Bilanciamento reazioni

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 stato 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 Ca(SO4) + 2 Na(OH) Ca(OH)2 + Na2(SO4)

Concetti a priori: Valenza La valenza: il numero di elettroni che un atomo di un elemento acquista, cede o mette in comune quando si lega con atomi di altri elementi.  Nei composti ionici il concetto di valenza coincide con quello di elettrovalenza Nei composti covalenti, la valenza o covalenza, è data dal numero di elettroni che può mettere in compartecipazione. La valenza è in stretto rapporto con la struttura elettronica Elettroni di valenza: gli elettroni del livello energetico più esterno Il concetto di valenza spiega bene i legami di tipo ionico ma non è esaustiva nel caso dei legami covalenti.

Concetti a priori: Numero di ossidazione Il numero di ossidazione consiste nella carica elettrica formale (apparente) 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. Grandezza CONVENZIONALE che prescinde dalla conoscenza dei tipi di legami 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

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.

Notazione di Stock: numeri romani in parentesi tonda 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 come KO2(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 valenza ionica 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 Notazione di Stock: numeri romani in parentesi tonda Es: Fe(III)

Numeri di ossidazione positivi: elettroni ceduti Numeri di ossidazione negativi: elettroni acquistati Conoscere i numeri di ossidazione degli elementi dei composti coinvolti in una reazione consente di distinguere le reazioni di ossidoriduzione (REDOX) dalle normali reazioni di scambio (o spostamento): nelle prime i numeri di ossidazione degli elementi cambiano, nelle seconde no. Ca(SO4) + 2 Na(OH) Ca(OH)2 + Na2(SO4) Cl2 + NaBr NaCl + Br2

Numeri di ossidazione caratteristici 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 < x < 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

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