Numero di ossidazione 2.1

Numero di ossidazione 2.1 Un atomo isolato è elettricamente neutro: il numero di elettroni è uguale a quello dei protoni Quando un atomo si lega ad altri atomi per formare una molecola la sua elettroneutralità viene perturbata Il caso estremo è quello dei composti ionici: in tali composti, gli atomi costituenti hanno perso o acquistato elettroni diventando perciò ioni. Un esempio di questo genere è il composto NaCl, costituito da ioni Na + e Cl - legati fra loro da forze puramente elettrostatiche Non tutti i composti sono ionici, ma quando due atomi diversi sono legati, uno dei due tende ad attirare gli elettroni dell'altro verso il proprio nucleo. Se questo processo venisse portato all'estremo, l'atomo più elettronegativo assumerebbe una carica negativa mentre l'altro assumerebbe una carica positiva, proprio come in un composto ionico 1

Numero di ossidazione 2.2 Il concetto di numero di ossidazione è strettamente connesso all'elettronegatività e può essere definito come la carica che un dato atomo assumerebbe in un composto se tutti i legami che lo coinvolgono fossero completamente ionici Siccome un singolo atomo isolato è elettricamente neutro (cioè ha una carica elettrica risultante pari a 0), il suo numero di ossidazione sarà 0. Hanno perciò numero di ossidazione 0 tutti gli elementi allo stato atomico: Na, C, Ne In una qualsiasi molecola omonucleare (cioè formata da atomi dello stesso tipo) non ci possono essere (ovviamente) differenze nella tendenza ad attirare elettroni: ne segue che ciascun atomo non perde né acquista (neppure ipoteticamente) elettroni e quindi si trova esattamente come se fosse isolato. Il suo numero di ossidazione sarà dunque 0 anche in questo caso. Ad esempio, il numero di ossidazione è 0 per tutti gli atomi in H 2, F 2, O 2,.. Il numero di ossidazione di uno ione monoatomico è uguale alla sua carica netta: Na + +1, Ca 2+ +2, Cl - -1, S 2- -2, 2

L elettronegativitàquantifica la tendenza di un atomo ad attirare verso di sé gli elettroni di un legame chimico 3

Numero di ossidazione 2.3 L'idrogeno forma sempre e solo un legame singolo. Siccome tutti i non metalli sono più elettronegativi dell'idrogeno, ne segue che il suo numero di ossidazione sarà sempre +1 quando è legato a un non metallo. Al contrario, tutti i metalli sono meno elettronegativi dell'idrogeno, che pertanto avrà numero di ossidazione -1 quando è legato ad un metallo negli idruri Per soddisfare la regola dell'ottetto (vedremo) il fluoro forma sempre un legame singolo. Siccome esso è l'elemento più elettronegativo se ne deduce che il suo numero di ossidazione nei composti sarà sempre -1. Per soddisfare la regola dell'ottetto l'ossigeno tende a formare sempre due legami, come in H 2 O. Siccome solo il fluoro è più elettronegativo dell'ossigeno, in un composto l'ossigeno avrà quasi sempre numero di ossidazione -2; ovviamente questa regola non vale se l'ossigeno è legato al fluoro: il numero di ossidazione dell'ossigeno nel composto OF 2 non può che essere +2; un'altra eccezione si ha nei perossidi, composti in cui è presente un legame -O-O-: in questo caso la coppia di legame tra i due atomi di ossigeno va equamente suddivisa e ciò riduce di 2 gli elettroni formalmente acquistati da ciascuno dei due atomi di ossigeno, che avrà pertanto numero di ossidazione -1. 4

Numero di ossidazione 2.4 Elementi n.o. = 0 Na, H 2, Cl 2 Ioni n.o. = carica netta Na + +1, Ca 2+ +2, Cl - -1, S 2- -2, H n.o. = +1 (-1 nei composti binari H-metallo) O n.o. = -2 (-1 nei perossidi O 2 2-, -0.5 nei superossidi O 2-, +2 in OF 2 ) F = -1 Cl = -1 (tranne che con F e O) Br = -1 (tranne che con F, Cl e O) M alcalini n.o. = +1 M alcalini terrosi n.o. = +2 Zn, Cd n.o. = +2 Al, B n.o. = +3 La somma algebrica dei numeri di ossidazione degli elementi costituenti una data specie chimica (molecola o ione) deve essere uguale alla carica netta della specie stessa. 5

Numero di ossidazione 2.5 Qual è il numero di ossidazione di Mn nello ione permanganato MnO 4-? Sapendo che il numero di ossidazione dell'ossigeno è -2 e che la somma dei numeri di ossidazione degli atomi di ossigeno e di quello di manganese deve essere pari alla carica netta risultante dello ione (-1) si ha: 4 (-2) + X = -1-8 + X = -1 X = +8-1 X = +7 Qual è il numero di ossidazione di Cl nello ione perclorato ClO 4-? Sapendo che il numero di ossidazione dell'ossigeno è -2 e che la somma dei numeri di ossidazione degli atomi di ossigeno e di quello di cloro deve essere pari alla carica netta risultante dello ione (-1) si ha: 4 (-2) + X = -1-8 + X = -1 X = +8-1 X = +7 6

Esempio: calcolare il numero di ossidazione di C in NaHCO 3 Assegnamo i numeri di ossidazione agli elementi che costituiscono il bicarbonato di sodio. +1-2, -2, -2 NaHCO 3 Formula con carica complessiva nulla +1 1 + 1 + C + 3*(-2) = 0 C = +4 7

HClO 4 x H +x Cl +4x O =0 x H =+1 x o =-2 1+x Cl +4(-2)=0 x Cl =8-1=+7 NO 3 - x N +3x O =-1 x O =-2 Esempi x N +3(-2)=-1 x N =6-1=+5 SO 4 2- x S +4x O =-2 x O =-2 x S +4(-2)=-2 x S =8-2=+6 Cr 2 O 2-7 2x Cr +7x O =-2 x O =-2 2x Cr +7(-2)=-2 2x Cr =14-2=+12 x Cr =+12/2=+6 8

NH 3 SO 2 LiAlH 4 NO 2 NaO 2 HClO 3 NO 3 CuS I 2 Fe 3 O 4 HPO 4 2- H 2 SO 4 9

Nomenclatura Questi due composti contengono gli stessi elementi: piombo ed ossigeno, ma in proporzioni diverse. I loro nomi e le loro formule devono riflettere questo fatto: ossidodipiombo(iv)=pbo 2 (rosso-bruno); ossido di piombo(ii) = PbO(giallo). 10

Composti binari contenenti ossigeno + acqua Metallo + Ossigeno Non-metallo + Ossigeno Ossido Anidride + H 2 O + H 2 O Idrossido Acido Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH Ossido di sodio + acqua = idrossido di sodio Fe 2 O 3 + 3 H 2 O = 2Fe(OH) 3 Ossido ferrico + acqua = idrossido ferrico (o idrossido di Fe(III) FeO + H 2 O = Fe(OH) 2 Ossido ferroso + acqua = idrossido ferroso (o idrossido di Fe(II) SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 Anidride solforica + acqua = acido solforico SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 Anidride solforosa + acqua = acido solforoso 11

Ossidi: nomenclatura tradizionale Composti binari fra un elemento e l'ossigeno. La formula si ricava immediatamente conoscendo il numero di ossidazione dell'elemento (il numero di ossidazione dell'ossigeno in tutti gli ossidi è -2, tranne il caso OF 2 ) Nomenclatura tradizionale Si distingue tra ossidi metallici (detti anche ossidi basici, perché per idratazione danno idrossidi, cioè basi) e ossidi non metallici (detti anche anidridi o ossidi acidi perché per idratazione danno acidi ossigenati). Gli ossidi basici si indicano come ossido di [nome del metallo combinato con l'ossigeno]. Se il metallo forma due ossidi diversi, il nome del metallo è sostituito dall'aggettivo che da esso deriva terminato dal suffisso -ico per l'ossido in cui il metallo si trova nello stato di ossidazione più elevato e dal suffisso -oso per l'ossido in cui il metallo si trova nello stato di ossidazione meno elevato. 12

Anidridi: nomenclatura tradizionale Gli ossidi acidi si indicano come anidride [aggettivo derivato dal nome del non metallo]. Se il non metallo forma una sola anidride, il suffisso dell'aggettivo da esso derivato è -ica. Se il non metallo forma due anidridi, si segue una regola analoga a quella vista per i metalli che formano due ossidi basici: suffisso -ica quando il non metallo ha il numero di ossidazione più elevato, suffisso -osa quando il non metallo ha il numero di ossidazione meno elevato. Può accadere che un non metallo formi fino a quattro diverse anidridi. In questo caso, oltre ai due suffissi appena visti, si utilizzano anche i prefissi per- e ipo- secondo la seguente sequenza in ordine di numero di ossidazione crescente: n.o. crescente per- -ica -ica -osa ipo- -osa 13

Ossidi Anidridi: nomenclatura tradizionale CaO ossido di calcio Li 2 O ossido di litio Al 2 O 3 ossido di alluminio FeO ossido ferroso Fe 2 O 3 ossido ferrico Cu 2 O ossido rameoso CuO ossido rameico SnO ossido stannoso SnO 2 ossido stannico SiO 2 anidride silicica B 2 O 3 anidride borica SO 2 anidride solforosa SO 3 anidride solforica Cl 2 O anidride ipoclorosa Cl 2 O 3 anidride clorosa Cl 2 O 5 anidride clorica Cl 2 O 7 anidride perclorica 14

Ossidi: nomenclatura IUPAC Qualsiasi ossido (sia esso basico o acido) si indica come ossido di [nome dell'elemento combinato con l'ossigeno]. Quando l'elemento può dare diversi ossidi, le proporzioni fra l'elemento e l'ossigeno vengono indicate premettendo gli opportuni prefissi numerici di- tri- tetra- penta-... CaO ossido di calcio N 2 O ossido di diazoto CO ossido di carbonio CO 2 diossido di carbonio Al 2 O 3 triossido di dialluminio P 2 O 3 triossido di difosforo P 4 O 10 decaossido di tetrafosforo 15

Idrossidi Si ottengono formalmente per idratazione (da cui il nome) dei corrispondenti ossidi metallici. Ad esempio: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 Sono composti ternari contenenti uno ione positivo e il raggruppamento OH - (ione ossidrile o idrossido). Sono detti idrossidi o basi La nomenclatura tradizionale segue le regole viste per i corrispondenti ossidi, sostituendo la parola ossido con idrossido Li(OH) idrossido di litio Ca(OH) 2 idrossido di calcio Al(OH) 3 idrossido di alluminio Fe(OH) 2 idrossido ferroso Fe(OH) 3 idrossido ferrico La nomenclatura IUPAC per gli idrossidi è identica a quella tradizionale, salvo che, nei casi in cui un metallo possa formare due diversi idrossidi, invece di usare un suffisso, si specifica il numero di ossidazione (sempre positivo) del metallo come numero romano tra parentesi rotonde, ad esempio: Fe(OH) 2 idrossido di ferro (II) Fe(OH) 3 idrossido di ferro (III) 16

Ossiacidi (ossoacidi, acidi ossigenati) Sono composti ternari costituiti generalmente da idrogeno, ossigeno e un nonmetallo. Si ottengono formalmente per idratazione degli ossidi non metallici (anidridi). Ad esempio: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 Nomenclatura tradizionale Le regole di nomenclatura tradizionale sono identiche a quelle viste per le anidridi da cui derivano formalmente: acido [aggettivo derivato dal nome del non metallo]''. L'aggettivo derivato dal nome del non metallo reca un opportuno suffisso e prefisso, nei casi già presi in considerazione per le anidridi A volte, il grado di idratazione (numero di molecole d'acqua addizionate all'ossido di partenza) non è unico: si utilizzano in questo caso i prefissi meta- piro- orto- per differenziare le specie acide risultanti (il prefisso orto- viene in genere omesso) P 2 O 5 + 1 H 2 O = HPO 3 P 2 O 5 + 2 H 2 O = H 4 P 2 O 7 P 2 O 5 + 3 H 2 O = H 3 PO 4 ac. metafosforico ac. pirofosforico ac. ortofosforico 17

Ossiacidi (ossoacidi, acidi ossigenati) B 2 O 3 anidride borica N 2 O 3 anidride nitrosa N 2 O 5 anidride nitrica SO 2 anidride solforosa SO 3 anidride solforica Cl 2 O anidride ipoclorosa Cl 2 O 3 anidride clorosa Cl 2 O 5 anidride clorica Cl 2 O 7 anidride perclorica H 3 BO 3 acido borico HNO 2 acido nitroso HNO 3 acido nitrico H 2 SO 3 acido solforoso H 2 SO 4 acido solforico HClO acido ipocloroso H 2 ClO 2 acido cloroso HClO 3 acido clorico HClO 4 acido perclorico anidride acido corrispondente 18

Sali (ossigenati): nomenclatura tradizionale Si ottengono formalmente dalla reazione fra una base e un ossiacido. Ad esempio: Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O Sono generalmente composti ionici, costituiti da un catione metallico proveniente dalla base e da un anione (ossianione) ottenuto per sottrazione di uno o più ioni H + dalla molecola dell'acido. Nomenclatura tradizionale Il nome dei sali si ottiene dal nome dell'ossianione seguito dalla specifica del catione proveniente dalla base. Il nome dell'ossianione si ricava da quello dell'acido da cui proviene, in base alla seguente tabella 19

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Ossianioni del cloro 21

Sali (ossigenati): nomenclatura tradizionale 22

Sali acidi: nomenclatura tradizionale Per sali provenienti da acidi poliprotici (H 2 SO 4, H 3 PO 4,..), si premette la parola idrogeno, di-idrogeno etc. al nome dell'ossianione, nel caso in cui la reazione di neutralizzazione non abbia consumato tutti gli atomi di idrogeno disponibili. Si parla in questo caso di sali acidi. Ca(OH) 2 + 2 H 2 SO 4 = Ca(HSO 4 ) 2 + 2 H 2 O CuOH + H 3 PO 4 = CuH 2 PO 4 + H 2 O idrogenosolfato di calcio diidrogenofosfato rameoso NOTA: per i sali acidi derivanti da H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SO 4 è invalso l'uso del prefisso bi- Ad esempio: Ca(HCO 3 ) 2 bicarbonato di calcio Ca(HSO 3 ) 2 bisolfito di calcio 23

Sali basici: nomenclatura tradizionale Analogamente ai sali acidi, si possono avere sali basici quando la reazione di neutralizzazione fra un acido e una base con più di un gruppo ossidrilico non è completa. Si utilizza in questo caso la parola basico, eventualmente preceduta da un prefisso che indica il numero di gruppi ossidrilici rimasti nel sale. Ad esempio: AlOH(NO 3 ) 2 : nitrato monobasico di alluminio 24

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Nomenclatura IUPAC per Ioni I cationi monoatomici sono chiamati come l'elemento corrispondente Zn 2+ ione zinco (II) Ni 2+ ione nichel (II) H + protone Fe 3+ ione ferro (III) Fe 2+ ione ferro (II) Cationi poliatomici: H 3 O + ione ossonio (idrossonio) NH 4+ ione ammonio PH 4+ ione fosfonio (da fosfina PH 3 ) AsH 4+ ione arsonio (da arsina AsH 3 ) Gli anioni monoatomici prendono la desinenza in -uro ad eccezione dello ione ossido O 2- H - idruro F - fluoruro Cl - cloruro Br - bromuro I - Ioduro S 2- solfuro N 3- nitruro C 4- carburo Hanno terminazione in -uro anche alcuni nomi di anioni poliatomici S 2 2- disolfuro I 3- triioduro CN - cianuro HS 2- idrogeno disolfuro fanno eccezione gli anioni: OH - idrossido O 2 2- perossido O 2- superossido 27

Alcuni composti comuni H 2 O 2 acqua ossigenata NH 3 ammoniaca PH 3 fosfina N 2 H 4 idrazina 28

Formule chimiche Una formula chimica rappresenta in modo conciso la composizione qualitativa e quantitativa di un composto. Formula minima (o empirica) Tipo di elementi Rapporto numerico minimo intero fra i diversi atomi La formula minima si ottiene dall analisi chimica elementare del composto. Formula molecolare (o bruta) Tipo di elementi Numero esatto di atomi di ciascuna specie La formula molecolare si ottiene dalla formula minima, conoscendo il peso molecolare del composto. Formula di struttura Tipo di elementi Numero esatto di atomi di ciascuna specie Disposizione spaziale degli atomi e tipo di legami nello spazio La formula di struttura è quella che fornisce il maggior numero di informazioni. 29

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Formule chimiche dalla composizione % Formula minima e molecolare del succinato dibutilico di composizione%: 62.58 % C, 9.63 % H e 27.79 % O Massa molecolare= 230 u 1.Determinare la massa di ogni elemento in 100.0 g 2. Convertire in numero di moli 68.58 g C 12.011 g/mol = 5.210 mol C 9.63 g H 1.008 g/mol = 9.55 mol H 62.58 g C, 9.63 g H e 27.79 g O 27.79 g O = 1.737 mol O 15.999 g/mol 3.Scrivere la formula provvisoria con questo numero di moli C 5.21 H 9.55 O 1.74 4.Dividere gli indici per il più piccolo 5.Arrotondare i valori vicini ad un numero intero C 2.99 H 5.49 O C 3 H 5.49 O 6.Moltiplicare per il numero più piccolo che li renda interi C 6 H 10.98 O 2 7.Formula minima C 6 H 11 O 2 8.Determinare la massa della formula minima [(6 x 12) + (11 x 1) + (2 x 16)] = 115 9.Poiché la massa molecolare = 230 u (= 2 x 115): Formula molecolare C 12 H 22 O 4 34

Bilanciamento delle reazioni chimiche NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O 1. Bilanciamo l azoto: 2NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O 2. Bilanciamo l idrogeno: 2NH 3 + O 2 N 2 + 3H 2 O 3. Bilanciamo l ossigeno: 2NH 3 + 3/2O 2 N 2 + 3H 2 O 35

Il concetto fondamentale nel bilanciamento delle reazioni chimiche e che gli atomi non possono essere creati o distrutti: un equazione bilanciata ha lostessonumerodiatomidiunelementodaentrambeleparti. Bilanciata Bilanciata? 36

Su scala macroscopica questo vuol dire che la massa totale dei prodotti di una reazione chimica è sempre pari alla massa totale dei reagenti consumati(legge di conservazione della massa) 82 g di reagenti 82 g di prodotti Spesso è opportuno specificare lo stato di aggregazione: (g) = gas; (l) = liquido; (s) = solido; (aq) = soluzione acquosa 37

Bilanciamento di reazioni redox NON POSSONO ESISTERE ELETTRONI LIBERI: gli elettroni ceduti da una sostanza che si ossida devono essere tutti acquisiti da una che si riduce 1. Identificare le specie che cambiano stato di ossidazione; scrivere e bilanciare separatamente le due semi-reazioni di ossidazione e di riduzione Fe 2 O 3 + e - Fe + O 2- Fe 2 O 3 + 6e - 2Fe + 3O 2- C + O 2- CO 2 + e - C + 2O 2- CO 2 + 4e - 2. Aggiustare i coefficienti delle due semi-reazioni in modo che in esse compaia lo stesso numero di elettroni 2 (Fe 2 O 3 + 6e - 2Fe + 3O 2- ) 3 (C + 2O 2- CO 2 + 4e - ) 3. Sommare le due semireazioni 2Fe 2 O 3 + 12e - 4Fe + 6O 2-3C + 6O 2-3CO 2 + 12e - 2Fe 2 O 3 + 3C 4Fe + 3CO 2 QUESTA E LA REAZIONE USATA NEGLI ALTOFORNI PER PRODURRE FERRO METALLICO DAL MINERALE EMATITE 38

Reazioni di dismutazione o disproporzionamento Nelle REAZIONI DIDISPROPORZIONAMENTO la stessa sostanza subisce sia ossidazione che riduzione Esempio: Reazione di decomposizione dell acqua ossigenata (o perossido di idrogeno) 2H 2 O 2 (aq) 2H 2 O (l) + O 2 (g) 1. Scrivere e bilanciare separatamente le due semi-reazioni di ossidazione e di riduzione H 2 O 2 + e - + H + H 2 O H 2 O 2 + 2e - + 2H + 2H 2 O H 2 O 2 O 2 + e - + H + H 2 O 2 O 2 + 2e - + 2H + 2.Aggiustare i coefficienti delle due semi-reazioni in modo che in esse compaia lo stesso numero di elettroni H 2 O 2 + 2e - + 2H + 2H 2 O H 2 O 2 O 2 + 2e - + 2H + 3. Sommare le due semireazioni 39

Agenti Ossidanti e Riducenti In una reazione redox, la sostanza che consente ad altre sostanze di ossidarsi è detta AGENTE OSSIDANTE o OSSIDANTE. Nel far questo esso si riduce. In una reazione redox, la sostanza che consente ad altre sostanze di ridursi è detta AGENTE RIDUCENTE o RIDUCENTE. Nel far questo esso si ossida. Un AGENTE OSSIDANTE Contiene un elemento il cui S.O. nella redox diminuisce acquista elettroni Un AGENTE RIDUCENTE Contiene un elemento il cui S.O. nella redox aumenta cede elettroni Una sostanza con un elemento nel suo stato massimo di ossidazione può essere un buon ossidante Una sostanza con un elemento nel suo minimo stato di ossidazione può essere un buon riducente OSSIDANTE RIDUCENTE 40

Reagente LIMITANTE e reagente IN ECCESSO 41