Nomenclatura Chimica

NON SEMPRE IL NUMERO DI OSSIDAZIONE COINCIDE CON LA VALENZA Il numero di ossidazione consiste nella carica elettrica formale che l’elemento assume in un composto se si pensa di associare gli elettroni di ciascun legame all’atomo considerato più elettronegativo. Il numero di ossidazione può quindi assumere valori sia positivi che negativi. Quando gli elettroni di legame vengono assegnati all’elemento più elettronegativo, esso si carica di tante cariche negative quanti sono gli elettroni acquistati. NON SEMPRE IL NUMERO DI OSSIDAZIONE COINCIDE CON LA VALENZA CH4 C2H6 C2H4 C2H2 C3H8 Valenza 4 4 4 4 4 N. ossidaz. -4 -3 -2 -1 -8/3

Determinazione del numero di ossidazione degli elementi nei loro composti Il n.o. di un atomo in una molecola può essere determinato in base alle seguenti semplici regole Il n.o. di un atomo allo stato elementare è sempre = zero. Il n.o. dell’ossigeno O è sempre –2, tranne in OF2 (n.o. +2) nei perossidi (- O-O-, n.o. –1) e nei superossidi (n.o. –1/2). Il n.o. dell’ H è sempre n.o. +1, tranne che negli idruri (composti binari con i metalli) in cui presenta n.o. –1. Nei composti ionici (catione / anione) il n.o. è uguale alla valenzaionica preceduta da +/- (corrisponde alla propria carica). La somma algebrica dei n.o. deve essere =0 per le specie neutre o = alla sua carica per gli ioni molecolari

Stati di ossidazione I metalli hanno stati di ossidazione pari al numero del gruppo e corrispondenti alla perdita degli elettroni di valenza. Sn4+ Pb4+ Bi5+ +1 +2 +3 +4 +5

Stati di ossidazione I metalli più pesanti (periodo 5 o 6) possono mantenere i due elettroni s di valenza e dare stati di ossidazione pari al numero del gruppo meno due. In+ Tl+ +1 +2 +3

I non-metalli (eccetto gli elementi più elettronegativi, come F e O) possono avere molti numeri di ossidazione, compresi tra: il numero del gruppo tutti gli elettroni di (n° d’ossidazione più alto) valenza persi VII A da +7 a -1 VI A da +6 a -2 V A da +5 a -3

Sottogruppo A dell’azoto Terzo Gruppo Quarto Gruppo (terre) (sottogr. A del carbonio) B. Boro +3 (non metallo) C. Carbonio (+2), +4 (non metallo) Al. Alluminio +3 (anfotero) Si. Silicio (+2), +4 (non metallo) Ce. Cerio +3, + 4 (metallo) Sn. Stagno (+2), +4 (anfotero) Pb. Piombo (+2), +4 (metallo) Quinto Gruppo Sottogruppo A dell’azoto N. Azoto -3, (+1), (+2), (+3), (+4), + 5 (non metallo) P. Fosforo -3, (+1), (+3), + 5 (non metallo) As. Arsenico -3, (+1), (+3), + 5 (non metallo) Sb. Antimonio -3, (+3) (anf.) , + 5 (non metallo) Bi. Bismuto -3, (+3) (met.) , + 5 (non metallo) Sesto Gruppo Sottogruppo A Sottogruppo B (non-metalli, calcogeni) O. Ossigeno -2, (-1) Cr. Cromo +2 (metallo) S. Zolfo +2, +4, +6 +3 (anfotero) +6 (non metallo)

Settimo Gruppo Sottogruppo A Sottogruppo B (Non metalli, alogeni) F. Fluoro -1 Mn. Manganese +2 (metallo) Cl. Cloro -1,+1, +3, +5, +7 +3 (anfotero) Br. Bromo -1,+1, +3, +5, +7 +6,+7 (non metallo) I. Iodio -1,+1, +3, +5, +7 Ottavo Gruppo (metalli) Fe. Ferro +2, +3 Co. Cobalto +2, +3 Ni. Nichel +2, +3 Note Carbonio: solo composti inorganici Ossigeno: -1 nei perossocomposti Idrogeno: -1 negli idruri Tutti gli elementi, come sostanze semplici, hanno n. o. zero

Da ricordare …… Il fluoro F ha sempre n.o. –1. Il cloro Cl ha sempre n.o. –1, tranne nei legami con F e con O  n.o. positivi. Il Br ha sempre n.o. –1 tranne nei legami con F, O e Cl  n.o. positivi. l’ H ha sempre n.o. positivo nei legami con i non metalli (che sono più elettronegativi di lui) e sempre negativo con i metalli (che sono meno elettronegativi di lui) I metalli hanno sempre n.o. positivi; i metalli alcalini: n.o.+1 I metalli alcalino terrosi, Zn e Cd: n. o. + 2. Il B e l’Al: n.o. +3 In una molecola la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi deve essere zero. In uno ione (positivo o negativo) la somma algebrica dei n.o. deve essere uguale alla carica dello ione stesso.

Sia i metalli che i non metalli formano, nei loro numeri di ossidazione positivi, composti binari con l’ossigeno OSSIDI METALLO + OSSIGENO NON METALLO + OSSIGENO OSSIDO BASICO (OSSIDO) OSSIDO ACIDO (ANIDRIDE) Nomenclatura IUPAC: Alla parola OSSIDO si aggiunge il nome dell’elemento. Entrambi vanno preceduti da prefissi indicanti il numero di atomi di ossigeno e di atomi metallici presenti nella formula (mono, di, tri, tetra, penta, esa…)

OSSIDI BASICI (M + O): MxOy Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: M+ + O2-  M2O M2+ + O2-  MO M3+ + O2-  M2O3 M4+ + O2-  MO2 OSSIDI ACIDI (NM + O): ExOy Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: E1+ + O2-  E2O E2+ + O2-  EO E3+ + O2-  E2O3 E4+ + O2-  EO2 E5+ + O2-  E2O5 E7+ + O2-  E2O7

Esempi di ossidi metallici Na2O: Monossido di disodio Fe2O3: Triossido di diferro BaO: Monossido di bario Li2O: Monossido di dilitio SnO2: Diossido di stagno Al2O3: Triossido di dialluminio

Esempi di ossidi di non metalli Cl2O: Monossido di dicloro Cl2O3: Triossido di dicloro Cl2O5: Pentossido di dicloro Cl2O7: Eptossido di dicloro CO: Monossido di carbonio CO2: Diossido di carbonio SO2: Diossido di zolfo SO3: Triossido di zolfo

Nomenclatura Tradizionale per ossidi metallici Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione: Alla parola OSSIDO si fa seguire il nome dell’elemento; si può anche usare la proposizione di, seguita dal nome dell’elemento Se l’elemento ha due numeri di ossidazione: Alla parola OSSIDO si aggiunge un attributo costituito dalla radice del nome dell’elemento e da un suffisso: -OSO riferito al n.o. più basso -ICO riferito al n.o. più alto (anche usato per composti derivati da elementi con n.o. unico)

Nomenclatura Tradizionale per ossidi non metallici o anidridi Alcuni non metalli (soprattutto gli alogeni) presentano più di due n.o. positivi. Il loro nome si indica con la parola anidride seguita da un attributo al femminile con gli stessi suffissi OSA e ICA. +2 CO anidride carboniosa +4 CO2 anidride carbonica Si utilizzano, oltre ai suffissi, anche i prefissi IPO- e PER- per distinguere i possibili composti: +1 Cl2O anidride ipoclorosa +3 Cl2O3 anidride clorosa +5 Cl2O5 anidride clorica +7 Cl2O7 anidride perclorica

IDROSSIDI (M+O+H) Derivano formalmente dalla reazione di ossidi basici (ossidi metallici) con acqua: K2O + H2O  2 KOH Sono costituiti dallo ione METALLICO positivo Mn+ e da n IONI OSSIDRILI OH-. Valgono le stesse regole per la nomenclatura: NaOH (Mono)Idrossido di sodio Fe(OH)2 Diidrossido di ferro Fe(OH)3 Triidrossido di ferro Ca(OH)2 Diidrossido di calcio Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione si può utilizzare la sola preposizione di: Mg(OH)2: Idrossido di magnesio

Acidi ossigenati o acidi ternari Derivano dalle anidridi per formale addizione di H2O. Nella formula si scrive dapprima l’H, quindi il simbolo dell’elemento, ed infine l’ossigeno. Al nome dell’acido si associano gli stessi prefissi e suffissi dell’anidride da cui deriva. (anidride solforosa) SO2 + H2O  H2SO3 (acido solforoso) (anidride solforica) SO3 + H2O  H2SO4 (acido solforico) (anidride nitrica) N2O5 + H2O  H2N2O6  HNO3 (acido nitrico) (anidride carbonica) CO2 + H2O  H2CO3 (acido carbonico)

Acidi Ossigenati (Anidride ipoclorosa) Cl2O + H2O  H2Cl2O2  2HClO (acido ipocloroso) (Anidride clorosa) Cl2O3 + H2O  H2Cl2O4  2HClO2 (acido cloroso) (Anidride clorica) Cl2O5 + H2O  H2Cl2O6  2HClO3 (acido clorico) (Anidride perclorica) Cl2O7 + H2O  H2Cl2O8  2HClO4 (acido perclorico) (Anidride bromica) Br2O5 + H2O  H2Br2O6  2HBrO3 (acido bromico) (Anidride bromosa) Br2O3 + H2O  H2Br2O4  2HBrO2 (acido bromoso)

Acidi Ossigenati Alcuni non metalli, soprattutto del IV e del V gruppo formano acidi con formula corrispondente all’addizione di una quantità variabile di molecole di H2O all’anidride. Così per uno stesso numero di ossidazione possono esistere diversi acidi, distinguibili con appropriati prefissi, fermo restando il suffisso associato a quel n.o. All’aumentare del numero di molecole d’acqua si usano i seguenti suffissi: META-, PIRO- (o DI-), ORTO. P2O5 + H2O  HPO3 (acido metafosforico) P2O5 + 2 H2O  H2P2O7 (acido pirofosforico o difosforico) P2O5 + 3 H2O  H3PO4 (acido ortofosforico)

IDROGENO + + METALLO NON METALLO IDRURI IDRACIDI ACIDI BINARI

IDRACIDI (NM+H) HF acido fluoridrico (fluoruro di idrogeno) Gli alogeni e lo zolfo formano nei loro n.o. negativi, acidi binari con l’H. Si indicano col suffisso –IDRICO (essi fanno comunque parte di una classe più vasta, detta dei composti binari, il cui nome sistematico IUPAC si ottiene ponendo dapprima la radice del nome dell’alogeno, più elettronegativo dell’idrogeno, a cui va aggiunta la desinenza –URO, seguito dalla preposizione di e dal nome del primo costituente) HF acido fluoridrico (fluoruro di idrogeno) HCl acido cloridrico (cloruro di idrogeno) H2S acido solfidrico (solfuro di idrogeno) HBr acido bromidrico (bromuro di idrogeno) HI acido iodidrico (ioduro di idrogeno) HCN acido cianidrico (cianuro di idrogeno)

ACIDI IDRACIDI ACIDI OSSIGENATI + acqua OSSIDI ACIDI

Composti binari con l’idrogeno Oltre agli IDRACIDI, esistono altri composti binari con l’idrogeno I metalli si combinano con l’idrogeno avente n.o. –1 formando composti comunemente detti IDRURI METALLICI: AlH3 idruro di alluminio LiH idruro di litio FeH3 idruro ferrico L’ossigeno, come lo zolfo in H2S, forma l’acqua H2O Gli elementi del Vo gruppo si legano ad H nei loro n.o. negativi (-3): NH3 ammoniaca PH3 fosfina AsH3 arsina SbH3 stibina Il carbonio, il silicio e il boro formano i seguenti composti: CH4 metano SiH4 silano BH3 borano

Composti binari tra Metalli e Non Metalli (M+NM): “SALI BINARI” I non metalli danno frequentemente tra loro composti binari covalenti. All’elemento più elettronegativo si dà il suffisso –URO:   ICl cloruro di iodio Si3N4 nitruro di silicio OF2 fluoruro di ossigeno* SiC carburo di silicio P2S3 solfuro fosforoso * ATTENZIONE: OF2 è l’unico composto in cui O ha n.o. +2

Ioni metallici positivi (cationi) nomenclatura IUPAC Per uno ione monoatomico positivo, cioè un catione metallico, il nome del metallo è preceduto dalla parola “ione”. Esempio: Na+, ione sodio, Ca++ ione calcio. Per i metalli di transizione, i quali possono avere più di uno ione positivo, si usa un numero romano per indicare la carica dello ione. Esempio: Fe2+, ione ferro (II), Fe3+, ione ferro (III), Hg2+ ione mercurio (II), Hg22+ ione mercurio (I).

Ioni negativi H- Ione idruro C4- Ione carburo N3- Ione nitruro O2- Ione ossido F- Ione fluoruro P3- Ione fosfuro S2- Ione solfuro Cl- Ione cloruro Br- Ione bromuro Gli ioni monoatomici (costituiti da un solo atomo) fanno seguire alla radice dell’elemento la desinenza uro. Lo ione O2- fa eccezione e viene indicato con la parola ossido. Gli ioni F-, Cl-, Br-, I-, S2- possono essere considerati derivati dall’acido alogenidrico per perdita di uno ione H+ (residuo alogenico) I- Ione ioduro

Ioni Poliatomici, ossoanioni Quello che resta di un acido ossigenato per perdita di atomi di idrogeno si chiama radicale acido. Per ogni idrogeno tolto si aggiunge una carica negativa. Il numero delle cariche costituisce la valenza del radicale CO32- Ione carbonato NO2- Ione nitrito NO3- Ione nitrato SO32- Ione solfito SO42- Ione solfato Si usano suffissi diversi da quelli dei corrispondenti acidi: -OSO  -ITO -ICO  -ATO ClO- Ione ipoclorito ClO2- Ione clorito ClO3- Ione clorato ClO4- Ione perclorato BrO- Ione ipobromito BrO2- Ione bromito BrO3- Ione bromato BrO4- Ione perbromato

Ioni Poliatomici, ossoanioni HClO acido ipocloroso ClO- ione ipoclorito HClO2 acido cloroso ClO2- ione clorito HClO3 acido clorico ClO3- ione clorato HClO4 acido perclorico ClO4- ione perclorato HBrO acido ipobromoso BrO- ione ipobromito HClO2 acido bromoso ClO2- ione bromito HClO3 acido bromico ClO3- ione bromato HClO4 acido perbromico ClO4- ione perbromato HNO2 acido nitroso NO2- ione nitrito HNO3 acido nitrico NO3- ione nitrato H2SO3 acido solforoso SO32- ione solfito H2SO4 acido solforico SO42- ione solfato H3PO4 acido fosforico PO43- ione fosfato

Ossoanioni contenenti ancora uno o più atomi di idrogeno La perdita parziale di ioni H+ dà luogo a radicali ionici negativi indicati col prefisso IDROGENO-: HSO4-  ione idrogenosolfato E, se necessario, anche i prefissi mono-, di-, tri- per indicare il numero di ioni H+: H2PO4-  ione diidrogenofosfato HPO42- Ione Idrogeno -fosfato H2PO4- Ione Diidrogeno -fosfato HCO3- Ione Idrogeno -carbonato HSO4- Ione Idrogeno -solfato HSO3- Ione Idrogeno -solfito Bicarbonato, bisolfato, bisolfito Nomenclatura corrente: prefisso “bi”

Sali I sali si originano per reazione tra un composto derivato da un metallo (ossido basico, idrossido o il metallo stesso) e un composto derivato da un non metallo (anidride, acido o lo stesso non metallo) Un sale è costituito da una parte metallica (ione del metallo o altro catione tra quelli descritti) e da una parte non metallica (un radicale acido o altri anioni). Il NOME del sale è dato dall’attributo del corrispondente Radicale acido completo di suffissi e prefissi, seguito dal nome dello ione positivo con i suffissi –OSO e –ICO a seconda del n.o. La FORMULA di un sale si compone del simbolo del metallo (o dello ione positivo) seguito dal simbolo del radicale acido. Al primo diamo come indice la valenza del secondo e viceversa, poi, se è possibile, si semplificano gli indici dividendoli per uno stesso numero.

Esempi…. Na2CO3 FeSO4 SOLFATO FERROSO: Fe2(SO4)2 semplificando   S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO) S O SO3: anidride solforica SO3+ H2O H2SO4 acido solforico H2SO4 2H+ + SO42- : radicale solfato (valenza 2) Fe (ferro), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO) Fe2+ ione ferroso (valenza 2) Fe2(SO4)2 semplificando FeSO4 CARBONATO SODICO: C (carbonio), non metallo, n.o. +4 (suffisso –ATO) C O CO2: anidride carbonica CO2 + H2O H2CO3 : acido carbonico H2CO3 2H+ + CO32-: radicale carbonato (valenza 2) Na (sodio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO) Na+: ione sodico (valenza 1) Na2CO3

Esempi…. Cu(ClO4)2 KIO Perclorato di rame (Perclorato rameico): Cl (cloro), non metallo, n.o. +7 (prefisso –PER e suffisso –ATO) Cl O Cl2O7: anidride perclorica Cl2O7 + H2O H2Cl2O8 HClO4 acido perclorico ClO4-: ione perclorato (valenza 1) Cu (rame), metallo, n.o. +2 (suffisso –ICO) Cu2+ : ione rameico (valenza 2) Cu(ClO4)2 Ipoiodito di potassio ( ipoiodito potassico): I (iodio), non metallo, n.o. +1 (prefisso –IPO e suffisso –ITO) I O I2O: anidride ipoiodosa I2O + H2O HIO: acido ipoiodoso IO- : radicale ipoiodito (valenza 1) K (potassio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO) K+ : ione potassico (valenza 1) KIO

Esempi K2CO3: carbonato potassico Cu(NO3)2: nitrato rameico CuCl: cloruro rameoso FeCl3: cloruro ferrico Fe2(SO3)3: solfito ferrico Na2SO4: solfato sodico BaSO4: solfato di bario Na3PO4: fosfato sodico Al2S3: solfuro di alluminio AlPO4: fosfato di alluminio MnCl2: cloruro di manganese KMnO4: permanganato di potassio NH4Cl: cloruro di ammonio

SOLFATO ACIDO MANGANOSO Sali acidi (derivanti da ossoanioni acidi) I sali formati dai derivati dagli acidi per parziale perdita di ioni H+ sono detti SALI ACIDI. Ad esempio da H2SO4 si possono formare sia SO42- (valenza 2) sia HSO4- (valenza 1). I sali che derivano da questi nuovi acidi sono genericamente indicati come sali acidi oppure vengono chiamati col prefisso IDROGENO-. Quindi lo ione HSO4- verrà denominato solfato acido oppure idrogenosolfato. SOLFATO ACIDO MANGANOSO S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO) SO3: anidride solforica H2SO4: acido solforico HSO42-: radicale idrogenosolfato (valenza 1) Mn (manganese), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO) Mn2+ :ione manganoso (valenza 2) Mn(HSO4)2 Nel caso di acidi con più di due H, i radicali acidi che si possono formare sono più di due. Si useranno allora appropriati prefissi. ESEMPIO: H3PO4 acido ortofosforico da cui derivano i seguenti radicali acidi: H2PO4- ione fosfato biacido o diidrogenofosfato Ca(H2PO4)2 diidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato monocalcico) HPO42- ione fosfato monoacido oppure ione monoidrogenofosfato CaHPO4 monoidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato bicalcico) PO43- ione fosfato Ca3(PO4)2 fosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato tricalcico)

+ acqua ACIDI OSSIGENATI

Tipi di reazioni chimiche Le reazioni chimiche si possono suddividere in due grandi gruppi Reazioni in cui nessun elemento cambia il suo grado di ossidazione durante la trasformazione reazione di decomposizione del carbonato di calcio CaCO3 ↔ CaO + CO2 Reazioni in cui alcuni atomi cambiano il loro grado di ossidazione durante la trasformazione reazione di combustione dello zolfo S + O2 ↔ SO2 Le reazioni che appartengono a quest’ultimo gruppo vengono chiamate reazioni di ossidoriduzione o reazioni redox

Reazioni redox In una reazione di ossido-riduzione avviene un trasferimento reale o formale di elettroni da un atomo all’altro. In seguito a questo trasferimento un atomo perde elettroni (si ossida), mentre l’altro li acquista (si riduce) - Ossidazione è la trasformazione che porta ad un aumento del grado di ossidazione; la specie che si ossida aumenta il suo n.o. perdendo elettroni Na ↔ Na+ + e– - Riduzione è la trasformazione che porta ad una diminuzione del grado di ossidazione; la specie che si riduce diminuisce il suo n.o. acquistando elettroni Cl2 + 2e– ↔ 2Cl–

Reazioni di ossido-riduzione Reazioni in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione OSSIDARSI significa perdere elettroni RIDURSI significa acquistare elettroni Quando un atomo si ossida, gli elettroni ceduti non possono rimanere in forma libera, ma devono essere acquistati da un altro atomo che così facendo si riduce

Ossidanti e riducenti Poiché in una reazione chimica non si possono né creare né distruggere elettroni, non può esistere un processo di ossidazione senza un simultaneo processo di riduzione; inoltre il numero di elettroni acquistati dall’agente ossidante deve essere uguale al numero di elettroni ceduti dall’agente riducente 2Na + Cl2 ↔ 2Na+ + 2Cl– Ciascuna molecola di Cl2 (agente ossidante) acquista due elettroni, mentre ciascun atomo di Na (agente riducente) cede un elettrone

Reazioni di Ossido-riduzione Una specie che si ossida è un riducente Una specie che si riduce è un ossidante Agente ossidante è una molecola, un atomo o uno ione capace di acquistare elettroni (provoca l’ossidazione di un’altra specie, riducendosi) Agente riducente è una molecola, un atomo o uno ione capace di cedere elettroni (provoca la riduzione di un’altra specie, ossidandosi)

Reazioni di ossido-riduzione C + O2  CO2 C: da 0 a +4 O: da 0 a -2 La sostanza che acquista elettroni (O) si riduce, ed è detta ossidante. La sostanza che perde elettroni (C) si ossida, ed è detta riducente.

Reazioni di dismutazione Un particolare tipo di reazione di ossidoriduzione è rappresentato dalle reazioni di dismutazione (o disproporzione), nelle quali una stessa specie chimica si comporta da ossidante e da riducente Il perossido di idrogeno si decompone lentamente secondo la reazione 2H2O2 ↔ 2H2O + O2 In questo caso l’ossigeno presente nel perossido in parte si ossida (n.o. –1, 0) e in parte si riduce (n.o. –1, –2) Danno questo tipo di reazione le specie chimiche che contengono un elemento in uno stato di ossidazione intermedio

Bilanciamento delle reazioni redox Bilanciamento del numero di elettroni Bilanciamento delle cariche Bilanciamento degli atomi La differenza tra una reazione di ossido riduzione ed una qualsiasi altra reazione è che non solo le masse e le cariche dovranno essere bilanciate, ma anche il numero degli elettroni ceduto nella ossidazione deve essere uguale a quello acquisito nella riduzione

Criteri per il bilanciamento dell’equazione chimica di una reazione redox in soluzione acquosa: Ambiente acido ioni H+ in eccesso nell’equazione chimica aggiungere H+ fra i reagenti o fra i prodotti Ambiente basico ioni OH– in eccesso nell’equazione chimica aggiungere OH– fra i reagenti o fra i prodotti Ambiente neutro nell’equazione chimica aggiungere H2O fra i reagenti (H+ o OH– fra i prodotti)

Bilanciamento: metodo della variazione dello stato di ossidazione +6 Cr2O72- + I-  I2 + Cr3+ Cr2O72- + 6I-  I2 + Cr3+ Cr2O72- + 6I-  3I2 + 2Cr3+ Cr2O72- + 6I- + 14H+ 3I2 + 2Cr3+ Cr2O72- + 6I- + 14H+  3I2 + 2Cr3+ + 7H2O +3e- x 2 = +6e-

Bilanciamento: metodo della variazione dello stato di ossidazione Assegnare i numeri di ossidazione a tutti gli atomi; decidere quali atomi cambiano numero di ossidazione e come; calcolare gli elettroni scambiati nel processo redox; Fare il minimo comune multiplo e iniziare il bilanciamento Al termine della prima fase: bilanciare prima i metalli bilanciare i non metalli bilanciare le cariche bilanciare gli idrogeni bilanciare gli ossigeni (per controllo)

Bilanciamento: metodo delle semireazioni 1) Cr2O72-  Cr3+ riduzione Cr2O72- + I-  I2 + Cr3+ ossidazione 2) I-  I2 1) Cr2O72-  2Cr3+ + 7 H2O 2) 2I-  I2 1) Cr2O72- + 14 H+ + 6e-  2Cr3+ + 7 H2O X 1 X 3 2) 2I-  I2 + 2e-

1) Cr2O72- + 14 H+ + 6e-  2Cr3+ + 7 H2O X 1 X 3 2) 2I-  I2 + 2e- 1) Cr2O72- + 14 H+ + 6e-  2Cr3+ + 7 H2O 2) 6I-  3I2 + 6e- 1) Cr2O72- + 14 H+ + 6I-  2Cr3+ + 7 H2O + 3I2

Bilanciamento: metodo delle semireazioni Scrivere la reazione non bilanciata con le specie che realmente partecipano Decidere chi si ossida e chi si riduce, e scrivere le due semireazioni non bilanciate Bilanciare le due semireazioni tutto tranne O e H Bilanciare l’O aggiungendo acqua al lato con meno O, e poi bilanciare l’H aggiungendo H+ dal lato con meno H Bilanciare la carica in ciascuna semireazione, aggiungendo elettroni e poi moltiplicare per opportuni fattori per rendere il numero di elettroni uguali da entrambi i lati Sommare le due semireazioni ed eliminare le specie che compaiono da entrambi i lati Controllare che la reazione sia bilanciata