Lezione 4

1. Lezione 4

2. Reazione redox Una reazione redox è una reazione di ossidoriduzione, ovvero una reazione chimica nella quale la densità elettronica si sposta da una specie all’altra. Un elemento si riduce quando riduce il suo nox (acquista elettroni) Un elemento si ossida quando aumenta il suo nox (perde elettroni) La molecola contenente l’elemento che si riduce è detta ossidante La molecola contenente l’elemento che si ossida è detta riducente Riducente Forma Ossidata Ossidante Forma ridotta Si ossida Si riduce Nelle equazioni redox, il numero totale degli elettroni acquistati deve essere uguale al numero totale di quelli ceduti.

3. Metodo diretto • Identificare il numero di ossidazione delle sostanze che partecipano alla reazione. • Identificare tutte le specie che subiscono ossidazione o riduzione • Moltiplicare ogni sostanza per un coefficiente in maniera tale che il numero di elettroni ceduti e acquistati dalle specie che subiscono la reazione redox sia lo stesso. • Riportare ogni coefficiente nella reazione totale. • Controllare che l’equazione sia bilanciata rispetto alle masse, dapprima mettendo opportuni coefficienti alle sostanze che non hanno subito ossidoriduzione, ed infine, eventualmente bilanciare idrogeno ed ossigeno aggiungendo molecole di acqua HNO3 + H2S = NO + S + H2O 2 3 2 3 4

4. Reazioni di disproporzione o dismutamento La stessa specie chimica agisce da riducente e da ossidante. Il bilanciamento si esegue con il metodo diretto. È utile sdoppiare la molecola della suddetta specie chimica Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O 3 6 5 1 3

5. Redox in forma ionicain ambiente acido Le sostanze sono presenti in forma ionica. Il bilanciamento si esegue con il metodo diretto ma prima di bilanciare la massa occorre bilanciare le cariche ricorrendo agli ioni H+. I2(s) + ClO3¯(aq) + H2O IO3¯(aq) + Cl¯(aq) + H+ Non sono sempre indicati! 3 5 3 6 5 6

6. Redox in forma ionicain ambiente basico Le sostanze sono presenti in forma ionica. Il bilanciamento si esegue con il metodo diretto ma prima di bilanciare la massa occorre bilanciare le cariche ricorrendo agli ioni OH¯. Cr(OH)3(s) + ClO¯ + OH¯ = CrO42¯ + Cl¯ + H2O Non sono sempre indicati! 2 3 4 2 3 5

7. Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O 3 8 3 2 4 CoCl2 + Na2O2 + NaOH + H2O  Co(OH)3 + NaCl 2 1 2 2 2 4 Provare a bilanciare la suddetta reazione scrivendo un sistema di equazioni… 

8. Scrivere un sistema di equazioni equivale a risolvere il bilanciamento della equazione con il metodo “per intuizione” aCoCl2 + bNa2O2 + cNaOH + dH2O  eCo(OH)3 + fNaCl Si scrivono una serie di equazioni di bilancio degli elementi Co: a = e Cl: 2a = f Na: 2b + c = f O: 2b + c + d = 3e H: c + 2d = 3e Risolvendo il sistema in funzione di a ottengo: e = a f = 2a d = a c = a b = a/2 Affinché i coefficienti stechiometrici siano dei numeri interi il più piccolo possibile dovrà essere a = 2 NOTA: Se la reazione fosse scritta in forma ionica ci vorrebbe anche una equazione per bilanciare le cariche!

9. Da sito politecnico Bilanciare la seguente reazione di ossidoriduzione: Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P + CO (g) (orto)fosfato di calcio + anidride silicica (silice) + carbonio  metasilicato di calcio + (mono)fosforo + ossido di carbonio (1 3 5 3 2 5) Bilanciare la seguente disproporzione: bromo + idrossido di sodio → NaBr + NaBrO + H2O Br + NaOH  bromuro di sodio + ipobromito di sodio + acqua (2 2 1 1 1) Bilanciare la seguente disproporzione: ipoiodito di sodio → ioduro di sodio + iodato di sodio. NaIO  NaI + NaIO3 (3 2 1)

10. Bilanciare la seguente reazione di ossidoriduzione: cloruro di cobalto(2) + perossido di sodio + idrossido di sodio + acqua → idrossido di cobalto(3) + cloruro di sodio. CoCl2 + Na2O2 + NaOH + H2O  Co(OH)3 + NaCl (2 1 2 2 2 4)

11. Numero di Equivalenti (nEq) Numero la cui definizione dipende dal tipo di sostanza considerata e dalla reazione in cui questa è coinvolta. • nEq di acido = numero di ioni H+ che la molecola di acido produce dissociandosi; • nEq di base = numero di ioni OH¯ che la molecola di base produce dissociandosi; • nEq di ossidante = numero di elettroni acquistati in una reazione redox; • nEq di riducente = numero di elettroni ceduti in una reazione redox; • nEq di sale = numero di carica ionica prodotta dalla dissociazione di una molecola di sale

12. Equivalente (Eq) Quantità di materia la cui definizione dipende dal tipo di sostanza considerata e dalla reazione in cui questa è coinvolta. • Eq. di acido = (moli di acido) / nEq • Eq. di base = (moli di base) / nEq • Eq. di ossidante = (moli di ossidante) / nEq • Eq. di riducente = (moli di riducente) / nEq • Eq. di sale = (moli di sale) / nEq

13. Peso equivalente (P.E.) Numero la cui definizione dipende dal tipo di sostanza considerata e dalla reazione in cui questa è coinvolta. Se chiamo P.M. il peso molecolare relativo: • P.E. di acido = (P.M. di acido) / nEq • P.E. di base = (P.M. di base) / nEq • P.E. di ossidante = (P.M. di ossidante) / nEq • P.E. di riducente = (P.M. di riducente) / nEq • P.E. di sale = (P.M. di sale) / nEq

14. Grammo-equivalente (g/Eq) È la quantità in grammi numericamente corrispondente al peso equivalente. In altri termini, se chiamo M.M. la massa molare: • g/Eq di acido = (M.M. di acido) / nEq • g/Eq di base = (M.M. di base) / nEq • g/Eq di ossidante = (M.M. di ossidante) / nEq • g/Eq di riducente = (M.M. di riducente) / nEq • g/Eq di sale = (M.M. di sale) / nEq

15.         Corrispondenze mole equivalente peso molecolare peso equivalente massa molare grammo equivalente Molarità (M) Normalità (N) Numero di equivalenti Numero di equivalenti Numero di equivalenti Numero di equivalenti Nota: M = moli/litro N = equivalenti/litro

16. Esempi • acido solforico, H2SO4 • Una molecoa di H2SO4 dissociandosi produce 2 H+ nEq = 2 • 1 Eq = 1/2 mole 1 mole = 2 Eq • P.M. = 98  P.E. = 98/2 = 49  g/Eq = 49 g • nella reazione di neutralizzazione di un solo protone si ha nEq = 1 • idrossido di sodio, NaOH • Una molecola di NaOH dissociandosi produce 1 OH¯ nEq = 1 • 1 Eq = 1 mole • P.M. = 40  P.E. = 40/1 = 40  g/Eq = 40 g • idrossido di calcio, Ca(OH)2 • Una molecola di Ca(OH)2 dissociandosi produce 2 OH¯ nEq =2 • 1 Eq = 1/2 mole  1 mole = 2 Eq • P.M. = 74  P.E. = 74/2 = 37  g/Eq = 37 g

17. permanganato di potassio, KMnO4 nella reazione di riduzione a Mn2+ 1 molecola di KMnO4 (nox di Mn = +7+2) acquisisce 5 elettroni  nEq = 5 1 Eq = 1/5 mole  1 mole = 5 Eq P.M. = 158  P.E. = 158/5 = 31,6  g/Eq = 31,6 g/Eq anidride ipoclorosa, Cl2O nella reazione di ossidazione a Cl2O5, 1 molecola di Cl2O (nox di Cl = +1+5)cede 4 elettroni  nEq = 4 1 Eq = 1/4 mole  1 mole = 4 Eq P.M. = 87  P.E. = 87/4 = 21,7  g/Eq = 21,7 g ortofosfato di sodio, Na3PO4 in soluzione si dissocia producendo 3 ioni Na+ ed uno ione PO43¯. 1 molecola di sale genera una quantità di ioni positivi e negativi ciascuna delle quali ha carica elettrica ionica corrispondente a 3  nEq =3 1 Eq = 1/3 mole  1 mole = 3 Eq P.M. = 164  P.E. = 164/3 = 54,7  g/Eq = 54,7 g

18. Legge dell'equivalenza chimica Un equivalente di una specie chimica reagisce sempre con un equivalente di un'altra, dando un equivalente di prodotto. Quanto pesa un grammo equivalente di nitrato ferrico? 90 FeCl3 Cosa è la normalità? Il peso equivalente di una mole di un cloruro di ferro è 54,1 g. Stabilire la formula bruta del sale.

19. Sistema internazionale di unità di misura (SI) • I simboli sono scritti in minuscolo, ad eccezione di quelli in cui l'unità di misura deriva dal nome di una persona. Ad esempio il simbolo SI della pressione, dedicato a Blaise Pascal, è Pa, mentre l'unità di misura viene scritta pascal. L'unica eccezione è permessa per il litro dove è accettabile sia la l che la L. • È preferibile non usare il corsivo o il grassetto per i simboli. • Inserire uno spazio tra i numeri ed i simboli: 2,21 kg, 7,3·102 m2 • il SI usa gli spazi per separare le cifre intere in gruppi di tre. Ad esempio 1 000 000 o 342 142 • il SI usa la virgola come separatore tra i numeri interi e quelli decimali come in "24,51". Si può usare il punto solo per i testi il cui linguaggio principale è l'inglese. • Il SI viene usato in ogni nazione e, in alcune di esse, il suo uso è obbligatorio.

20. Unità fondamentali Il chilogrammo è l'unica unità di misura di base contenente un prefisso perché il grammo è troppo "piccolo" per la maggior parte delle applicazioni pratiche.

21. Alcune unità derivate

22. Prefissi principali prefisso simbolo 109 giga G 106 mega M 103 kilo o chilo k 102 etto h 10 deca da 10−1 deci d 10−2 centi c 10−3 milli m 10−6 micro µ 10−9 nano n

23. Mars Climate Orbiter SEPTEMBER 23, 1999Believed To Be LostMars Climate Orbiter is believed to be lost due to a suspected navigation error. SEPTEMBER 30, 1999Likely Cause Of Orbiter Loss FoundThe peer review preliminary findings indicate that one team used English units (e.g., inches, feet and pounds) while the other used metric units for a key spacecraft operation. Il costo totale della missione, tra satellite e sonda sul terreno, è stato di 328 milioni di dollari!

24. Unità di misura della pressione Solo a 0°C il torr ed il mm Hg coincidono. Ma nell’uso spesso si confondono! Dalla legge di Stevino: p = p0 +  · g · h calcolare: la densità del mercurio? L’altezza massima a cui può essere aspirata l’acqua? 13,6 g · cm-3 10,33 m

25. kelvin – celsius – fahrenheit 373,15 310 ~ 298,15 273,15 255 ~ 0 L’acqua bolle Temperatura del sangue Temperatura ambiente L’acqua congela Soluzione salina Zero assoluto 100 37 ~ 25 0 -18 ~ -273,15 212 98 ~ 77 32 0 ~ -459,67 K °C °F ( a 1atm) ( a 1atm) Temperatura minima congelatori

26. celsius Vs fahrenheit (°F − 32) °C = 1,8 °F = °C × 1,8 + 32 Il fahrenheit risulta comodo per i bollettini meteorologici. Infatti, siccome l'unità di misura è 5/9 (1,8 = 9/5) di un grado celsius, se si vuole evitare di ricorrere alle cifre decimali, il valore fahrenheit è più preciso del valore celsius. Inoltre, la temperatura dell'aria al suolo nella maggior parte delle aree abitate del pianeta tende a rimanere tra 0 °F e 100 °F: perciò, la scala fahrenheit permette di indicare la temperatura con due sole cifre senza bisogno del segno.