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NUMERI DI OSSIDAZIONE

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NUMERI DI OSSIDAZIONE
NUMERI DI OSSIDAZIONE
Il numero di ossidazione degli elementi allo stato libero è ZERO
La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di una molecola
neutra è ZERO
La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di uno ione è
uguale alla carica dello ione
Alcune regole da ricordare:
● l’H ha sempre numero di ossidazione +1
tranne:
negli idruri dei metalli alcalini (es NaH)
negli idruri dei metalli alcalino-terrosi (es. CaH2)
● l’O ha sempre numero di ossidazione -2
tranne:
nei perossidi (es H2O2) → n° ox = -1
nei superossidi (es. KO2) → n° ox = -1/2
in F2O → n° ox = +2
● I metalli alcalini hanno sempre n° ox +1
● I metalli alcalino-terrosi hanno sempre n° ox +2
● F → -1
● Al → +3
● Zn → +2
-1
Es. Determinare i numeri di ossidazione degli elementi nelle seguenti molecole:
K2SO4
K = +1, O = -2, S = +6
Na3PO4
Na = +1, O = -2, P = +5
NO3-
O = -2, N = +5
PO43-
O = -2, P = +5
Na2O2
Na = +1, O = -1 eccezione!
OF2
F = -1, O = +2
K2Cr2O7
K = +1, O = -2, Cr = +6
[Fe(CN)6]4-
CN = -1, Fe = +2
eccezione!
Ca3(PO4)2
Ca = +2, O = -2, P = +5
SO42-
O = -2, S = +6
Sn(OH)2
O =-2, H =+1, Sn = +2
MnO42-
O = -2, Mn = +6
EQUAZIONI CHIMICHE
aA + bB → cC + dD
A, B = REAGENTI
C, D = PRODOTTI
a,b,c,d = COEFFICIENTI STECHIOMETRICI
LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA:
Il numero totale degli atomi di tutti gli elementi presenti nei prodotti deve essere
uguale al numero totale degli atomi di tutti gli elementi presenti nei reagenti
BILANCIAMENTO
Es. SO2 + H2O → H2SO3
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O
EQUAZIONI CHIMICHE SCRITTE IN FORMA IONICA (Solventi polari):
Es. 2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + CO2 + H2O
Na+ e Cl- si “semplificano”:
CO32- + 2H+ → CO2 + H2O
LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA CARICA:
La somma delle cariche dei prodotti deve essere uguale alla somma delle cariche dei
reagenti
REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE:
Avvengono con trasferimento di elettroni da una sostanza all’altra.
Sostanza che si OSSIDA (CEDE elettroni e aumenta il suo n° ox)
RIDUCENTE
Sostanza che si RIDUCE (ACQUISTA elettroni e diminuisce il suo n° ox)
OSSIDANTE
0
Es.
0
+4 -2
S + O2 → SO2
S 0 → +4
O 0 → -2
perde 4 elettroni
RIDUCENTE
acquista 2 elettroni OSSIDANTE
BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX
•
Il numero di elettroni ceduto dal riducente deve essere uguale al numero di
elettroni acquistati dall’ossidante
• Conservazione della massa
• Conservazione della carica
Metodo del numero di ossidazione
1. Assegnare i numeri di ossidazione agli atomi
2. Valutare le variazioni dei numeri di ossidazione della specie che si ossida e di
quella che si riduce e moltiplicarle per il numero di atomi di questo elemento
presenti nella molecola o nello ione
3. determinare i coefficienti stechiometrici delle specie che contengono ossidante
e riducente in modo che le variazioni totali siano uguali
4. determinare gli altri coefficienti in base ai principi di conservazione della
massa e della carica
Es. 1
+2 +6 -2
0
+2 -2
+2 -2
BaSO4 + C → BaS + CO
S +6 → -2 -8/2 =4
C 0 → +2 +2/2=1
1
4
BaSO4 + 4C → BaS + 4CO
Es. 2
0
+1 -1
+2 -1
0
Zn + HCl → ZnCl2 + H2
Zn 0 → +2 +2
H +1 → 0
-1
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
1
2
Es. 3
-5/2 +1
0
+4 -2
+1 -2
C4H10 + O2 → CO2 + H2O
C -5/2 → +4 +13/2 × 4=26 /2 = 13
O 0 → -2
-2 ×2 = 4/2 = 2
2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O
2
13
Es. 4
+1 +7 -2
+2 +6-2
+1 +6 -2
+2 +6-2
+3 +4 -2
+1 +6 -2
+1 -2
KMnO4+ FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Mn
Fe
+7 → +2
+2 → +3
-5
+1
1
5
KMnO4+ 5FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + 5/2Fe2(SO4)3 + 1/2K2SO4 + H2O
2KMnO4+ 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
Es. 5
+2 +5-2
+2 -2
+4-2
0
Zn(NO3)2 → ZnO + NO2 + O2
N
O
+5 → +4
-2 → 0
4
1
-1×1=1
+2×2=4
2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2
Es. 6
+6 -2
+1 +3 -2
+3
=
+4 -2
3+
Cr2O7 + H2C2O4 → Cr +CO2
Cr
C
+6 → +3
+3 → +4
Ambiente Acido
1
3
-3×2=6
+1×2=2
Cr2O7= + 3H2C2O4 + 8H+→ 2Cr3+ +6CO2 + 7H2O
Es. 7
0
+5 -2
+2 -2 +1
-
-3 +1
2-
Zn + NO3 → [Zn(OH)4] + NH3
Zn
N
0 → +2
+5 → -3
+2
-8
Ambiente Basico
4
1
4Zn + NO3- + 7OH- + 6H2O→ 4[Zn(OH)4]2- + NH3
Reazioni di Dismutazione o Disproporzionamento
Reazioni in cui lo stesso elemento si ossida e si riduce.
Es. 1
+1
-1
+5
NaClO → NaCl + NaClO3
Si riduce
Si ossida
In NaCl
In NaClO3
+1 → -1
+1 → +5
-2
+4
2
1
3NaClO → 2NaCl + NaClO3
Es. 2
0
-3
+1
P4→ PH3 + H2PO2-
In PH3
In H2PO2-
0 → -3
0 →+1
-3
+1
P4 + 3OH- +3H2O→ PH3 + 3H2PO2-
Metodo delle semireazioni
1
3
Scindere la reazione redox in due semireazioni (una di ossidazione e una di
riduzione)
• Bilanciare ciascuna reazione separatamente indicando esplicitamente il numero
di elettroni acquistati o ceduti
• Sommare le due semireazioni dopo averle moltiplicate per opportuni
coefficienti in modo da rendere uguali il numero di elettroni ceduti dal
riducente e quello di elettroni acquistati dall’ossidante
•
Es. 1
Zn + NO3-→ [Zn(OH)4]2- + NH3
Ambiente basico
Semireazione di ossidazione:
0
+2
Zn → [Zn(OH)4]2- + 2eSemireazione di riduzione:
+5
-3
3
NO + 8e- → NH3
Bilanciamento delle due semireazioni:
Zn +4OH- → [Zn(OH)4]2- + 2e-
×4
NO3- + 8e- + 6H2O→ NH3 + 9OHSi moltiplica la prima semireazione per 4:
7
4Zn +16OH- → 4[Zn(OH)4]2- + 8eNO3- + 8e- + 6H2O→ NH3 + 9OH4Zn +7OH- + 6H2O + NO3-→ 4[Zn(OH)4]2- + NH3
Es. 2
+5
+4
+4
+6
ClO3- + SO2 → ClO2 + HSO4-
Ambiente acido
2H+ + ClO3- + e- → ClO2 + H2O
SO2 + 2H2O→ HSO4- + 2e- + 3H+
1
4H+ + 2ClO3- + 2e- → 2ClO2 + 2H2O
SO2 + 2H2O→ HSO4- + 2e- + 3H+
2ClO3- + SO2 + H+→ 2ClO2 + HSO4Es. 3
+3
0
+2
0
Bi3+ + Zn → Zn2+ + Bi
Bi3+ + 3e- → Bi
×2
Zn → Zn2+ + 2e-
×3
2Bi3+ + 6e- → 2Bi
3Zn → 3Zn2+ + 6e2Bi3+ + 3Zn → 3Zn2+ + 2Bi
×2
Es. 4
+7
-4/7
+2
-2/7
MnO4- + C7H6O → Mn2+ + C7H6O2
Ambiente acido
MnO4- + 5e- + 8H+→ Mn2+ + 4H2O
C7H6O + H2O→ C7H6O2 + 2e- +2H+
6
×2
×5
(2/7×7)
3
2MnO4- + 10e- + 16H+→ 2Mn2+ + 8H2O
5C7H6O + 5H2O→ 5C7H6O2 + 10e- +10H+
2MnO4- + 5C7H6O 6H+→ 2Mn2+ + 5C7H6O2 + 3H2O
Es. 5
0
+5
+2 +5
+2
Cu + HNO3 → Cu(NO)3 + NO + H2O
Cu + 2HNO3 → Cu(NO)3 + 2e- + 2H+
HNO3 + 3H+ + 3e-→ NO + 2H2O
3Cu + 6HNO3 → 3Cu(NO)3 + 6e- + 6H+
2HNO3 + 6H+ + 6e-→ 2NO + 4H2O
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO)3 + 2NO + 4H2O
×3
×2
Es. 6
+2
+5
2+
+7
3
-
+3
Mn + BiO → MnO4 + Bi3+
Ambiente acido
Mn2+ + 4H2O→ MnO4- + 5e- + 8H+
×2
BiO3- + 6H+ + 2e- → Bi3+ +3H2O
×5
2Mn2+ + 8H2O→ 2MnO4- + 10e- + 16H+
7
14
5BiO3- + 30H+ + 10e- → 5Bi3+ +15H2O
2Mn2+ + 5BiO3- + 14H+→ 2MnO4- + 5Bi3+ + 7H2O
Es. 7
+3
+4
+5
ClO2 → ClO2- + ClO3-
Ambiente basico
Dismutazione:
ClO2 + e-→ ClO2ClO2 + 2OH- → ClO3- + e- + H2O
2ClO2 + 2OH- → ClO2- + ClO3- + H2O
Es. 8
-1
+6
27
Cr2O
-
+3
0
3+
+ I → Cr + I2 + H2O
Ambiente acido
Cr2O72- + 6e- + 14H+→2Cr3+ + 7H2O
2I-→ I2 + 2eCr2O72- + 6e- + 14H+→2Cr3+ + 7H2O
6I-→ 3I2 + 6eCr2O72- + 6I-+ 14H+→ 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O
×3
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