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Le reazioni di ossidoriduzione

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 Chimica IL NUMERO DI OSSIDAZIONE: DEFINIZIONE E CALCOLO DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE
Il numero di ossidazione (n.o.) rappresenta la carica for

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Chimica IL NUMERO DI OSSIDAZIONE: DEFINIZIONE E CALCOLO DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE Il numero di ossidazione (n.o.) rappresenta la carica formale che si può attribuire a un elemento in un composto, assegnando gli elettroni di legame all'elemento più elettronegativo. ESEMPIO 1 ESEMPIO 2 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE NaCl L'elettrone coinvolto nel legame viene attribuito all'elemento più elettronegativo, che in questo caso è il cloro. 04 H₂ n.o. Na= H2SO4 +1 Cl= -1 n.o. H=+1 S=+6 O= -2 Come si calcola il numero di ossidazione in questo caso? Si devono tenere in considerazione alcune regole: - L'ossigeno (0) ha sempre numero di ossidazione -2, l'unica eccezione si ha nei perossidi, ovvero composti formati da due atomi di ossigeno uniti da un legame covalente semplice (O-O), in cui n.o. di O= -1. Preso nota di queste regole, andiamo a calcolare il numero di ossidazione dello zolfo (S) attraverso una semplice sottrazione: +-2) x 4 = -8 +1) x2 = +2 -8 +2=-6 - L'idrogeno (H) ha sempre numero di ossidazione +1, l'unica eccezione sono gli idruri (es. NaH), in cui n.o. di H= -1. S- Per avere un elemento elettricamente neutro, il numero di ossidazione dello zolfo deve essere +6. Altre regole da tenere presente: Gli atomi allo stato elementare hanno n.o. pari a zero ESEMPIO Fe n.o.=0 Negli ioni monoatomici il numero di ossidazione è uguale alla carica dello ione ESEMPIO Fe*³ n.o.= +3 Il fluoro (F) ha...

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sempre n.o.= -1 (è l'elemento più elettronegativo!) I metalli alcalini hanno n.o.=+1 I metalli alcalino terrosi hanno n.o.=+2 Si nota come il numero il numero di ossidazione sia strettamente legato all'elettronegatività degli elementi e di conseguenza anche alla loro posizione nella tavola periodica (questo semplice trucco permette di ipotizzare rapidamente quale sia il n.o. dei diversi metalli e non metalli). La somma dei numeri di ossidazione degli atomi presenti in una molecola neutra è uguale a zero; in uno ione poliatomico la somma dei numeri di ossidazione coincide con la carica dello ione. ESEMPIO HCO3 somma degli n.o.= -1 H= +1 O= (-2) x 3= -6 C= +4 Per facilitare la memorizzazione dei numeri di ossidazione, vi consiglio di ricordarvi la colonna in cui essi si trovano, ad esempio il carbonio si trova nella colonna IV A: il suo n.o. più grande sarà +4, poi scalo sempre di 2 (quindi l'altro n.o. di C sarà +2). Il metodo dello scalare di 2 non è sempre efficace, ci sono tantissime eccezioni (ad esempio l'azoto N ha n.o. +5, +4, +3, +2), quindi utilizzatelo semplicemente come linea guida. Per quanto riguarda i metalli di transizione, i n.o. sono molto variabili, soprattutto dalla colonna VIIIB alla IIB (in cui non è valido neanche il metodo del numero della colonna). In questo caso, il consiglio è di ricordarsi i n.o. dei metalli più importanti, quali: Cromo (Cr)= +2, +3, +4, +6 Manganese (Mn)= +2, +3 (+4, +6, +7) Ferro (Fe) +2, +3 (+6) - Nichel (Ni)= +2, +3 - Rame (Cu)= +1, +2 - Zinco (Zn)= +2 Nella gran parte dei casi comunque il n.o. si può ricavare attraverso il metodo di sottrazione iniziale. LE REAZIONI REDOX DEI COMPOSTI IONICI Una reazione di ossidoriduzione (redox) è simile alle normali reazioni stechiometriche, ma oltre alla sintesi di nuove molecole si ha anche uno scambio di elettroni. Una redox può essere scomposta in due distinte semireazioni, che avvengono contemporaneamente: 1. Reazione di ossidazione: un atomo, o uno ione, cede i propri elettroni. La specie chimica che stiamo considerando si ossida, ovvero aumenta il proprio numero di ossidazione. Viene chiamata "riducente" perché ha la capacità di ridurre l'altro elemento. 2. Reazione di riduzione: la specie chimica acquista elettroni. Essa si riduce, ovvero diminuisce il proprio numero di ossidazione. È detta "ossidante" perché ha la capacità di ossidare l'altro elemento. Le semireazioni di riduzione e di ossidazione comportano sempre un cambiamento nel numero di ossidazione: l'elemento che si ossida aumenta il proprio numero di ossidazione, mentre l'elemento che si riduce diminuisce il proprio numero di ossidazione. ESEMPIO CH4 + 202→→ CO2 + 2H2O Ossidazione L'idrogeno aumenta il proprio numero di ossidazione, passando da -1 a +1 Riduzione L'ossigeno diminuisce il proprio numero di ossidazione, passando da 0 a -2 L'idrogeno ha ceduto due elettroni all'ossigeno, di conseguenza l'idrogeno si è ossidato, mentre l'ossigeno si è ridotto. In questo caso quindi il riducente è l'idrogeno, mentre l'ossidante è l'ossigeno. Per favorire la memorizzazione vi suggerisco questa filastrocca (ovviamente potete utilizzate tranquillamente altri metodi di memorizzazione, se vi sono più utili): "Ossidante brigante, riducente perdente." Ovvero l'ossidante PRENDE gli elettroni, quindi diminuisce il proprio numero di ossidazione (=si riduce); mentre il riducente PERDE gli elettroni, quindi aumenta il proprio numero di ossidazione (=si ossida). BILANCIAMENTO REAZIONI REDOX 1. Calcolare i numeri di ossidazione di tutti gli elementi 2. Individuare l'elemento che si ossida e quello che si riduce 3. Scrivere le due semireazioni 4. Moltiplicare ciascuna semireazione per un numero che faccia ottenere lo stesso numero di elettroni in ciascuna semireazione 5. Riscrivere l'equazione bilanciata a livello di carica 6. Bilanciare eventualmente la massa ESEMPIO: 1. Calcolo il numero di ossidazione di tutti gli elementi 2. Cr passa da +6 a +3, I da -1 a 0. 3. Semireazioni: Cr₂+6+6e2Cr+3 21 → 12 +2e 4. Moltiplico per 3 la seconda semireazione per ottenere in entrambe 6 elettroni: K2Cr2O7+ 6KI + HNO3→ KNO3+ 2Cr(NO3)3+ 312 +H₂O 5. Bilancio le masse: K2Cr2O7+ 6KI + 14HNO3→ 8KNO3+ 2Cr(NO3)3+ 312 +7H2O LE PILE Una pila converte l'energia chimica in energia elettrica attraverso una reazione di ossidoriduzione: una determinata sostanza subisce un processo di ossidazione, perdendo elettroni, mentre un'altra sostanza subisce un processo di riduzione, acquistandoli. Data la sua configurazione, la pila consente d'intercettare e sfruttare il flusso di elettroni tra le due sostanze per produrre energia elettrica continua. Nella pila Daniell, lo zinco cede due elettroni e passa da Zn metallico a Zn²+; i due elettroni passano al rame che diventa Cu. ZnSO4 + Cu¹2 Zn¹2 + CuSO4 Elettrodo, Anodo dove avviene l'ossidazione Zn anodo K2Cr2O7+ KI + HNO3 → KNO3+ Cr (NO3)3+ 12 +H2O Pila Daniell Zn²+ so ZnZn +2 Na" +1,10V Pome seiso catodo (+) Cu²+ Nat Cu²+ + 2e → Cu Cu La reazione totale è come prima! Cu²+ + Zn → Cu + Zn²+ Elettrodo, catodo dove avviene la riduzione In commercio si possono trovare tantissime tipologie di pile che utilizzano reagenti diversi, come la pila zinco-carbone o la pila alcalina.

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Chimica IL NUMERO DI OSSIDAZIONE: DEFINIZIONE E CALCOLO DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE Il numero di ossidazione (n.o.) rappresenta la carica formale che si può attribuire a un elemento in un composto, assegnando gli elettroni di legame all'elemento più elettronegativo. ESEMPIO 1 ESEMPIO 2 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE NaCl L'elettrone coinvolto nel legame viene attribuito all'elemento più elettronegativo, che in questo caso è il cloro. 04 H₂ n.o. Na= H2SO4 +1 Cl= -1 n.o. H=+1 S=+6 O= -2 Come si calcola il numero di ossidazione in questo caso? Si devono tenere in considerazione alcune regole: - L'ossigeno (0) ha sempre numero di ossidazione -2, l'unica eccezione si ha nei perossidi, ovvero composti formati da due atomi di ossigeno uniti da un legame covalente semplice (O-O), in cui n.o. di O= -1. Preso nota di queste regole, andiamo a calcolare il numero di ossidazione dello zolfo (S) attraverso una semplice sottrazione: +-2) x 4 = -8 +1) x2 = +2 -8 +2=-6 - L'idrogeno (H) ha sempre numero di ossidazione +1, l'unica eccezione sono gli idruri (es. NaH), in cui n.o. di H= -1. S- Per avere un elemento elettricamente neutro, il numero di ossidazione dello zolfo deve essere +6. Altre regole da tenere presente: Gli atomi allo stato elementare hanno n.o. pari a zero ESEMPIO Fe n.o.=0 Negli ioni monoatomici il numero di ossidazione è uguale alla carica dello ione ESEMPIO Fe*³ n.o.= +3 Il fluoro (F) ha...

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sempre n.o.= -1 (è l'elemento più elettronegativo!) I metalli alcalini hanno n.o.=+1 I metalli alcalino terrosi hanno n.o.=+2 Si nota come il numero il numero di ossidazione sia strettamente legato all'elettronegatività degli elementi e di conseguenza anche alla loro posizione nella tavola periodica (questo semplice trucco permette di ipotizzare rapidamente quale sia il n.o. dei diversi metalli e non metalli). La somma dei numeri di ossidazione degli atomi presenti in una molecola neutra è uguale a zero; in uno ione poliatomico la somma dei numeri di ossidazione coincide con la carica dello ione. ESEMPIO HCO3 somma degli n.o.= -1 H= +1 O= (-2) x 3= -6 C= +4 Per facilitare la memorizzazione dei numeri di ossidazione, vi consiglio di ricordarvi la colonna in cui essi si trovano, ad esempio il carbonio si trova nella colonna IV A: il suo n.o. più grande sarà +4, poi scalo sempre di 2 (quindi l'altro n.o. di C sarà +2). Il metodo dello scalare di 2 non è sempre efficace, ci sono tantissime eccezioni (ad esempio l'azoto N ha n.o. +5, +4, +3, +2), quindi utilizzatelo semplicemente come linea guida. Per quanto riguarda i metalli di transizione, i n.o. sono molto variabili, soprattutto dalla colonna VIIIB alla IIB (in cui non è valido neanche il metodo del numero della colonna). In questo caso, il consiglio è di ricordarsi i n.o. dei metalli più importanti, quali: Cromo (Cr)= +2, +3, +4, +6 Manganese (Mn)= +2, +3 (+4, +6, +7) Ferro (Fe) +2, +3 (+6) - Nichel (Ni)= +2, +3 - Rame (Cu)= +1, +2 - Zinco (Zn)= +2 Nella gran parte dei casi comunque il n.o. si può ricavare attraverso il metodo di sottrazione iniziale. LE REAZIONI REDOX DEI COMPOSTI IONICI Una reazione di ossidoriduzione (redox) è simile alle normali reazioni stechiometriche, ma oltre alla sintesi di nuove molecole si ha anche uno scambio di elettroni. Una redox può essere scomposta in due distinte semireazioni, che avvengono contemporaneamente: 1. Reazione di ossidazione: un atomo, o uno ione, cede i propri elettroni. La specie chimica che stiamo considerando si ossida, ovvero aumenta il proprio numero di ossidazione. Viene chiamata "riducente" perché ha la capacità di ridurre l'altro elemento. 2. Reazione di riduzione: la specie chimica acquista elettroni. Essa si riduce, ovvero diminuisce il proprio numero di ossidazione. È detta "ossidante" perché ha la capacità di ossidare l'altro elemento. Le semireazioni di riduzione e di ossidazione comportano sempre un cambiamento nel numero di ossidazione: l'elemento che si ossida aumenta il proprio numero di ossidazione, mentre l'elemento che si riduce diminuisce il proprio numero di ossidazione. ESEMPIO CH4 + 202→→ CO2 + 2H2O Ossidazione L'idrogeno aumenta il proprio numero di ossidazione, passando da -1 a +1 Riduzione L'ossigeno diminuisce il proprio numero di ossidazione, passando da 0 a -2 L'idrogeno ha ceduto due elettroni all'ossigeno, di conseguenza l'idrogeno si è ossidato, mentre l'ossigeno si è ridotto. In questo caso quindi il riducente è l'idrogeno, mentre l'ossidante è l'ossigeno. Per favorire la memorizzazione vi suggerisco questa filastrocca (ovviamente potete utilizzate tranquillamente altri metodi di memorizzazione, se vi sono più utili): "Ossidante brigante, riducente perdente." Ovvero l'ossidante PRENDE gli elettroni, quindi diminuisce il proprio numero di ossidazione (=si riduce); mentre il riducente PERDE gli elettroni, quindi aumenta il proprio numero di ossidazione (=si ossida). BILANCIAMENTO REAZIONI REDOX 1. Calcolare i numeri di ossidazione di tutti gli elementi 2. Individuare l'elemento che si ossida e quello che si riduce 3. Scrivere le due semireazioni 4. Moltiplicare ciascuna semireazione per un numero che faccia ottenere lo stesso numero di elettroni in ciascuna semireazione 5. Riscrivere l'equazione bilanciata a livello di carica 6. Bilanciare eventualmente la massa ESEMPIO: 1. Calcolo il numero di ossidazione di tutti gli elementi 2. Cr passa da +6 a +3, I da -1 a 0. 3. Semireazioni: Cr₂+6+6e2Cr+3 21 → 12 +2e 4. Moltiplico per 3 la seconda semireazione per ottenere in entrambe 6 elettroni: K2Cr2O7+ 6KI + HNO3→ KNO3+ 2Cr(NO3)3+ 312 +H₂O 5. Bilancio le masse: K2Cr2O7+ 6KI + 14HNO3→ 8KNO3+ 2Cr(NO3)3+ 312 +7H2O LE PILE Una pila converte l'energia chimica in energia elettrica attraverso una reazione di ossidoriduzione: una determinata sostanza subisce un processo di ossidazione, perdendo elettroni, mentre un'altra sostanza subisce un processo di riduzione, acquistandoli. Data la sua configurazione, la pila consente d'intercettare e sfruttare il flusso di elettroni tra le due sostanze per produrre energia elettrica continua. Nella pila Daniell, lo zinco cede due elettroni e passa da Zn metallico a Zn²+; i due elettroni passano al rame che diventa Cu. ZnSO4 + Cu¹2 Zn¹2 + CuSO4 Elettrodo, Anodo dove avviene l'ossidazione Zn anodo K2Cr2O7+ KI + HNO3 → KNO3+ Cr (NO3)3+ 12 +H2O Pila Daniell Zn²+ so ZnZn +2 Na" +1,10V Pome seiso catodo (+) Cu²+ Nat Cu²+ + 2e → Cu Cu La reazione totale è come prima! Cu²+ + Zn → Cu + Zn²+ Elettrodo, catodo dove avviene la riduzione In commercio si possono trovare tantissime tipologie di pile che utilizzano reagenti diversi, come la pila zinco-carbone o la pila alcalina.