Presentazione di PowerPoint

Lezioni 15,16,17,18
Numero di ossidazione : varie regole semplici
I due elettroni di un legame chimico covalente polare
A--:--B
vengono attribuiti all’atomo più elettronegativo
Se i due atomi sono identici o se hanno lo stesso nox i due elettroni di legame
NON vanno attribuiti a nessun atomo . Esempio, sostanze allo stato elementare
(H2, O2, Na, Cu, S etc), metalli
Numero di ossidazione
2) Il nox di uno ione è pari alla sua carica
Ca2+ (nox +2)
Al3+ (nox +3)
S2- (nox -2)
Numero di ossidazione
3) L'idrogeno presenta sempre nox +1 tranne che negli idruri, composti in cui
si lega direttamente con i metalli alcalini e alcalino-terrosi che risultano essere
gli unici elementi più elettropositivi dell'idrogeno. In tali composti l'idrogeno
ha dunque nox -1.
esempi : idruro di sodio NaH,
idruro di calcio CaH2
Numero di ossidazione
4) L'ossigeno ha sempre nox -2 tranne che nei perossidi dove presenta nox -1. I perossidi
sono composti dove l'ossigeno impegna uno dei suoi due elettroni per legarsi ad un altro
atomo di ossigeno. Secondo quanto previsto dalla regola numero 1 in questo caso gli
elettroni del legame tra atomi uguali non vanno attribuiti, mentre viene attribuito
all'ossigeno l'altro elettrone utilizzato per legarsi ad altri elementi
perossido di idrogeno o acqua ossigenata
perossido di sodio Na2O2
perossido di magnesio MgO2
H2O2
Na-O-O-Na
H-O-O-H
Numero di ossidazione
5) il fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo della tabella periodica, ed avendo
bisogno di un solo elettrone per raggiungere l'ottetto, ha sempre nox -1
Numero di ossidazione
7) In generale il nox più elevato di un elemento corrisponde al numero d'ordine
del gruppo cui appartiene, sottraendo 10 se del caso. Così gli elementi del primo
gruppo presentano nox +1, quelli del secondo +2, quelli del terzo +3 e così via
fino agli elementi del diciassettesimo gruppo che presentano come nox più
elevato +7.
8) sempre in generale, quando un elemento presenta più di un nox, il valore di
quest'ultimo diminuisce di 2 unità alla volta.
Così gli elementi del 17° gruppo oltre al nox +7 possono presentare nox +5, +3,
+1, -1.
gli elementi del 16° gruppo oltre al nox + 6 possono presentare nox +4, +2, -2.
Numero di ossidazione
9) In una specie chimica neutra la somma dei nox di tutti gli atomi che la
compongono deve sempre essere nulla.
10) In uno ione poliatomico la somma dei nox dei diversi atomi deve sempre
essere pari alla carica totale dello ione.
Come si ottengono i sali
La formula chimica di un sale si può costruire attraverso
numerose reazioni chimiche. Vediamo le principali.
Metallo
Non metallo
Ossido
Anidride
Idrossido
Acido
1) metallo + non metallo → sale
2K + F2 → 2KF
(fluoruro di potassio)
2) ossido + anidride → sale
MgO + SO3 → MgSO4
(solfato di magnesio)
3) idrossido + acido → sale + acqua
Ca(OH)2 + H2CO3 → CaCO3 + H2O
(carbonato di calcio)
4) ossido + acido → sale + acqua
Na2O + H2SO3 → Na2SO3 + H2O
(solfito di sodio)
5) anidride + idrossido → sale + acqua
P2O5 + 2KOH → 2KPO3 + H2O
(metafosfato di potassio)
Dissociazione dei Sali
Come abbiamo già detto la maggior parte dei sali sono elettroliti forti e in acqua si
dissociano completamente negli ioni costituenti.
Per scrivere correttamente la dissociazione di un sale è necessario riconoscere nella
molecola gli anioni provenienti dall'acido e i cationi provenienti dalla base, con i
rispettivi indici e cariche elettriche.
A destra della freccia di reazione verranno perciò scritti il catione e l'anione, ciascuno
con le rispettive cariche, preceduti da un coefficiente pari all'indice con cui compaiono
nel sale.
Ad esempio se vogliamo dissociare il carbonato di sodio Na2CO3, scriveremo
Na2CO3 → 2Na+ + CO32-
La legge di conservazione di massa
La prima enunciazione di una legge chimica quantitativa rigorosamente dimostrata
spetta a A. L. Lavoisier (1743-1794). Egli osservò che i metalli, quando vengono
riscaldati in presenza di aria, aumentano di peso mentre un uguale peso di aria viene
assorbito; generalizzando i risultati di numerose esperienze, potè affermare che:
la somma delle masse delle sostanze reagenti è uguale
alla somma delle masse dei prodotti che si formano in
una reazione chimica.
La relazione che collega massa ed energia è rappresentata dalla cosiddetta
equazione di Einstein :
E = m · c2
dove m è la variazione di massa
E l'energia emessa o assorbita
c la velocità della luce nel vuoto (2,998·108 metri al secondo).
Il concetto di mole
1 mol = 6,022·1023 unità fondamentali
1 uma = 1/NA (grammi) = 1,66·10-24 grammi
C(s) + O2(g)  CO2
Nella reazione di 12 grammi carbonio con 32 grammi di ossigeno
si sviluppano circa 393.000 joule.
Avremo quindi :
m = E / c2 = 393.000 / (2,998 · 108 )2 = 4,4 · 10-12 kg
Il rapporto tra perdita di massa e sostanza messa a reagire è
quindi pari a
(4,4 · 10-12) / (44·10-3) = 10-10
Ricordando che i coefficienti stechiometrici di
un'equazione chimica bilanciata rappresentano, in scala
macroscopica, il numero di moli delle sostanze che
reagiscono
è allora possibile determinare i rapporti in peso, o
rapporti ponderali, tra le specie chimiche.
Ricordiamo che il numero di moli (n) di una sostanza
chimica è pari al suo peso in grammi (g), diviso il suo peso
molare (PM)
n = g/PM
Bilanciamo ad esempio la seguente reazione (non-redox) per ispezione
Fe2(CO3)3 + HNO3 
Fe(NO3)3 + H2CO3
Iniziamo bilanciando il ferro:
Poiché tra i reagenti vi è un solo atomo di azoto, poniamo un coefficiente "6" davanti all'acido nitrico
Fe2(CO3)3 + 6HNO3  2Fe(NO3)3 + H2CO3
Ora sia il ferro che l'azoto sono bilanciati. Bilanciamo il carbonio. Vi sono 3 atomi di carbonio tra i
reagenti e 1 tra i prodotti di reazione. Poniamo quindi un coefficiente "3" davanti all'acido carbonico
Fe2(CO3)3 + 6 HNO3 
2 Fe(NO3)3 + 3 H2CO3
Verifichiamo l'idrogeno. 6 atomi tra i reagenti, 6 atomi tra i prodotti di reazione.
--> L'idrogeno è bilanciato.
Verifichiamo l'ossigeno. 27 atomi tra i reagenti, 27 tra i prodotti di reazione.
--> L'equazione è bilanciata! Ok!
PM HNO3  63g / mol
PM Fe( NO3 )3  242 g / mol
PM H 2CO3  62 g / mol
PM Fe2 ( CO3 )3  292 g / mol
Fe2(CO3)3 + 6 HNO3  2 Fe(NO3)3 + 3 H2CO3
possiamo calcolare quanti grammi di ciascun composto partecipano alla reazione
chimica, moltiplicando il peso molare di ciascuno per il numero di moli con cui
ciascuna sostanza compare nella reazione.
Possiamo in definitiva affermare che 292 g di carbonato ferrico (1 mole x 292 g/mol)
reagiscono con 378 g di acido nitrico (6 moli x 63 g/mol) per dare 484 g di nitrato
ferrico (2 moli x 242 g/mol) e 186 g di acido carbonico (3 moli x 62 g/mol).
Reazioni redox : scambio di elettroni tra atomi
Sommando membro a membro le due semireazioni si ottiene infine la reazione bilanciata
2N2 + 12e → 4NH3
6H2O → 3O2 + 12e
2N2 + 6H2O → 4NH3 + 3O2
Reazioni di disproporzione
redox multiple
4FeS2 + 11O2→ 2Fe2O3 + 8SO2
Bilanciabile che per ISPEZIONE
Combustione del butano gassoso con ossigeno stechiometrico
a- scrittura corretta delle sostanza reagenti e dei prodotti (ricordarsi che l’ossigeno è un gas
biatomico)
C4H10 + O2 → CO2 + H2O
b- bilanciamento del carbonio
C4H10 + O2 → 4CO2 + H2O
c- bilanciamento dell’idrogeno
C4H10 + O2 → 4CO2 + 5H2O
c- bilanciamento retrospettivo dell’ossigeno tra i reagenti (13 atomi di O = 13/2 molecole)
C4H10 + 6,5O2 → 4CO2 + 5H2O
Si possono accettare nelle reazioni di combustione coefficienti frazionari per l’ossigeno
Combustione dell’eptano liquido con carenza di O2 e formazione di CO
a- scrittura corretta delle sostanza reagenti e dei prodotti
C7H16 + O2 → CO + H2O
b- bilanciamento del carbonio
C7H16 + O2 → 7CO + H2O
c- bilanciamento dell’idrogeno
C7H16 + O2 → 7CO + 8H2O
c- bilanciamento retrospettivo dell’ossigeno tra i reagenti (15 atomi di O = 15/2 molecole)
C7H16 + 7,5O2 → 7CO + 8H2O
Combustione del pentano liquido con grave carenza di O2 e formazione di fuliggine (C solido)
a- scrittura corretta delle sostanza reagenti e dei prodotti (ricordarsi che l’ossigeno è un gas
biatomico)
C5H12 + O2 → C + H2O
b- bilanciamento del carbonio
C5H12 + O2 → 5C + H2O
c- bilanciamento dell’idrogeno
C5H12
+ O2 → 5C + 6H2O
c- bilanciamento retrospettivo dell’ossigeno tra i reagenti (9 atomi di O = 9/2 molecole)
C5H12
+ 3O2 → 5C + 6H2O
K2Cr2O7 + KI + HNO3 → KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O
Assegniamo i numeri di ossidazione ed individuiamo le specie chimiche i cui atomi abbiano
subito variazioni di nox
Il Cromo e lo Iodio sono gli elementi che variano il nox durante la reazione.
Bilanciamo con i consueti metodi la reazione redox, e otteniamo:
K2Cr2O7 + 6KI + 14HNO3 → 8KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 3I2 + 7H2O
dissociamo, se possibile, le specie chimiche rimanenti
K2Cr2O7 → 2K+ + Cr2O72KI → K+ + ICr(NO3)3 → Cr3+ + 3NO3KNO3 → K+ + NO3HNO3 → H+ + NO3-
Cr2O72- + 8 K+ + 6 I- + 14 H+ + 14 NO3- → 2 Cr3+ + 3 I2 + 8 K+ + 7 H2O + 14 NO3L’ambiente è acido per presenza di HNO3, per cui quando si effettuerà il bilancio di
carica dovranno esistere ioni H+.
La reazione scritta in forma ionica netta, eliminando gli ioni spettatori è quindi la
seguente :
Cr2O72- + 6 I- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 3 I2 + 7 H2O