H⁺ D 2 NO + 3 S + 4 H₂O

(ossidante) (riducente)

(ossidante) (riducente) Bilanciare la reazione redox tra FeS e HNO₃: FeS + HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + S + NO

NO₃^- + 3 e^- + 4H⁺ = NO + 2 H₂O FeS = Fe³⁺ + S + 3 e^-

NO₃^- + FeS + 4 H⁺ D Fe³⁺ + S + NO + 2 H₂O NO₃^- + 3 e^- + 4H⁺ = NO + 2 H₂O

S^2- = S + 2 e^- Fe²⁺ = Fe³⁺+ e^-

4 HNO₃ + FeS D Fe(NO₃)₃ + S + NO + 2 H₂O

Maggiore è il valore di E_o maggiore è la capacità a ridursi

(25)

Reazioni redox 25

(26)

Maggiore è il valore di E_o maggiore è la capacità a ridursi.

(27)

Riduzione del bicromato con sali ferrosi:

Cr₂O₇^2- + Fe²⁺ = Cr³⁺ + Fe³⁺

Cr₂O₇^2-+ 6 e^- + 14H⁺ = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O Fe²⁺ = Fe³⁺ + e^-

1 6

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6 Fe²⁺ D 2Cr³⁺ + 6 Fe³⁺ + 7 H₂O Cr₂O₇^2- + 6 e^- + 14H⁺ = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O E° = 1,33 V Fe³⁺ + e^- = Fe2+ E° = 0.77 V

Riduzione del bicromato con anidride solforosa:

Cr₂O₇^2- + SO₂ = Cr³⁺ + SO₄^2-

Cr₂O₇^2- + 6 e^- + 14H⁺ = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O SO₂ + 2 H₂O = SO₄^2-+ 4 H⁺ + 2 e^-

2 6

Cr₂O₇^2- + 2 H⁺ + 3 SO₂ D 3 SO₄^2-+ 2 Cr³⁺+ H₂O

Cr₂O₇^2- + 6 e^- + 14H⁺ = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O E° = 1,33 V

SO₄^2-+ 2e^- = SO₂ E° = 0,17 V

1 3

(28)

(29)

Il carattere ossidante o riducente di una sostanza è condizionato dal partner della reazione.

b) ridurre il permanganato a sale di Mn²⁺:

H₂O₂ ® O₂ + 2H⁺ + 2e^-

MnO ^- + 8H⁺ + 5e^- ® Mn²⁺ + 4H O Esiste una scala delle specie chimiche ordinate secondo il loro potere ossidante

a) ossidare un solfuro a zolfo:

H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^- ® 2H₂O H₂S ® S + 2H⁺ + 2e^-

Ad esempio, l’acqua ossigenata può: