Appunti (+ qualche esercizio svolto) di chimica applicata all'ambiente

Bilanciamento di una redox

Da tenere a mente

L'elemento che si ossida → perde elettroni

L'elemento che si riduce → acquista elettroni

Metodo ionico

1. Assegnare i numeri di ossidazione
2. Individuare la specie che si ossida e quella che si riduce.
3. Una volta separati (ox e rid) proseguire così:
4. Bilanciare gli atomi
5. Bilanciare gli elettroni
6. Bilanciare cariche aggiungendo H⁺ (ambiente acido) o OH^- (basico)
7. Bilanciare masse aggiungendo H₂O dove serve
8. Una volta bilanciate le due semireazioni si moltiplicano per opportuni coefficienti.
9. Riscrivere la reazione in forma non ionica.

Da tenere presente

Nello scrivere in forma ionica, dissociare in ioni (catione e anione) le specie molecolari che possono dare ioni in acqua.

Acidi

Acidi (idracidi, ossoacidi) → liberano H⁺

HI (ac) → H⁺ + Cl^-

HBr (ac) → H⁺ + Br^-

HIO₃ (ac) → H⁺ + NO₃^-

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

H₂CrO₄ → 2H⁺ + Cr₂O₇^2-

HMnO₄ → H⁺ + MnO₄^-

Basi

Basi (idrossidi) → liberano ioni OH^-

NaOH → Na⁺ + OH^-

Mg(OH)₂ → Mg²⁺ + 2Cl^-

Fe(OH)₃ → Fe³⁺ + 3OH^-

Sali binari

Sali binari (idracido + idrossido)

NaCl → Na⁺ + Cl^- (NaOH + HI)

KBr → K⁺ + Br^- (KOH + HBr)

Sali ternari

Sali ternari (ossoacido + idrossido)

NaNO₃ → Na⁺ + NO₃^- (HNO₃ + NaOH)

ZnSO₄ → Zn²⁺ + SO₄^2- (H₂SO₄ + KOH)

KMnO₄ → K⁺ + MnO₄^- (HMnO₄ + KOH)

Na₂Cr₂O₇ → 2Na⁺ + Cr₂O₇^2- (H₂Cr₂O₇ + NaOH)

Bilanciamento di una redox

Da tenere a mente

L'elemento che si ossida → perde elettroni

L'elemento che si riduce → acquista elettroni

Metodo ionico

1. Assegnare numeri di ossidazione
2. Individuare la specie che si ossida e quella che si riduce.
3. Una volta separati (ox e rid) proseguire così:
4. Bilanciare gli atomi
5. Bilanciare gli elettroni
6. Bilanciare cariche aggiungendo H⁺ (ambiente acido) o OH^- (basico)
7. Bilanciare masse aggiungendo H₂O dove serve
8. Una volta bilanciate le due semireazioni si moltiplicano per opportuni coefficienti.
9. Riscrivere la reazione in forma non ionica.

Da tenere presente

Nello scrivere in forma ionica, dissociare in ioni (cationi e anioni) le specie molecolari che possono dare ioni in acqua.

Acidi

Acidi (idracidi, ossoacidi) → liberano H⁺

HI_(aq) → H⁺ + I^-

HBr_(aq) → H⁺ + Br^-

HIO₃ → H⁺ + NO₃^-

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

H₂Cr₂O₇ → 2H⁺ + Cr₂O₇^2-

HMnO₄ → H⁺ + MnO₄^-

Basi

Basi (idrossidi) → liberano ioni OH^-

NaOH → Na⁺ + OH^-

Mg(OH)₂ → Mg²⁺ + 2Cl^-

Fe(OH)₃ → Fe³⁺ + 3OH^-

Sali binari

Sali binari (idracido + idrossido)

NaCl → Na⁺ + Cl^- (NaOH + HCl)

KBr → K⁺ + Br^- (KOH + HBr)

Sali ternari

Sali ternari (ossoacido + idrossido)

NaNO₃ → Na⁺ + NO₃^- (HNO₃ + NaOH)

K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄^2- (H₂SO₄ + KOH)

KMnO₄ → K⁺ + MnO₄^- (HMnO₄ + KOH)

Na₂Cr₂O₇ → 2Na⁺ + Cr₂O₇^2- (H₂Cr₂O₇ + NaOH)

Non dissocio in ioni

• Ossidi ionici (Na₂O, CaO)
• Ossidi equivalenti (SO₂, SO₃, NO₂)
• Altri acidi e acidi idr.gas, alogeni (H₂, N