NOMENCLATURA DEI COMPOSTI CHIMICI

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1 NOMENCLATURA DEI COMPOSTI CHIMICI La nomenclatura chimica permette di identificare i composti mediante un nome specifico, che si definisce a partire dalla formula della sostanza. Alcuni composti sono indicati prevalentemente con il loro nome comune: sono un esempio l'acqua (H 2 O) e l'ammoniaca (NH 3 ). Nella maggior parte dei casi però per attribuire il nome ai differenti composti si utilizzano alcune regole codificate. ChimicaGenerale_lezione13 1

2 Esistono diversi sistemi di nomenclatura: la nomenclatura tradizionale, quella IUPAC. 1. La nomenclatura tradizionale è basata principalmente sulla divisione degli elementi in metalli e non metalli e tiene conto dello stato di ossidazione degli atomi che formano la molecola. 2. La nomenclatura IUPAC è basata sulle regole redatte dalla IUPAC nel 1959, riviste nel 1971 e nel 1990; essa ci consente di evidenziare, in modo chiaro e immediato, la relazione fra il nome di un composto e la sua formula. ChimicaGenerale_lezione13 2

3 REGOLE DI NOMENCLATURA Gli atomi nelle sostanze elementari hanno sempre stato di ossidazione zero.(es. Cl 2 n.o. cloro è zero; S 8 lo zolfo ha n.o. zero). Lo stato di ossidazione dell'ossigeno è -2, tranne nei perossidi, in cui vale -1, nei superossidi, dove vale -0.5 (anione O 2- ) e quando è legato al fluoro, in cui è +2. (es. H 2 O, MgO, l'ossigeno ha n.o. -2; perossidi di idrogeno, H 2 O 2, ha stato di ossidazione -1; F 2 O l'ossigeno ha stato di ossidazione +2; KO 2, superossido di potassio, vale -0.5) ChimicaGenerale_lezione13 3

4 Lo stato di ossidazione dell'idrogeno è +1, fanno eccezione i casi in cui H è combinato con un metallo, nel qual caso ha stato di ossidazione -1 (In H 2 O, HCl, H 2 SO 3, HF, NH 3, PH 3, CH 4 l'idrogeno ha OX +1; negli idruri dei metalli, come LiH, CuH, l'idrogeno ha OX -1 (notiamo che H è posto a destra della formula). Gli ioni monoatomici hanno stato di ossidazione coincidente con la carica elettrica (Il ferro in Fe 3+ ha OX +3. Il sodio in NaCl (Na + Cl - ) ha OX +1. Il magnesio in MgO (Mg 2+ O 2- ) ha OX +2.) ChimicaGenerale_lezione13 4

5 In uno ione poliatomico la somma degli stati di ossidazione deve equivalere alla carica dello ione (In SO 4 2- i 4 ossigeni danno -8. Perché avanzi -2 allo ione, lo zolfo deve avere OX +6; in Cr 2 O 7 2- i 7 ossigeni danno -14; perché restino due cariche negative i due atomi di cromo devono avere +12, quindi +6 ciascuno.) ChimicaGenerale_lezione13 5

6 In una molecola o in un composto ionico la somma degli stati di ossidazione deve essere zero (In H 2 O ogni idrogeno ha OX +1 e l'ossigeno ha OX -2, quindi ; In PbO 2 i due ossigeni (con OX -2) danno -4; perché il totale sia zero, il piombo ha OX +4.). In un legame covalente gli elettroni condivisi sono formalmente attribuiti all'atomo più elettronegativo (In PCl 3 il fosforo forma tre legami con il più elettronegativo cloro. Quindi il fosforo ha OX +3 e il cloro ha OX -1.). ChimicaGenerale_lezione13 6

7 NOMENCLATURA COMPOSTI BINARI Come prima approssimazione, possiamo stabilire che i composti binari contenenti un metallo e un non-metallo sono generalmente ionici, con il metallo sotto forma di catione e il non-metallo sotto forma di anione. I composti costituiti da due non-metalli sono invece solitamente covalenti. In generale l elemento che occupa la posizione più a destra nella tavola periodica sarà anche quello a destra nella formula chimica. Il composto prende il nome proprio dall'elemento a destra, cui va aggiunto il suffisso -uro, seguito da di e dal nome dell elemento a sinistra (del metallo nel caso del composto ionico) ChimicaGenerale_lezione13 7

8 ChimicaGenerale_lezione13 8

9 Se i due elementi si combinano in modi diversi, usiamo i prefissi mono-, di-, tri-, a seconda del numero di atomi. Il suffisso -uro segue il nome dell'anione, che a sua volta è preceduto dal prefisso che indica il numero degli atomi presenti nella formula. FeCl 2 cloruro ferroso dicloruro di ferro FeCl 3 cloruro ferrico tricloruro di ferro Al 2 S 3 solfuro di alluminio trisolfuro di dialluminio ChimicaGenerale_lezione13 9

10 COMPOSTI DELL' IDROGENO I composti dell idrogeno con i metalli, vengono denominati idruri (come se l idrogeno si trovasse a destra di questi elementi), mentre in quelli con i non-metalli è quest ultimo a prendere il suffisso uro. Esempio: NaH è l idruro di sodio; HCl è il cloruro di idrogeno. I composti binari dell idrogeno con il carbonio, inoltre, sono moltissimi, e danno luogo alla famiglia degli idrocarburi, di cui si occupa in modo approfondito la chimica organica. Vi sono inoltre alcuni composti che hanno dei nomi correnti indipendenti dal nome sistematico: si tratta in molti casi di sostanze di uso comune, note e diffuse per le loro proprietà ben prima della conoscenza della loro struttura molecolare. Due esempi sono rappresentati dall acqua (H 2 O) e dall ammoniaca (NH 3 ). ChimicaGenerale_lezione13 10

11 ACIDI BINARI Alcuni composti binari dell idrogeno con non-metalli, messi in soluzione acquosa, danno luogo a una reazione acida, che possiamo in modo schematico al momento descrivere come una dissociazione della molecola in due parti: un protone (H + ) viene ceduto all acqua e il nonmetallo resta sotto forma di anione. A titolo di esempio la reazione del cloruro di idrogeno in acqua può essere scritta come: HCl (aq) H + (aq) + Cl (aq) Le soluzioni acquose di questi composti vengono pertanto denominate acidi. Il nome di ciascun acido si ottiene dal nome del non-metallo con l aggiunta del suffisso -idrico. Una soluzione acquosa di HCl è, ad esempio, l acido cloridrico, così come HF è l acido fluoridrico e H 2 S l acido solfidrico. ChimicaGenerale_lezione13 11

12 Composti binari dell'ossigeno La nomenclatura IUPAC utilizza il termine ossido preceduto dai prefissi mono-, di-, tri- ecc. in base al numero di atomi di ossigeno presenti nella molecola. A tale termine seguono di e il nome del catione preceduto da un prefisso che specifica il numero di atomi con cui il catione compare nella molecola. La nomenclatura tradizionale, a differenza delle altre due, distingue gli ossidi dei metalli (ossidi basici) da quelli dei non metalli (ossidi acidi) e utilizza regole diverse nei due casi. ChimicaGenerale_lezione13 12

13 La nomenclatura dei composti ternari I composti ternari sono formati dalla combinazione di tre differenti elementi. I principali composti ternari sono gli idrossidi, gli ossiacidi (detti anche ossoacidi) e i sali degli ossiacidi. ChimicaGenerale_lezione13 13

14 Gli idrossidi sono composti di tipo ionico che otteniamo facendo reagire gli ossidi basici con l'acqua.il gruppo monovalente caratteristico degli idrossidi è l'ossidrile (OH) presente come ione idrossido (OH-). Otteniamo gli ossiacidi facendo reagire l'acqua con gli ossidi acidi o anidridi. Secondo la nomenclatura tradizionale, ancora in uso, il nome di ciascun ossiacido deriva direttamente dalla corrispondente anidride. ChimicaGenerale_lezione13 14

15 OSSIACIDI Sono composti ternari che contengono idrogeno, ossigeno e un terzo elemento, solitamente un non-metallo. Questi composti sono acidi perché in acqua si dissociano, rilasciando uno (o più) H+ e generando un anione. Per quanto riguarda le regole di nomenclatura, essi seguono la regola: Acido + nome del non-metallo + suffisso. Il suffisso è ico se ho maggior n.o. (es. H 2 SO 4 ) Il suffisso è oso se ho minor n.o. (es. H 2 SO 3 ) ChimicaGenerale_lezione13 15

16 Ci sono tuttavia elementi per i quali le possibilità sono più di due, come ad esempio il cloro. In questo caso oltre alla desinenza, si usa anche un prefisso, e le possibilità diventano ben quattro: 1. HClO acido ipo - cloroso 2. HClO 2 acido cloroso 3. HClO 3 acido clorico 4. HClO 4 acido per - clorico Qual è lo stato di ossidazione del cloro in ciascuno degli acidi? ChimicaGenerale_lezione13 16

17 Gli acidi meta-, piro-, orto- e poli- Gli ossiacidi derivano dalla reazione di un'anidride con una molecola d'acqua. Alcune anidridi, però, possono combinarsi con l'acqua in rapporti diversi: 1:1 oppure 1:2 oppure 1:3 A seconda dei casi, otteniamo ossiacidi diversi. In situazioni come questa la nomenclatura tradizionale utilizza i prefissi meta-, orto- e piro-. ChimicaGenerale_lezione13 17

18 Esempio: anidride fosforica P 2 O 5 1 mol. anidride + 1 mol. d'acqua P 2 O 5 + 1H 2 O 2HPO 3 acido metafosforico 1 mol. anidride + 2 mol. d'acqua P 2 O 5 + 2H 2 O H4P 2 O 7 acido pirofosforico 1 mol. anidride + 3 mol. d'acqua P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 acido ortofosforico (o fosforico) ChimicaGenerale_lezione13 18

19 I sali ternari I sali ternari sono composti ionici che derivano dagli acidi per sostituzione di uno o più idrogeni con un catione metallico o con lo ione ammonio NH 4+. Per la nomenclatura tradizionale dei sali ternari valgono le seguenti regole: 1. Se l'acido termina in -oso il sale assume il suffisso -ito; 2. Se l'acido termina in -ico il sale assume il suffisso -ato. ChimicaGenerale_lezione13 19

20 ALTRI Oltre agli ossianioni, ce ne sono altri che non derivano dagli ossiacidi, e ovviamente seguono regole di nomenclatura diverse. Lo ione CN-,ad esempio, deriva dall acido cianidrico, e si chiama ione cianuro. Lo ione OH- invece si chiama ione idrossido. Esistono anche degli ioni molecolari con carica positiva, che possiamo considerare formati attraverso l acquisto di un protone, ma questi sono meno diffusi degli anioni. Il più comune catione molecolare è lo ione ammonio, NH4 +. ChimicaGenerale_lezione13 20

21 Esercizi di bilanciamento di reazioni senza trasferimento di elettroni MgHPO4 Mg2P2O7 + H2O [R. 2,1,1] Na2CO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O [R. 1,2,2,1,1] ZnCl2 + NH3 + H2O Zn(OH)2 + NH4Cl [R. 1,2,2,1,2] CaF2 + SiO2 + H2SO4 CaSO4 + SiF4 + H2O [R. 2,1,2,2,1,2] K2SO4 + Ba(OH)2 BaSO4 + KOH [R. 1,1,1,2] C6H6 + O2 CO2 + H2O [R. 1,15/2,6,3] Fe3+ + NH3 + H2O NH4 + + Fe(OH)3 [R. 1,3,3,3,1] NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 [R. 2,1,1,1] ChimicaGenerale_lezione13 21

22 Calcoli stechiometrici 1. Data la reazione: Na2O + CO2 Na2CO3 determinare la quantità in grammi di Na2CO3 che si forma a partire da 30,0 g di Na2O e 30,0 g di CO2. [R. 51,3 g] 2. Data la reazione: 2H2 + O2 2 H2O determinare la quantità in grammi di H2O che si forma a partire da 30,0 g di H2 e 100,0 g di O2. [R. 112,6 g] 3. Data la reazione: N2 + 3 H2 2 NH3 determinare la resa della reazione se si formano 25,0 g di NH3 partendo da 1 mole di N2 e 3 moli di H2. [R. 73,4%] ChimicaGenerale_lezione13 22

23 Calcoli stechiometrici 4. Completare e bilanciare la seguente reazione: HNO3 + FeCl2 + HCl NO + FeCl3 + H2O Calcolare la quantità di FeCl3 che si forma a partire da 15,7 g di HNO3 sapendo che la resa della reazione è del 75%. [R. 91,0 g] 5. Data la reazione: I2 + HNO3 HIO3 + NO2 + H2O calcolare la resa della reazione sapendo che da 75,4 g di I2 sono stati ottenuti 85,3 g di HIO3. [R. 81,6 %] ChimicaGenerale_lezione13 23

24 Esercizi sui gas Conversioni Temperatura SCALA KELVIN: T t( C) d (Hg) 13,6 g/cm3 13,6 103 Kg/m3 P h d g 0,760 m 13,6103 Kg/m3 9,81 m/s2 1, Kg/(m s2) 1, Pa ChimicaGenerale_lezione13 24

25 Esercizio sui gas.1 Quale è la pressione esercitata da una moneta da 500 Lire (caratterizzata da una massa di 6,81 g e da un raggio di 13,0 mm)? Fm x g (6,81 x 10-3 Kg) x (9,81 m/s2 ) 6,71 x 10-2 Kg m/s2 A π r2 3,14 x (13,0 x 10-3)2 5,3 x 10-4 m 2 P F A 6, , Kg m /s -4 m Kg / (ms 2 ) ChimicaGenerale_lezione13 25

26 Esercizio gas.2 Una certa quantità di ossigeno occupa 50,0 L a 15,7 atm. Quale volume occuperà a 1,00 atm? P i V i P f V f Vi 50,0 L P i 15,7 atm V f? P f 1,00 atm P V 15,7 atm 50,0 L V i i f P 1,00 atm f 785 L ChimicaGenerale_lezione13 26

27 Esercizio.3 Un gas ha un volume di 785 L a 21 C. Quale è il suo volume a 28 C? V T f f V T i i V V i f T i T f V i 785 L V f? T i K T f K V 301 K V i T 785 L f f T 294 K i 804 L ChimicaGenerale_lezione13 27

28 Esercizio gas.4 Quanti grammi di O 2 ci sono in una bombola di 50,0 L a 21 C se la pressione è 15,7 atm? P 15,7 atm V 50,0 L T K n? PV 15,7 atm 50,0 L n RT 0,0821L atm/(k mol) 294 K 32,5 mol massa O 2 32,5 mol 32,0 g/mol 1,04 x 103 g ChimicaGenerale_lezione13 28

29 Esercizio gas.5 Quale è la densità dell ossigeno, O 2, a 25 C e a 0,850 atm? T K P Mm 0,850 atm 32 g/mol d R T 0,0821L atm /(K mol) 298 K 1,11g/L ChimicaGenerale_lezione13 29

30 Esercizio gas.6 Quale è il peso molecolare di una sostanza che pesa 0,970 g il cui vapore occupa 200 ml a 99 C e 0,964 atm? T K 0,970 g d 4,85 g/l 0,200 L d R T 4,85 g/l 0,0821L atm/(k mol) 372 K M m P 0,964 atm 154 g/mol ChimicaGenerale_lezione13 30

31 Esercizio gas. 7 Un composto è costituito dal 54,5% di carbonio, dal 36,4% di ossigeno e dal 9,1% di idrogeno. Determinare la formula molecolare di tale composto sapendo che 0,345 g occupano 120 ml a 100 C e 1,00 atm. 54,5 g C 12,0 g/mol 4,54 mol 4,54 2,28 1,99 Formula empirica C 2 H 4 O 9,10 g H 1,01g/mol 36,4 g O 16,0 g/mol 9,01 mol 2,28 mol 9,01 2,28 2,28 2,28 3,96 1,00 Formula molecolare: (C 2 H 4 O) n ChimicaGenerale_lezione13 31

32 0,345 g d 0,120 L 2,87 g/l d R T 2,87 g/l 0,0821L atm/(k mol) 373 K M m P 1,00 atm 87,9 g/mol 87,9 n 44,0 2,00 (C 2 H 4 O) 2 cioè C 4 H 8 O 2 ChimicaGenerale_lezione13 32

33 Esercizio gas.8 Data la reazione: 2 KClO 3 (s) 2 KCl(s) + 3 O 2 (g) quanti litri di ossigeno è possibile ottenere a 298 K e 1,02 atm da 1,226 g di KClO 3? n 3 1,226 g 122,6 g/mol KClO 0,0100 mol 3 mol O2 no 0,0100 mol 2 KClO 3 2 mol KClO 3 0,0150 mol ChimicaGenerale_lezione13 33

34 da PV nrt si ricava V nrt P 0,015 mol 0,0821L atm/(k mol) 1,02 atm 298 K 0,360 L In maniera analoga si risolvono problemi in cui è dato il volume di O 2 sviluppato e si vuole sapere il peso di KClO 3 necessario a produrlo ChimicaGenerale_lezione13 34

35 Esempio gas.9 Le automobili sono equipaggiate con gli air-bag che si gonfiano automaticamente in caso di urto. Molti air-bag sono gonfiati con l'azoto, N 2, che viene prodotto nella reazione chimica tra azoturo di sodio, NaN 3, e ossido di ferro (III), Fe 2 O 3. La reazione, innescata da una scintilla, è molto veloce 6 NaN 3 (s) + Fe 2 O 3 (s) 3 Na 2 O(s) + 2 Fe(s) + 9 N 2 (g) Quanti grammi di azoturo di sodio occorre impiegare per avere 75,0 L di azoto gassoso a 25 C e 748 mmhg? ChimicaGenerale_lezione13 35

36 P 748 mmhg/ 760 mmhg 0,984 atm V75,0 L T ( ) K 298 K n? PV 0,984 atm 75,0L n RT 0,0821L atm/(k mol) 298 K 6 mol NaN N 2,01mol 2 NaN 9 mol N 3 3,02 mol 2 3 3,02 mol 2,01 mol x 65,01 g/mol 131 g di NaN 3 ChimicaGenerale_lezione13 36

37 Esercizio gas.10 PRESSIONI PARZIALI In un recipiente di 10,0 L sono posti 1,013 g di O 2 e 0,572 g di CO 2 a 18 C. Determinare: a) le pressioni parziali di O 2 e CO 2 ; b) la pressione totale; c) la frazione molare di O 2 1,013 g n 0,0317 mol n 2 CO 2 32,00 g/mol 0,572 g 46,00 g/mol O RT 0,0821L atm/( K mol) 291K O n 0,0317 mol 2 O V 10 L P 2 RT 0,0821L atm/( K mol) 291K CO n 0,0124 mol 2 CO V 10 L P 2 ChimicaGenerale_lezione ,0124 mol 0,0760 atm 0,0296 atm

38 b) P 2 CO 2 PO + P 0, ,0296 0,106 atm c) P 2 x 2 P 0,0760 0,106 O O 0,717 il 71,7 % di moli/molecole/volume ChimicaGenerale_lezione13 38

39 Soluzioni calcolo n.o. Calcolare il numero di ossidazione di tutte le specie chimiche presenti nei diversi composti CaSO3 [+2,+4,-2] Na2CO3 [+1,+4,-2] CO2 [+4,-2] ZnCl2 [+2,-1] NH3 [-3,+1] NH4Cl [-3,+1,-1] CaF2 [+2,-1] SiO2 [+4,-2] H2SO4 [+1,+6,-2] Ba(OH)2 [+2,-2,+1] O2 [0] Fe3+ [+3] NaHCO3 [+1,+1,+4,-2] NO3 - [+5,-2] ChimicaGenerale_lezione13 39

40 Soluzioni esercizi bilanciamento reazioni redox Cr2O Br - Br2 + Cr3+ (ambiente acido) [1,6,+14H+ 3,2,+ 7H2O] Hg + HNO3 + HCl HgCl2 + NO + H2O [3,2,6 3,2, 4] Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + P + CO [1,3,5 3,2,5] MnO4 - + Cl - Mn2+ + Cl2 (ambiente acido) [2,10,+16H+ 2,5,+ 8H2O] P4 + OH - PH3 + H2PO2 - [1,3,+3H2O 1,3] ChimicaGenerale_lezione13 40

41 Bilanciamento REDOX con metodo ionico-elettronico scrivere i numeri di ossidazione delle specie chimiche per individuare chi si ossida e chi si riduce; dissociare le sostanze elettroliti e prenderle in considerazione così come realmente si trovano in soluzione; bilanciare la valenza dell'elemento mediante l'aggiunta di elettroni; bilanciare la carica dello ione mediante l'aggiunta di ioni H + (se si è in ambiente acido) oppure di OH - (se si è in ambiente basico); bilanciare la massa degli idrogeni con l'aggiunta di H 2 O; moltiplicare le reazioni di ossidazione per il numero di elettroni della riduzione e viceversa; sommare le due semireazioni facendo il minimo comune multiplo degli elettroni in modo che possano essere semplificati dal calcolo; se necessario, effettuare il bilanciamento degli ossigeni. ChimicaGenerale_lezione3 41

42 Esercizi redox.1 amb.acido 1) Individuare correttamente ed evidenziare gli elementi che si ossidano e si riducono, dopo attenta valutazione del numero di ossidazione di tutti gli elementi partecipanti alla reazione. Nel nostro caso notiamo il cromo che dallo stato di ossidazione (+6) passa a (+3), quindi si riduce ed è l'ossidante. L'ossigeno dell'acqua ossigenata da (-1) viene ossidato a zero nel diossigeno. ChimicaGenerale_lezione13 42

43 2) Scrivere due semireazioni, una per la riduzione e l'altra per l'ossidazione. Ricordarsi di eseguire il bilancio preventivo delle masse. Questo caso riguarda le specie eventualmente presenti con un numero di atomi superiore a uno negli ioni o nelle molecole neutre. E' proprio questo il caso del dicromato: ChimicaGenerale_lezione13 43

44 3) Scrivere gli e - trasferiti, preceduti sempre dal segno "+". 4) Bilanciare le cariche "libere" utilizzando ioni H+ o OH a seconda dell'ambiente acido o basico(per cariche libere si intendono le cariche degli ioni e quelle degli e - ). ChimicaGenerale_lezione13 44

45 5) L'uso degli ioni H+ e OH per bilanciare le cariche libere generalmente produce anche scompensi nel bilancio delle semireazioni; bisogna quindi ripristinare il bilancio delle masse mediante l'aggiunta del corretto numero di molecole di acqua. ChimicaGenerale_lezione13 45

46 6) Bilanciare gli elettroni che complessivamente vengono scambiati tra la specie ossidante e la riducente moltiplicando le due semireazioni per i minimi coefficienti necessari. Nel nostro caso basta moltiplicare per 3 la semireazione dell'h2o2 : il numero minimo di elettroni trasferiti risulta pari a 6. 7) Effettuare la somma e semplificazioni necessarie. ChimicaGenerale_lezione13 46

47 8) Semplificare per differenza le specie chimiche presenti contemporaneamente come reagenti e come prodotti. ChimicaGenerale_lezione13 47

48 Trasferire il risultato della somma nella forma molecolare della reazione 10) Alcune volte sono presenti degli ioni spettatori che vanno aggiunti ai prodotti sotto forma di sali (a). Nel nostro caso gli ioni spettatori sono gli ioni potassio(+1). Per ultimo bisogna prendere in considerazione l'acido o la base che caratterizza l'ambiente acquoso di reazione (b). (a) K 2 Cr 2 O H 2 O 2 + H 2 SO 4 (b) K 2 Cr 2 O H 2 O H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) O 2 + K 2 SO H 2 O Cr 2 (SO 4 ) O 2 + K 2 SO H 2 O K 2 Cr 2 O H 2 O H 2 SO 4 Cr2(SO4)3 + 3 O2 + K2SO4 + 7 H2O ChimicaGenerale_lezione13 48

49 Esercizi redox.2 amb.basico 1) Individuare correttamente gli elementi che si ossidano e si riducono. ChimicaGenerale_lezione13 49

50 2) Scrivere le semirezioni e gli elettroni trasferiti. ChimicaGenerale_lezione13 50

51 3) Bilanciare le cariche "libere" utilizzando ioni OH 4) Bilanciare le masse mediante molecole di acqua. ChimicaGenerale_lezione13 51

52 5)Bilanciare gli elettroni scambiati inserendo opportuni coefficienti e poi effettuare la somma dei reagenti e dei prodotti delle singole semireazioni. ChimicaGenerale_lezione13 52

53 6) Semplificare per differenza le specie chimiche presenti contemporaneamente come reagenti e come prodotti. ChimicaGenerale_lezione13 53

54 7) Trasferire, infine, il risultato della somma nella forma molecolare della reazione. KMnO 4 + KI MnO 2 + KIO 3 2 KMnO 4 + KI + H 2 O 2 MnO 2 + KIO KOH ChimicaGenerale_lezione13 54

55 Esercizi redox.4 REAZIONI di DISPROPORZIONE o DISMUTAZIONE Sono reazioni nelle quali una specie chimica si ossida e contemporaneamente si riduce, producendo due specie chimiche distinte contenenti lo stesso elemento ma con stato di ossidazione differente. Per bilanciare una reazione di questo tipo si deve tenere conto che la specie contenente l'elemento nello stato di ossidazione maggiore riguarda la semireazione di ossidazione, mentre quella con l'elemento nello stato di ossidazione minore riguarda la semireazione di riduzione. ChimicaGenerale_lezione13 55

56 Esempi (le reazioni non sono bilanciate): S + NaOH Na 2 S + Na 2 S 2 O 3 P + NaOH PH 3 + NaH 2 PO 2 Cl 2 + NaOH NaCl + NaClO (a caldo l'ipoclorito dismuta ulteriormente a cloruro e clorato) ChimicaGenerale_lezione13 56

57 Bilanciare la reazione tra cloro e soda. i prodotti sono cloruro di sodio e ipoclorito di sodio Il cloro si ritrova nei prodotti a due valori diversi del numero di ossidazione (di fatto la soda serve ad avere un ambiente basico). Cl 2 + NaOH NaCl + NaClO (½) Cl 2 + e Cl - (½) Cl OH - ClO - + H 2 O + e Cl 2 + 2NaOH NaCl + NaClO ChimicaGenerale_lezione13 57

58 OSSIDANTI COMUNI H 2 O 2 CrO 4 2 MnO 4 NO 3 ChimicaGenerale_lezione13 58

59 NO 3 in ambiente acido (HNO3) Il nitrato presenta l'azoto allo stato di ossidazione (+5) e risulta un forte ossidante in ambiente acido. Tende a ridursi a NO 2 (N+4) od a NO (N+2) a seconda se la soluzione del nitrato sia rispettivamente concentrata o diluita. Ovviamente se non è presente un riducente (un elemento disponibile a cedere elettroni), non avviene nessuna reazione. Se, addirittura, la reazione avviene con un riducente molto energico, lo stato di ossidazione dell'azoto può abbassarsi talmente fino ad arrivare a quello presente nell'ammoniaca (-3), producendo, in ambiente acido, sali dello ione ammonio. ChimicaGenerale_lezione13 59

60 ChimicaGenerale_lezione13 60

61 NO 3 in ambiente basico In ambiente basico il nitrato risulta meno forte come ossidante. Continua ad ossidare metalli come Al, Mg e Zn riducendosi ad ammoniaca. ChimicaGenerale_lezione13 61

62 MnO 4 in ambiente acido: Il permanganato (in genere si usa il sale di potassio) presenta il manganese allo stato di ossidazione massimo (+7) e tende a ridursi, in ambiente fortemente acido, a manganese(+2) formando sali manganosi (es. Mn(ClO 4 ) 2, MnSO 4 etc.) in ambiente basico: Continua ad essere un energico ossidante e tende a ridursi a biossido di manganese (manganese allo stato di ossidazione +4), poco solubile in acqua. ChimicaGenerale_lezione13 62

63 CrO 4 2 in ambiente acido: Il dicromato (in genere si usa il sale di potassio) presenta il cromo allo stato di ossidazione massimo (+6) e tende a ridursi, in ambiente fortemente acido, a cromo(+3) formando sali cromici (es. Cr(ClO 4 ) 3, Cr 2 (SO 4 ) 3 etc.) in ambiente basico: Il dicromato esiste come monomero in ambiente basico (cromato) e presenta il cromo ancora allo stato di ossidazione massimo (+6) e tende a ridursi a cromo(+3) che essendo anfotero si comporterà da non metallo: scriveremo sali nella forma di metacromiti CrO 2, es, NaCrO 2, Ca(CrO 2 ) 2. ChimicaGenerale_lezione13 63

64 H 2 O 2 in ambiente acido. Il perossido di diidrogeno (acqua ossigenata) presenta l'ossigeno allo stato di ossidazione (-1) e, in ambiente acido, tende a ridursi formando acqua in cui l'ossigeno presenta lo stato di ossidazione (-2). H 2 O 2 + 2e + 2 H + 2 H2O in ambiente basico: In ambiente basico, quando si comporta da ossidante, l'acqua ossigenata passa a ioni ossidrili OH, in cui l'ossigeno presenta lo stato di ossidazione (-2). H 2 O 2 + 2e 2 OH ChimicaGenerale_lezione13 64

65 Nota H 2 O 2 L'acqua ossigenata, sia in ambiente acido che basico, può subire ossidazione da parte di un ossidante più energico. In tal caso passa a diossigeno O 2, cioè l'ossigeno aumenta il suo stato di ossidazione da (-1) a zero. H 2 O 2 O 2 + 2e Questa semireazione si bilancia, a seconda se l'ambiente è acido o basico, nei modi che seguono: H 2 O 2 O 2 + 2e + 2 H+ (amb. acido) H 2 O OH O 2 + 2e + 2 H 2 O (amb. basico) ChimicaGenerale_lezione13 65