ESERCITAZIONE di CHIMICA REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE

Presentazione sul tema: "ESERCITAZIONE di CHIMICA REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE"— Transcript della presentazione:

1 ESERCITAZIONE di CHIMICA REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE
26 ottobre 2012 REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE STRUTTURE DI LEWIS 1

2 OSSIDAZIONE e RIDUZIONE
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3 Positivo: l’atomo ha perso elettroni!
STATO DI OSSIDAZIONE Carica elettrica che assumono gli atomi di una molecola considerando tutti legami ionici! Positivo: l’atomo ha perso elettroni! Negativo: l’atomo ha acquistato elettroni! Zero: l’atomo non ha scambiato elettroni!

4 Ossigeno (nei composti!):
STATO DI OSSIDAZIONE Ossigeno (nei composti!): di norma -2 (tranne nei perossidi dove è -1!) Idrogeno (nei composti!): di norma +1 (tranne negli idruri dove è -1!) Na Cl H2 O H2 S O O Na Na H H2 O2 4

5 Elettronegatività degli elementi
1 H 2 He 2,1 - 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 0,9 1,2 1,8 19 K 20 Ca 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 0,8 1,6 2,4 2,8 37 Rb 38 Sr 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 1,7 1,9 55 Cs 56 Ba 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 0,7 2,2

6 reazione di ossidazione
Cu2+ 2 e- Cu0 + FORMA RIDOTTA elettroni OSSIDATA reazione di ossidazione FORMA OSSIDATA elettroni RIDOTTA + reazione di riduzione Cu2+ 2 e- Cu0 6

7 Ossidazione: perdita di elettroni Riduzione: acquisto di elettroni
... concludendo ... Ossidazione: perdita di elettroni Riduzione: acquisto di elettroni Ossidante: acquista elettroni Riducente: perde elettroni 7

8 REAZIONI di OSSIDO-RIDUZIONE
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9 Cu + H2SO4 + HCl  CuCl2 + SO2 + H2O
1 Cu  1 CuCl e- 1 H2SO e-  1 SO2 1 Cu + 1 H2SO4 + HCl  1 CuCl2 + 1 SO2 + H2O 1 Cu + 1 H2SO4 + 2 HCl  1 CuCl2 + 1 SO2 + 2 H2O

10 I2 + HNO3  HIO3 + NO2 + H2O 1 I2 + 10 HNO3  2 HIO3 + 10 NO2 + H2O
1 I2  2 HIO e I2  2 HIO e- 1 HNO e-  1 NO HNO e-  10 NO2 1 I HNO3  2 HIO NO2 + H2O 1 I HNO3  2 HIO NO H2O

11 FeSO4 + KIO3 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O
2 FeSO4  1 Fe2(SO4) e FeSO4  5 Fe2(SO4) e- 2 KIO e-  1 I KIO e-  1 I2 10 FeSO4 + 2 KIO3 + H2SO4  5 Fe2(SO4)3 + 1 I2 + K2SO4 + H2O 10 FeSO4 + 2 KIO3 + H2SO4  5 Fe2(SO4)3 + 1 I2 + 1 K2SO4 + H2O 10 FeSO4 + 2 KIO3 + 6 H2SO4  5 Fe2(SO4)3 + 1 I2 + 1 K2SO4 + 6 H2O 11

12 FeCl2 + K2Cr2O7 + HCl  FeCl3 + CrCl3 + KCl + H2O
1 FeCl2  1 FeCl e FeCl2  6 FeCl e- 1 K2Cr2O e-  2 CrCl K2Cr2O e-  2 CrCl3 6 FeCl2 + 1 K2Cr2O7 + HCl  6 FeCl3 + 2 CrCl3 + KCl + H2O 6 FeCl2 + 1 K2Cr2O7 + HCl  6 FeCl3 + 2 CrCl3 + 2 KCl + H2O 6 FeCl2 + 1 K2Cr2O HCl  6 FeCl3 + 2 CrCl3 + 2 KCl + 7 H2O

13 H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4  CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
1 Bilanciare la reazione e calcolare i grammi di acqua che si ottengono da 4,95 g di acido ossalico in presenza di un eccesso di permanganato di potassio e acido solforico H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4  CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O masse atomiche (uma): H = C = O = K = Mn = S = 32 13

14 H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4  CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
1 H2C2O4  2 CO2 + 2 e H2C2O4  10 CO e- 1 KMnO4 + 5 e-  1 MnSO4 2 KMnO e-  2 MnSO4 5 H2C2O4 + 2 KMnO4 + H2SO4  10 CO2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + H2O 5 H2C2O4 + 2 KMnO4 + H2SO4  10 CO2 + 2 MnSO4 + 1 K2SO4 + H2O 5 H2C2O4 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4  10 CO MnSO4 + 1 K2SO4 + 8 H2O 14

15 massa molare H2C2O4 = 90 g / mol moli H2C2O4 = 4,95 / 90 = 0,055 mol
3 ... 4,95 g di acido ossalico ... 5 H2C2O4 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4  10 CO MnSO4 + 1 K2SO4 + 8 H2O massa H2C2O4 = 4,95 g massa molare H2C2O4 = 90 g / mol moli H2C2O4 = 4,95 / 90 = 0,055 mol moli H2O = moli H2C2O4 x (8 / 5) = 0,088 mol massa molare H2O = 18 g / mol massa H2O = 18 x 0,088 = 1,58 g 15

16 ... e gli altri reagenti e prodotti ...
4 ... e gli altri reagenti e prodotti ... reagenti prodotti H2C2O4 = 4,95 g CO2 = 4,84 g KMnO4 = 3,47 g MnSO4 = 3,32 g H2SO4 = 3,23 g K2SO4 = 1,91 g H2O = 1,58 g totale = 11,65 g 16

17 in presenza di un eccesso di acidi solforico e nitroso
1 Bilanciare la reazione e calcolare i grammi di acido nitrico che si ottengono da 23,70 g di permanganato di potassio in presenza di un eccesso di acidi solforico e nitroso HNO2 + KMnO4 + H2SO4  HNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O masse atomiche (uma): H = 1 N = O = K = Mn = S = 32

18 HNO2 + KMnO4 + H2SO4  HNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
1 HNO2  1 HNO e HNO2  5 HNO e- 1 KMnO4 + 5 e-  1 MnSO4 2 KMnO e-  2 MnSO4 5 HNO2 + 2 KMnO4 + H2SO4  5 HNO3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + H2O 5 HNO2 + 2 KMnO4 + H2SO4  5 HNO3 + 2 MnSO4 + 1 K2SO4 + H2O 5 HNO2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4  5 HNO3 + 2 MnSO4 + 1 K2SO4 + 3 H2O 18

19 ... 23,7 g di permanganato di potassio ...
5 HNO2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4  5 HNO3 + 2 MnSO4 + 1 K2SO4 + 3 H2O massa KMnO4 = 23,70 g massa molare KMnO4 = 158 g / mol moli KMnO4 = 23,70 / 158 = 0,15 mol moli HNO3 = moli KMnO4 x (5 / 2) = 0,375 mol massa molare HNO3 = 63 g / mol massa HNO3 = 63 x 0,375 = 23,63 g 19

20 ... e gli altri reagenti e prodotti ...
4 ... e gli altri reagenti e prodotti ... reagenti prodotti HNO2 = 17,63 g HNO3 = 23,63 g KMnO4 = 23,70 g MnSO4 = 22,65 g H2SO4 = 22,05 g K2SO4 = 13,05 g H2O = 4,05 g totale = 63,38 g 20

21 solfuro di mercurio HgS con un eccesso di acidi nitrico e cloridrico
1 Bilanciare la reazione e calcolare i grammi di ossido di azoto NO che si ottengono da 9,30 g di solfuro di mercurio HgS con un eccesso di acidi nitrico e cloridrico HgS + HNO3 + HCl  S + NO + HgCl2 + H2O masse atomiche (uma): Hg = 200,5 S = H = 1 N = O = Cl = 35,5

22 HgS + HNO3 + HCl  S + NO + HgCl2 + H2O
1 HgS  1 S e HgS  3 S e- 1 HNO e-  1 NO HNO e-  2 NO 3 HgS + 2 HNO3 + HCl  3 S + 2 NO + HgCl2 + H2O 3 HgS + 2 HNO3 + 6 HCl  3 S + 2 NO + 3 HgCl2 + 4 H2O 22

23 ... 9,30 g di solfuro di mercurio
3 HgS + 2 HNO3 + 6 HCl  3 S + 2 NO + 3 HgCl2 + 4 H2O massa HgS = 9,30 g massa molare HgS = 232,5 g / mol moli HgS = 9,30 / 232,6 = 0,04 mol moli NO = moli HgS x (2 / 3) = 0,027 mol massa molare NO = 30 g / mol massa NO = 30 x 0,027 = 0,80 g 23

24 ... e gli altri reagenti e prodotti ...
4 ... e gli altri reagenti e prodotti ... reagenti prodotti HgS = 9,30 g S = 1,28 g HNO3 = 1,68 g NO = 0,80 g HCl = 2,92 g HgCl2 = 10,86 g H2O = 0,96 g totale = 13,90 g 24

25 REAZIONI di OSSIDO-RIDUZIONE in forma ionica
25

26 Fe2+ + MnO4- + H+  Fe3+ + Mn2+ + H2O
1 Fe2+  1 Fe e Fe2+  5 Fe e- 1 MnO e-  1 Mn MnO e-  1 Mn2+ 1 MnO Fe H+  1 Mn Fe H2O 1 MnO Fe H+  1 Mn Fe H2O 26

27 Cr3+ + ClO- + OH-  CrO42- + Cl- + H2O
1 Cr3+  1 CrO e Cr3+  2 CrO e- 1 ClO e-  1 Cl ClO- + 6 e-  3 Cl- 2 Cr ClO- + OH-  2 CrO Cl- + H2O 2 Cr ClO OH-  2 CrO Cl- + 5 H2O 27

28 Cr(OH)4- + Cl2 + OH-  CrO42- + Cl- + H2O
1 Cr(OH)4-  1 CrO e- 2 Cr(OH)4-  2 CrO e- 1 Cl e-  2 Cl Cl2 + 6 e-  6 Cl- 2 Cr(OH) Cl2 + OH-  2 CrO Cl- + H2O 2 Cr(OH) Cl2 + 8 OH-  2 CrO Cl- + 8 H2O 28

29 REAZIONI di OSSIDO-RIDUZIONE casi particolari!
29

30 Cu + H2SO4  CuSO4 + SO2 + H2O 1 Cu  1 CuSO4 + 2 e-
1 H2SO4 + 2 e-  1 SO2 1 Cu H2SO4  1 CuSO SO2 + H2O 1 Cu H2SO4  1 CuSO SO H2O 30

31 HCl + KMnO4  Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
2 HCl  1 Cl e HCl  5 Cl e- 1 KMnO4 + 5 e-  1 MnCl2 2 KMnO e-  2 MnCl2 10 HCl KMnO4  5 Cl MnCl2 + KCl + H2O 10 HCl KMnO4  5 Cl MnCl KCl + H2O 16 HCl KMnO4  5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O 31

32 DISMUTAZIONE o DISPROPORZIONE
Cl2 + OH-  ClO- + Cl- + H2O 1 Cl2  2 ClO e- 1 Cl2 + 2 e-  2 Cl- 2 Cl OH-  2 ClO Cl- + H2O 2 Cl OH-  2 ClO Cl H2O 1 Cl OH-  1 ClO Cl H2O 32

33 DISMUTAZIONE o DISPROPORZIONE
MnO H+  MnO MnO2 + H2O 1 MnO42-  1 MnO e MnO42-  2 MnO e- 1 MnO e-  1 MnO MnO e-  1 MnO2 3 MnO H+  2 MnO MnO2 + H2O 3 MnO H+  2 MnO MnO H2O 33

34 DISMUTAZIONE o DISPROPORZIONE
Cl2 + OH-  ClO Cl- + H2O 1 Cl2  2 ClO e Cl2  2 ClO e- 1 Cl2 + 2 e-  2 Cl Cl e-  10 Cl- 6 Cl OH-  2 ClO Cl- + H2O 6 Cl OH-  2 ClO Cl H2O 3 Cl OH-  1 ClO Cl H2O 34

35 CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI moli soluto (mol)
Molarità (mol / L) = volume soluzione (L) massa soluto (g) % massa / massa = x 100 massa soluzione (g) % massa / volume = x 100 volume soluzione (mL) 35

36 0,8 mol / L con un eccesso di cloruro ferrico
1 Bilanciare la reazione e calcolare i grammi di ossigeno che si ottengono da 1 litro di acqua ossigenata 0,8 mol / L con un eccesso di cloruro ferrico FeCl3 + H2O2  FeCl2 + O2 + HCl masse atomiche (uma): Fe = Cl = 35,5 H = 1 O = 16 36

37 1 FeCl3 + 1 e-  1 FeCl2 2 FeCl3 + 2 e-  2 FeCl2
FeCl3 + H2O2  FeCl2 + O2 + HCl 1 H2O2  1 O e H2O2  1 O e- 1 FeCl e-  1 FeCl FeCl e-  2 FeCl2 2 FeCl H2O2  2 FeCl O2 + HCl 2 FeCl H2O2  2 FeCl O HCl 37

38 ... 1 L acqua ossigenata 0,8 mol / L ...
3 ... 1 L acqua ossigenata 0,8 mol / L ... 2 FeCl H2O2  2 FeCl O HCl moli H2O2 = 0,8 mol moli O2 = moli H2O2 = 0,8 mol massa molare O2 = 32 g / mol massa O2 = 32 x 0,8 = 25,6 g 38

39 ... e gli altri reagenti e prodotti ...
4 ... e gli altri reagenti e prodotti ... reagenti prodotti FeCl3 = 260,0 g FeCl2 = 203,2 g H2O2 = 27,2 g O2 = 25,6 g HCl = 58,4 g totale = 287,2 g 39

40 15 mL di una soluzione di acido ipocloroso 15 mM
15 mL di una soluzione di acido ipocloroso 15 mM sono ridotti da 18,7 mL di una soluzione di iodio 2 mM secondo la reazione I2 + HClO  HIO3 + HCl Determinare: natura e quantità in grammi del reagente in eccesso (dopo la reazione!) quantità in grammi di HIO3 ottenuta 40

41 1 HClO + 2 e-  1 HCl 5 HClO + 10 e-  5 HCl
I2 + HClO  HIO3 + HCl 1 I2  2 HIO e I2  2 HIO e- 1 HClO + 2 e-  1 HCl HClO + 10 e-  5 HCl 1 I2 + 5 HClO  2 HIO3 + 5 HCl 1 H2O + 1 I2 + 5 HClO4  2 HIO3 + 5 HCl 41

42 moli HClO = M x V = 15 x 10-3 x 15 x 10-3 = 225 x 10-6 mol
mL HClO 15 mM ,7 mL iodio 2 mM 1 H2O + 1 I2 + 5 HClO  2 HIO3 + 5 HCl moli HClO = M x V = 15 x 10-3 x 15 x 10-3 = 225 x 10-6 mol moli I2 = M x V = 2 x 10-3 x 18,7 x 10-3 = 37,4 x 10-6 mol moli HClO teoriche = mol I2 x 5 = 37,4 x 10-6 x 5 = 187 x 10-6 I2 è in difetto! HClO è in eccesso! 42

43 I2 è in difetto! HClO è in eccesso! moli I2 = 37,4 x 10-6 mol
1 H2O + 1 I2 + 5 HClO  2 HIO3 + 5 HCl I2 è in difetto! HClO è in eccesso! moli I2 = 37,4 x 10-6 mol moli HClO che reagiscono = moli I2 x 5 = 187 x 10-6 mol moli HClO iniziali = 225 x 10-6 moli HClO in eccesso = ( ) x 10-6 = 38 x 10-6 mol massa molare HClO = 52,5 g / mol massa HClO in eccesso = 38 x 10-6 x 52,5 = 2,0 x 10-3 g 43

44 I2 è in difetto! HClO è in eccesso!
4 1 H2O + 1 I2 + 5 HClO  2 HIO3 + 5 HCl I2 è in difetto! HClO è in eccesso! moli I2 = 37,4 x 10-6 mol moli HIO3 che si formano = moli I2 x 2 = 74,8 x 10-6 mol massa molare HIO3 = 176 g / mol massa HIO3 = 74,8 x 10-6 x 176 = 13,2 x 10-3 g 44

45 STRUTTURE di LEWIS 45

46 Tavola periodica degli elementi
1 H 2 He idrogeno elio 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne litio berillio boro carbonio azoto ossigeno fluoro neo 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar sodio magne-sio allumi-nio silicio fosforo zolfo cloro argo 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr potassio calcio scandio titanio vanadio cromo manga-nese ferro cobalto nichel rame zinco gallio germa-nio arsenico selenio bromo cripto 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe rubidio stronzio ittrio zirconio niobio molib-deno tecnezio rutenio rodio palladio argento cadmio indio stagno antimo-nio tellurio iodio xeno 55 Cs 56 Ba 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn cesio bario lantanio afnio tantalio wolfra-mio renio osmio iridio platino oro mercurio tallio piombo bismuto polonio astato rado 87 Fr 88 Ra 89 Ac 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 111 112 113 114 115 116 117 118 francio radio attinio ruther-fordio dubnio seabor-gio bohrio hassio meitne-rio 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu cerio praseo-dimio neodi-mio prome-zio samario europio gadoli-nio terbio dispro-sio olmio erbio tulio itterbio lutezio 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 101 102 103 torio protoat-tinio uranio nettunio plutonio americio curio berche-lio califor-nio einste-nio fermio mende-levio nobelio lauren-zio Tavola periodica degli elementi

47 Regole di Lewis n regola esempi 1 “duetto” 2 “ottetto incompleto”
3 “ottetto espanso” 47

48 Regole di Lewis n regola esempi 1 “duetto” 2 “ottetto incompleto”
3 “ottetto espanso” 48

49 Contare gli elettroni (valenza + carica):
Regole di Lewis Contare gli elettroni (valenza + carica): dividere per 2 per ottenere le coppie di elettroni Posizionare gli atomi e unirli con legami semplici (coppia di elettroni) Assegnare le coppie di elettroni restanti partendo dagli atomi più elettronegativi fino a raggiungere “l’ottetto” Spostare le coppie per raggiungere “l’ottetto” 49

50 50

51 51

52 52

53 53

54 54

55 55

56 56

57 57

58 58

59 59

60 Regole di Lewis n regola esempi 1 “duetto” 2 “ottetto incompleto”
3 “ottetto espanso” 60

61 Contare gli elettroni (valenza + carica):
Regole di Lewis Contare gli elettroni (valenza + carica): dividere per 2 per ottenere le coppie di elettroni Posizionare gli atomi e unirli con legami semplici e spostare le coppie di elettroni per raggiungere “l’ottetto” Calcolare la carica formale Spostare le coppie fino ridurre le cariche formali 61

62 62

63 63

64 64

65 65

66 66

67 67

68 68

69 69

70 70

71 FINE ! 71