Che materia stai cercando?

Anteprima

ESTRATTO DOCUMENTO

Se gli atomi di un legame sono dello stesso elemento, i due elettroni di

legame sono assegnati uno ad ogni atomo:

: :

:Cl:Cl:

: :

Non è però necessario conoscere la formula di Lewis di una data

molecola per assegnare i numeri di ossidazione ai vari atomi che la

compongono.

È in genere sufficiente applicare le seguenti regole:

1­ Il numero di ossidazione di un atomo in una sostanza

elementare, in qualsiasi forma allotropica è zero.

Ad esempio, il n.o. del Cl in Cl , o del O in O o O ,

2 2 3

o del C in grafite e diamante è zero.

2­ Il numero di ossidazione di un atomo del gruppo IA (metalli

alcalini) in tutti i composti è +1; quello di un atomo del

gruppo IIA (metalli alcalino­terrosi) in tutti i composti è +2.

3­ Il numero di ossidazione del fluoro è sempre –1.

4­ Il numero di ossidazione degli alogeni è –1 eccetto che nei

composti con ossigeno o con altri alogeni.

Es: BrCl (Il cloro ha n. ox.= ­1, il bromo = +1)

5­ Il numero di ossidazione dell’ ossigeno è generalmente –2

eccetto i perossidi, come H O e Na O in cui è ­1.

2 2 2 2

6­ Il numero di ossidazione idrogeno è generalmente +1 eccetto

che negli idruri metallici, come LIH, NaH in cui è ­1.

7­ La somma dei numeri di ossidazione degli atomi di una

molecola neutra è zero, di uno ione poliatomico è uguale

alla carica dello ione.

Esempi:

HClO 4

x +x +4x =0 x =+1 x =­2

H Cl O H o

1+x +4(­2)=0 x =8­1=+7

Cl Cl

ClO ­

4

x +4x =­1 x =+1 x =­2

Cl O H o

x +4(­2)=­1 x =8­1=+7

Cl Cl

ClO ­

x +x =­1 x =+1 x =­2

Cl O H o

x +(­2)=­1 x =2­1=+1

Cl Cl

NO ­

3

x +3x =­1 x =­2

N O o

x +3(­2)=­1 x =6­1=+5

N Cl

SO 2­

4

x +4x =­2 x =­2

S O o

x +4(­2)=­2 x =8­2=+6

S Cl

MnO ­

4

x +4x =­1 x =­2

Mn O o

x +4(­2)=­1 x =8­1=+7

Mn Cl

Cr O 2­

2 7

2x +7x =­2 x =­2

Cr O o

2x +7(­2)=­2 2x =14­2=+12 x =+12/2=+6

Cr Cr Cr

Nel caso di composti ionici è conveniente considerare separatamente gli

ioni: ciò richiede però la conoscenza deglil anioni poliatomici pi ù

comuni.

Consideriamo ad esempio Fe(ClO )

4 2

Riconoscendo l’anione ClO si deduce che il catione sar à Fe

­ 2+

4 x =+2

Fe 2+ Fe

Fe(ClO )

4 2 ClO ­ x =+7

4 Cl

x =+3

Fe 3+ Fe

Fe (SO )

2 4 3 SO 2­ x =+6

4 S

Reazioni di ossido­riduzione

Si consideri la seguente reazione:

ClO + NO NO + Cl

­ ­ ­ ­

2 3

Poiché la carica degli ioni implicati non varia con la reazione, non è

affatto evidente che questa sia una reazione di ossido­riduzione, cio è

che vi sia un trasferimento di elettroni.

La maniera migliore per identificare una reazione di ossido­riduzione

è di osservare se si ha variazione dei numeri di ossidazione . Questo si

può fare scrivendo i numeri di ossidazione per i principali elementi (in

genere né O né H) sopra le formule delle sostanza implicate.

+1 +3 +5 ­1

ClO + NO NO + Cl

­ ­ ­ ­

2 3

Si vede così che il cloro passa dallo stato di ossidazione +1 a –1

mentre l’azoto passa da +3 a +5: si ha quindi un trasferimento

formale di due elettroni dall’azoto al cloro.

In generale una reazione di ossido­riduzione è definita come una

reazione in cui si ha trasferimento di elettroni fra le specie reagenti o

in cui gli atomi variano il loro numero di ossidazione.

In alcuni casi il trasferimento elettronico è evidente solo quando la

reazione è scritta in forma ionica netta. Ad esempio la reazione:

0 +2 0

+2 →

Fe(s) + CuSO (aq) FeSO (aq) + Cu(s)

4 4

in forma ionica diventa:

0 +2 0

+2 →

Fe(s) + Cu (aq) Fe (aq) + Cu(s)

2+ 2+

Una reazione di ossido­riduzione pu ò essere separata in due

semireazioni una delle quali implica una perdita di elettroni

(ossidazione) mentre l’altra implica un acquisto di elettroni

(riduzione).

Ad esempio per la reazione precedente:

0 +2

Fe(s) Fe (aq) + 2e ossidazione

2+ ­

0

+2 →

Cu (aq) + 2e Cu(s) riduzione

2+ ­

In generale nell’ossidazione si ha un aumento del numero di

ossidazione, mentre nella riduzione si ha una diminuzione del numero

di ossidazione.

Si definisce ossidante una specie che ossida altre specie e che perci ò

nella reazione si riduce (Cu ).

2+

Si definisce riducente una specie che riduce altre specie e che perci ò

nella reazione si ossida (Fe).

ossidazione

0 +2 0

+2 →

Fe(s) + Cu (aq) Fe (aq) + Cu(s)

2+ 2+

ossidante

riducente riduzione


PAGINE

20

PESO

130.12 KB

AUTORE

Atreyu

PUBBLICATO

+1 anno fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in farmacia
SSD:
A.A.: 2011-2012

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Atreyu di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di CHIMICA GENERALE ED INORGANICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Gabriele D'Annunzio - Unich o del prof Marrone Alessandro.

Acquista con carta o conto PayPal

Scarica il file tutte le volte che vuoi

Paga con un conto PayPal per usufruire della garanzia Soddisfatto o rimborsato

Recensioni
Ti è piaciuto questo appunto? Valutalo!

Altri appunti di Chimica generale ed inorganica

Cifre significative e notazione scientifica
Dispensa
Equilibrio chimico
Dispensa
Soluzioni e proprietà colligative
Dispensa
Elettrochimica
Dispensa