NUMERO DI OSSIDAZIONE
Es.
HCl → H+ ClH2O →
2 H+ O2-
Es.
NaCl →
Na+ Cl-
H = +1 Cl = -1
H = +1 O = -2
Na = +1 Cl = -1
Es. H-H, O=O , Cu, Fe NOX = 0
H: +1, (tranne che negli idruri metallici es. NaH: –1)
O: -2, (tranne che nei perossidi: –1)
Metalli alcalini (I gruppo): +1
Metalli alcalino-terrosi (II gruppo): +2
H2SO4 H = +1; O = -2; S = +6
Na2CO3 Na = +1; O = -2; C = +4
Es. NO3NH4+
O = -2; N = +5
H = +1; N = -3
2x1+4x(-2)+6=0
2x1+3x(-2)+4=0
3x(-2)+5= -1
4x1-3 = +1
NOMENCLATURA
Razionale (IUPAC)
Tradizionale
Composti dei metalli (ionici)
non metalli (covalenti)
Composti binari:
- con l’ossigeno (OSSIDI)
l’ossigeno ha numero di ossidazione NOX= –2.
- con l’idrogeno (IDRURI)
l’idrogeno ha numero di ossidazione NOX= ±1.
OSSIDI METALLICI
2Na +1/2 O2 → Na2O
ossido di sodio NOX= +1
Ca +1/2 O2 → CaO
ossido di calcio NOX= +2
Se il metallo forma due ossidi diversi in cui presenta diverso NOX
Razionale: Si indica il NOX del metallo
Tradizionale - OSO per il NOX più basso, -ICO per il NOX più alto.
Fe +1/2 O2 → FeO
NOX= +2
Ossido di ferro (II) - ferroso
2Fe +3/2 O2 → Fe2O3
NOX= +3
Ossido di ferro (III) - ferrico
2Cu +1/2 O2 → Cu2O
Cu +1/2 O2 → CuO
NOX= +1
NOX= +2
ossido di rame (I) - rameoso
ossido di rame (II) - rameico
OSSIDI DEI NON METALLI (ANIDRIDI )
Razionale: numeri pedici per indicare il n. di atomi dell’elemento
Tradizionale: - OSA per il NOX più basso, -ICA per il NOX più alto.
CO2
SO2
SO3
N2O
NO
N2O3
NO2
N2O5
NOX = +4
NOX = +4
NOX = +6
NOX= +1
NOX= +2
NOX = +3
NOX = +4
NOX = +5
diossido di carbonio anidride carbonica
diossido di zolfo
anidride solforosa
triossido di zolfo
anidride solforica
ossido di diazoto
protossido di azoto
ossido di azoto
triossido di diazoto anidride nitrosa
diossido di azoto
pentaossido di diazoto anidride nitrica
Più di due anidridi :
Es.
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
NOX più basso di tutti → prefisso IPO-;
NOX più alto di tutti → prefisso PER-.
NOX = +1
NOX = +3
NOX = +5
NOX = +7
Anidride ipoclorosa
Anidride clorosa
Anidride clorica
Anidride perclorica
Esistono anche composti nei quali l’ossigeno presenta
numero di ossidazione –1;
tali composti prendono il nome di perossidi:
Es.
H2O2 perossido di idrogeno, o acqua ossigenata
Na2O2 perossido di sodio
I perossidi metallici contengono lo ione O2-2.
Alcuni metalli formano superossidi contenenti lo ione O2-.
KO2 superossido di potassio
(2KO2 + 2H2O → KOH + H2O2 + O2)
Nel difluoruro di ossigeno F2O l’ossigeno ha NOX=+2
Per reazione con l’acqua gli ossidi metallici formano IDROSSIDI.
Na2O +H2O → 2 Na(OH)
CaO +H2O → Ca(OH)2
FeO +H2O → Fe(OH)2
Fe2O3 +3H2O → 2 Fe(OH)3
idrossido di sodio
idrossido di calcio
idrossido di ferro (II) - ferroso
idrossido di ferro (III) - ferrico
Gli idrossidi in acqua si dissociano rilasciando ioni metallici e ioni OH(ossidrile).
Na(OH)
→
Idrossido di sodio
Na+ +
ione sodio
Fe(OH)2
→
Idrossido di ferro (II)
(Idrossido ferroso )
OH-
Fe+2 +
2 OHione ferro +2
(ione ferroso)
Gli ossidi dei non metalli reagiscono con l’acqua producendo ACIDI.
CO2 + H2O → H2CO3 acido carbonico
SO2 + H2O → H2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
acido solforoso
acido solforico
N2O3 + H2O → 2 HNO2
N2O5 + H2O → 2 HNO3
acido nitroso
acido nitrico
Cl2O + H2O → 2 HClO
Cl2O3 + H2O → 2 HClO2
Cl2O5 + H2O → 2 HClO3
Cl2O7 + H2O → 2 HClO4
acido ipocloroso
acido cloroso
acido clorico
acido perclorico
Gli acidi possono distinguersi anche per il diverso grado di IDRATAZIONE;
massimo grado di idratazione → prefisso ORTO,
minimo grado di idratazione → prefisso META.
grado di idratazione intermedio→ prefisso PIRO.
Es
P2O5 + 3H2O → 2 H3PO4
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + H2O → 2 HPO3
acido ortofosforico (o fosforico)
acido pirofosforico
acido metafosforico
Gli acidi in acqua si dissociano in ioni H+ ed ANIONI.
ACIDO suffisso -ICO → ANIONE suffisso -ATO,
ACIDO suffisso -OSO → ANIONE suffisso -ITO.
Es.
HNO3 acido nitrico
HNO2 acido nitroso
→
D
NO3- ione nitrato +H+
NO2- ione nitrito + H+
Da un acido diprotico o poliprotico possono derivare più di un anione.
Es.
H2CO3 acido carbonico
HCO3- ione idrogenocarbonato (bicarbonato)
CO3-2 ione carbonato
H3PO4
H2PO4HPO4-2
PO4-3
acido ortofosforico (o fosforico)
ione diidrogenofosfato
ione idrogenofosfato
ione fosfato
IDRURI
I metalli formano idruri ionici o salini (conduttori allo stato fuso), nei
quali l’idrogeno ha NOX= –1.
Es. NaH (idruro di sodio), CaH2 (idruro di calcio)
I non metalli formano idruri covalenti :
CH4 metano NH3 ammoniaca
H2O acqua
Dall’ammoniaca deriva lo ione ammonio (NH4+).
NH3 + H2O D NH4+ + OHElementi VI e VII gruppo: idruri a carattere acido (IDRACIDI)
Razionale: elemento –URO di idrogeno
Tadizionale: acido –IDRICO; ione -URO
Cl2 +H2 → 2 HCl
S+ H2 → H2S
cloruro di idrogeno
solfuro di idrogeno
acido cloridrico
acido solfidrico
HCl → H+ + ClH2S D H+ + HSHS- D H+ + S-2
ione cloruro
ione idrogenosolfuro (bisolfuro)
ione solfuro
I sali sono composti ionici formati da ANIONI e CATIONI.
Ca(OH)2 +2HCl → CaCl2 + 2H2O
NaOH + HCl → NaCl +H2O
2 Na(OH) + H2CO3→ Na2CO3 + 2H2O
CaCl2 = cloruro di calcio
NaCl = cloruro di sodio
Na2CO3= carbonato di sodio
Le cariche negative (anioni) devono bilanciare quelle positive (cationi).
Clorato di sodio → (ione sodio Na+ + ione clorato ClO3-) → NaClO3
Fosfato di calcio → (ione calcio Ca+2 + ione fosfato PO4-3) →Ca3(PO4)2
Idrogenosolfato di sodio →(ione Na+ + ione idrogenosolfato HSO4-)
→ NaHSO4
Solfato di sodio → (ione sodio Na+ + ione solfato SO4-2) → Na2SO4
Cloruro di ferro (II) - ferroso → (ione Fe+2 + ione cloruro Cl-) → FeCl2
Cloruro di ferro (III) - ferrico → (ione Fe+3 + ione cloruro Cl- → ) FeCl3
Solfuro di alluminio:
Al2S3
Al3+ S2- Al2S3
Numero di ossidazione (Nox)
• Il valore e’ numericamente uguale alla valenza, ed ha lo stesso segno
della elettrovalenza che avrebbe l’atomo considerato, nel caso di
composto ionico con trasferimento di e- all’atomo piu’ elettronegativo.
• A) numero di e- a comune con atomi piu’ elettronegativi presi con
segno +
• B) numero …..atomi piu’ elettropositivi con segno –
• C) Per una specie allo stato elementare e’ sempre zero.
• D)La somma algebrica dei Nox di una molecola e’ =0; per uno ione e’
=carica ionica [es:NH3: (-3) + 3(+1)=0; NH4+ : (-3) + 4(+1)= +1]
• Il numero di ossidazione di un elemento puo’ variare in funzione dei
partner di di legame.
Un elemento puo’ esibire piu’ numeri di ossidazione (es. N: +1, +2, +3,
+5, -3; S: +4, +6, +5, -2 ; Cl: +1, +3, +5, +7, -1)
Ossidazione, riduzione,
ossidoriduzione
•
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•
Questi concetti sono alla base di innumerevoli reazioni chimiche nelle quali si
ha perdita e acquisto di elettroni.
la specie chimica che perde elettroni si ossida;
la specie chimica che acquista elettroni si riduce;
il riducente si ossida, l’ossidante si riduce;
numero di elettroni ceduti dal riducente=numero elettroni acquistati
dall’ossidante
Esistono soltanto reazioni di ossidoriduzione (redox) con presenza
contemporanea di ossidante e riducente.
Semireazione di ossidazione di A (ideale): A→ A+ + e- (bilanc. cariche: 0=
+1 -1=0)
Semireazione di riduzione di B (ideale):
B+ e-→ BReazione redox tra A e B (reale):
A+B→A+ + BLa somma delle cariche deve essere uguale nei due membri della equazione
(semireazione o reazione).
REDOX
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a H2S + b HNO3→c H2SO4 + d NO2 +e H2O
Lo S si e’ ossidato passando da -2 → +6
S-2 → S+6 +8 e- (perdendo 8 elettroni)
L’azoto si e’ ridotto passando da +5 → +4
N+5 + e- → N+4 (acquistando 1 elettrone)
Il numero di elettroni scambiato deve essere
uguale: per 1 molecola di H2S ci vogliono 8
molecole HNO3 e quindi 4 molecole di acqua.
• Normalmente si bilanciano le due semireazioni e
poi si ricava la reazione globale.
• a=1; b=8; c=1; d=8; e=4
