1 Nomenclatura Chimica

2 NUMERO DI OSSIDAZIONE Rappresenta lo stato di combinazione di un elemento in un composto, da un punto di vista formale e pratico. Esso 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 LA VALENZA COINCIDE CON IL NUMERO DI OSSIDAZIONE CH 4 C 2 H 6 C 2 H 4 C 2 H 2 Valenza N. ossidaz

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 1) Il n.o. di un atomo allo stato elementare è sempre = zero. 2) Il n.o. dell’ossigeno O è sempre –2, tranne in OF 2 (n.o. +2) nei perossidi (-O-O-, n.o. –1) e nei superossidi (n.o. –1/2). 3) 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. 4) Nei composti ionici (catione / anione) il n.o. è uguale alla valenzaionica preceduta da +/- (corrisponde alla propria carica). 5) La somma algebrica dei n.o. deve essere =0 per le specie neutre o = alla sua carica per gli ioni molecolari

4 Numero di ossidazione 1.Numeri di ossidazione del carbonio: C = 0; CH 4 = -4; CO= + 2; CO 2 = + 4; H 2 CO 3 = ?; C 3 H 6 = ?; C 6 H 6 = ? 2.Numeri di ossidazione dell’azoto: N 2 = 0, NO = +2; NH 3 = -3; HNO 3 = ? HNO 2 = ? N 2 H 4 = ? 3.O in OH - : ?; N in NH 4 + = ?; S in SO 4 2- = ? In una molecola la somma algebrica dei n.o. degli atomi è 0. In uno ione la somma algebrica è uguale alla carica dello ione

I metalli hanno stati di ossidazione pari al numero del gruppo e corrispondenti alla perdita degli elettroni di valenza. Stati di ossidazione Pb 4+ Sn 4+ Bi

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 + Stati di ossidazione

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 - numero del gruppo -8 acquisto di elettroni fino al gas nobile successivo VII A da +7 a -1 VI A da +6 a -2 V A da +5 a -3

8 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, (anfotero) +6 (non metallo)

9 Settimo Gruppo Sottogruppo A Sottogruppo B (Non metalli, alogeni) F. Fluoro -1 Mn. Manganese +2 (metallo) Cl. Cloro -1,+1, +3, +5, (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

10 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. I metalli hanno sempre n.o. positivi; i metalli alcalini: n.o.+1 I metalli alcalino terrosi, Zn e Cd: n. o 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.

11 OSSIDI METALLO + OSSIGENO NON METALLO + OSSIGENO OSSIDO BASICO (OSSIDO) OSSIDO ACIDO (ANIDRIDE) Sia i metalli che i non metalli formano, nei loro numeri di ossidazione positivi, composti binari con l’ossigeno 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…)

12 Metallo + Ossigeno: M x O y Gli indici x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: M (+1) + O (2-)  M 2 O M (+2) + O (2-)  MO M (+3) + O (2-)  M 2 O 3 M (+4) + O (2-)  MO 2 Non metallo + Ossigeno: M x O y x e y dipendono dai rispettivi numeri di ossidazione: E (+1) + O (2-)  E 2 O E (+2) + O (2-)  EO E (+3) + O (2-)  E 2 O 3 E (+4) + O (2-)  EO 2 E (+5) + O (2-)  E 2 O 5 E (+7) + O (2-)  E 2 O 7 Si semplificano gli indici nel caso siano divisibili per uno stesso numero

13 Ossidi metallici Na 2 O: Monossido di disodio Fe 2 O 3 : Triossido di diferro BaO: Monossido di bario Li 2 O: Monossido di dilitio SnO 2 : Diossido di stagno

14 Cl 2 O: Monossido di dicloro Cl 2 O 3 : Triossido di dicloro Cl 2 O 5 : Pentossido di dicloro Cl 2 O 7 : Eptossido di dicloro CO: Monossido di carbonio CO 2 : Diossido di carbonio SO 2 : Diossido di zolfo SO 3 : Triossido di zolfo Ossidi non metallici

15 Nomenclatura Tradizionale Alla parola OSSIDO si aggiunge un attributo costituito dalla radice del nome dell’elemento e da un suffisso: -OSO riferito al numero di ossidazione più basso -ICO riferito al numero di ossidazione più alto (anche usato per composti derivati da elementi con n.o. unico) 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:

16 Nomenclatura Tradizionale 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. Si utilizzano, oltre ai suffissi, anche i prefissi IPO- e PER- per distinguere i possibili composti: +1Cl 2 O anidride ipoclorosa +3Cl 2 O 3 anidride clorosa +5Cl 2 O 5 anidride clorica +7Cl 2 O 7 anidride perclorica

17 IDROSSIDI (M+O+H) Derivano formalmente dalla reazione di ossidi basici (ossidi metallici) con acqua: K 2 O + H 2 O  2 KOH Sono costituiti dallo ione METALLICO positivo M n+ 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

18 ACIDI IDRACIDIACIDI OSSIGENATI OSSIDI ACIDI

19 Acidi Ossigenati Derivano dalle anidridi per formale addizione di H 2 O. 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) SO 2 + H 2 O  H 2 SO 3 (acido solforoso) (anidride solforica) SO 3 + H 2 O  H 2 SO 4 (acido solforico) (anidride nitrica) N 2 O 5 + H 2 O  H 2 N 2 O 6  2HNO 3 (acido nitrico) (anidride carbonica) CO 2 + H 2 O  H 2 CO 3 (acido carbonico)

20 Acidi Ossigenati (Anidride ipoclorosa) Cl 2 O + H 2 O  H 2 Cl 2 O 2  2HClO (acido ipocloroso) (Anidride clorosa) Cl 2 O 3 + H 2 O  H 2 Cl 2 O 4  2HClO 2 (acido cloroso) (Anidride clorica) Cl 2 O 5 + H 2 O  H 2 Cl 2 O 6  2HClO 3 (acido clorico) (Anidride perclorica) Cl 2 O 7 + H 2 O  H 2 Cl 2 O 8  2HClO 4 (acido perclorico) (Anidride bromica) Br 2 O 5 + H 2 O  H 2 Br 2 O 6  2HBrO 3 (acido bromico) (Anidride bromosa) Br 2 O 3 + H 2 O  H 2 Br 2 O 4  2HBrO 2 (acido bromoso)

21 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 H 2 O 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. P 2 O 5 + H 2 O  HPO 3 (acido metafosforico) P 2 O H 2 O  H 2 P 2 O 7 (acido pirofosforico o difosforico) P 2 O H 2 O  H 3 PO 4 (acido ortofosforico)

22 IDRACIDI (NM+H) 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) HFacido fluoridrico (fluoruro di idrogeno) HClacido cloridrico (cloruro di idrogeno) H 2 Sacido solfidrico (solfuro di idrogeno) HBracido bromidrico (bromuro di idrogeno) HI acido iodidrico (ioduro di idrogeno) HCNacido cianidrico (cianuro di idrogeno)

23 COMPOSTI BINARI CON L’IDROGENO Oltre agli IDRACIDI, esistono altri composti binari con l’idrogeno L’ossigeno, come lo zolfo in H 2 S, forma l’acqua H 2 O Gli elementi del V o gruppo si legano ad H nei loro n.o. negativi (-3): NH 3 ammoniaca PH 3 fosfina AsH 3 arsina SbH 3 stibina Il carbonio, il silicio e il boro formano i seguenti composti: CH 4 metano SiH 4 silano BH 3 borano I metalli si combinano con l’idrogeno avente n.o. –1 formando composti comunemente detti IDRURI METALLICI: AlH 3 idruro di alluminio LiHidruro di litio FeH 3 idruro ferrico

24 COMPOSTI BINARI TRA NON METALLI I non metalli danno frequentemente tra loro composti binari covalenti. All’elemento più elettronegativo si dà il suffisso –URO: IClcloruro di iodio Si 3 N 4 nitruro di silicio OF 2 fluoruro di ossigeno (unico composto in cui O ha n.o. +2) SiCcarburo di silicio P 2 S 3 solfuro fosforoso

25 2e IONI METALLICI e IONI POSITIVI (CATIONI) nomenclatura IUPAC 1.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. 2.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: Fe ++, ione ferro (II), Fe +++, ione ferro (III), Hg 2+ ione mercurio (II), Hg 2 2+ ione mercurio (I). 3.Per i catione non metallici si fa spesso ricorso alla nomenclatura corrente. Esempio NH 4 +, ione ammonio. 3p 3n Ione Li +

26 Ioni negativi I - Ione ioduro F - Ione fluoruro Cl - Ione cloruro Br - Ione bromuro O 2- Ione ossido S 2- Ione solfuro N 3- Ione nitruro P 3- Ione fosfuro C 4- Ione carburo H - Ione idruro Gli ioni monoatomici (costituiti da un solo atomo) fanno seguire alla radice dell’elemento la desinenza uro. Lo ione O 2 - fa eccezione e viene indicato con la parola ossido. Gli ioni F -, Cl -, Br -, I -, S 2- possono essere considerati derivati dall’acido alogenidrico per perdita di uno ione H + (residuo alogenico)

27 Ioni Poliatomici, ossoanioni ClO 4 - Ione perclorato BrO 4 - Ione perbromato ClO 3 - Ione clorato BrO 3 - Ione bromato ClO 2 - Ione clorito BrO 2 - Ione bromito ClO - Ione ipoclorito BrO - Ione ipobromito SO 3 2- Ione solfito NO 2 - Ione nitrito SO 4 2- Ione solfato NO 3 - Ione nitrato  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 Si usano suffissi diversi da quelli dei corrispondenti acidi: -OSO  -ITO -ICO  -ATO CO 3 2- Ione carbonato

28 HClOacido ipoclorosoClO - ione ipoclorito HClO 2 acido clorosoClO 2 - ione clorito HClO 3 acido cloricoClO 3 - ione clorato HClO 4 acido percloricoClO 4 - ione perclorato HBrOacido ipobromosoBrO - ione ipobromito HClO 2 acido bromosoClO 2 - ione bromito HClO 3 acido bromicoClO 3 - ione bromato HClO 4 acido perbromicoClO 4 - ione perbromato HNO 2 acido nitrosoNO 2 - ione nitrito HNO 3 acido nitricoNO 3 - ione nitrato H 2 SO 3 acido solforosoSO 3 2- ione solfito H 2 SO 4 acido solforicoSO 4 2- ione solfato H 3 PO 4 acido fosforicoPO 4 3- ione fosfato Ioni Poliatomici, ossoanioni

29 Ossoanioni contenenti idrogeno La perdita parziale di ioni H + dà luogo a radicali ionici negativi indicati col prefisso IDROGENO-: HSO 4 -  ione idrogenosolfato E, se necessario, anche i prefissi mono-, di-, tri- per indicare il numero di ioni H + : H 2 PO 4 -  ione diidrogenofosfato HSO 3 - Ione Idrogeno -solfito HSO 4 - Ione Idrogeno -solfato HCO 3 - Ione Idrogeno -carbonato H 2 PO 4 - Ione Diidrogeno -fosfato HPO 4 2- Ione Idrogeno -fosfato Nomenclatura corrente: prefisso “bi” Bicarbonato, bisolfato, bisolfito

30 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. Sali

31 Esempi SOLFATO FERROSO: S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso –ATO) SO 3 : anidride solforica H 2 SO 4 : acido solforico SO 4 2- : radicale solfato (valenza 2) Fe (ferro), metallo, n.o. +2 (suffisso – OSO) Fe 2+ ione ferroso (valenza 2) Fe 2 (SO 4 ) 2 semplificando FeSO 4 CARBONATO SODICO: C (carbonio), non metallo, n.o. +4 (suffisso –ATO) CO 2 : anidride carbonica H 2 CO 3 : acido carbonico CO 3 2- : radicale carbonato (valenza 2) Na (sodio), metallo, n.o. +1 (suffisso – ICO) Na + : ione sodico (valenza 1) Na 2 CO 3

32 PERCLORATO RAMEICO: Cl (cloro), non metallo, n.o. +7 (prefisso –PER e suffisso –ATO) Cl 2 O 7 : anidride perclorica HClO 4 : acido perclorico ClO 4 - : radicale perclorato (valenza 1) Cu (rame), metallo, n.o. +2 (suffisso – ICO) Cu 2+ : ione rameico (valenza 2) Cu(ClO 4 ) 2 IPOIODITO POTASSICO: I (iodio), non metallo, n.o. +1 (prefisso –IPO e suffisso –ITO) I 2 O: anidride ipoiodosa HIO: acido ipoiodoso IO - : radicale ipoiodito (valenza 1) K (potassio), metallo, n.o. +1 (suffisso –ICO) K + : ione potassico (valenza 1) KIO Esempi

33 Esempi K 2 CO 3 : carbonato potassico Cu(NO 3 ) 2 :nitrato rameico CuCl:cloruro rameoso FeCl 3 :cloruro ferrico Fe 2 (SO 3 ) 3 :solfito ferrico Na 2 SO 4 :solfato sodico BaSO 4 : solfato di bario Na 3 PO 4 :fosfato sodico Al 2 S 3 :solfuro di alluminio AlPO 4 :fosfato di alluminio MnCl 2 :cloruro di manganese KMnO 4 :permanganato di potassio NH 4 Cl:cloruro di ammonio

34 I sali formati dai radicali derivati dagli acidi per parziale perdita di ioni H + sono detti SALI ACIDI. Ad esempio da H 2 SO 4 si possono formare sia SO 4 2- (valenza 2) sia HSO 4 - (valenza 1). I sali che derivano da questi nuovi radicali acidi sono genericamente indicati come sali acidi oppure vengono chiamati col prefisso IDROGENO-. Quindi lo ione HSO 4 - verrà denominato solfato acido oppure idrogenosolfato. SOLFATO ACIDO MANGANOSO S (zolfo), non metallo, n.o. +6 (suffisso – ATO) SO 3 :anidride solforica H 2 SO 4 : acido solforico HSO 4 2- : radicale idrogenosolfato (valenza 1) Mn (manganese), metallo, n.o. +2 (suffisso –OSO) Mn 2+ :ione manganoso (valenza 2) Mn(HSO 4 ) 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: H 3 PO 4 acido ortofosforico da cui derivano i seguenti radicali acidi: H 2 PO 4 - ione fosfato biacido o diidrogenofosfato Ca(H 2 PO 4 ) 2 diidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato monocalcico) HPO 4 2- ione fosfato monoacido oppure ione monoidrogenofosfato CaHPO 4 monoidrogenofosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato bicalcico) PO 4 3- ione fosfato Ca 3 (PO 4 ) 2 fosfato calcico (o di calcio) (anche fosfato tricalcico)

35 + 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 CaCO 3 ↔ CaO + CO 2 Reazioni in cui alcuni atomi cambiano il loro grado di ossidazione durante la trasformazione reazione di combustione dello zolfo S + O 2 ↔ SO 2 Le reazioni che appartengono a quest’ultimo gruppo vengono chiamate reazioni di ossidoriduzione o reazioni redox

Reazioni redox In una reazione di ossidoriduzione 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 Cl 2 + 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 + Cl 2 ↔ 2Na + + 2Cl – Ciascuna molecola di Cl 2 (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)

Reazione in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione: C + O 2  CO 2 C: da 0 a +4 O: da 0 a -2 Reazioni di Ossido-riduzione

La sostanza che acquista elettroni (O) si riduce, ed è detta ossidante. La sostanza che perde elettroni (C) si ossida, ed è detta riducente. Ossidanti e riducenti

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 2H 2 O 2 ↔ 2H 2 O + O 2 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 1.Bilanciamento del numero di elettroni 2.Bilanciamento delle cariche 3.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

Reazioni redox in soluzione acquosa 1.bilanciare l’ossidante, il riducente e i loro prodotti in base agli elettroni scambiati 2.bilanciare gli atomi di tutti gli altri elementi che non hanno modificato il loro grado di ossidazione, esclusi l’idrogeno (g.o. +1) e l’ossigeno (g.o. –2) 3.bilanciare le cariche ioniche aggiungendo a sinistra o a destra dell’equazione ioni H+ (quando la soluzione è acida) o ioni OH– (quando la soluzione è basica) 4.bilanciare gli atomi di idrogeno (g.o. +1) e quelli di ossigeno (g.o. –2) aggiungendo molecole d’acqua nella parte appropriata

46 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 dei numeri di ossidazione 1.Scrivere la reazione non bilanciata con le specie che realmente partecipano 2.Bilanciare tutti gli atomi diversi da H e O 3.Assegnare i numeri di ossidazione a tutti gli atomi 4.Decidere quali atomi cambiano numero di ossidazione e come 5.Rendere l’aumento totale di numero di ossidazione degli atomi ossidati uguale alla diminuzione totale di numero di ossidazione delle specie ridotte 6.Bilanciare l’O aggiungendo acqua al lato con meno O, e poi bilanciare l’H aggiungendo H+ dal lato con meno H 7.Controllare che la reazione sia bilanciata

Altro esempio di bilanciamento: Cr 2 O I -  I 2 + 2Cr 3+ Cr 2 O I -  3I 2 + 2Cr 3+ e - bilanciati Cr 2 O I H +  3I 2 + 2Cr 3+ cariche bilanciate Cr 2 O I H +  3I 2 + 2Cr H 2 O atomi bilanciati +6 +3e- x 2 = +6e- -1e- x 2 = -2e-

Bilanciamento: metodo delle semireazioni 1.Scrivere la reazione non bilanciata con le specie che realmente partecipano 2.Decidere chi si ossida e chi si riduce, e scrivere le due semireazioni non bilanciate 3.Bilanciare le due semireazioni ad eccezione di O e H 4.Bilanciare l’O aggiungendo acqua al lato con meno O, e poi bilanciare l’H aggiungendo H+ dal lato con meno H 5.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 6.Sommare le due semireazioni ed eliminare le specie che compaiono da entrambi i lati 7.Controllare che la reazione sia bilanciata

Esempi

Reazione di dismutazione Quando in una reazione uno stessa specie si ossida e si riduce. Es. MnO MnO 4 2-  MnO MnO 2 3MnO H +  2MnO MnO 2 +2H 2 O e- +2e-