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10 | 0Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012

REAZIONI CHIMICHE

Reazioni di combinazione, di decomposizione, di sostituzione

singola e di sostituzione doppia.

Acidi e basi. Reazioni acido-base.

Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della

International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei

principali composti inorganici.

Concetto di numero di ossidazione.

Reazioni di ossidoriduzione (redox).

Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo ionico-

elettronico in ambiente acido e in ambiente alcalino.


Reattività chimica (Cap. 10)

Reazioni di combinazione, di decomposizione, di

sostituzione singola e di sostituzione doppia.

Acidi e basi. Reazioni acido-base.

Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della

International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC)

dei principali composti inorganici. (Cap. 10)


Le reazioni chimiche possono essere classificate in quattrocategorie:

1) Reazioni di combinazione

2) Reazioni di decomposizione

3) Reazioni di sostituzione singola

4) Reazioni di sostituzione doppia

Un’ulteriore classificazione suddivide tutte le reazioni chimiche in due classi:

1) reazioni in cui vengono trasferiti elettroni da una specie chimica all’altra (reazioni di ossidoriduzione o reazioni “redox” o reazioni di trasferimento elettronico)

2) reazioni in cui non vengono trasferiti elettroni- reazioni acido-base- reazioni di precipitazione- reazioni che sviluppano gas

(reazioni di scambio )


Reazioni di combinazione

In una reazione di combinazione i reagenti si

combinano per formare un unico prodotto.

Questo tipo di reazione avviene tra due elementi , un

elemento e un composto , o due composti .

Una reazione di combinazione è facilmente riconoscibile

perché coinvolge due (o occasionalmente tre) reagenti ed

un solo prodotto.


Esempi di reazioni di combinazione tra un metallo e un non metallo sono le reazioni di ossidazione di Al(s) e Fe(s) con l’ossigeno.Il prodotto è spesso un composto ionico ed è solido (Es. NaCl(s) e CaO(s)).

Esempi di reazioni di combinazione tra due non metalli sono le reazioni di combustione di carbonio e zolfo.I composti che si formano sono composti covalenti.

Esempi di reazioni di combinazione tra composti .


Lo zolfo brucia in presenza di ossigeno per dare diossido di zolfo , producendo una fiamma blu.

Questa reazione rappresenta il primo stadio della sintesi dell’acido solforico.


Dissoluzione in acqua di etanolo (CH3CH2OH(l))


Dissoluzione in acqua di NaCl(s)NaCl(s) si dissocia in ioni positivi e negativi che tendono ad essere

circondati da un guscio di molecole di acqua nella soluzione.

Si dimostra che questi gusci di ioni solvatati possiedono un’energia piùbassa degli ioni nel reticolo cristallino, e con ciò spiega la solubilità del

cloruro di sodio in acqua.


Dissoluzione in acqua di MgSO4(s)

Ioni poliatomici

Uno ione poliatomico è una specie carica costituita da due o più atomi tenuti insieme da legami covalenti. Uno ione poliatomico rimane intatto in soluzione acquosa .

Gli ioni poliatomici sono i costituenti di molti composti ionici.


Ioni poliatomici


OH - ossidrile (idrossido)CN - cianuroSCN - tiocianatoCO3

2- carbonatoHCO3

- idrogeno carbonato (bicarbonato)NO2

- nitritoNO3

- nitratoHPO3

2- fosfitoH2PO3

- idrogenofosfitoPO4

3- fosfatoHPO4

2- idrogenofosfato H2PO4

- diidrogenofosfatoSO3

2- solfitoHSO3

- idrogenosolfito (bisolfito)SO4

2- solfatoHSO4

- idrogenosolfato (bisolfato)S2O4

2- tiosolfato

O22- perossido

NH4+ ammonio

Hg22+ mercurio(I)


OSSOANIONI: anioni contenenti un non metallo legato all’ossigeno

Nel caso in cui gli stati di ossidazione dell’atomo diverso dall’ossigeno siano due:

Suffisso – ito numero di ossidazione minore

Suffisso – ato numero di ossidazione maggiore

HCO2- formiato (metanoato)

CH3CO2- acetato (etanoato)

C2O42- ossalato

CrO42- cromato

Cr2O72- dicromato

MnO4- permanganato


Ai composti contenenti ioni poliatomici sono assegnati i nomi seguendo le regole di nomenclatura dei composti binari


NUMERO DI OSSIDAZIONEIl numero di ossidazione di un atomo in una molecola o ione èdefinito come la carica reale o ipotetica che ogni atomo presente in una formula neutra o ionica acquistereb be in seguito : 1) all’attribuzione convenzionale di tutti gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo (convenzione a) Es. NH3, CO2

2) all’equiripartizione degli elettroni di legame nel caso in cui gli atomi abbiano la stessa elettronegatività (convenzione b) Es. Cl2Nel caso di ioni monoatomici (es. Na+, Ca2+, O2-, Cl-) il numero di ossidazione è uguale alla carica ionica dello ion e atomico .Per le specie chimiche che contengono due o più atomi, i numeri di ossidazione assegnati spesso non sono uguali alle vere cariche sugli atomi.


1) Le sostanze allo stato elementare hanno n.o . uguale a zero (Es. Cu nel rame metallico, I2, S8)

2) la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in una specie neutra è zero

3) la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi di uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione

4) idrogeno n.o. +1 (eccezione idruri dei metalli alcalini e alcalino-terrosi (n.o. -1))

5) ossigeno n.o. -2 (eccezioni: perossidi (H2O2, -1); superossidi KO2, -1/2; OF2, +2)

6) elementi I gruppo n.o. +17) elementi II gruppo n.o. +28) fluoro, F n.o. -19) alluminio, Al n.o. +310) zinco (Zn) e Cadmio (Cd) n.o. +2

Regole per assegnare i numeri di ossidazione


Formula dell’ossoanione

Numero di ossidazione del cloro

Prefisso Suffisso Nome dell’ossoanione

ClO - +1 ipo- -ito ipoclorito

ClO2 - +3 -ito clorito

ClO3- +5 -ato clorato

ClO4- +7 per- -ato perclorato

Nomenclatura degli ossocloroanioni


Reazioni di combinazione di ossidi di metalli (ossidi basici) o di ossidi di non metalli (ossidi acidi) con acqua

Ossidi di metalli + H2O idrossidi

Ossidi di non metalli (anidridi ) + H2O acidi

Acidi e basi di Arrhenius : viene definito acido un composto che produce ioni idrogeno, H +(aq) (ioni idronio H3O+) quando è disciolto in acqua e base una sostanza che produce ioni ossidrile (OH -) quando è disciolta in acqua.

Acidi + basi (idrossidi) sali + acqua


Metalli i cui ossidi reagiscono con acqua e formano soluzioni basiche

Molti ossidi di metalli non reagiscono con l’acqua e quindi non formano soluzioni basiche. Un esempio è l’ossido di alluminio Al 2O3 (s). Questo composto dà alle superfici delle porte e agli infissi delle finestre un’apparenza opaca ed è inerte non l’acqua.


Nomenclatura degli acidi inorganici

Ossiacidi : acidi nei quali l’idrogeno è legato all’ossigeno

La nomenclatura degli ossiacidi è basata sul nome dell’anione da cui l’acido è derivato. Dopo la parola acidosi scrive l’anione cambiando la desinenza:

- ito - oso

- ato - ico

Acido monoprotico : ha un solo protone acidoAcido diprotico : ha due protoni acidiAcido triprotico : ha tre protoni acidiGli acidi con più di un protone acido sono definiti acidi poliprotici

Gli atomi di idrogeno che nella formula chimica di un acido producono ioni H+(aq) quando l’acido è disciolto in acqua, si chiamano atomi di idrogeno acidi o protoni acidi .


Il fosforo bianco P 4, ceroso, è la forma allotropica più comune ma anche quella termodinamicamente meno stabile. Invece di esistere come molecola biatomica come l’azoto. Il fosforo è costituito da molecole P4 tetraedriche, in cui ogni atomo di P è legato agli altri tre con legami singoli. Il fosforo rosso èun polimero di unità P4.


Lo zolfo ha numerose forme allotropiche; la più comune consiste di molecole S8 con gli atomi di zolfo sistemati in un anello a forma di corona.


nitruro


pentossido di diazoto


H3PO3 acido fosforoso H2PO3- idrogenofosfito

HPO32- fosfito

H3PO4 acido fosforico acido tetraossofosforico PO43- fosfato


Formula dell’ossocloroacido

Numero di ossidazione del cloro

Prefisso Suffisso Nome dell’ossocloroacido

HClO +1 ipo- -oso acidoipocloroso

HClO2 +3 -oso acido cloroso

HClO3 +5 -ico acido clorico

HClO4 +7 per- -ico acidoperclorico

Nomenclatura degli ossocloroacidi

Il bromo e lo iodio (ma non il fluoro) formano ossianioni e ossiacidi aventi formule simili a quelli del cloro e nomi analoghi.


Acidi binari (idracidi) : consistono di due soli elementidi cui uno è l’drogeno.I nomi degli acidi binari consistono della parola acido seguita dal nome dell’anione con il suffisso -idrico

Acidi carbossilici : contengono il gruppo funzionale -COOHL’anione prodotto dalla dissociazione è stabilizzato per risonanza.Es. acido formico (metanoico) e acido acetico (etanoico)


Proprietà degli acidi e delle basi

Acidi Basi

Soluzioni di sapore aspro Soluzioni di sapore amaro e scivolose al tatto

Producono ioni idrogeno, H+(aq), quando sono dissolti in acqua

Producono ioni ossidrile, OH-

(aq) quando sono dissolte in acqua

Neutralizzano le basi producendo sale ed acqua

Neutralizzano gli acidi producendo sale e acqua

Le soluzioni fanno virare al rosso la carina di tornasole blu

Le soluzioni fanno virare al blu la cartina di tornasole rossa

Reagiscono con molti metalli producendo idrogeno gassoso


A B

Il tornasole è una sostanza vegetale ottenuta dai licheni ed è rosso in soluzione acida e blu in soluzione basica.

Una cartina impregnata di tornasole (cartina di tornasole ) consente di effettuare un rapido test di acidità o basicità di una soluzione: A) la cartina blu vira al rosso quando è posta in una soluzione acida; B) la cartina rossa vira al blu quando è posta in una soluzione basica.


Reazioni di decomposizioneIn una reazione di decomposizione si ha la decomposizione di una sostanza in sostanze più semplici: un solo reagente dà più di un prodotto.

Es. decomposizione dell’ossido di mercurio ad alta temperatura negli elementi mercurio e ossigeno gassoso.

Il composto rosso è l’ossido di mercurio(II). Il mercurio liquido ècondensato sulle pareti della provetta.

Questa reazione fu utilizzata dal chimico inglese J. Priestley nel 1774 nella prima preparazione ed identificazione dell’ossigeno come elemento.


Reazioni di decomposizione

- Decomposizione ad alte temperature di ossidi di metalli per produrre metallo e ossigeno gassoso .

- Decomposizione di carbonati di metalli per riscaldamento per produrre ossido metallico e diossido di carbonio gassoso .

- Decomposizione di solfiti e solfati di metalli per dare ossidi di metalli e ossidi di zolfo.


Reazioni di decomposizione

La sodio azide è l’ingrediente principale delle cariche esplosive dei dispositivi di sicurezza “airbag ”.

Quando la sodio azide, NaN3(s), è scaldata sottovuoto si decompone in azoto gassoso e vapori di sodio metallico. I vapori di sodio metallico condensano sulle pareti del tubo formando uno specchio di sodio.

L’airbag di un’automobile subisce un’espansione esplosiva ottenuta dallo sviluppo di azoto gassoso da sodio azide.


Altre azidi di metalli si decompongono violentemente

quando sono riscaldate o quando sono sottoposte ad urti

meccanici.

L’azide di piombo (II), Pb(N3)2(s), e l’azide di mercurio (II),

Hg(N3)2(s) sono composti usati come detonatori per

innescare l’esplosione di sostanze esplosive, come la

dinamite, più difficili da far detonare.


Sali idrati formati per combinazione di sali anidri con l’acqua

Le molecole d’acqua in un idrato (acqua di idratazione ) sono debolmente legate e possono essere allontanate per blando riscaldamento.

I sali anidri di molti idrati sono altamente igroscopici , tanto da assorbire acqua persino dall’atmosfera; possono essere usati come essiccanti , o agenti disidratanti per altre sostanze.

Per assegnare il nome si scrive il nome del sale anidro seguito dal prefisso greco che indica il numero delle molecole d’acqua di idratazione, seguito dal suffisso –idrato .


I cristalli di solfato di rame pentaidrato di colore blu brillante, possono essere convertiti nei cristalli bianchi di solfato di rame anidro per riscaldamento.

Il gel di silice, SiO 2, è un comune essiccante usato nell’imballaggio e negli essiccatori per mantenere asciutto un materiale igroscopico.

Il materiale viene colorato con (NH4)2CoCl4 che è un rivelatore di umidità (è rosa se idrato , blu se secco )


Reazione di sostituzione singola o reazione di scambioEs.:1) preparazione del titanio metallico

2) reazioni di metalli con acidi diluitiLa reazione tra ferro metallico e una soluzione acquosa diluita di acido solforico . Le bolle generate sulla superficie del chiodo di ferro sono di H2 gassoso. Il ferro sostituisce gli atomi di idrogeno in H2SO4(aq) e va in soluzione come Fe2+(aq).

I metalli che reagiscono con gli acidi sono metalli attivi . Una proprietà fondamentale di un acido è la sua capacità di attaccare i metalli attivi e produrre idrogeno gassoso .

Le reazioni tra i metalli e le soluzioni acquose di acidi, che sviluppano H2(g), possono essere definite come la sostituzione degli atomi di idrogeno acidi dell’acido con il met allo .


Reazione di sostituzione singola

per catalogare i metalli in termini di attività relativa

a) Soluzione di nitrato di argento, AgNO3(aq) incolore; quando si immerge un filo di rame (b) la soluzione vira al blu, a seguito della formazione di una soluzione acquosa di nitrato di rame, Cu(NO3)2(aq). Si osservano cristalli di Ag metallico sul fondo del beker. Cu(s) più attivo di Ag(s)


Reazione di sostituzione singola

per catalogare i metalli in termini di attività relativa

a) Striscia di Zn(s) in una soluzione di nitrato di rame (blu). b) Lo zinco ha sostituito il rame formando una soluzione incolore di nitrato di zinco, Zn(NO3)2. Il rame elementare èprecipitato sul fondo del beker. Zn(s) più attivo di Cu(s)

Ordine di attività: Zn > Cu > Ag


LiKBaCaNa

Reagiscono direttamente con acqua fredda e vigorosamente con acidi diluiti per produrre H2(g)

MgAlMnZnCrFe

Reagiscono con acqua calda e con acidi per produrre H2(g)

CoNiSnPb

Reagiscono con acidi per produrre H2(g)

CuHgAg

Non reagiscono con acqua nécon acidi per produrre H2(g)

Attivitàcrescente


Altro esempio di reazioni di sostituzione singola :

produzioni di metalli dai loro minerali (reazioni usate in siderurgia ), spesso costituiti dagli ossidi dei metallio da loro composti come i solfuri , che possono essere facilmente convertiti in ossidi.


Attività relativa degli alogeni F2 > Cl2 > Br2 > I2

Quando il cloro gassoso è fatto gorgogliare in una soluzione incolore di bromuro di sodio, il cloro sostituisce gli ioni bromuro formando una soluzione di cloruro di sodio; la soluzione si colora di rosso scuro per la presenza del bromo in acqua.

Le attività relative degli alogeni possono essere stabilite per mezzo di reazioni di sostituzione singola.


Andamento delle attività di metalli e non metalli


Reazioni di doppia sostituzione : scambio di cationi e anioni di due composti ionici (forza motrice è la formazione di un precipitato)

La reazione del cloruro di sodio NaCl(aq) con nitrato di argento, AgNO3(aq), produce il precipitato bianco di cloruro d’argento, AgCl(s), un composto insolubile.

Una reazione di doppia sostituzione che coinvolge la formazione di un precipitato, è chiamata reazione di precipitazione .


Regole di solubilità dei composti ionic i (applicare nell’ordine dato)

1) La maggior parte dei sali dei metalli alcalin i e dello ione ammonio sono solubili .

2) La maggior parte dei nitrati , acetati e perclorati sono solubili .

3) La maggior parte dei sali d’argento , di piombo e di mercurio(I ) sono insolubili .

4) La maggior parte dei cloruri , bromuri e ioduri sonosolubili .

5) La maggior parte dei carbonati, cromati, solfuri, ossidi, fosfati e idrossidi sono insolubili eccetto gli idrossidi di Ba2+ , Ca2+ e Sr2+ che sono debolmente solubili.

6) La maggior parte dei solfati sono solubili , eccetto i solfati di calcio e di bario, che sono insolubili.


Reazioni acido-base : esempio di reazione di doppia sostituzione (forza motrice è la formazione di un composto covalente, l’acqua)

Le reazioni tra acidi forti e basi forti sono chiamate reazioni di neutralizzazione . I prodotti della reazione sono un sale e l’acqua e la soluzione risultante è neutra cioè nébasica né acida.


Terzo tipo di reazioni di doppia sostituzione : reazioni nelle quali si sviluppa un prodotto gassoso covalente

Le reazioni più comuni sono quelle che formano CO2(g).

Tutti i carbonati e bicarbonati dei metalli reagiscono con gli acidi per dare un sale e acido carbonico, H 2CO3, che successivamente si decompone rapidamente in biossido di carbonio e acqua .

Es. reazione del carbonato di calcio (calcare) CaCO3(s) con una soluzione diluita di acido cloridrico.

L’HCl(aq) depositato su una superficie di roccia calcarea reagisce producendo bolle di diossido di carbonio. Il diossido di carbonio gassoso formato non è molto solubile in acqua e si allontana dalla soluzione. Lo sviluppo di CO2(g) conduce la reazione verso il lato dei prodotti.


Reazioni di ossido-riduzione

Reazioni in cui gli elettroni sono trasferiti da una specie chimica

(un elemento, un composto, uno ione) all’altra sono chiamate

reazioni di ossido-riduzione o reazioni “redox” o reazioni di trasferimento elettronico.

Il più semplice esempio di reazione redox è quella tra un metallo

e un non metallo.

Il trasferimento di elettroni tra le specie in un’equazione chimica

deve essere bilanciato : in ogni reazione di ossidoriduzione il

numero totale di elettroni persi deve essere uguale al numero totale degli elettroni acquistati .



Quando in una reazione un atomo cede elettroni a un’altra specie, diciamo che l’atomo si ossida . Il termine ossidazioneevidenzia una perdita di elettroni.

Quando in una reazione un atomo acquista elettroni da un’altra specie, diciamo che l’atomo si riduce . Il termine riduzioneindica l’acquisto di elettroni.

In una reazione di ossidoriduzione:

le sostanze che forniscono elettroni , o donatori di elettronisono quelle che si ossidano e sono chiamati agenti riducenti ;

le sostanze che acquistano elettroni , o accettori di elettroni , sono quelle che si riducono e sono chiamate agenti ossidanti .


Reazioni di ossido-riduzione (Cap. 24)

Numeri di ossidazione.

Reazioni di ossidoriduzione. Semireazioni.

Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione in soluzione acida.

Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione in soluzione basica.

Le reazioni di ossido-riduzione e l’analisi chimica.


Le reazioni di ossido-riduzione sono una delle più importanti classi di reazioni chimiche.

Esse sono importanti in molte applicazioni tecnologiche, come la protezione dalla corrosione, la metallizzazione, le batterie, la fotografia, le reazioni di combustione.

Molte reazioni di importanza biologica quali la fotosintesi, la respirazione, la conservazione dei cibi comprendono reazioni di ossidoriduzione.


NUMERO DI OSSIDAZIONE

Il numero di ossidazione di un atomo in una molecola o ione è definito come la carica reale o ipotetica che ogni atomo presente in una formula neutra o ionica acquisterebbe in seguito: 1) all’attribuzione convenzionale di tutti gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo (convenzione a) Es. NH3, CO2

2) all’equiripartizione degli elettroni di legame nel caso in cui gli atomi abbiano la stessa elettronegatività(convenzione b) Es. Cl2


Le regole per assegnare il numero di ossidazione si basano sulla differenza tra il numero di elettroni di un atomo neutro dell’elemento e il numero di elettroni che assegniamo a quell’elemento quando fa parte di una molecola o di uno ione.

Nel caso di ioni monoatomici (es. Na+, Ca2+, O2- e Cl-), il numero di ossidazione assegnato è uguale semplicemente alla carica ionica dello ione atomico.

Per le specie chimiche che contengono due o più atomi, i numeri di ossidazione assegnati spesso non sono uguali alle vere cariche sugli atomi.


1) Le sostanze allo stato elementare hanno n.o . uguale a zero (Es. Cu nel rame metallico, I2, S8)

2) la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in una specie neutra è zero

3) la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi di uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione

4) idrogeno n.o. +1 (eccezione idruri dei metalli alcalini e alcalino-terrosi (n.o. -1))

5) ossigeno n.o. -2 (eccezioni: perossidi (H2O2, -1); superossidi KO2, -1/2; OF2, +2)

6) elementi I gruppo n.o. +17) elementi II gruppo n.o. +28) fluoro, F n.o. -19) alluminio, Al n.o. +310)zinco, Zn e cadmio, Cd n.o. +2

Regole per assegnare i numeri di ossidazione


I numeri di ossidazione possono essere utili per scrivere le formule di Lewis per le specie che contengono metalli di transizione . Molti composti dei metalli di transizione sono composti ionici, molti altri sono covalenti.

Per scrivere la formula di Lewis di composti covalenti o ioni poliatomici che contengano metalli di transizione, dobbiamo prima determinare il numero di elettroni di valenza .

Per definizione, il numero di elettroni di valenza di un metallo di transizione , è uguale al numero di ossidazione del metallo di transizione nel composto in esame.



L’agente riducente :

è il donatore di elettronicontiene l’atomo che si ossidacontiene l’atomo il cui numero di ossidazione aumentaL’agente ossidante :

è l’accettore di elettronicontiene l’atomo che si riducecontiene l’atomo il cui numero di ossidazione diminuisce


Reazioni di ossido-riduzione: semireazioni

Una reazione di ossidoriduzione può essere separata in due semireazioni:

semireazione di ossidazione

semireazione di riduzione

L’equazione di semireazione in cui gli elettroni compaiono a destra è chiamata semireazione di ossidazione (perdita di elettroni ).

L’equazione di semireazione in cui gli elettroni compaiono a sinistra è chiamata semireazione di riduzione (acquisto di elettroni ).


BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE CON I L METODO DELLE SEMIREAZIONI (METODO IONICO-ELETTRONICO )Si individua il valore del n.o. di tutti gli elementi presenti in ognuno dei composti individuando la specie che si riduce e quella che si ossidaSi scrivono separatamente le due semireazioni e si procede al loro bilanciamento in tre tempi :1) bilanciamento degli elettroni necessari per passare da un valore all’altro del numero di ossidazione (n.o.)2) bilanciamento delle cariche usando se necessario le cariche dell’ambiente (H+ se acido e OH- se basico)3) bilanciamento delle masseSi moltiplicano le due semireazioni bilanciate per un numero in modo che il numero di elettroni acquistati nel processo di riduzione sia uguale al numero di elettroni ceduti nel processo di ossidazione e si sommano le due semireazioni, eliminando gli elettroni e semplificando i termini comuni ai due membri, ottenendo così la reazione bilanciata


Il cloro in soluzione acquosa ossida il ferro metallico a Fe3+, che in presenza di Cl-(aq) è arancione in seguito alla formazione dello ione complesso [FeCl]2+(aq)

a) Prima di aggiungere polvere di ferro a Cl2(aq).b) Dopo che si è aggiunta polvere di ferro ed è avvenuta la

reazione di ossidoriduzione.


Una soluzione 0,10 M di dicromato di potassio, K2Cr2O7(aq) (soluzione arancione) viene aggiunta a una soluzione contenente solfato di ferro(II), FeSO4(aq) 0,10 M (verde pallido) e H2SO4(aq) 0,10 M. L’atomo di ferro si ossida da Fe2+(aq) a Fe3+(aq), e l’atomo di cromo si riduce da Cr(VI) in Cr2O7

2-(aq) a Cr(III) nello ione verde Cr3+(aq). Reazione usata per determinare il contenuto di Fe nei minerali.


Titolazione di una soluzione contenente Fe2+(aq) con una soluzione contenente l’agente ossidante permanganato, MnO4

- (aq) di colore violetto. MnO4- (aq) ossida Fe2+(aq) a

Fe3+(aq) e si riduce a Mn2+(aq).

Reazioni di ossido-riduzione nell’analisi chimica


Numero di ossidazione medio

Uno stesso elemento può presentare numeri di ossidazione

diversi in molecola diverse o anche nella stessa molecola; in

quest’ultimo caso nella molecola devono essere presenti

almeno due atomi dell’elemento considerato.

Quando nella molecola di un composto sono presenti due o

più atomi uguali, con numero di ossidazione diverso , di

norma si considera il numero di ossidazione medio .

Esempi: ione tiosolfato, ione tetrationato, etanolo, acido

acetico

Formaldeide: H 2CO (C ha n.o. zero)

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