Numero di Ossidazione (n.o.)

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1 Numero di Ossidazione (n.o.) Rappresenta la carica elettrica formale che l elemento assume nel composto se si pensa di associare gli elettroni di ciascun legame all atomo considerato più elettronegativo. La valenza di un elemento in un composto rappresenta il numero di elettroni Nei ceduti, composti acquistati nei quali o messi gli in elementi compartecipazione hanno differenza di dall elemento elettronegatività: nel composto considerato (el 1 )- (el 2 ) 2.0 composti ionici 2 > (el 1 )- (el 2 ) > 0.4 composti covalenti-polari (el 1 )- (el 2 ) 0.4 composti covalenti

2 H O O S O -2-2 O H H 2 SO 3 Acido Solforoso H S O val n.o H 2 SO 4 Acido Solforico val n.o elettronegatività: (O) > (S) > (H) 3.5 > 2.5 > 2.1

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4 V(H) = 1 n.o.(h)= +1 4H + C V(C) = 4 n.o.(c) = -4 V(H) = 1 n.o.(h)= +1 V(C) = 4 n.o.(c) = -3 3H + C + C + 3 H V(H) = 1 n.o.(h)= +1 V(C) = 4 n.o.(c) = -2 2H + C + C + 2 H V(H) = 1 n.o.(h)= +1 V(C) = 4 n.o.(c) = -1 H H C H H H H C C H H H H C C H H H H + C + C + H H C C H H metano acetilene (etino)

5 Regole per la determinazione del numero di ossidazione (n.o.) a) Atomi di una qualsiasi specie chimica allo stato elementare n.o. = 0 (He, H 2, N 2, O 2, P 4, S 8 ecc). b) Qualsiasi ione monoatomico (Na +, S 2, ecc) n.o. = carica dello ione c) La somma dei n.o. degli elementi presenti in una molecola neutra n.o. = 0 in uno ione poliatomico n.o. = carica dello ione d) Nei composti i seguenti elementi hanno: il Fluoro è sempre n.o. = 1 l Ossigeno è quasi sempre n.o. = 2 eccetto: perossidi (Na 2 O 2 ) n.o. = 1 superossidi (KO 2 ) n.o. = ½ difluoruro di ossigeno (OF 2 ) n.o. = +2 l Idrogeno n.o. = +1 negli idruri dei metalli I e II gruppo (NaH, MgH 2 ) n.o. = 1 Gli elementi del 1 gruppo (metalli alcalini) n.o. = +1 Gli elementi del 2 gruppo (metalli alcalino-terrosi) n.o. = +2 Per i non-metalli (es. alogeni, etc) se hanno elettronegatività più alta tendono a completare l ottetto acquistando elettroni.

6 Molecole neutre n.o. = 0 H 2 SO 4 Acido Solforico 2n. o.( H) n. o.( S) 4n. o.( O) 2( 1) n. o.( S) 4( 2) 0 n. o.( S) n. o.( H) n. o.( S) 3n. o.( O) 2( 1) n. o.( S) 3( 2) 0 n. o.( S) H 2 SO 3 0 Acido Solforoso 2n. o.( K ) 2n. o.( Cr ) 7n. o.( O) 0 K 2 Cr 2 O 7 dicromato di potassio 2( 1) 2n. o.( Cr ) 7( 2) 0 n. o.( Cr ) (14 2)/ 2 6

7 Ioni Poliatomici n.o. = carica dello ione MnO 4 Ione Permanganato H 2 PO 4 Ione diidrogenofosfato n. o.( Mn) 4n. o.( O) 1 n. o.( Mn) 4( 2) 1 n. o.( Mn) n. o.( H) n. o.( P) 4n. o.( O) 1 2( 1) n. o.( P) 4( 2) 1 n. o.( P) n. o.( P) 4n. o.( O) 3 PO 4 Ione fosfato n. o.( P) 4( 2) 3 n. o.( P) 8 3 5

8 Numeri di ossidazione possibili per alcuni elementi: per i non-metalli è riportato il valore minimo. In genere - Per i non-metalli, ad eccezione degli elementi del primo periodo, i possibili n.o. aumentano di 2 in 2 a partire dal minimo, fino al massimo valore che corrisponde al numero di elettroni nel guscio di valenza (GRUPPO)

9 Nomenclatura dei composti inorganici I composti formati da tutti gli elementi ad eccezione del carbonio sono considerati inorganici. Per il carbonio solo gli ossidi, carbonati, carburi e cianuri sono intesi come inorganici Le regole di Nomenclatura sono redatte ed aggiornate da una commissione della IUPAC (Unione Internazionale di Chimica Pura ed Applicata)

10 Composti binari dei metalli con idrogeno ossigeno idruri ionici ossidi ionici

11 1(+1) 2(-2) Monossido di di-sodio Na O 2 2(+2) 2(-2) Na O Na O Na Monossido di Calcio Ca O 2 2 Al O 2 3(+3) 2(-2) 3 2 CaO O 2 2 Al O Ca : : O +1-1 Triossido di di-alluminio Al : : O O Al: : O +1-1

12 1(+1) 1(-1) Idruro di Sodio 1 2 Na H 2 2(+2) 1(-1) NaH Na Diidruro di Calcio +1-1 H Ca H 2 CaH H Ca H 3(+3) 1(-1) 3 2 Al H 2 Triidruro di Alluminio AlH H Al H +1-1 H

13 Composti binari dei non metalli con idrogeno ossigeno idruri covalenti ossidi covalenti

14 C O2 CO C O 4 2 C O C O CO O C O Si O Si O SiO O Si O Monossido di carbonio Diossido di carbonio (anidride carbon-ica) Diossido di silicio (anidride silic-ica detta Silice) N2 O2 N2O3 O N O N O Triossido di diazoto 2 (anidride nitr-osa) N2 O2 N2O3 O N O N O 2 O O Pentossido di diazoto (anidride nitr-ica) Sono noti anche le corrispondenti anidridi del fosforo, dell arsenico e dell antimonio: PO, PO, As O, As O, Sb O, Sb O

15 4 2 S O S O SO O S O Diossido di zolfo (anidride solfor-osa) 6 2 S O S O SO O S O O Triossido di zolfo (anidride solfor-ica) F O2 F2O F O F Ossido di di-fluoro Cl2 O2 Cl2O Cl O Cl 2 Ossido di di-cloro (anidride ipo-clor-osa)

16 3 1 2 Cl2 O2 Cl2O3 O Cl O Cl O 2 Triossido di di-cloro (anidride clor-osa) Cl2 O2 Cl2O5 O Cl O Cl O 2 O O O O Cl2 O2 Cl2O7 O Cl O Cl O 2 O O Pentossido di di-cloro (anidride clor-ica) Eptossido di di-cloro (anidride per-clor-ica) Alcune delle precedenti anidridi sono note anche per Bromo e Iodio

17 Idruri degli elementi non metallici CH SiH 2 4 HS 4 HF HCl HBr HI idruro di carbonio (metano) idruro di silicio (silano) idruro di zolfo (acido solfidrico) idruro di fluoro (acido fluoridrico) idruro di cloro (acido cloridrico) idruro di bromo (acido bromidrico) idruro di iodio (acido iodidrico)

18 nomenclatura degli idruri Nomi d uso CH 4 metano NH 3 ammoniaca H 2 O acqua metalli (carattere ionico): NaH idruro di sodio CaH 2 idruro di calcio Non metalli (carattere covalente) Nomenclatura moderna Suffisso alla radice dell elemento -uro + di idrogeno Nomenclatura tradizionale Acido + suffisso alla radice dell elemento -idrico Nomenclatura moderna tradizionale HF fluoruro di idrogeno acido fluoridrico HI ioduro di idrogeno acido iodidrico H 2 S solfuro di idrogeno acido solfidrico HCN cianuro di idrogeno acido cianidrico

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20 nomenclatura degli ossidi Nomenclatura moderna: - tutte le combinazioni binarie con l ossigeno vengono chiamati ossidi. Si utilizzano prefissi numerici tipo di-, tri-, tetra- ecc. CaO ossido di calcio N 2 O ossido di di azoto NO 2 diossido di azoto CO 2 diossido di carbonio Al 2 O 3 triossido di dialluminio P 2 O 5 pentaossido di difosforo Caratterizzazione dello stato di ossidazione (notazione di Stock) FeO ossido di ferro(ii) Fe 2 O 3 ossido di ferro(iii) PbO ossido di piombo(ii) PbO 2 ossido di piombo(iv)

21 Nomenclatura tradizionale Composti binari dell ossigeno con i metalli non metalli ossidi anidridi in base al numero di ossidazione si usano i suffissi -oso numero di ossidazione più basso -ico numero di ossidazione più alto Metalli Cu 2 O ossido rameoso CuO ossido rameico FeO ossido ferroso Fe 2 O 3 ossido ferrico Non metalli CO 2 anidride carbonica

22 Numeri di ossidazione possibili per alcuni elementi: per i non-metalli è riportato il valore minimo. In genere - Per i non-metalli, ad eccezione degli elementi del primo periodo, i possibili n.o. aumentano di 2 in 2 a partire dal minimo, fino al massimo valore che corrisponde al numero di elettroni nel guscio di valenza (GRUPPO)

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26 I perossidi sono composti in cui esiste un legame covalente tra 2 atomi di O. H 2 O 2 Na 2 O 2 (H O O H) perossido di idrogeno o acqua ossigenata (2Na + - O O - ) perossido di sodio Idrossidi sono costituiti da ioni metallici (+) e ioni OH Vengono indicati con la nomenclatura tradizionale o con la notazione di Stock KOH Ca(OH) 2 Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 idrossido di potassio idrossido di calcio idrossido di ferro(ii) o idrossido ferroso idrossido di ferro(iii) o idrossido ferrico

27 Ossoacidi (acidi ossigenati) composti covalenti costituiti da idrogeno, ossigeno e un elemento non metallico. La nomenclatura tradizionale utilizza i suffissi oso e ico alla radice del nome dell elemento non metallico. -oso n.o. più basso -ico n.o. più alto Per più di due stati di ossidazione si utilizzano anche i prefissi H 2 SO 3 HNO 2 H 2 SO 4 HNO 3 acido solforoso acido nitroso acido solforico acido nitrico ipo- n.o. più basso per- n.o. più alto HClO acido ipocloroso HClO 2 acido cloroso HClO 3 acido clorico HClO 4 acido perclorico

28 Un acido formalmente si ottiene sommando una molecola di H 2 O all ossido corrispondente N 2 O 5 + H 2 O = H 2 N 2 O 6 = 2HNO 3 Pentaossido di diazoto acido nitrico gli acidi si distinguono anche per il contenuto formale di acqua, e si usano i prefissi orto-, piro- e meta- P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 acido ortofosforico P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7 acido pirofosforico P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 acido metafosforico

29 O S tiocomposti gli acidi dove l ossigeno e sostituito dallo zolfo, prendono il prefisso tio-. HOCN acido cianico HSCN acido tiocianico H 2 SO 4 acido solforico H 2 S 2 O 3 acido tiosolforico

30 H O O S -2 O H S 0 H 2 SO 3 Acido Solforoso H S O val n.o H 2 S 2 O 3 Acido TioSolforico val n.o elettronegatività: (O) > (S) > (H) 3.5 > 2.5 > 2.1

31 Sali I sali sono composti a carattere ionico e si ottengono formalmente facendo reagire un idrossido con un acido NaOH + HCl = NaCl + H 2 O Nomenclatura moderna Nomenclatura tradizionale cloruro di sodio NaCl cloruro di sodio cloruro di ferro(ii) FeCl 2 cloruro ferroso O dicloruro di ferro cloruro di ferro(iii) FeCl 3 cloruro ferrico O tricloruro di ferro

32 Sali derivati da ossoacidi n.o. più basso n.o. più alto acido -oso -ico sale -ito -ato Per più n.o. si utilizzano i prefissi ipo- e per-. KNO 2 Mg(NO 3 ) 2 CaSO 4 KHCO 3 Ca(HCO 3 ) 2 Na 2 HPO 4 Ca(H 2 PO 4 ) 2 nitrito di potassio NaClO nitrato di magnesio NaClO Solfato di calcio 3 KClO 4 idrogenocarbonato di potassio o bicarbonato di potassio o carbonato acido di potassio idrogenocarbonato di calcio o bicarbonato di calcio o carbonato acido di calcio idrogenofosfato di sodio diidrogenofosfato di calcio ipoclorito di sodio clorato di sodio perclorato di potassio

33 La nomenclatura degli ioni si ottiene tenendo conto delle indicazioni precedenti. monoatomici Nomenclatura moderna Nomenclatura tradizionale Fe 2+ ione ferro(ii) ione ferroso Fe 3+ ione ferro(iii) ione ferrico poliatomici si usa il suffisso onio Ioni positivi (+) H 3 O + NH 4 + ione ossonio ione ammonio

34 Ioni negativi (-) Cl - S 2- N 3- monoatomici si usa il suffisso uro ione cloruro ione solfuro ione nitruro Ioni derivati dagli ossoacidi ClO - ione ipoclorito SO 2-4 ione solfato NO - 2 ione nitrito H 2 PO 4- ione diidrogenofosfato HS - CN - S 2-2 N - 3 uro si usa anche per alcuni ioni poliatomici ione idrogenosolfuro ione cianuro ione disolfuro ione azoturo

35 solfato di potassio acido solforico + idrossido di potassio -ico max stato di ossidazione S +6 Ossido + acqua = Acido solforico SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O fosfato di calcio Ca 3 (PO 4 ) 2. nitrato di litio LiNO 3. dicromato di calcio CaCr 2 O 7. carbonato di Magnesio MgCO 3. cianuro di ammonio NH 4 CN. idrogenosolfito di sodio NaHSO 3. acetato di magnesio Mg(CH 3 COO) 2.

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42 Reazioni Chimiche Reazioni acido-base e reazioni di scambio (senza variazione del numero di ossidazione) Reazioni di ossido-riduzione o redox Sostanze a carattere acido Ossoacidi Idracidi Ossidi acidi Sostanze a carattere basico Idrossidi Ossidi basici Basi protoniche

43 a) Reazione tra un acido (ossoacido o idracido) e un idrossido HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = CaSO 4 + 2H 2 O b) Reazione di salificazione tra un acido e un ossido basico: 2HCl + CaO = CaCl 2 + H 2 O 2H 3 PO 4 + 3Na 2 O = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O

44 c) Reazione di salificazione tra un acido e basi protoniche: HNO 2 + NH 3 = NH 4 NO 2 H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4 ) 2 SO 4 d) Reazione di salificazione tra ossido acido e idrossido: CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O SO 2 + Ba(OH) 2 = BaSO 3 + H 2 O

45 e) Reazione di salificazione tra un ossido acido e un ossido basico: SO 2 + K 2 O = K 2 SO 3 SO 3 + BaO = BaSO 4 H NO 3 + Na OH H OH + Na NO 3 H 2 O

46 Reazioni di Scambio a) Sale1 + Acido1 = Sale2 + Acido2 Equazione molecolare FeS (s) + 2HCl (aq) = FeCl 2(aq) + H 2 S (g) Equazione ionica FeS (s) + 2H + (aq) + 2Cl (aq) = Fe 2+ (aq) + 2Cl (aq) + H 2 S (g) Equazione ionica netta FeS (s) + 2H + (aq) = Fe 2+ (aq) + H 2 S (g)

47 Reazioni di Scambio b) Sale1 + Base1 = Sale2 + Base2 Equazione molecolare Na 2 CO 3(aq) + 2Ca(OH) 2(aq) = CaCO 3(s) + 2NaOH (aq) Equazione ionica netta CO 3 2 (aq) + Ca 2+ (aq) = CaCO 3(s)

48 Reazioni di Scambio c) Sale1 + Sale2 = Sale3 + Sale4 2KI (aq) + Pb(NO 3 ) 2(aq) = 2KNO 3(aq) + PbI 2 (s) Equazione ionica netta 2I (aq) + Pb 2+ (aq) = PbI 2(s)

49 Numero di Ossidazione (n.o.) Rappresenta la carica elettrica formale che l elemento assume nel composto se si pensa di associare gli elettroni di ciascun legame all atomo considerato più elettronegativo. La valenza di un elemento in un composto rappresenta il numero di elettroni ceduti, acquistati o messi in compartecipazione dall elemento nel composto considerato

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57 Reazioni di Ossido-Riduzione o redox In origine si definivano due processi diversi per Ossidazione la combinazione chimica di un elemento con l ossigeno Riduzione la sottrazione di ossigeno da un ossido Oggi si considerano una classe più ampia in cui L elemento che: perde elettroni si ossida (agente riducente) acquista elettroni si riduce (agente ossidante) H H 2 + Cl 2 = 2HCl H + Cl Cl H Cl + H Cl

58 Gli Agenti Ossidanti hanno una spiccata tendenza ad appropriarsi di elettroni: Sono composti che hanno almeno un elemento con n.o. vicino al MAX

59 Gli Agenti Riducenti hanno una spiccata tendenza a cedere elettroni: Sono composti che hanno almeno un elemento con n.o. vicino al MIN

60 reazione di combustione Tipi di reazioni Red-Ox reazione S(s) + di O 2 sintesi (g) = SO 2 (g) C reazione 4 H 10 3H(g) 2 (g) + di +N 13 decomposizione O 2 (g) 2 (g) = = 2NH 4CO 3 (g) 2 (g) + 5H 2 O(g) 2 reazione Ca(s) 2 + HCl 2 Odi 2 2 (g) (l) spostamento = CaCl 2 H 2 O(l) 2 (s) + O 2 (g) KClO Zn(s) 3 (s) + = 2HCl(aq) KCl + 3/2O = H 2 (g) 2 (g) + ZnCl 2 (aq) Cu(s) +2AgNO 3 (aq) = Ag(s) +Cu(NO 3 ) 2 (aq) Fe(s) + CuSO 4 (aq) = FeSO 4 (aq) + Cu(s)

61 Bilanciamento delle reazioni redox Nelle reazioni redox, il numero totale di elettroni acquistati deve essere uguale al numero di elettroni ceduti. Procedimento metodo diretto i) Scrivere le formule corrette per tutti i reagenti e i prodotti; ii) Assegnare agli atomi presenti nell equazione i numeri di ossidazione; iii) Identificare gli atomi che cambiano numero di ossidazione; iv) Rendere uguali da ambedue le parti dell equazione il numero degli atomi che cambiano numeri di ossidazione inserendo dei coefficienti temporanei; v) Calcolare la variazione totale del numero di elettroni sia per l ossidazione sia per la riduzione; vi) Fare in modo che gli elettroni ceduti siano uguali a quelli acquistati, moltiplicando per appropriati fattori; vii) Bilanciare il rimanente per confronto.

62 Bilanciamento delle reazioni redox Ioduro di sodio con acido ipocloroso formano iodato di sodio ed acido cloridrico acquista 2 e - 3 = 6 e Na I + 3 H Cl O = Na I O 3 + 3H Cl perde 6 e - 1 = 6 e - vii) iv) vi) iii) Rendere Fare Bilanciare Calcolare Identificare Assegnare Scrivere in modo uguali le la il agli formule variazione rimanente che gli da atomi gli ambedue elettroni corrette presenti che totale per cambiano confronto. del per parti ceduti nell equazione numero tutti dell equazione numero siano i reagenti di uguali elettroni di i numeri ossidazione; a e il quelli i numero prodotti; sia di ossidazione; acquistati, perdegli atomi che moltiplicando l ossidazione cambiano numeri sia per per appropriati di la riduzione; ossidazione fattori; inserendo dei coefficienti temporanei;

63 Bilanciamento delle reazioni redox Permanganato di potassio con acido ossalico e acido solforico formano solfato di manganese, biossido di carbonio, solfato di potassio ed acqua acquista 5 e - 2 = 10 e KMnO 4 5H 2 C 2 O H 2 SO 4 MnSO 4 2CO 2 K 2 SO 4 8H = 2 10 O Ogni atomo di C perde 1 e -, sono KSO 4 21 H = 16 perdono 2 e - 5 = 10 e - SO KH 4 2+1=3 2 vii) iv) vi) iii) Rendere Fare Bilanciare Calcolare Identificare Assegnare Scrivere in modo uguali le la il agli formule variazione rimanente che gli da atomi gli ambedue elettroni corrette presenti che totale per cambiano confronto. del per parti ceduti nell equazione numero tutti dell equazione numero siano i reagenti di uguali elettroni di i numeri ossidazione; a e il quelli i numero prodotti; sia di ossidazione; acquistati, perdegli atomi che moltiplicando l ossidazione cambiano numeri sia per per appropriati di la riduzione; ossidazione fattori; inserendo dei coefficienti temporanei;

64 Bilanciamento delle reazioni redox Acido solforico con alluminio formano biossido di zolfo, solfato di alluminio ed acqua acquista 2 e - 3 = 6 e H 2 SO Al = 3SO 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O S 3 perdono 6 e - 1 = 6 e - S 3+3 =6 Ogni atomo di Al perde 3 e -, sono 2 vii) iv) vi) iii) Rendere Fare Bilanciare Calcolare Identificare Assegnare Scrivere in modo uguali le la il agli formule variazione rimanente che gli da atomi gli ambedue elettroni corrette presenti che totale per cambiano confronto. del per parti ceduti nell equazione numero tutti dell equazione numero siano i reagenti di uguali elettroni di i numeri ossidazione; a e il quelli i numero prodotti; sia di ossidazione; acquistati, perdegli atomi che moltiplicando l ossidazione cambiano numeri sia per per appropriati di la riduzione; ossidazione fattori; inserendo dei coefficienti temporanei;

65 Bilanciamento delle reazioni redox Iodio con idrossido di sodio formano ioduro di sodio, iodato di sodio ed acqua acquista 1 e - 5 = 5 e I 2 6 H =6 6/2 = 3 + NaO = NaI I O perde 5 e - 1 = 5 e - Na O 3 H 2 Questa è una reazione di dismutazione o disproporzionamento: la stessa specie chimica agisce sia da ossidante sia da riducente vii) iv) iii) vi) Rendere Bilanciare Fare Calcolare Identificare Assegnare Scrivere in modo uguali le la il agli formule variazione rimanente gli che da atomi gli ambedue corrette elettroni presenti che totale per cambiano confronto. del per parti ceduti nell equazione numero tutti dell equazione numero siano i reagenti di uguali elettroni di i numeri ossidazione; a e il quelli i numero prodotti; sia di ossidazione; per acquistati, degli atomi che l ossidazione moltiplicando cambiano numeri sia per per appropriati di la riduzione; ossidazione fattori; inserendo dei coefficienti temporanei; + +

66 Bilanciamento delle reazioni redox Procedimento ione-elettrone Soluzione acida i) Dividere l equazione in semireazioni; ii) Bilanciare gli atomi diversi da H e O; iii) Bilanciare O aggiungendo H 2 O; iv) Bilanciare H aggiungendo H + ; v) Bilanciare la carica aggiungendo e - ; 2H 2 O H 3 O + + OH H 2 O H + + OH neutra quantità di ioni H + uguale OH Acida eccesso di ioni H + basica eccesso di ioni OH vi) Eguagliare e - acquistati e ceduti, quindi sommare le semireazioni; vii) Cancellare qualsiasi cosa risulti uguale da entrambe le parti.

67 Bilanciamento delle reazioni redox Procedimento ione-elettrone Soluzione basica Si applicano gli stadi da i) a vii) nel caso di una soluzione acida, quindi si continua con i seguenti tre stadi; viii) Aggiungere da entrambe le parti un numero di OH - uguale a quello degli H + ; ix) Trasformare OH - e H + in H 2 O; x) Eliminare H 2 O per quanto possibile; basica eccesso di ioni OH

68 Bilanciare la seguente equazione tenendo conto che la reazione avviene in soluzione acida S 2 O ClO = Cl + S 4 O 6 2 6O 6O 2 2 = = 2 2S 2 O 2 3 = S 4 O e 2 H + + ClO + 2 e = Cl + H 2 O = = 1 2 2H + + 2S 2 O ClO + 2e = Cl + S 4 O H 2 O + 2e iii) iv) vi) vii) Eguagliare Dividere Bilanciare Cancellare l equazione H O gli la equalsiasi - aggiungendo carica acquistati atomi aggiungendo diversi cosa in semireazioni; e H risulti ceduti, + da 2 ; O; H uguale e quindi - O; ; da sommare entrambe le le parti. semireazioni;

69 Gli Agenti Ossidanti hanno una spiccata tendenza ad appropriarsi di elettroni: Sono composti che hanno almeno un elemento con n.o. vicino al MAX

70 Gli Agenti Riducenti hanno una spiccata tendenza a cedere elettroni: Sono composti che hanno almeno un elemento con n.o. vicino al MIN

71 Bilanciare la seguente equazione tenendo conto che la reazione avviene in soluzione acida Cu + NO 3 = Cu 2+ + NO 2 2e + 2 NO H + = 2 NO H 2 O ( ) 2 Cu = Cu e ( ) 1 4H + + 2NO 3 + Cu + 2e = Cu NO 2 + 2H 2 O + 2e iii) iv) vi) vii) Eguagliare Dividere Bilanciare Cancellare l equazione H O gli la equalsiasi - aggiungendo carica acquistati atomi aggiungendo diversi cosa in semireazioni; e H risulti ceduti, + da 2 ; O; H uguale e quindi - O; ; da sommare entrambe le le parti. semireazioni;

72 Bilanciare la seguente equazione tenendo conto che la reazione avviene in soluzione basica Fe(OH) 2 + O 2 = Fe(OH) 3 + OH 4 e + O H + = OH ( ) 1 4 Fe 2+ = 4 Fe 3+ + H 2 O + 4 e ( ) 4 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 4Fe 2+ + O 2 + 3H 2 + 3H+ 3OH 4e = 4Fe 3+ + H 2 O + + 3OH 4e 2 O + 4OH + 8OH + 8OH iv) vi) vii) viii) ix) Eliminare Eguagliare Dividere Trasformare Bilanciare Cancellare Aggiungere l equazione H O gli la equalsiasi - aggiungendo carica acquistati da OH atomi entrambe - e aggiungendo diversi H cosa in + semireazioni; e risulti ceduti, + da ; parti H uguale e quindi - O; ; un numero da sommare entrambe di OH le - 2 O per quanto in possibile; H 2 O; uguale parti. semireazioni; a quello degli H + ;

73 Bilanciare la seguente equazione tenendo conto che la reazione avviene in soluzione basica CrO S 2 = CrO 2 + S 3 S 2 = 3S + 26 e ( ) 3 CrO 2 4 = CrO 36 e H H 4 2 O ( ) 2 2CrO S 2 +8H 4H + + 6e = 2CrO 2 +3S + 4H 2 O + 6e O+ 8OH +8OH 2 iv) vi) vii) viii) ix) Eliminare Eguagliare Dividere Trasformare Bilanciare Cancellare Aggiungere l equazione H O gli la equalsiasi - aggiungendo carica acquistati da OH atomi entrambe - e aggiungendo diversi H cosa in + semireazioni; e risulti ceduti, + da ; parti H uguale e quindi - O; ; un numero da sommare entrambe di OH le - 2 O per quanto in possibile; H 2 O; uguale parti. semireazioni; a quello degli H + ;

NUMERO DI OSSIDAZIONE Es. HCl H + Cl - H = +1 Cl = -1 H 2. O 2 H + O 2- H = +1 O = -2 Es. NaCl Na + Cl - Na = +1 Cl = -1

NUMERO DI OSSIDAZIONE Es. HCl H + Cl - H = +1 Cl = -1 H 2. O 2 H + O 2- H = +1 O = -2 Es. NaCl Na + Cl - Na = +1 Cl = -1 NUMERO DI OSSIDAZIONE Es. HCl H + Cl - H = +1 Cl = -1 H 2 O 2 H + O 2- H = +1 O = -2 Es. NaCl Na + Cl - Na = +1 Cl = -1 Es. H-H, O=O, Cu, Fe N OX = 0 H: +1, (tranne che negli idruri metallici es. NaH:

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