Numeri di Ossidazione

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1 Numeri di ssidazione Si definiscono NUMERI o STATI di SSIDAZINE quei numeri che rappresentano lo squilibrio di carica a cui è soggetto un atomo in un composto bi o poliatomico rispetto al suo stato elementare Si ottengono, formalmente, attribuendo tutti gli elettroni di valenza all elemento più elettronegativo di ciascun legame Sono descritti mediante numeri in caratteri romani dotati di segno E.g. 1: molecola d acqua, H 2 2 n H H +1 ox () = II +1 H H n ox (H) = +I E.g. 2: molecola di diossido di carbonio, C C C n ox () = II n ox (C) = +IV E.g. 3: molecola di trifluoruro di boro, BF 3 F F B F F 1 F B 1 +3 F 1 n ox (F) = I n ox (B) = +III

2 Regole Mnemoniche per il Calcolo del Numero di ssidazione 1) Il n ox degli elementi è uguale a 0 (e.g. H 2, 2, 3, Fe, P 4, S 8 ) 2) Il n ox di uno ione monoatomico è uguale alla sua carica, e.g.: n ox (Na + ) = +I; n ox (Ca 2+ ) = +II; n ox (Fe 2+ ) = +II; n 3+ ox (Fe ) = +III; n ox (Cl ) = I; n ox (S ) = II. 3) In un composto neutro, Σn ox = 0 4) In un composto carico (ione poliatomico), Σn ox = carica

3 5) Alcuni elementi, nei composti, hanno n ox costante: H: +I (eccezione negli idruri, MH x : I) metalli alcalini (I gruppo: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): +I metalli alcalinoterrosi (II gruppo: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): +II : II (eccezione nei perossidi, M I 2 2 : I; nei superossidi, M I 2 : 0,5) Al e B: +III; Zn e Cd: +II F: I. Cl Br e I hanno n ox pari a I tranne nei composti in cui sono legati all ossigeno, dove hanno n ox pari a +I (HCl), +III (HCl 2 ), +V (HCl 3 ), +VII (HCl 4 ). 6) Almeno in linea di principio, 8 n ox 8 7) Il n ox di un atomo in un composto è al massimo uguale al numero del gruppo (A o B) a cui appartiene

4 Esempi di Calcolo di Numeri di ssidazione 1) Ba(Cl 4 ) 2 : n ox (Cl)? n ox (Ba) + 2 n ox (Cl) + 8 n ox () = n ox (Cl) 16 = 0 n ox (Cl) = +VII 2) K 2 S 4 : n ox (S)? 2 n ox (K) + n ox (S) + 4 n ox () = n ox (S) 8 = 0 n ox (S) = +VI 3) Mn 4 : N ox (Mn)? n ox (Mn) + 4 n ox () = 1 n ox (Mn) 8 = 1 n ox (Mn) = +VII 4) CHCH acido gliossalico: n ox (C)? 2 n ox (C) + 2 n ox (H) + 3 n ox () = 0 2 n ox (C) = 0 n ox (C) = +II 5) Cl 2 : n ox (Cl)? n ox (Cl) + 2 n ox () = 0 n ox (Cl) 4 = 0 n ox (Cl) = +IV 6) S 4 ione solfato n ox (S) = +VI S 3 ione solfito n ox (S) = +IV S 2 3 ione tiosolfato n ox (S) = +II S 4 6 ione tetrationato n ox (S) = +2,5

5 7) HN 3 acido nitrico n ox (N) = +V HN 2 acido nitroso n ox (N) = +III N 2 diossido di azoto n ox (N) = +IV N monossido di azoto n ox (N) = +II NH 3 ammoniaca n ox (N)= III HN 3 nitruro di idrogeno n ox (N)= 1/3

6 Reazioni di ssidoriduzione Si definisce SSIDRIDUZINE (o redox) quella reazione che comporta la variazione del numero di ossidazione di almeno un elemento dei reagenti. HCl (aq) + NaH (aq) Na + (aq) + Cl (aq) + H 2 +I I +I II +I +I I +I II Cl 2(aq) + NaH (aq) Na + (aq) + Cl (aq) + HCl (aq) 0 +I II +I +I I +I +I II non è REDX è REDX Si definisce SEMIREAZINE REDX la reazione (ipotetica), isolata dalla reazione redox globale, della coppia di elementi che subisce ossidazione oppure riduzione. Contiene elettroni come reagenti o prodotti per consentire il bilanciamento delle cariche. A + e A RIDUZINE acquisto di elettroni n ox (A) diminuisce A si riduce B B + + e SSIDAZINE perdita di elettroni n ox (B) aumenta B si ossida

7 Bilanciamento delle Reazioni Redox: Metodo delle Semireazioni 1) Si individuano due o più coppie redox [una o più che si ossida, una o più che si riduce]; 2) Si separano i due processi di ossidazione (X) e di riduzione (RED); 3) Si bilanciano separatamente i due processi, ipotizzando che esistano elettroni come reagenti o prodotti; 4) Si sommano i due processi (controllando che nella reazione finale non vagolino elettroni). Cu 2+ + Fe Fe 3+ + Cu +II 0 +III 0 Cu(II) Cu(0) riduzione Cu e Cu 3 Fe(0) Fe(III) ossidazione Fe Fe e 2 3 Cu e + 2 Fe 3 Cu + 2 Fe e * * 3 Cu Fe 3 Cu + 2 Fe 3+

8 Spesso, nel bilanciamento delle semireazioni è necessario utilizzare, oltre ad elettroni, specie come H +, H o H 2. Mn(VII) Mn(II) Mn e Mn2+ Non ho bilancio di cariche RED Non ho bilancio di massa Mn e + 8 H + Mn 2+ Ho bilancio di cariche 4 ossigeni + 8 idrogeni... Non ho bilancio di massa 4 molecole di H 2 Mn e + 8 H + Mn H 2 Ho bilancio di cariche Ho bilancio di massa

9 7 Cr 3+ Cr(VI) Cr(III) RED e 2 Cr 3+ Non ho bilancio di cariche Non ho bilancio di massa e + 14 H + 2 Cr 3+ 7 ossigeni + 14 idrogeni... 7 molecole di H 2 Ho bilancio di cariche Non ho bilancio di massa e + 14 H + 2 Cr H 2 Ho bilancio di cariche Ho bilancio di massa HN 3 N N(V) N(II) RED HN e N Non ho bilancio di cariche Non ho bilancio di massa HN e + 3 H + 2 ossigeni + 4 idrogeni... 2 molecole di H 2 N Ho bilancio di cariche Non ho bilancio di massa HN e + 3 H + N + 2 H 2 Ho bilancio di cariche Ho bilancio di massa

10 H 2 2 (II) (0) X 2 H e Non ho bilancio di cariche Non ho bilancio di massa 2 H e + 4 H + Ho bilancio di cariche Ho bilancio di massa ppure, se sono in ambiente basico, 2 H H e Ho bilancio di cariche 4 ossigeni + 8 idrogeni... Non ho bilancio di massa 4 molecole di H 2 2 H H e + 4 H 2 4 H e + 2 H 2 Ho bilancio di cariche Ho bilancio di massa

11 Bilanciamento Globale 2 + N HN 3 n ox (): 0 II 2 HN 3 o H 2 n ox (N): +II +V N HN 3 RED X e + 4 H + N + 2 H 2 2 H 2 HN e + 3 H e + 12 H N + 8 H N + 2 H 2 6 H HN e + 12 H + 4 HN 3 Mn 4 + Sn 2+ Mn 2+ + Sn 4+ n ox (Mn): +VII +II Mn 4 Mn 2+ RED n ox (Sn): +II +IV Sn 2+ Sn 4+ X Mn e + 8 H + Sn 2+ Sn e Mn H Mn e + 16 H Sn 2+ 2 Mn H Sn e 2 Mn H Sn 2+ 2 Mn H Sn 4+

12 Reazioni di Disproporzionamento Si definiscono di DISPRPRZINAMENT quelle reazioni di ossidoriduzione in cui lo stesso composto in parte si ossida ed in parte di riduce. Le reazioni opposte vengono definite di CMPRPRZINAMENT. P 4 PH 3 + H 3 P n 4 ox (P): 0 III P 4 PH 3 RED n ox (P): 0 +V P 4 H 3 P 4 X P e + 12 H + 4 PH 3 5 P H 2 4 H 3 P e + 20 H P e + 60 H P H 2 20 PH H 3 P e + 60 H + 2 P H 2 5 PH H 3 P 4 Altri esempi N NH 3 + HN 3 Cl 2 Cl + Cl S 3 S + S 4 Br 2 Br + Br 3 S 2 3 S + S 3 Hg 2 2+ Hg + Hg

13 Stechiometria delle Reazioni Redox mol = g PM 1 Z: Eq = Z mol 1) per le reazioni redox è il numero di elettroni scambiati per mole di sostanza 2) dipende dalla reazione Eq = Z g PM 1 = g (PM/Z) 1 = g PE 1 PE = Peso equivalente = PM Z 1 Normalità = Eq V 1 = Z mol V 1 = Z M In soluzione, per la reazione: A ox + B red A red + B ox il numero di elettroni scambiati dalla coppia A ox /A red e dalla B red /B ox è uguale, i.e.: eq(a) = eq(b) anche se, non necessariamente, mol(a) = mol(b)

14 E.g. 1: Fe Fe e PE( Fe3+ ) = PA( Fe3+ )/3 Mn e + 8 H + Mn H 2 PE( Mn4 )=PM( Mn4 )/5 Mn e + 4 H + Mn H 2 PE( Mn4 )=PM( Mn4 )/3 E.g. 2: Calcolare quanti grammi di KMn 4 servono per ossidare 7,2 g di Fe 2+ a Fe 3+. Mn 4 + Fe 2+ Mn 2+ + Fe 3+ Mn(VII) Mn(II) Z = 5 PM(KMn 4 ) = 158,04 g mol 1 Fe(II) Fe(III) Z = 1 PA(Fe) = 55,85 g mol 1 PE(Fe 2+ ) = PA(Fe)/1 = 55,85 g eq 1 PE(KMn 4 ) = PM(KMn 4 )/5 = 31,6 g eq 1 eq(fe 2+ ) = g(fe 2+ )/PE(Fe 2+ ) = 7,2 g /55,85 g eq 1 = 0,129 eq g(kmn 4 ) = eq(kmn 4 ) PE(KMn 4 ) = eq(fe 2+ ) PE(KMn 4 ) = = eq 31,6 g eq 1 = 4,07 g

15 E.g. 3: Calcolare quanti grammi di 2 servono per ossidare 10 ml di soluzione 0,2 M di ioduro. 2 + I H 2 + I 2 I ½ I 2 + e Z = 1 PE(I ) = PA(I ) 4 H e 2 H 2 Z = 4 PE( 2 ) = PM( 2 )/4 = 8 g eq 1 mol(i ) = V(I ) M(I ) = 10 ml 0.2 mmol ml 1 = 2 mmol meq(i ) = mmol(i ) Z = 2 meq g( 2 ) = eq( 2 ) PE( 2 ) = eq(i ) PE( 2 ) = 2 meq 8 mg meq 1 = 16 mg

16 E.g. 4: Calcolare: a) quante moli di H 2 S servono per ridurre 2 g di K 2 7 a Cr 3+ in soluzione acida; b) quanto zolfo si separa durante la reazione. 7 2 Cr 3+ Cr(VI) Cr(III) Z = 6 PE(K 2 7 ) = 294,2/6 = 49,03 g eq 1 H 2 S S S(II) S(0) Z = 2 PE(S) = 32/2 = 16 g eq 1 eq(k 2 7 ) = g(k 2 7 )/PE(K 2 7 ) = 2 g/(16 g eq 1 ) = 40,8 meq b) g (S) = eq(s) PE(S) = 40,8 eq 16 g eq 1 = 0,653 g a) mmol (H 2 S) = meq (H 2 S)/Z = 40.8 meq /2 = 20,4 mmol