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elettroni (ad ossidarsi) ed un'altra specie reagente che predisposta a ricevere elettroni (a

ridursi).

Esaminiamo analiticamente il problema da due punti di vista: quello del sodio e quello

del cloro.

Il sodio (Na), quando incontra nelle sue vicinanze il cloro, mette a disposizione

il proprio elettrone spaiato periferico e obbliga il cloro ad acquistarlo; il sodio è

quindi «colui che obbliga il cloro a ridursi»: utilizzando il participio presente,

diciamo che il sodio è riducente rispetto al cloro.

Il cloro (Cl), quando incontra nelle sue vicinanze il sodio, accetta l’elettrone

spaiato periferico messo a disposizione dal sodio e obbliga il sodio a cederlo; il

cloro è quindi «colui che obbliga il cloro a ossidarsi»: utilizzando il participio

presente, diciamo che il cloro è ossidante rispetto al sodio.

Come si capisce da questo esempio:

1. i metalli sono dei riducenti che si ossidano

2. i non metalli sono degli ossidanti che si riducono.

Per vedere se il sistema si comporta da ossidante o da riducente nei confronti

dell’idrogeno e quindi nei confronti di un secondo sistema, si utilizza una scala di po-

tenziali di ossidoriduzione (potenziali redox: E ; si legge «e con zero»); la scala è e-

0

spressa in Volt (V) e calcolata alla temperatura standard di 25° C.

Ad esempio:

Semireazione E in V

0

↔ + -

Li Li + e - 3,045

↔ + -

Na Na + e - 2,714

↔ +2 -

Fe Fe + 2 e - 0,440

↔ + -

H 2 H + 2 e 0,000

2 ↔ + -

Cu Cu + e + 0,520

↔ + -

H O 2 H + e + O + 0,682

2 2 2

+2 +3 -

Fe Fe + e + 0,771

- -

2F F + 2 e + 2,850

2

Secondo la convenzione IUPAC, si assegna valore positivo al potenziali dei sistemi che

si comportano da ossidanti nei confronti dell’idrogeno (H) ed un valore negativo a quel-

li che si comportano come riducenti.

Nelle parziali tabelle riportate, le proprietà ossidanti crescono dall’alto verso il basso,

mentre quelle riducenti diminuiscono. Quindi ogni elemento o ione si comporta da ridu-

più

cente verso quelli che lo precedono, cioè verso quelli che presentano un valore di E

0

basso; viceversa in modo complementare ed opposto ogni elemento o ione si comporta

da ossidante verso quelli che lo seguono, cioè verso quelli che hanno un valore di E più

0

alto.

Lo stato di ossidazione di un atomo viene espresso come numero di ossidazione (n.o.),

con il quale si assegna a una determinata specie atomica, in funzione dei legami che

contrae in u particolare composto, la carica che le compete, a prescindere dal carattere

prevalentemente ionico o covalente del legame. Le regole da seguire per l’assunzione

dei numeri di ossidazione sono le seguenti: 2

1. allo stato di elementi elettricamente neutri, tutti gli atomi hanno n.o. uguale a

zero;

2. le molecole biatomiche (H , N , O , F , Cl , Br , I ) vanno considerare come un

2 2 2 2 2 2 2

blocco unico ed hanno tutte hanno n.o. uguale a zero;

3. negli ioni formati da un solo atomo, il n.o. è uguale alla carica posseduta

dall’atomo.

Esempi:

In NaCl: Na ha n.o. = +1 e Cl ha n.o. = -1

: Mg ha n.o. = +2 e ognuno dei due Cl ha n.o. = -1

In MgCl 2

In AlCl : Al ha n.o. = +3 e ognuno dei tre Cl ha n.o. = -1

3

In H S: ognuno dei due atomi di H ha n.o. = +1 e l’atomo di S ha n.o. = -2

2

Il Fe può avere n.o. = +2 oppure +3.

4. Nei composti in cui il legame è prevalentemente covalente, il n.o. degli atomi

viene calcolato attribuendo le cariche negative all’atomo più elettronegativo e

quelle positive all’atomo meno elettronegativo.

Esempi:

In CO : C ha n.o. = +4 e ognuno dei due O ha n.o. = -2

2

In CH : C ha n.o. = -4 e ognuno dei quattro H ha n.o. = +1

4 : N ha n.o. = -3 e ognuno dei tre H ha n.o. = +1

In NH

3

In N O : ognuno dei due atomi di N ha n.o. = +3 e ognuno dei tre atomi di O ha

2 3

n.o. = -2

5. L’ossigeno (O) e l’idrogeno (H) hanno praticamente sempre n.o. –2 e +1 rispet-

tivamente.

Fanno eccezione:

- l’acqua ossigenata H O , in cui O ha n.o. = -1 e H ha n.o.= +1;

2 2

- negli idruri, H ha n.o. = -1.

6. Nelle molecole dei composti, indipendentemente dal tipo di legame, la somma

algebrica dei n.o. è sempre uguale a zero (la molecola deve essere elettricamente

neutra).

Esempio: molecola di acido solforico (H SO )

2 4

H = 2 x (+ 1) = + 2

S = + 6

O = 4 x (- 2) = - 8

Complessivamente: + 2 + 6 – 8 = 0.

7. Negli ioni poliatomici la somma algebrica dei n.o. è pari alla carica dello ione.

-3

Esempio: ione ortofostato (PO )

4

P = + 5

O = 4 x (- 2) = - 8

Complessivamente: + 5 – 8 = - 3. 3


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AUTORE

Atreyu

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+1 anno fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in farmacia (Facoltà di Medicina e Chirurgia e di Scienze Matematiche, Fisiche e Naturali)
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 MEDICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Tor Vergata - Uniroma2 o del prof Coletta Massimiliano.

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