NOMENCLATURA DEI
COMPOSTI CHIMICI
La nomenclatura chimica permette di identificare i
composti mediante un nome specifico, che si
definisce a partire dalla formula della sostanza.
Alcuni composti sono indicati prevalentemente con il
loro nome comune: sono un esempio l'acqua (H2O)
e l'ammoniaca (NH3). Nella maggior parte dei casi
però per attribuire il nome ai differenti composti si
utilizzano alcune regole codificate.
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1
Esistono diversi sistemi di nomenclatura: la nomenclatura
tradizionale, quella IUPAC.
1. La nomenclatura tradizionale è basata principalmente
sulla divisione degli elementi in metalli e non metalli e
tiene conto dello stato di ossidazione degli atomi che
formano la molecola.
2. La nomenclatura IUPAC è basata sulle regole redatte
dalla IUPAC nel 1959, riviste nel 1971 e nel 1990; essa ci
consente di evidenziare, in modo chiaro e immediato, la
relazione fra il nome di un composto e la sua formula.
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2
REGOLE DI NOMENCLATURA
Gli atomi nelle sostanze elementari hanno sempre stato
di ossidazione zero.(es. Cl2 n.o. cloro è zero; S8 lo zolfo
ha n.o. zero).
Lo stato di ossidazione dell'ossigeno è -2, tranne nei
perossidi, in cui vale -1, nei superossidi, dove vale -0.5
(anione O2-) e quando è legato al fluoro, in cui è +2. (es.
H2O, MgO, l'ossigeno ha n.o. -2; perossidi di idrogeno,
H2O2, ha stato di ossidazione -1; F2O l'ossigeno ha stato
di ossidazione +2; KO2, superossido di potassio, vale
-0.5)
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3
Lo stato di ossidazione dell'idrogeno è +1, fanno
eccezione i casi in cui H è combinato con un
metallo, nel qual caso ha stato di ossidazione -1 (In
H2O, HCl, H2SO3, HF, NH3, PH3, CH4 l'idrogeno ha
OX +1; negli idruri dei metalli, come LiH, CuH,
l'idrogeno ha OX -1 (notiamo che H è posto a destra
della formula).
Gli ioni monoatomici hanno stato di ossidazione
coincidente con la carica elettrica (Il ferro in Fe3+ ha
OX +3. Il sodio in NaCl (Na+Cl-) ha OX +1. Il
magnesio in MgO (Mg2+O2-) ha OX +2.)
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4
In uno ione poliatomico la somma degli stati di
ossidazione deve equivalere alla carica dello
ione (In SO42- i 4 ossigeni danno -8. Perché
avanzi -2 allo ione, lo zolfo deve avere OX +6; in
Cr2O72- i 7 ossigeni danno -14; perché restino
due cariche negative i due atomi di cromo
devono avere +12, quindi +6 ciascuno.)
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5
In una molecola o in un composto ionico la somma
degli stati di ossidazione deve essere zero (In H2O
ogni idrogeno ha OX +1 e l'ossigeno ha OX -2, quindi
+1+1-2=0; In PbO2 i due ossigeni (con OX -2) danno
-4; perché il totale sia zero, il piombo ha OX +4.).
In un legame covalente gli elettroni condivisi sono
formalmente attribuiti all'atomo più elettronegativo (In
PCl3 il fosforo forma tre legami con il più
elettronegativo cloro. Quindi il fosforo ha OX +3 e il
cloro ha OX -1.).
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6
NOMENCLATURA COMPOSTI BINARI
Come prima approssimazione, possiamo stabilire che i
composti binari contenenti un metallo e un non-metallo
sono generalmente ionici, con il metallo sotto forma di
catione e il non-metallo sotto forma di anione. I composti
costituiti da due non-metalli sono invece solitamente
covalenti.
In generale l’elemento che occupa la posizione più a destra
nella tavola periodica sarà anche quello a destra nella
formula chimica. Il composto prende il nome proprio
dall'elemento a destra, cui va aggiunto il suffisso -uro,
seguito da “di” e dal nome dell’elemento a sinistra (del
metallo nel caso del composto ionico)
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7
ChimicaGenerale_lezione13
8
Se i due elementi si combinano in modi diversi, usiamo i
prefissi mono-, di-, tri-, a seconda del numero di atomi.
Il suffisso -uro segue il nome dell'anione, che a sua volta
è preceduto dal prefisso che indica il numero degli atomi
presenti nella formula.
FeCl2 cloruro ferroso
dicloruro di ferro
FeCl3 cloruro ferrico tricloruro di ferro
Al2S3 solfuro di alluminio trisolfuro di dialluminio
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9
COMPOSTI DELL' IDROGENO
I composti dell’idrogeno con i metalli, vengono denominati idruri (come
se l’idrogeno si trovasse a destra di questi elementi), mentre in quelli
con i non-metalli è quest’ultimo a prendere il suffisso –uro.
Esempio: NaH è l’idruro di sodio; HCl è il cloruro di idrogeno.
I composti binari dell’idrogeno con il carbonio, inoltre, sono moltissimi,
e danno luogo alla famiglia degli idrocarburi, di cui si occupa in modo
approfondito la chimica organica.
Vi sono inoltre alcuni composti che hanno dei nomi correnti
indipendenti dal nome sistematico: si tratta in molti casi di sostanze di
uso comune, note e diffuse per le loro proprietà ben prima della
conoscenza della loro struttura molecolare. Due esempi sono
rappresentati dall’acqua (H2O) e dall’ ammoniaca (NH3).
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10
ACIDI BINARI
Alcuni composti binari dell’idrogeno con non-metalli, messi in soluzione
acquosa, danno luogo a una reazione acida, che possiamo in modo
schematico al momento descrivere come una dissociazione della
molecola in due parti: un protone (H+) viene ceduto all’acqua e il nonmetallo resta sotto forma di anione. A titolo di esempio la reazione del
cloruro di idrogeno in acqua può essere scritta come:
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl –(aq)
Le soluzioni acquose di questi composti vengono pertanto denominate
acidi. Il nome di ciascun acido si ottiene dal nome del non-metallo con
l’aggiunta del suffisso -idrico. Una soluzione acquosa di HCl è, ad
esempio, l’acido cloridrico, così come HF è l’acido fluoridrico e H2S
l’acido solfidrico.
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11
Composti binari dell'ossigeno
La nomenclatura IUPAC utilizza il termine ossido
preceduto dai prefissi mono-, di-, tri- ecc. in base al
numero di atomi di ossigeno presenti nella molecola.
A tale termine seguono di e il nome del catione
preceduto da un prefisso che specifica il numero di
atomi con cui il catione compare nella molecola.
La nomenclatura tradizionale, a differenza delle altre
due, distingue gli ossidi dei metalli (ossidi basici) da
quelli dei non metalli (ossidi acidi) e utilizza regole
diverse nei due casi.
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12
La nomenclatura dei composti ternari
I composti ternari sono formati dalla
combinazione di tre differenti elementi. I
principali composti ternari sono gli idrossidi, gli
ossiacidi (detti anche ossoacidi) e i sali degli
ossiacidi.
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13
➢
➢
Gli idrossidi sono composti di tipo ionico che
otteniamo facendo reagire gli ossidi basici con
l'acqua.Il gruppo monovalente caratteristico
degli idrossidi è l'ossidrile (OH) presente come
ione idrossido (OH-).
Otteniamo gli ossiacidi facendo reagire l'acqua
con gli ossidi acidi o anidridi. Secondo la
nomenclatura tradizionale, ancora in uso, il
nome di ciascun ossiacido deriva direttamente
dalla corrispondente anidride.
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14
OSSIACIDI
Sono composti ternari che contengono idrogeno, ossigeno e
un terzo elemento, solitamente un non-metallo. Questi
composti sono acidi perché in acqua si dissociano,
rilasciando uno (o più) H+ e generando un anione. Per
quanto riguarda le regole di nomenclatura, essi seguono la
regola:
Acido + nome del non-metallo + suffisso.
Il suffisso è –ico se ho maggior n.o. (es. H2SO4)
Il suffisso è –oso se ho minor n.o. (es. H2SO3)
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15
Ci sono tuttavia elementi per i quali le possibilità sono più di due,
come ad esempio il cloro. In questo caso oltre alla desinenza, si
usa anche un prefisso, e le possibilità diventano ben quattro:
1. HClO
acido ipo
-
2. HClO2
acido
cloroso
3. HClO3
acido
clorico
4. HClO4
acido per
-
cloroso
clorico
Qual è lo stato di ossidazione del cloro in ciascuno degli acidi?
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16
Gli acidi meta-, piro-, orto- e poliGli ossiacidi derivano dalla reazione di
un'anidride con una molecola d'acqua.
Alcune anidridi, però, possono combinarsi
con l'acqua in rapporti diversi:
1:1 oppure 1:2 oppure 1:3
A seconda dei casi, otteniamo ossiacidi
diversi. In situazioni come questa la
nomenclatura tradizionale utilizza i prefissi
meta-, orto- e piro-.
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17
Esempio: anidride fosforica P2O5
1 mol. anidride + 1 mol. d'acqua P2O5 + 1H2O → 2HPO3 acido
metafosforico
1 mol. anidride + 2 mol. d'acqua P2O5 + 2H2O → H4P2O7 acido
pirofosforico
1 mol. anidride + 3 mol. d'acqua P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 acido
ortofosforico (o fosforico)
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18
I sali ternari
I sali ternari sono composti ionici che derivano dagli
acidi per sostituzione di uno o più idrogeni con un
catione metallico o con lo ione ammonio NH4+.
Per la nomenclatura tradizionale dei sali ternari
valgono le seguenti regole:
1. Se l'acido termina in -oso il sale assume il
suffisso -ito;
2. Se l'acido termina in -ico il sale assume il
suffisso -ato.
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19
ALTRI
Oltre agli ossianioni, ce ne sono altri che non derivano dagli
ossiacidi, e ovviamente seguono regole di nomenclatura
diverse. Lo ione CN-,ad esempio, deriva dall’acido
cianidrico, e si chiama ione cianuro. Lo ione OH- invece si
chiama ione idrossido.
Esistono anche degli ioni molecolari con carica positiva, che
possiamo considerare formati attraverso l’acquisto di un
protone, ma questi sono meno diffusi degli anioni. Il più
comune catione molecolare è lo ione ammonio, NH4+.
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20
Esercizi di bilanciamento di reazioni
senza trasferimento di elettroni
MgHPO4 → Mg2P2O7 + H2O [R. 2,1,1]
Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O [R. 1,2,2,1,1]
ZnCl2 + NH3 + H2O → Zn(OH)2 + NH4Cl [R. 1,2,2,1,2]
CaF2 + SiO2 + H2SO4 → CaSO4 + SiF4 + H2O [R. 2,1,2,2,1,2]
K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + KOH [R. 1,1,1,2]
C6H6 + O2 → CO2 + H2O [R. 1,15/2,6,3]
Fe3+ + NH3 + H2O → NH4+ + Fe(OH)3 [R. 1,3,3,3,1]
NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 [R. 2,1,1,1]
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21
Calcoli stechiometrici
1. Data la reazione:
Na2O + CO2 → Na2CO3
determinare la quantità in grammi di Na2CO3 che si forma a partire da 30,0
g di Na2O e 30,0 g di CO2 . [R. 51,3 g]
2. Data la reazione: 2H2 + O2 → 2 H2O
determinare la quantità in grammi di H2O che si forma a partire da 30,0 g di
H2 e 100,0 g di O2 . [R. 112,6 g]
3. Data la reazione: N2 + 3 H2 → 2 NH3
determinare la resa della reazione se si formano 25,0 g di NH3 partendo da 1
mole di N2 e 3 moli di H2 . [R. 73,4%]
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22
Calcoli stechiometrici
4. Completare e bilanciare la seguente reazione:
HNO3 + FeCl2 + HCl → NO + FeCl3 + H2O
Calcolare la quantità di FeCl3 che si forma a partire da 15,7 g di
HNO3 sapendo che la resa della reazione è del 75% . [R. 91,0 g]
5. Data la reazione:
I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O
calcolare la resa della reazione sapendo che da 75,4 g di I2 sono stati
ottenuti 85,3 g di HIO3. [R. 81,6 %]
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23
Esercizi sui gas
Conversioni
Temperatura SCALA KELVIN: T= t(°C) + 273.15
d (Hg)= 13,6 g/cm3 = 13,6 103 Kg/m3
P= h d g = 0,760 m 13,6103 Kg/m3 9,81 m/s2=
= 1,013105 Kg/(m s2)= 1,013105 Pa
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24
Esercizio sui gas.1
Quale è la pressione esercitata da una moneta da 500
Lire (caratterizzata da una massa di 6,81 g e da un
raggio di 13,0 mm)?
F=m x g= (6,81 x 10-3 Kg) x (9,81 m/s2)=
= 6,71 x 10-2 Kg m/s2
A= π r2= 3,14 x (13,0 x 10-3)2= 5,3 x 10-4 m2
F 6,71 × 10 Kg m /s
2
P=
=
=
126
Kg
/
(ms
)
-4
2
A
5,3 × 10 m
-2
2
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25
Esercizio gas.2
Una certa quantità di ossigeno occupa 50,0 L a
15,7 atm. Quale volume occuperà a 1,00 atm?
P i V i = P fV f
V i=50,0 L
Pi=15,7 atm
V f= ?
Pf=1,00 atm
Pi Vi 15,7 atm × 50,0 L
Vf =
=
= 785 L
Pf
1,00 atm
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26
Esercizio.3
Un gas ha un volume di 785 L a 21°C. Quale è il
suo volume a 28°C?
Vf
=
Tf
Vi
Ti
Vf =
Vi
× Tf
Ti
V i=785 L
Ti=21 + 273= 294 K
V f= ?
Tf=28 + 273= 301 K
Vf =
Vi
301 K
× Tf = 785 L ×
= 804 L
Ti
294 K
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27
Esercizio gas.4
Quanti grammi di O2 ci sono in una bombola di 50,0
L a 21°C se la pressione è 15,7 atm?
P= 15,7 atm
V= 50,0 L
T= 21+273 = 294 K
n = ?
PV
15,7 atm × 50,0 L
n=
=
= 32,5 mol
RT 0,0821 L atm/(K mol) × 294 K
massa O2 = 32,5 mol 32,0 g/mol = 1,04 x 103 g
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28
Esercizio gas.5
Quale è la densità dell’ossigeno, O2, a 25°C e a
0,850 atm?
T=25+273=298 K
P Mm
0,850 atm × 32 g/mol
d=
=
= 1,11 g/L
R T 0,0821 L atm /(K mol) × 298 K
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29
Esercizio gas.6
Quale è il peso molecolare di una sostanza che
pesa 0,970 g il cui vapore occupa 200 ml a 99°C e
0,964 atm?
T=99+273=372 K
0,970 g
d=
= 4,85 g/L
0,200 L
d R T 4,85 g/L × 0,0821 L atm/(K mol) × 372 K
Mm =
=
= 154 g/mol
P
0,964 atm
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30
Esercizio gas. 7
Un composto è costituito dal 54,5% di carbonio, dal 36,4% di
ossigeno e dal 9,1% di idrogeno. Determinare la formula
molecolare di tale composto sapendo che 0,345 g occupano
120 ml a 100°C e 1,00 atm.
C
54,5 g
= 4,54 mol
12,0 g/mol
H
9,10 g
= 9,01 mol
1,01 g/mol
O
36,4 g
= 2,28 mol
16,0 g/mol
Formula empirica
4,54
= 1,99
2,28
C2H4O
9,01
= 3,96
2,28
2,28
= 1,00
2,28
Formula molecolare:
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(C2H4O)n
31
d=
0,345 g
= 2,87 g/L
0,120 L
d R T 2,87 g/L × 0,0821 L atm/(K mol) × 373 K
Mm =
=
= 87,9 g/mol
P
1,00 atm
87,9
n=
= 2,00
44,0
(C2H4O)2
ChimicaGenerale_lezione13
cioè
C4H8O2
32
Esercizio gas.8
Data la reazione:
2 KClO3 (s)
2 KCl(s) + 3 O2(g)
quanti litri di ossigeno è possibile ottenere a 298 K e 1,02
atm da 1,226 g di KClO3?
n KClO3
1,226 g
=
= 0,0100 mol
122,6 g/mol
n O 2 = 0,0100 mol KClO3 ×
3 mol O 2
2 mol KClO3
=
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0,0150 mol
33
da PV = nRT si ricava
nRT 0,015 mol × 0,0821 L atm/(K mol) × 298 K
V=
=
= 0,360 L
P
1,02 atm
In maniera analoga si risolvono problemi in cui è dato il
volume di O2 sviluppato e si vuole sapere il peso di KClO3
necessario a produrlo
ChimicaGenerale_lezione13
34
Esempio gas.9
Le automobili sono equipaggiate con gli air-bag che si
gonfiano automaticamente in caso di urto. Molti air-bag
sono gonfiati con l'azoto, N2, che viene prodotto nella
reazione chimica tra azoturo di sodio, NaN3, e ossido di
ferro (III), Fe2O3. La reazione, innescata da una scintilla,
è molto veloce
6 NaN3(s) + Fe2O3(s) 3 Na2O(s) + 2 Fe(s) + 9 N2(g)
Quanti grammi di azoturo di sodio occorre impiegare per
avere 75,0 L di azoto gassoso a 25°C e 748 mmHg?
ChimicaGenerale_lezione13
35
P = 748 mmHg/ 760 mmHg = 0,984 atm
V=75,0 L
T = (25 + 273) K = 298 K
n = ?
PV
0,984 atm × 75,0 L
n=
=
= 3,02 mol
RT 0,0821 L atm/(K mol) × 298 K
3,02 mol N 2 ×
6 mol NaN 3
9 mol N 2
= 2,01 mol NaN 3
2,01 mol x 65,01 g/mol = 131 g
di NaN3
ChimicaGenerale_lezione13
36
Esercizio gas.10
PRESSIONI PARZIALI
In un recipiente di 10,0 L sono posti 1,013 g di O2 e 0,572
g di CO2 a 18°C. Determinare: a) le pressioni parziali di O2 e
CO2 ; b) la pressione totale; c) la frazione molare di O2
1,013 g
n O2 =
= 0,0317 mol
32,00 g/mol
n CO 2
0,572 g
=
= 0,0124 mol
46,00 g/mol
RT
0,0821 L atm/( K mol) × 291 K
PO2 = n O2 = 0,0317 mol
= 0,0760 atm
V
10 L
RT
0,0821 L atm/( K mol) × 291 K
PCO 2 = n CO 2 = 0,0124 mol
= 0,0296 atm
V
10 L
ChimicaGenerale_lezione13
37
b) P = PO 2 + PCO 2 = 0,0760 + 0,0296 = 0,106 atm
c)
x O2
PO 2
0,0760
=
=
= 0,717
P
0,106
il 71,7 % di moli/molecole/volume
ChimicaGenerale_lezione13
38
Soluzioni calcolo n.o.
Calcolare il numero di ossidazione di tutte le specie chimiche
presenti nei diversi composti
CaSO3 [+2,+4,-2]
Na2CO3 [+1,+4,-2]
CO2 [+4,-2]
ZnCl2 [+2,-1]
NH3 [-3,+1]
NH4Cl [-3,+1,-1]
CaF2 [+2,-1]
SiO2 [+4,-2]
H2SO4 [+1,+6,-2]
Ba(OH)2 [+2,-2,+1]
O2 [0]
Fe3+ [+3]
NaHCO3 [+1,+1,+4,-2]
NO3- [+5,-2]
ChimicaGenerale_lezione13
39
Soluzioni esercizi bilanciamento
reazioni redox
Cr2O72 - + Br- → Br2 + Cr3+ (ambiente acido)
[1,6,+14H+ → 3,2,+ 7H2O]
Hg + HNO3 + HCl → HgCl2 + NO + H2O
[3,2,6 → 3,2, 4]
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P + CO
[1,3,5 → 3,2,5]
MnO4- + Cl - → Mn2+ + Cl2 (ambiente acido)
[2,10,+16H+ → 2,5,+ 8H2O]
P4 + OH - → PH3 + H2PO2ChimicaGenerale_lezione13
[1,3,+3H2O → 1,3]
40
Bilanciamento REDOX con
metodo ionico-elettronico
scrivere i numeri di ossidazione delle specie chimiche per individuare chi si
ossida e chi si riduce;
dissociare le sostanze elettroliti e prenderle in considerazione così come
realmente si trovano in soluzione;
bilanciare la valenza dell'elemento mediante l'aggiunta di elettroni;
bilanciare la carica dello ione mediante l'aggiunta di ioni H+ (se si è in ambiente
acido) oppure di OH- (se si è in ambiente basico);
bilanciare la massa degli idrogeni con l'aggiunta di H2O;
moltiplicare le reazioni di ossidazione per il numero di elettroni della riduzione e
viceversa;
sommare le due semireazioni facendo il minimo comune multiplo degli elettroni in
modo che possano essere semplificati dal calcolo;
se necessario, effettuare il bilanciamento degli ossigeni.
ChimicaGenerale_lezione3
41
Esercizi redox.1 amb.acido
1) Individuare correttamente ed evidenziare gli elementi che si
ossidano e si riducono, dopo attenta valutazione del numero di
ossidazione di tutti gli elementi partecipanti alla reazione.
Nel nostro caso notiamo il cromo che dallo stato di ossidazione (+6)
passa a (+3), quindi si riduce ed è l'ossidante. L'ossigeno dell'acqua
ossigenata da (-1) viene ossidato a zero nel diossigeno.
ChimicaGenerale_lezione13
42
2) Scrivere due semireazioni, una per la riduzione e l'altra
per l'ossidazione.
Ricordarsi di eseguire il bilancio preventivo delle masse.
Questo caso riguarda le specie eventualmente presenti con
un numero di atomi superiore a uno negli ioni o nelle
molecole neutre. E' proprio questo il caso del dicromato:
ChimicaGenerale_lezione13
43
3) Scrivere gli e- trasferiti, preceduti sempre dal segno "+".
4) Bilanciare le cariche "libere" utilizzando ioni H+ o OH– a
seconda dell'ambiente acido o basico(per cariche libere si
intendono le cariche degli ioni e quelle degli e-).
ChimicaGenerale_lezione13
44
5) L'uso degli ioni H+ e OH– per bilanciare le cariche
libere generalmente produce anche scompensi nel
bilancio delle semireazioni; bisogna quindi ripristinare il
bilancio delle masse mediante l'aggiunta del corretto
numero di molecole di acqua.
ChimicaGenerale_lezione13
45
6) Bilanciare gli elettroni che complessivamente vengono
scambiati tra la specie ossidante e la riducente moltiplicando le
due semireazioni per i minimi coefficienti necessari. Nel nostro
caso basta moltiplicare per 3 la semireazione dell'H2O2 : il
numero minimo di elettroni trasferiti risulta pari a 6.
7) Effettuare la somma e semplificazioni necessarie.
ChimicaGenerale_lezione13
46
8) Semplificare per differenza le specie
chimiche presenti contemporaneamente
come reagenti e come prodotti.
ChimicaGenerale_lezione13
47
Trasferire il risultato della somma nella
forma molecolare della reazione
10) Alcune volte sono presenti degli ioni spettatori che
vanno aggiunti ai prodotti sotto forma di sali (a). Nel nostro
caso gli ioni spettatori sono gli ioni potassio(+1). Per ultimo
bisogna prendere in considerazione l'acido o la base che
caratterizza l'ambiente acquoso di reazione (b).
(a) K2Cr2O7 + 3 H2O2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 O2 + K2SO4 + 7 H2O
(b) K2Cr2O7 + 3 H2O2 + 4 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 O2 + K2SO4 + 7 H2O
= K2Cr2O7 + 3 H2O2 + 4 H2SO4
→ Cr2(SO4)3 + 3 O2 + K2SO4 + 7 H2O
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Esercizi redox.2
amb.basico
1) Individuare correttamente gli elementi
che si ossidano e si riducono.
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2) Scrivere le semirezioni e gli elettroni
trasferiti.
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3) Bilanciare le cariche "libere" utilizzando ioni OH–
4) Bilanciare le masse mediante molecole di acqua.
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5)Bilanciare gli elettroni scambiati inserendo opportuni
coefficienti e poi effettuare la somma dei reagenti e dei
prodotti delle singole semireazioni.
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6) Semplificare per differenza le specie
chimiche presenti contemporaneamente
come reagenti e come prodotti.
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7) Trasferire, infine, il risultato della
somma nella forma molecolare della
reazione.
KMnO4 + KI → MnO2 + KIO3
= 2 KMnO4 + KI + H2O → 2 MnO2 + KIO3 + 2 KOH
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Esercizi redox.4
REAZIONI di DISPROPORZIONE o DISMUTAZIONE
Sono reazioni nelle quali una specie chimica si ossida e
contemporaneamente si riduce, producendo due specie
chimiche distinte contenenti lo stesso elemento ma con
stato di ossidazione differente. Per bilanciare una
reazione di questo tipo si deve tenere conto che la
specie contenente l'elemento nello stato di ossidazione
maggiore riguarda la semireazione di ossidazione,
mentre quella con l'elemento nello stato di ossidazione
minore riguarda la semireazione di riduzione.
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Esempi
(le reazioni non sono bilanciate):
S + NaOH→ Na2S + Na2S2O3
P + NaOH →PH3 + NaH2PO2
Cl2 + NaOH→ NaCl + NaClO
(a caldo l'ipoclorito dismuta ulteriormente a
cloruro e clorato)
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Bilanciare la reazione tra cloro e soda. i
prodotti sono cloruro di sodio e ipoclorito di
sodio
Il cloro si ritrova nei prodotti a due valori diversi del
numero di ossidazione (di fatto la soda serve ad
avere un ambiente basico).
Cl2+ NaOH → NaCl + NaClO
(½) Cl2+ e → Cl(½) Cl2+ 2 OH- → ClO- + H2O + e
Cl2+ 2NaOH → NaCl + NaClO
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OSSIDANTI COMUNI
H2O2
CrO42 –
MnO4–
NO
–
3
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NO3– in ambiente acido (HNO3)
Il nitrato presenta l'azoto allo stato di ossidazione (+5) e
risulta un forte ossidante in ambiente acido. Tende a
ridursi a NO2 (N=+4) od a NO (N=+2) a seconda se la
soluzione del nitrato sia rispettivamente concentrata o
diluita. Ovviamente se non è presente un riducente (un
elemento disponibile a cedere elettroni), non avviene
nessuna reazione. Se, addirittura, la reazione avviene
con un riducente molto energico, lo stato di ossidazione
dell'azoto può abbassarsi talmente fino ad arrivare a
quello presente nell'ammoniaca (-3), producendo , in
ambiente acido, sali dello ione ammonio.
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ChimicaGenerale_lezione13
60
NO3– in ambiente basico
In ambiente basico il nitrato risulta meno
forte come ossidante. Continua ad
ossidare metalli come Al, Mg e Zn
riducendosi ad ammoniaca.
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MnO4–
in ambiente acido: Il permanganato (in genere si usa il
sale di potassio) presenta il manganese allo stato di
ossidazione massimo (+7) e tende a ridursi, in ambiente
fortemente acido, a manganese(+2) formando sali
manganosi (es. Mn(ClO4)2, MnSO4 etc.)
in ambiente basico: Continua ad essere un energico
ossidante e tende a ridursi a biossido di manganese
(manganese allo stato di ossidazione +4), poco solubile
in acqua.
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CrO42 –
in ambiente acido: Il dicromato (in genere si usa il sale di
potassio) presenta il cromo allo stato di ossidazione massimo
(+6) e tende a ridursi, in ambiente fortemente acido, a
cromo(+3) formando sali cromici (es. Cr(ClO4)3, Cr2(SO4)3 etc.)
in ambiente basico: Il dicromato esiste come monomero in
ambiente basico (cromato) e presenta il cromo ancora allo stato
di ossidazione massimo (+6) e tende a ridursi a cromo(+3) che
essendo anfotero si comporterà da non metallo: scriveremo sali
nella forma di metacromiti CrO2–, es, NaCrO2, Ca(CrO2)2.
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H2O2
in ambiente acido. Il perossido di diidrogeno (acqua
ossigenata) presenta l'ossigeno allo stato di ossidazione (-1) e,
in ambiente acido, tende a ridursi formando acqua in cui
l'ossigeno presenta lo stato di ossidazione (-2).
H2O2 + 2e– + 2 H+ → 2 H2O
in ambiente basico: In ambiente basico, quando si comporta da
ossidante, l'acqua ossigenata passa a ioni ossidrili OH–, in cui
l'ossigeno presenta lo stato di ossidazione (-2).
H2O2 + 2e– →
2 OH–
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Nota H2O2
L'acqua ossigenata, sia in ambiente acido che basico, può
subire ossidazione da parte di un ossidante più energico. In tal
caso passa a diossigeno O2, cioè l'ossigeno aumenta il suo
stato di ossidazione da (-1) a zero.
H2O2 →O2 + 2e–
Questa semireazione si bilancia, a seconda se l'ambiente è
acido o basico, nei modi che seguono:
H2O2 →O2 + 2e– + 2 H+
(amb. acido)
H2O2 + 2 OH– →O2 + 2e– + 2 H2O (amb. basico)
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