NUMERI DI OSSIDAZIONE

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1 NUMERI DI OSSIDAZIONE Numeri in caratteri romani dotati di segno Tengono conto di uno squilibrio di cariche nelle specie poliatomiche Si ottengono, formalmente, attribuendo tutti gli elettroni di valenza all elemento più elettronegativo di ciascun legame Rappresentano lo squilibrio di carica rispetto ad ogni atomo nello stato elementare Esempi: Numero di ossidazione Valenza con segno molecola dell acqua, H2O O O 2- nox(o) = -II H H H + H + nox(h) = +I molecola dell anidride carbonica, CO2 nox(o) = -II O = C = O O 2- C 4+ O 2- nox(c) = +IV molecola del trifluoruro di boro, BF3 F F - B B 3+ nox(b) = +III F F F - F - nox(f) = -I

2 Regole mnemoniche per il calcolo rapido del numero di ossidazione: 1) Il n ox degli elementi è uguale a 0 H 2, O 2, O 3, Fe, P 4, S 8 2) Il n ox di uno ione monoatomico è uguale alla carica n ox (Na + ) = +I ; n ox (Ca 2+ ) = +II ; n ox (Fe 2+ ) = +II ; n ox (Fe 3+ ) = +III ; n ox (Cl - ) = -I ; n ox (S 2- ) = -II 3) In un composto neutro, Σn ox è uguale a 0 4) In un composto carico (ione poliatomico), Σnox = carica 5) Alcuni elementi, nei composti, hanno nox costante: H : +I (eccezione negli idruri: -I ) alcalini del I gruppo (Li, Na, K, Rb, Cs) : +I alcalino-terrosi (II gruppo Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): +II O : -II (eccezione nei perossidi: -I ) Al e B : +III ; Zn e Cd : +II, F : -I 6) 8 nox 8 7) Il nox di un atomo in un composto è al massimo uguale al numero del gruppo (A o B) a cui appartiene

3 Esempi di calcolo di numeri di ossidazione: Ba(ClO 4 ) 2 n ox (Ba) + 2 n ox (Cl) + 8 n ox (O) = n ox (Cl) - 16 = 0 n ox (Cl) = +VII K 2 SO 4 2 n ox (K) + n ox (S) + 4 n ox (O) = n ox (S) - 8 = 0 n ox (S) = +VI MnO 4 - n ox (Mn) + 4 n ox (O) = -1 nox(mn) - 8 = -1 ClO2 nox(cl) + 2 nox(o) = 0 nox(cl) 4 = 0 (con espansione dell ottetto, tetraedrico e mesomerico) nox(mn) = +VII (con espansione dell ottetto, angolare, radicale, paramagnetico) nox(cl) = +IV HNO3 N(+V); HNO2 N(+III); NO2 N(+IV); NO N(+II); NH3 N(-III); HN3 N(-1/3); H N = N = N +I -I +I -I (-1+1-1)/3 = -1/3 SO4 2- +VI ; SO3 2- +IV ; S2O3 2- +II ; S4O CHOCOOH acido gliossalico 2 nox(c) + 2 nox(h) + 3 nox(o) = 0 2 nox(c) = 0 nox(c) = +II Con le formule di Lewis: nox(c1) = +I ; nox(c2) = +III

4 BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE Reazioni che comportano una variazione del numero di ossidazione di almeno un elemento dei reagenti HCl + NaOH H 2 O + NaCl +I I +I II +I +I -II +I -I non è REDOX Cl 2 + NaOH HClO + NaCl 0 +I II +I +I +I -II +I -I è REDOX Ci sono due metodi principali (del tutto equivalenti) Per composti inorganici (più comune) Per composti organici SEMIREAZIONE: reazione di una coppia di elementi che subiscono reazione redox contiene elettroni come reagenti o prodotti A + e - A - riduzione, elettroni a sinistra acquisto di elettroni nox(a) diminuisce, A si riduce B B + + e - ossidazione, elettroni a destra perdita di elettroni nox(b) aumenta, B si ossida

5 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: OX di ossidazione; RED di riduzione 3) Si bilanciano separatamente i due processi, facendo finta che esistano elettroni come reagenti o prodotti 4) Si sommano i due processi, stando attenti a far scomparire gli elettroni dal processo finale Esempio: Cu 2+ + Fe Fe 3+ + Cu +II 0 +III 0 Cu(II) Cu(0) riduzione Cu e - Cu x 3 Fe(0) Fe(III) ossidazione Fe Fe e - x 2 3 Cu e Fe 3 Cu + 2 Fe e - reazione bilanciata 3 Cu Fe 3 Cu + 2 Fe 3+ Spesso, nel bilanciamento delle semireazioni è necessario utilizzare, oltre ad elettroni, specie come H +, OH - o H2O

6 Es: Bilanciare le seguenti semireazioni: Fe 3+ Fe 2+ Fe 3+ + e - Fe 2+ non necessita altre specie MnO 4 - Mn 2+? Permanganato a Mn(II) Mn(VII) Mn(II) MnO e - Mn 2+ Riduzione di 5 elettroni 6 cariche negative 2 cariche positive = 8 cariche MnO e H + Mn 2+ Bilancio di carica 4 ossigeni + 8 idrogeni 4 molecole di acqua MnO e H + Mn H 2 0 Bilancio di massa Cr2O7 2- Cr 3+? Bicromato a Cr(III) Cr(VI) Cr(III) Cr2O e - 2 Cr 3+ Riduzione di 6 elettroni 8 cariche negative 6 cariche positive = 14 cariche Cr2O e H + 2 Cr 3+ Bilancio di carica 7 ossigeni + 14 idrogeni 7 molecole di acqua Cr 2 O e H + 2Cr H 2 0 Bilancio di massa

7 HNO 3 NO N(V) N(II) acido nitrico ossido di azoto HNO e - NO Riduzione di 3 elettroni 3 cariche negative 0 cariche = 3 cariche HNO e H + NO Bilancio di carica 3 ossigeni + 4 idrogeni 1 ossigeno 2 molecole di acqua HNO e H + NO + 2 H 2 0 Bilancio di massa H2O O2 O(-II) O(0) acqua ossigeno molecolare 2 H2O O2 + 4 e - Ossidazione di 4 elettroni 0 cariche 4 cariche negative = 4 cariche 2 H2O O2 + 4 e H + Bilancio di carica 2 ossigeni + 4 idrogeni 2 ossigeni + 4 idrogeni 0 molecole di acqua 2 H 2 O O e H + Bilancio di massa Se bilancio con OH - (ambiente basico) al posto che con H + (amb. acido): 2 H2O + 4 OH - O2 + 4 e - Bilancio di carica 6 ossigeni + 8 idrogeni 2 ossigeni + 0 idrogeni 4 molecole di acqua 2 H2O + 4 OH - O2 + 4 e H2O Bilancio di massa 4 OH - O e H 2O

8 BILANCIAMENTO GLOBALE O 2 + NO HNO 3 n ox (O) 0 -II O 2 HNO 3 o H 2 O n ox (N) +II +V NO HNO 3 O e H + 2 H 2 O x 3 NO + 2 H 2 0 HNO e H + x 4 3O e H NO + 8 H H2O + 4 HNO e H + 3O NO + 2 H HNO 3 MnO Sn 2+ Mn 2+ + Sn 4+ nox(mn) +VII II MnO4 - Mn 2+ nox(sn) +II +IV Sn 2+ Sn 4+ MnO e H + Mn H20 x 2 Sn 2+ Sn e - x 5 2 MnO e H Sn 2+ 2 Mn H Sn e - 2MnO H + + 5Sn 2+ 2Mn H Sn 4+ N.B. la reazione consuma ioni H + e forma acqua

9 REAZIONI DI DISPROPORZIONAMENTO reazioni redox in cui lo stesso composto di ossida (in parte) e in parte di riduce le reazioni opposte sono di comproporzionamento P 4 PH 3 + H 3 PO 4 n ox (P) 0 -III P 4 PH 3 n ox (P) 0 +V P 4 H 3 PO 4 Riduzione 12 H + + P e - 4 PH 3 x 5 Ossidazione P H20 4 H3PO4+ 20 e H + x 3 60 H P e P H20 20 PH H3PO4+ 60 e H + Equazione finale bilanciata: 2 P H PH H 3 PO 4 Altre reazioni simili: SO3 2- S 2- + SO4 2- NO NH3 + HNO3 Hg > Hg + HgO Cl2 Cl - + ClO - S2O3 2- S 2- + SO3 2- Br2 Br - + BrO3 -

10 STECHIOMETRIA DELLE REAZIONI REDOX Moli = g / PM Molalità = moli / Volume Equivalenti = Z * moli Z, per le reazioni redox, è il numero di elettroni scambiati per mole di sostanza Z dipende dalla reazione! Equivalenti = Z g / PM = g / (PM/Z) = g / PE PE = Peso equivalente = Pero Molecolare / Z Normalità = equivalenti / L = Z * moli /L = Z*Molarità MnO e - + 8H + Mn H20 PE(MnO4-)=PM(MnO4-)/5 Fe 2+ Fe 3+ + e - PE(Fe3+) = PM(Fe3+) Ma: MnO e - + 4H + MnO2 + 2H20 PE(MnO4-)=PM(MnO4-)/3 In soluzione: Ared + Box Aox + Bred il numero di elettroni scambiati dalla coppia A/A e dalla B/B è uguale equivalenti (A) = equivalenti(b) anche se moli(a) possono essere diverse da moli(b)

11 Es.: Quanti grammi di KMnO 4 servono per ossidare 7.2 g di Fe 2+ a Fe 3+? MnO Fe 2+ Mn 2+ + Fe 3+ Mn(VII) Mn(II) Z = 5 PM(KMnO 4 ) = Fe(II) Fe(III) Z = 1 PA(Fe) = PE(Fe 2+ ) = PM(Fe) = PE(KMnO 4 ) = PM(KMnO 4 )/5 = g(fe 2+ ) / PE(Fe 2+ ) = eq (Fe 2+ ) eq (KMnO4) x PE(KMnO4) = 4.07 g Es.: Quanti grammi di O2 servono per ossidare 10 ml di soluzione 0.2 M di ioduro? O2 + I - H2O + I2 I - ½ I2 + e - PE(I - ) = PM(I - ) 4 H + + O2 + 4 e - 2 H2O PE(O2) = PM(O2)/4 = 8 g/eq 10 ml x 0.2 mmoli/ml = 2 mmoli di I - = 2 meq(i - ) 2 meq(o2) x 8 mg/meq [PE(O2)] =16 mg

12 Es.: Calcolare: a) quante moli di H 2 S servono per ridurre 2 g di K 2 Cr 2 O 7 a Cr 3+ in soluzione acida; b) quanto zolfo si separa durante la reazione. Cr 2 O Cr 3+ PM(K 2 Cr 2 O 7 ) = Cr(VI) Cr(III) Z = 6 PE(K 2 Cr 2 O 7 ) = g (K 2 Cr 2 O 7 ) = 40.8 meq (Cr 2 O 7 2-) H 2 S S Z = 2 PE(S) = 32/2 = meq (S) x PE(S) = g(s) (b) 40.8 meq (H2S) /2 = 20.4 mmoli (H2S) (a) Es.: 20 ml di una soluzione 0.12 N di MnO4 - vengono messi in eccesso di glucosio (C6H12O6). Quanta anidride carbonica si forma? Quanto glucosio viene consumato? 20 ml x 0.12 N = 2.4 meq MnO4 - C6H12O6 + 6 H2O 6 CO H e - ZCO2 = 24/6 2.4 meq(co2) x PE(CO2) = 2.4 x (44 x 6/24) = 26.4 mg 2.4 meq(c6h12o6) / 24 = 0.1 mmoli (C 6 H 12 O 6 ) x 6 = 0.6 mmoli CO2 [ x 44 (g/mole) = 26.4 mg]