- Un atomo legato con altri atomi modifica la struttura elettronica

NUMERO DI OSSIDAZIONE
- Un atomo legato con altri atomi modifica la struttura elettronica esterna che
possedeva prima di dare luogo al legame.
- Nei composti ionici la modifica di tale struttura é evidente: nel NaCl il sodio
perde un elettrone ed il cloro lo acquista: il sodio assume valenza +1 ed il cloro
valenza (elettrovalenza) -1 (ha acquistato una carica negativa).
- Nei composti covalenti non si ha il trasferimento totale di carica, ma parziale;
quindi la valenza definita per i composti ionici dovrebbe assumere valori non
interi, poco pratici e difficilmente determinabili.
- Per risolvere tale problema si definisce il numero di ossidazione per i
composti covalenti, invece che la valenza.
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- Il valore del numero di ossidazione é uguale in valore e segno alla valenza
che avrebbe l’atomo nel caso in cui il composto di cui fa parte fosse ionico.
Quindi per HCl si ha: n.o.H=+1; n.o.Cl=-1.
- Il valore del n.o. é dato dal numero di elettroni messi a comune con gli altri
atomi con cui é legato, sommando algebricamente:
- il n di elettroni che l’atomo mette a comune con atomi più elettronegativi, con
segno +
- il n di elettroni che l’atomo mette a comune con atomi meno elettronegativi,
con segno - gli elettroni che vengono messi a comune con atomi uguali o di uguale
elettronegatività non vengono considerati.
Definizione: il n.o. di un atomo in un composto indica il n di elettroni che é
necessario sommare o togliere ad un atomo per portarlo allo stato elementare.
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REAZIONI REDOX
Come reazioni redox (o di ossidoriduzione) vengono definite quelle reazioni
nelle quali si ha uno scambio di elettroni fra le specie reagenti.
La specie che cede elettroni si ossida.
La specie che acquista elettroni si riduce.
Non può esistere una specie che acquista elettroni se non ve ne è un'altra che
glieli cede.
Non esiste una specie che si riduce se non ve ne è un'altra che si ossida.
La specie che si riduce si comporta da ossidante e viceversa.
Il numero di elettroni ceduti dalla specie riducente è pari al numero di elettroni
acquistati dalla specie ossidante.
In particolari reazioni redox una unica specie in parte si ossida ed in parte si
riduce, tali reazioni si indicano come disproporzioni; le reazioni inverse delle
disproporzioni si indicano come sinproporzioni.
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BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX
Metodo della variazione del numero d'ossidazione
1) Stabilire le specie che si ossidano e quelle che si riducono in base alle
variazioni dei loro n.o. e calcolarne il numero di elettroni scambiati.
2) Calcolare i coefficienti numerici delle specie redox in base al fatto che il
numero totale degli elettroni ceduti dalla specie che si ossida devono essere
uguali al numero totale degli elettroni acquistati dalla specie che si riduce.
3) Bilanciare i cationi e gli anioni che non variano il loro n.o.
Esempio) Zn + HCl
->
ZnCl2 + H2
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BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX
Metodo ionico-elettronico
1) Scrivere le due (o più) semireazioni separatamente, considerando le specie
in forma ionica o molecolare (forma "reale"), a meno che non prendano parte
alla redox in forma atomica.
2) Bilanciare le semireazioni in base alle masse.
Iniziare con l'ossigeno:
a) bilanciare un eccesso di ossigeno con H2O o H+ in soluzione neutra o acida, quindi
controbilanciare con H+ se in soluzione acida
b) bilanciare un eccesso di ossigeno con OH- se in soluzione basica: aggiungere il doppio
degli OH- necessari e controbilanciare con H2O
c) se necessario ripetere l’operazione per bilanciare l’idrogeno
d) non bilanciare ossigeno e idrogeno con O2 e H2 a meno che essi non siano considerati
esplicitamente
e) nel caso di reazioni redox che non prevedano la presenza di acqua sarà necessario, di
volta in volta, individuare una coppia di specie chimiche (ovviamente non elettroattive)
tramite la quale si possa realizzare il bilanciamento dell’ossigeno.
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3) Bilanciare in base alle cariche
4) Moltiplicare le semireazioni per un valore tale che il numero totale degli
elettroni ceduti dalle specie che si ossidano siano uguali al numero totale degli
elettroni acquistati dalle specie che si riducono.
5) Sommare le semireazioni ed elidere i termini uguali
6) Bilanciare la reazione globale considerando le specie che non prendono parte alla redox
(non elettroattive).
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KMnO4 +KCl +H2SO4 -> MnSO4 +K2SO4 +H2O +Cl2
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Zn +NaNO3 +NaOH -> Na2ZnO2 +NH3 +H2O
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Cl2 + NaOH
-> NaCl +NaClO3 +H2O
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PESO ATOMICO (massa atomica)
Rapporto fra il peso medio di un atomo di un elemento ed una massa scelta
12
arbitrariamente come unitaria cioè 1/12 della massa del C (uno degli isotopi
del carbonio)
12
1/12 della massa del
C "pesa" 1,66054x10
(u.m.a.=unità di massa atomica).
-27
kg ed é indicata con u
Gli isotopi sono atomi con stessa struttura elettronica ma diversa massa
atomica (neutroni nel nucleo): il P.A. medio di un elemento si ottiene facendo
una media pesata degli isotopi considerando la relativa abbondanza isotopica.
12
P.A.( C)= 12,00000
98,89%
13
P.A.( C)= 13,0034
1,11%
P.A.(C)=12,011
+
-
Peso molecolare e peso formula (Es: Na Cl )
P.M.(H2O)=(P.A.(H))x2 + (P.A.(O))= 18,016
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Grammoatomo: quantità di specie chimica il cui peso in grammi é uguale al
valore del suo peso atomico.
Oppure, P.A. espresso in grammi.
12
1 grammoatomo di C pesa 12 grammi
16
1 grammoatomo di O pesa 16 grammi
Grammomolecola e grammoformula.
Si preferisce usare il termine MOLE: quantità di materia di un sistema che
12
contiene tante unità elementari quanti atomi sono contenuti in 0,012 kg di C,
12
cioè in 1 grammoatomo di C.
Una mole contiene un "numero di Avogadro" N di particelle. N = 6,023x1023.
12
1 mole C pesa 12,00 grammi
Quindi mol x PF= g perciò g/PF = mol ed anche PF = g/mol
2 mol di metano
3 mol di NaCl
32 g
175,35 g
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1kg H2O
60 g CH3COOH
55,55 mol
1 mol
• Calcolare la quantità di carbonio (in g) che contiene un numero di atomi di C
pari al numero di atomi di Fe contenuti in 1 kg di ferro. (PA(Fe)= 55,85)
R: dato che 1 mole di qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di particelle
(nel nostro caso atomi), bisognerà calcolare il numero delle moli
n moli Fe = mol Fe= g/PA = 17,9 mol Fe
17,9 mol Fe = 17,9 mol C
g C =17,9 mol x PA(C) = 215 g carbonio.
• Data la formula bruta trovare la % in peso degli elementi
- Calcolare la % peso di C ed H nel metano (CH4)
- Calcolare % peso degli elementi nel Na2CO3
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Calcolare la percentuale in peso di carbonio ed idrogeno nel metano.
P.A.(H)=1,00; P.A.(C)=12,00.
----------------------------------------------------------------------------1 molecola di CH4 (metano) contiene 1 atomo di carbonio e 4 atomi
di idrogeno
1 mole di molecole di CH4 contiene 1 mole di atomi di carbonio e 4
moli di atomi di idrogeno
1 mole di atomi di carbonio pesa 12,00 g e 4 moli di atomi di
idrogeno pesano 4,00 g (4x1,00)
1 mole di molecole di CH4 pesa 16,00 g
12,00:16,00=%C:100 dove %C=75 %
4,00:16,00=%H:100 dove %H=25 %
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Date le %, trovare la formula del composto.
Un idrocarburo contiene il 92,25% di carbonio, qual è la sua formula, sapendo
che PF=78,05?
1) solo C (12,00) ed (H 1,00)
2) 92,25 g in 100 g di prodotto, ma in una molecola che pesa 78,05 g ?
92,25 g : 100 g = XC : 78.05 g
=>
XC = 72 g
3) Per cui in 1 mole XH = 78.05 - 72 = 6 g di H
4) C=72/12=6
H=6/1=6
C6H6
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CALCOLI STECHIOMETRICI
Data una generica reazione:
αA + βB ---> γC + δD
conoscendo la quantità dei reagenti viene richiesta la quantità dei prodotti.
Si tratta quindi, nell’ordine, di:
1) calcolare il numero delle moli di A e B a partire da g e P.F.
2) stabilire se i reagenti sono in quantità stechiometriche o se uno dei due è in
difetto (la quantità della specie in difetto è quella che ovviamente condiziona la
quantità di prodotti ottenibili; la quantità in eccesso dell’altra specie rimarrà
inalterata durante e alla fine della reazione)
3) in base ai coefficienti della reazione si ottiene la quantità di prodotto
ottenibile
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Esempi
a) 3,372 g del cloruro MeCl4 vengono riscaldati in corrente di idrogeno e l’acido
cloridrico formatosi viene fatto gorgogliare in una soluzione di nitrato d’argento
ottenendo 5,735 g di cloruro d’argento.
Calcolare il peso atomico del metallo Me.
P.A.(Ag)= 107,87; P.A.(Cl)=35,45.
--------------------------------------------------------------MeCl4 + 2H2 ---> Me + 4HCl
3,372/X : nHCl = 1 : 4
dove
nHCl=nAgCl=5,735/(107,87+35,45)=0,04
3,372/X : 0,04 = 1 : 4 => X=P.F.MeCl4 = 337,2
P.A.Me=337,2-(4x35,45)=195,4
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b) Quanti g di alluminio devono essere trattati con un eccesso di acido solforico
in modo da generare abbastanza idrogeno gassoso da poter ridurre 100 g di
ossido di rame (II) a rame metallico?
P.F.: Al=27,00; Cu=63,55; O=16,00; H2SO4=98,08; CuO=79,55.
-------------------------------------------------------------H2 + CuO -----> H2O + Cu
100 g CuO ⇒ 100/79,55 = 1,26 mol CuO
1,26 mol CuO = 1,26 mol H2
Al + H2SO4 -----> H2 + Al2(SO4)3
2Al + 3H2SO4 -----> 3H2 + 2Al2(SO4)3
1,26 (mol H2) : x (mol Al) = 3 : 2
x = 0,84 mol Al ⇒ 22,63 g di Al
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ANALISI INDIRETTA
Determinazione della composizione percentuale di una miscela di più sostanze
mediante lo studio del comportamento chimico della miscela stessa.
Nel caso di una miscela di due sostanze si avranno quindi due incognite.
Sarà necessario impostare un sistema di due equazioni in due incognite: una
equazione si ottiene in base alla quantità totale della miscela di partenza; la
seconda si ottiene in base al comportamento chimico della miscela stessa.
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1°)
Una miscela contenente Ag2SO4 e PbSO4 che pesa 10,00 g, viene trattata in
modo da lasciare un residuo metallico di 6.85 g. Calcolare la % in peso di
Ag2SO4 e PbSO4 nella miscela.
P.F. Ag = 107.88; Pb = 207.2; O = 16.00; S = 32.06;
Ag2SO4 = 311.82; PbSO4 = 303.26.
-------------------------------------------------------------x(PbSO4)+y(Ag2SO4) = 10 g
Da una mole di PbSO4 (303.26 g) ottengo come residuo una mole di Pb (207.2
g), quindi, dato che mol = g/PF avremo che:
mol(PbSO4)=mol(Pb) od anche : g(PbSO4)/PF(PbSO4) = g(Pb)/PF(Pb) cioè:
g(Pb) = g(PbSO4 )
PF(Pb)
PF(PbSO4 )
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Stesso ragionamento per Ag.: considerando però che da 1 mole di Ag2SO4
(311.82 g) ottengo 2 moli di Ag (215.76 g).
mol(Ag2SO4)=mol(Ag)/2 od anche : g(Ag2SO4)/PF(Ag2SO4) = g(Ag)/2PF(Ag):
g(Ag) = g(Ag2SO4 )
2PF(Ag)
2Ag
= g(Ag2 SO4 )
PF(Ag2 SO4 )
Ag2 SO4
per cui
g(Pb) + g(Ag) = 6,85 e x(PbSO4)+y(Ag2SO4) = 10 g
⎧x + y = 10
⎪
⎨
Pb
2Ag
+y
= 6,85
⎪x
Ag2SO4
⎩ PbSO4
Risolvendo si ha: PbSO4 = 80 %.
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2°) Dalla combustione completa di una miscela di etano e butano si ottengono
15,84 g di CO2 e 8,28 g di H2O. Calcolare le percentuali in volume dei due
idrocarburi nella miscela.
----------------------------------------------------------------------------------------Se x = mol C2H6 ed y = mol C4H10
C2 H 6
C4H10
+
+
7/2 O2
13/2 O2
-----> 2 CO2 + 3 H2O
-----> 4 CO2 + 5 H2O
(mol CO2 da x mol C2H6) + (mol CO2 da y mol C4H10) = g(CO2)/P.F.(CO2)
(mol H2O da x mol C2H6) + (mol H2O da y mol C4H10) = g(H2O)/P.F.(H2O)
2x+4y = mol CO2 = 15,84/44 = 0,36
3x+5y = mol H2O = 8,28/18 = 0,46
y=(0,36-2x)/4
3x + 5[(0,36-2x)/4] = 0,46
x=0,02 e y=0,08 da cui: %x = 20 e %y = 80
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