Gli elementi chimici hanno la tendenza a reagire













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Gli elementi chimici hanno la tendenza a reagire per realizzare una maggiore stabilità (e di conseguenza una minore energia); questa condizione viene raggiunta tramite: - Trasferimento totale di elettroni legame ionico - Trasferimento parziale di elettroni legame covalente polare - Condivisione equa di elettroni legame covalente puro Una reazione in cui si ha un trasferimento di e- da una specie chimica ad un’altra e nella quale si ha la variazione del numero di ossidazione dei due atomi o ioni reagenti si chiama reazione di ossido-riduzione. Un esempio… 0 0 +2 -2 2 Mg + O 2 2 Mg. O Una reazione di ossido-riduzione è costituita da due semireazioni: Mg 2+ + 2 e- +2 e- O + 2 e- O 2 - -2 e- Nel dettaglio…

0 0 +2 -2 2 Mg + O 2 2 Mg. O • Semireazione di ossidazione Mg 2+ + 2 e↓ e- perdita di e- ↑ n. o. aumento del n. o. • Mg si ossida • Mg è agente riducente • Mg riduce O La specie chimica che perde e- si ossida e si chiama riducente perché riduce l’altra specie reagente. • O si riduce • O è agente ossidante • O ossida Mg La specie chimica che acquista e- si riduce e si chiama ossidante perché ossida l’altra specie reagente. • Semireazione di riduzione O + 2 e- O 2↑ e- acquisto di e- ↓ n. o. diminuzione del n. o.

Il numero di ossidazione di un elemento varia quando è combinato con altri atomi. 8. 1° gruppo (metalli alcalini) n. o. +1 9. 2° gruppo (metalli alcalino-terrosi) n. o. +2 10. Metalli di transizione n. o. positivo

Determina il numero di ossidazione degli elementi O 2 Fe 2 O 3 Cu 2 O Al Ca. SO 4 F- Na. Cl NO 3 - Cu. O Fe 2+ Na 2 O Cr 2 O 72 - KO 2 HCl. O 3 Pb. I 2 Cr 3+ PO 43 - Mg. SO 4

0 0 +2 -2 2 Mg + O 2 2 Mg. O Le caratteristiche delle reazioni redox: • I processi di ossidazione e di riduzione avvengono contemporaneamente. • Variano i n. o. delle specie coinvolte. • Richiede la presenza di un accettore (specie + elettronegativa) e di un donatore (specie elettronegativa) di elettroni. • Gli elettroni vengono trasferiti (composto ionico) o ridistribuiti (composto molecolare) attorno agli atomi. • Non ci sono categorie assolute, ma in genere… SPECIE RIDUCENTI: metalli, C, composti che contengono lo ione H– (es. Ca. H 2, Na. H, Na. BH 4…). SPECIE OSSIDANTI: ossigeno, alogeni, anioni poliatomici (es. Mn. O 4–, NO 3–, SO 42– …).

I) METODO DELLA VARIAZIONE DEL N. O. • I reagenti non sono in soluzione (es. combustione) • I reagenti sono in soluzione ma non si trovano in forma ionica (es. composti molecolari non ionizzabili) Fe 2 O 3 + C Fe + CO 2 1) Assegna i n. o. alle specie che si ossidano e a quelle che si riducono. +3 0 Fe 2 Fe 0 +4 C C 2) Bilancia le equazioni e calcola i Δn. o. moltiplicandoli per i coefficienti stechiometrici. +3 0 Fe 2 2 Fe Δn. o. Fe = (-3) ∙ 2 = -6 0 +4 C C Δn. o. C = +4 3) Individua i coefficienti numerici che devi moltiplicare per i Δn. o. per ottenere il m. c. m. • m. c. m. (6, 4) = 12 Δn. o. Fe = -6 ∙ 2 = -12 Δn. o. C = +4 ∙ 3 = +12

I) METODO DELLA VARIAZIONE DEL N. O. Fe 2 O 3 + C Fe + CO 2 4) Riportiamo i coefficienti numerici nelle equazioni. Fe 2 2 Fe ∙ 2 2 Fe 2 4 Fe C C ∙ 3 3 C 5) Scriviamo l’equazione chimica con i nuovi coefficienti. 2 Fe 2 O 3 + 3 C 4 Fe + 3 CO 2 6) Bilanciare gli altri elementi se necessario. 2 Fe 2 O 3 + 3 C 4 Fe + 3 CO 2

II) METODO IONICO-ELETTRONICO (delle semireazioni) AMBIENTE ACIDO • I reagenti sono in soluzione. • Possono essere condotte in ambiente acido o in ambiente basico. Mn. O-4 + I- Mn 2+ + I 2 1) Separa le due semireazioni e assegna i n. o. alle specie che si ossidano e a quelle che si riducono. +7 +2 Mn. O-4 Mn 2+ -1 0 I- I 2 2) BILANCIAMENTO MASSE. 2 a) Bilanciamento delle specie riducenti e ossidanti. Mn. O-4 Mn 2+ 2 I- I 2 Mn. O-4 Mn 2+ + 4 H 2 O 2 I- I 2 2 b) Bilanciamento dell’ossigeno aggiungendo H 2 O. 2 c) Bilanciamento dell’idrogeno aggiungendo H+. Mn. O-4 + 8 H+ Mn 2+ + 4 H 2 O 2 I- I 2

II) METODO IONICO-ELETTRONICO (delle semireazioni) AMBIENTE ACIDO 3) BILANCIAMENTO CARICHE. 3 a) Bilanciamento delle cariche aggiungendo e-. Mn. O-4 + 8 H+ + 5 e- Mn 2+ + 4 H 2 O 7+ 2+ 2 I- I 2 + 2 e 2 - 0 3 b) Moltiplica entrambi i membri delle equazioni in modo da raggiungere il m. c. m. per gli e-. m. c. m. (5, 2) = 10 1 a semireazione) 5 e- ∙ 2 = 10 2 a semireazione) 2 e- ∙ 5 = 10 ∙ 2 ∙ 5 2 Mn. O-4 + 16 H+ + 10 e- 2 Mn 2+ + 8 H 2 O 10 I- 5 I 2 + 10 e-

II) METODO IONICO-ELETTRONICO (delle semireazioni) AMBIENTE ACIDO 3) BILANCIAMENTO CARICHE. 3 c) Somma, membro a membro, le due semireazioni. 2 Mn. O-4 + 16 H+ + 10 e- 2 Mn 2+ + 8 H 2 O 10 I- 5 I 2 + 10 e 2 Mn. O-4 + 16 H+ + 10 I- + 10 e- 2 Mn 2+ + 8 H 2 O + 5 I 2 + 10 e 4) Riscrivi l’equazione complessiva. 2 Mn. O-4 + 16 H+ + 10 I- 2 Mn 2+ + 8 H 2 O + 5 I 2

II) METODO IONICO-ELETTRONICO (delle semireazioni) AMBIENTE BASICO SO 32 - + Cl 2 SO 42 - + Cl 1) Separa le due semireazioni e assegna i n. o. alle specie che si ossidano e a quelle che si riducono. +4 +6 SO 32 - SO 42 - 0 -1 Cl 2 Cl- 2) BILANCIAMENTO MASSE. 2 a) Bilanciamento delle specie riducenti e ossidanti. SO 32 - SO 42 - Cl 2 2 Cl- 2 b) Bilanciamento dell’ossigeno aggiungendo H 2 O. SO 32 - + 1 H 2 O SO 42 - Cl 2 2 Cl- 2 c) Bilanciamento dell’idrogeno aggiungendo H+. SO 32 - + 1 H 2 O SO 42 - + 2 H+ Cl 2 2 Cl-

II) METODO IONICO-ELETTRONICO (delle semireazioni) AMBIENTE BASICO 3) BILANCIAMENTO CARICHE. 3 a) Bilanciamento delle cariche aggiungendo e-. SO 32 - + 1 H 2 O SO 42 - + 2 H+ + 2 e 2 - 2 e- + Cl 2 2 Cl 0 0 -2 3 b) Moltiplica entrambi i membri delle equazioni in modo da raggiungere il m. c. m. per gli e-. m. c. m. (2, 2) = 2 1 a semireazione) 2 e- ∙ 1 = 10 2 a semireazione) 2 e- ∙ 1 = 10 ∙ 1 SO 32 - + 1 H 2 O SO 42 - + 2 H+ + 2 e. Cl 2 + 2 e- 2 Cl-

II) METODO IONICO-ELETTRONICO (delle semireazioni) AMBIENTE BASICO 3) BILANCIAMENTO CARICHE. 3 c) Somma, membro a membro, le due semireazioni. SO 32 - + 1 H 2 O SO 42 - + 2 H+ + 2 e. Cl 2 + 2 e- 2 Cl. SO 32 - + 1 H 2 O + Cl 2 + 2 e- SO 42 - + 2 H+ + 2 Cl- + 2 e 4) Aggiungi a entrambi i lati dell’equazione un numero di OH- pari al numero di H+. SO 32 - + 1 H 2 O + Cl 2 + 2 OH- SO 42 - + 2 H+ + 2 Cl- + 2 OH 5) Dal lato dell’equazione dove sono presenti, H+ reagiscono con OH- (1 H+ + 1 OH- 1 H 2 O). SO 32 - + 1 H 2 O + Cl 2 + 2 OH- SO 42 - + 2 Cl- + 2 H 2 O 6) Semplifichiamo il numero di molecole di H 2 O. SO 32 - + Cl 2 + 2 OH- SO 42 - + 2 Cl- + 1 H 2 O
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