Lezioni 15,16,17,18.

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1 Lezioni 15,16,17,18

2 vengono attribuiti all’atomo più elettronegativo
Numero di ossidazione : varie regole semplici I due elettroni di un legame chimico covalente polare A--:--B vengono attribuiti all’atomo più elettronegativo Se i due atomi sono identici o se hanno lo stesso nox i due elettroni di legame NON vanno attribuiti a nessun atomo . Esempio, sostanze allo stato elementare (H2, O2, Na, Cu, S etc), metalli

3 Numero di ossidazione 2) Il nox di uno ione è pari alla sua carica
Ca2+ (nox +2) Al3+ (nox +3) S2- (nox -2)

4 Numero di ossidazione 3) L'idrogeno presenta sempre nox +1 tranne che negli idruri, composti in cui si lega direttamente con i metalli alcalini e alcalino-terrosi che risultano essere gli unici elementi più elettropositivi dell'idrogeno. In tali composti l'idrogeno ha dunque nox -1. esempi : idruro di sodio NaH, idruro di calcio CaH2

5 Numero di ossidazione 4) L'ossigeno ha sempre nox -2 tranne che nei perossidi dove presenta nox -1. I perossidi sono composti dove l'ossigeno impegna uno dei suoi due elettroni per legarsi ad un altro atomo di ossigeno. Secondo quanto previsto dalla regola numero 1 in questo caso gli elettroni del legame tra atomi uguali non vanno attribuiti, mentre viene attribuito all'ossigeno l'altro elettrone utilizzato per legarsi ad altri elementi perossido di idrogeno o acqua ossigenata H2O H-O-O-H perossido di sodio Na2O Na-O-O-Na perossido di magnesio MgO2

6 Numero di ossidazione 5) il fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo della tabella periodica, ed avendo bisogno di un solo elettrone per raggiungere l'ottetto, ha sempre nox -1

7 Numero di ossidazione 7) In generale il nox più elevato di un elemento corrisponde al numero d'ordine del gruppo cui appartiene, sottraendo 10 se del caso. Così gli elementi del primo gruppo presentano nox +1, quelli del secondo +2, quelli del terzo +3 e così via fino agli elementi del diciassettesimo gruppo che presentano come nox più elevato +7. 8) sempre in generale, quando un elemento presenta più di un nox, il valore di quest'ultimo diminuisce di 2 unità alla volta. Così gli elementi del 17° gruppo oltre al nox +7 possono presentare nox +5, +3, +1, -1. gli elementi del 16° gruppo oltre al nox + 6 possono presentare nox +4, +2, -2.

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13 Numero di ossidazione 9) In una specie chimica neutra la somma dei nox di tutti gli atomi che la compongono deve sempre essere nulla. 10) In uno ione poliatomico la somma dei nox dei diversi atomi deve sempre essere pari alla carica totale dello ione.

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15 Come si ottengono i sali
La formula chimica di un sale si può costruire attraverso numerose reazioni chimiche. Vediamo le principali. Metallo Ossido Idrossido Non metallo Anidride Acido

16 1) metallo + non metallo → sale 2K + F2 → 2KF (fluoruro di potassio)
1) metallo + non metallo → sale 2K + F2 → 2KF (fluoruro di potassio) 2) ossido + anidride → sale MgO + SO3 → MgSO4 (solfato di magnesio) 3) idrossido + acido → sale + acqua Ca(OH)2 + H2CO3 → CaCO3 + H2O (carbonato di calcio) 4) ossido + acido → sale + acqua Na2O + H2SO3 → Na2SO3 + H2O (solfito di sodio) 5) anidride + idrossido → sale + acqua P2O5 + 2KOH → 2KPO3 + H2O (metafosfato di potassio)

17 Dissociazione dei Sali
Come abbiamo già detto la maggior parte dei sali sono elettroliti forti e in acqua si dissociano completamente negli ioni costituenti. Per scrivere correttamente la dissociazione di un sale è necessario riconoscere nella molecola gli anioni provenienti dall'acido e i cationi provenienti dalla base, con i rispettivi indici e cariche elettriche. A destra della freccia di reazione verranno perciò scritti il catione e l'anione, ciascuno con le rispettive cariche, preceduti da un coefficiente pari all'indice con cui compaiono nel sale. Ad esempio se vogliamo dissociare il carbonato di sodio Na2CO3, scriveremo Na2CO3 → 2Na+ + CO32-

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19 La legge di conservazione di massa
La prima enunciazione di una legge chimica quantitativa rigorosamente dimostrata spetta a A. L. Lavoisier ( ). Egli osservò che i metalli, quando vengono riscaldati in presenza di aria, aumentano di peso mentre un uguale peso di aria viene assorbito; generalizzando i risultati di numerose esperienze, potè affermare che: la somma delle masse delle sostanze reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti che si formano in una reazione chimica.

20 La relazione che collega massa ed energia è rappresentata dalla cosiddetta
equazione di Einstein : E = m · c2 dove m è la variazione di massa E l'energia emessa o assorbita c la velocità della luce nel vuoto (2,998·108 metri al secondo).

21 Il concetto di mole 1 uma = 1/NA (grammi) = 1,66·10-24 grammi
1 mol = 6,022·1023 unità fondamentali 1 uma = 1/NA (grammi) = 1,66·10-24 grammi

22 C(s) + O2(g)  CO2 Nella reazione di 12 grammi carbonio con 32 grammi di ossigeno si sviluppano circa joule. Avremo quindi : m = E / c2 = / (2,998 · 108 )2 = 4,4 · kg Il rapporto tra perdita di massa e sostanza messa a reagire è quindi pari a (4,4 · 10-12) / (44·10-3) = 10-10

23 Ricordando che i coefficienti stechiometrici di un'equazione chimica bilanciata rappresentano, in scala macroscopica, il numero di moli delle sostanze che reagiscono è allora possibile determinare i rapporti in peso, o rapporti ponderali, tra le specie chimiche. Ricordiamo che il numero di moli (n) di una sostanza chimica è pari al suo peso in grammi (g), diviso il suo peso molare (PM) n = g/PM

24 Bilanciamo ad esempio la seguente reazione (non-redox) per ispezione
Fe2(CO3) HNO3  Fe(NO3) H2CO3 Iniziamo bilanciando il ferro: Poiché tra i reagenti vi è un solo atomo di azoto, poniamo un coefficiente "6" davanti all'acido nitrico Fe2(CO3)3 + 6HNO3  2Fe(NO3)3 + H2CO3 Ora sia il ferro che l'azoto sono bilanciati. Bilanciamo il carbonio. Vi sono 3 atomi di carbonio tra i reagenti e 1 tra i prodotti di reazione. Poniamo quindi un coefficiente "3" davanti all'acido carbonico Fe2(CO3) HNO3  2 Fe(NO3) H2CO3 Verifichiamo l'idrogeno. 6 atomi tra i reagenti, 6 atomi tra i prodotti di reazione. --> L'idrogeno è bilanciato. Verifichiamo l'ossigeno. 27 atomi tra i reagenti, 27 tra i prodotti di reazione. --> L'equazione è bilanciata! Ok!

25 Fe2(CO3)3 + 6 HNO3  2 Fe(NO3)3 + 3 H2CO3
possiamo calcolare quanti grammi di ciascun composto partecipano alla reazione chimica, moltiplicando il peso molare di ciascuno per il numero di moli con cui ciascuna sostanza compare nella reazione. Possiamo in definitiva affermare che 292 g di carbonato ferrico (1 mole x 292 g/mol) reagiscono con 378 g di acido nitrico (6 moli x 63 g/mol) per dare 484 g di nitrato ferrico (2 moli x 242 g/mol) e 186 g di acido carbonico (3 moli x 62 g/mol).

26 Reazioni redox : scambio di elettroni tra atomi

27 Sommando membro a membro le due semireazioni si ottiene infine la reazione bilanciata
2N2 + 12e → 4NH3 6H2O → 3O e 2N2 + 6H2O → 4NH O2

28 Reazioni di disproporzione
redox multiple

29 Bilanciabile che per ISPEZIONE
4FeS O2→ 2Fe2O3 + 8SO2 Bilanciabile che per ISPEZIONE

30 Combustione del butano gassoso con ossigeno stechiometrico
a- scrittura corretta delle sostanza reagenti e dei prodotti (ricordarsi che l’ossigeno è un gas biatomico) C4H O2 → CO H2O b- bilanciamento del carbonio C4H O2 → 4CO H2O c- bilanciamento dell’idrogeno C4H O2 → 4CO H2O c- bilanciamento retrospettivo dell’ossigeno tra i reagenti (13 atomi di O = 13/2 molecole) C4H ,5O2 → 4CO H2O Si possono accettare nelle reazioni di combustione coefficienti frazionari per l’ossigeno

31 Combustione dell’eptano liquido con carenza di O2 e formazione di CO
a- scrittura corretta delle sostanza reagenti e dei prodotti C7H O2 → CO H2O b- bilanciamento del carbonio C7H O2 → 7CO H2O c- bilanciamento dell’idrogeno C7H O2 → 7CO H2O c- bilanciamento retrospettivo dell’ossigeno tra i reagenti (15 atomi di O = 15/2 molecole) C7H ,5O2 → 7CO H2O

32 b- bilanciamento del carbonio C5H12 + O2 → 5C + H2O
Combustione del pentano liquido con grave carenza di O2 e formazione di fuliggine (C solido) a- scrittura corretta delle sostanza reagenti e dei prodotti (ricordarsi che l’ossigeno è un gas biatomico) C5H O2 → C H2O b- bilanciamento del carbonio C5H O2 → 5C H2O c- bilanciamento dell’idrogeno C5H O2 → 5C H2O c- bilanciamento retrospettivo dell’ossigeno tra i reagenti (9 atomi di O = 9/2 molecole) C5H O2 → 5C H2O

33 K2Cr2O7 + KI + HNO3 → KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O
Assegniamo i numeri di ossidazione ed individuiamo le specie chimiche i cui atomi abbiano subito variazioni di nox

34 K2Cr2O7 + 6KI + 14HNO3 → 8KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 3I2 + 7H2O
Il Cromo e lo Iodio sono gli elementi che variano il nox durante la reazione. Bilanciamo con i consueti metodi la reazione redox, e otteniamo: K2Cr2O KI HNO3 → 8KNO Cr(NO3) I H2O dissociamo, se possibile, le specie chimiche rimanenti K2Cr2O7 → 2K+ + Cr2O72- KI → K+ + I- Cr(NO3)3 → Cr NO3- KNO3 → K+ + NO3- HNO3 → H+ + NO3-

35 Cr2O72- + 8 K+ + 6 I- + 14 H+ + 14 NO3- → 2 Cr3+ + 3 I2 + 8 K+ + 7 H2O + 14 NO3-
L’ambiente è acido per presenza di HNO3, per cui quando si effettuerà il bilancio di carica dovranno esistere ioni H+. La reazione scritta in forma ionica netta, eliminando gli ioni spettatori è quindi la seguente : Cr2O I H+ → 2 Cr I H2O

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