Numero di ossidazione - Corso di Laurea in Matematica per la

A.A. 2005/2006
Laurea triennale in Chimica
Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C
ARGOMENTO 2: N° ossidazione, bilanciamento di equazioni chimiche redox, equivalenti di riducenti e ossidanti (2 h)
Numero di ossidazione
- Lo stato di ossidazione di un elemento allo stato elementare è zero
- Lo stato di ossidazione è legato al numero di elettroni acquisiti o ceduti da un elemento,
quando passa dallo stato elementare a quello combinato, cioè quando reagisce con altri
elementi a formare un composto
- I metalli assumono stati di ossidazione positivi
- I non metalli possono assumere stati di ossidazione negativi (perché sono più elettronegativi
dei metalli)
- Molti elementi possono esistere in più stati di ossidazione differenti
- Un elementi non può esistere in uno stato di ossidazione superiore al numero che
contraddistingue il proprio gruppo (cioè, il n° di ossidazione è correlato alla configurazione
elettronica di un elemento!)
- L’assegnazione del n° di ossidazione del C negli idrocarburi (composti organici) è
puramente formale
Ossidazione = cessione di elettroni
Riduzione = acquisizione di elettroni
Reazione di ossidoriduzione =
processo chimico che comporta una variazione del n° di
ossidazione di alcuni degli elementi che reagiscono
Tale variazione è associata ad un trasferimento di elettroni dalla
specie (o le specie) che si ossida a quella (o quelle) che si riduce
Ossidante = specie capace di acquisire elettroni, cioè di ridursi, e quindi di ossidare un’altra specie
Riducente = specie capace di cedere elettroni, cioè di ossidarsi, e quindi di ridurre un’altra specie
Bilanciamento delle redox
Bisogna tenere conto di un fattore supplementare rispetto alle reazioni non redox: il bilancio degli
elettroni scambiati dagli elementi che si ossidano e si riducono. Quindi bisogna curare il:
- Bilancio elettronico
- Bilancio di massa
- Bilancio di carica
Equivalente ossidante =
quantità in g di ossidante capace di acquisire un n° di Avogadro di
elettroni
Equivalente riducente = quantità in g di riducente capace di cedere un n° di Avogadro di
elettroni
Peso equivalente = Peso molecolare / n
dove n = n° di elettroni scambiati
1
ARGOMENTO 2: N° ossidazione, bilanciamento di equazioni chimiche redox, equivalenti di riducenti e ossidanti (2 h)
ESEMPI
1. Stabilire lo stato di ossidazione degli elementi nei seguenti composti:
I2
Ca(OH)2
H4 SiO4
Cr2 O3
2. Stabilire lo stato di ossidazione degli elementi nei seguenti composti:
NaClO
NO3 H2 O2
Hg 2 Cl2
3. Stabilire lo stato di ossidazione degli elementi nei seguenti composti:
AgNO3
C2 H6 O
FeO
SiO2
4. Bilanciare le seguenti reazioni:
CuSO4 + SO2
Cu + H2 SO4 →
ClO3 → Cr 2 O7 2- + ClO2 amb. acido
Cr3+ +
HNO2 →
HN3
N2 H4 +
5. Bilanciare le seguenti reazioni:
MnO2 + NaNO3 + Na 2 CO3 → Na 2 MnO4 + CO2 +
NO
H2 O2
→ Au + O2
amb. basico
Au 3+ +
Na 2 Cr2 O7 +
HClO4 → Fe(ClO4 )3 + SO2 + Cr(ClO4 )3 +
NaClO4
FeS2 +
6. Bilanciare le seguenti reazioni:
ClO2 - + H2 O2 → Cl- + O2
Br- +
SO2 +
MnO2
BrO3 - + MnS →
7. Calcolare la massa di un equivalente di KNO3 quando lo ione nitrito si riduce ad ammoniaca
8. Il permanganato di potassio in amb. acido ossida l’acido ossalico a CO2 . Calcolare:
a) quale dei reagenti è in eccesso e l’entità di tale eccesso
b) i g di CO2 e le moli di solfato di Mn(II) che si ottengono facendo reagire 1,42 g di permanganato di potassio con
0,90 g di acido ossalico in amb. acido per acido solforico.
9. Calcolare la quantità di in g di acido fosforico necessaria per reagire completamente con 3,85 g Fe(OH)2 secondo la
reazione:
H3 PO4 + Fe(OH)2 → FeHPO4 + 2 H2 O
10. Calcolare la quantità in g di bicromato di potassio necessari per ossidare 10,8 g di Fe(II) nella reazione seguente:
Cr2 O7 2- +
Fe2+
→ Cr3+ + Fe3+
11. Il primo stadio del processo di estrazione del cromo dal suo minerale cromite, FeCr2 O4 , è l’ossidazione con aria del
minerale in carbonato fuso, secondo la seguente reazione (da bilanciare):
FeCr2 O4 + Na 2 CO3 + O2 → Na 2 CrO4 + CO2 + Fe2 O3
Calcolare quanti g di cromato di sodio si formano e quanti g di carbonato di sodio occorre utilizzare per ogni Kg di
minerale trattato, sapendo che la resa della reazione è dell’88,0%.
12. 12,3 g di Mo vengono fatti reagire con 10,45 ml di HNO3 al 69,5% w/w (d =1,413 g/ml) secondo la seguente
reazione (da bilanciare):
Mo + HNO3 → MoO3 + NO + H2 O
Calcolare quanti g di MoO3 si possono ottenere, sapendo che la resa della reazione è del 68,5% e specificare qual è
il reagente limitante.
13. Per sbiancare le vernici annerite per invecchiamento, si sfrutta la reazione:
H2 O2 + PbS (nero) →
PbSO4 (bianco) + H2 O
Calcolare quanto perossido di idrogeno è necessario per ossidare completamente 2,76 g di solfuro di Pb(II) e quanto
solfato di Pb si ottiene, sapendo che la resa della reazione è dell’85,3%.
SOLUZIONI
1. Stato di ossidazione
I2
0
Ca(OH)2
Ca (+2) O (-2) H (+1)
H4 SiO4
H (+1) Si (+4) O (-2)
2
ARGOMENTO 2: N° ossidazione, bilanciamento di equazioni chimiche redox, equivalenti di riducenti e ossidanti (2 h)
Cr2 O3
Cr (+3) O (-2)
2. Stato di ossidazione
NaClO
Na(+1) Cl (+1) O (-2)
NO3 N(+5) O (-2)
H(+1) O (-1)
H2 O2
Hg 2 Cl2
Hg(+1) Cl (-1)
3. Stato di ossidazione
AgNO3
Ag(+1) N (+5) O (-2)
C2 H6 O
C(-2) H (+1) O (-2)
FeO
Fe (+2) O (-2)
SiO2
Si(+4) O (-2)
CuSO4 + SO2
4. Cu + 2 H2 SO4 →
∆ n (Cu) = 2↑ x 1
∆ n (S) = - 2↓ x 1
+ 2 H2 O
6 ClO3 + H2 O → Cr2 O2-7 + 6 ClO2 + 2 H+
2 Cr3+ +
∆ n (Cr) = 3↑ x 2 = 6 x 1
∆ n (Cl) = 1↓ x 1 = 1
N2 H4 +
HNO2 →
HN3 + 2 H2 O
∆ n (N) = 5/3↑ x 2 = 10/3
∆ n (N) = 10/3↓ x 1 = 10/3
5. 3 MnO2 + 2 NaNO3 + 2 Na 2 CO3 → 3 Na 2 MnO4 + 2 CO2 +
∆ n (Mn) = 2↑ x 1 = 2 x3
∆ n (N) = 3↓ x 1 = 3 x2
2 Au 3+ + 3 H2 O2
∆ n (Au) = 3↓ x 1=3
∆ n (O) = 1↑ x 2 = 2
+ 6 OH- →
x2
x3
2 Au + 3 O2
6 FeS2 + 11 Na 2 Cr2 O7 + 106 HClO4 →
N.B. Lo S in FeS2 ha stato di ossidazione –1!
∆ n (Fe) = 1↑ x 1 = 1 x6
∆ n (S) = 5↑ x 2 = 10
2 NO
+ 6 H2 O
6 Fe(ClO4 )3 + 12 SO2 + 22 Cr(ClO4 )3 + 22 NaClO4 + 53 H2 O
∆ n (Cr) = 3↓ x 2 = 6 x11
6. ClO2 - + 2 H2 O2 → Cl- + 2 O2 + 2 H2 O
∆ n (Cl) = 4↓ x 1=4
x1
∆ n (O) = 1↑ x 2 = 2
x2
4 BrO3 - + 3 MnS →
∆ n (Mn) = 2↑ x 1 = 2 x3
∆ n (S) = 6↑ x 1 = 6
4 Br- +
3 SO2 + 3 MnO2
∆ n (Br) = 6↓ x 1 = 6 x4
7. Calcolare la massa di un equivalente di KNO3 quando lo ione nitrito si riduce ad ammoniaca
∆ n (N) = 8↓
P.E. KNO3 = (P.M. KNO3 )/8
8. H2 C2 O4 → CO2
∆ n (C) = 1↑ x 2 = 2
P.E. H2 C2 O4 = (P.M. H2 C2 O4 )/2 = 90,04/2 g/eq = 45,02 g/eq
KMnO4 → Mn 2+
∆ n (Mn) = 5↓ x 1 = 5
P.E. KMnO4 = (P.M. KMnO4 )/5 = 141,93/5 g/eq = 28,39 g/eq
1,42 g/28,39 g/eq = 0,050 eq di KMnO4
3
ARGOMENTO 2: N° ossidazione, bilanciamento di equazioni chimiche redox, equivalenti di riducenti e ossidanti (2 h)
0,9 g / 45,02 g/eq = 0,020 eq H2 C2 O4 (acido ossalico) ⇒ reagente in difetto
Si ottengono: 0,020 eq di MnSO4 e di CO2
g MnSO4 = (0,020 eq /5 eq/mol) x 151,0 g/mol = 0,604 g
g CO2 = 0,020 eq x 44,01 g/eq = 0,88 g CO2 (perché ∆ n (C) = 1)
9. H3 PO4 + Fe(OH)2 → FeHPO4 + 2 H2 O
Eq Fe(OH)2 = 3,85 g /(89,815/2 g/eq) = 0,0857 eq
g H3 PO4 = 0,0857 eq x P.E. = 0,0857 eq x 97,995/2 = 4,20 g acido fosforico
Fe2+
→ Cr3+ + Fe3+
10. Cr2 O7 2- +
P.E. Fe = P.M.
P.E. dicromato = P.M. /6
eq Fe = 10,8 g / (55,847 g/eq) = 0,193 eq Fe = 0,193 eq. dicromato
g dicromato = 0,193 eq x 294,192/6 g/eq = 9,48 g dicromato
11. 2 FeCr2 O4 + 4 Na 2 CO3 + 7/2 O2 → 4 Na 2 CrO4 + 4 CO2 + Fe2 O3
P.M. cromite = 223.84 g/mol
1000 g di cromite = 4,467 mol cromite
Rapporto FeCr2 O4 /Na 2 CO3 = 1:2
Servono 4,467 mol x 2 x 106,0 g/mol = 947 g Na 2 CO3 (3 c.s.)
Essendo la resa pari all’88%, si formano:
4,467 x 2 x 0,88 mol cromato di Na = 7,86 moli = 1273 g di Na 2 CrO4 ottenuti
= 1,27 x 103 g (3 c.s.)
12. Mo + 2 HNO3 → MoO3 + 2 NO + H2 O
P.M. HNO3 = 63,01 Da
P.A. Mo = 95,94 Da
P.M. MoO3 = 143,9 Da
12,3 g/95,94 g/mol = 0,128 mol Mo
[(10,45 ml x 1,413 g/ml)x 69,5/100]/ 63,01 g/mol = 0,163 mol HNO3
Rapporto stechiometrico tra Mo e HNO3 1:2
0,128 mol Mo richiedono 0,256 mol di acido per reagire completamente: l’acido è il reagente limitante.
Se la resa fosse del 100%, si avrebbero:
0,163/2 = 0,0815 mol di MoO3
Ma la resa è del 68,5%, quindi si ottengono:
0,0815 mol x 143,9 g/mol x 68,5/100 = 8,03 g MoO3
13. 4 H2 O2 + PbS (nero) →
PbSO4 (bianco) + 4 H2 O
P.M. PbS = 239,3 g/mol
P.M. H2 O2 = 34,02 g/mol
P.M. PbSO4 = 303,3 g/mol
2,76 g/239,3 g/mol = 0,01153 mol PbS
Rapporto stechiometrico tra PbS e H2 O2 = 1:4
Sono necessari: 4 x 0,01153 mol H2 O2 x 34,02 g/mol = 1,56 g H2 O2 (3 c.s.)
Si ottengono: 0,01153 mol PbSO4 x 303,3 g/mol x 85,3/100 = 2,98 g PbSO4 (3 c.s.)
4