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NOMENCLATURA DEI COMPOSTI CHIMICI

La nomenclatura chimica permette di identificare i composti mediante un nome specifico, che si

definisce a partire dalla formula della sostanza.

Alcuni composti sono indicati prevalentemente con il loro nome comune: sono un esempio l'acqua (H

2O)

e l'ammoniaca (NH3). Nella maggior parte dei casi

però per attribuire il nome ai differenti composti si utilizzano alcune regole codificate.


Esistono diversi sistemi di nomenclatura: la nomenclatura tradizionale, quella IUPAC.

1. La nomenclatura tradizionale è basata principalmente sulla divisione degli elementi in metalli e non metalli e tiene conto dello stato di ossidazione degli atomi che

formano la molecola. 2. La nomenclatura IUPAC è basata sulle regole redatte dalla IUPAC nel 1959, riviste nel 1971 e nel 1990; essa ci consente di evidenziare, in modo chiaro e immediato, la relazione fra il nome di un composto e la sua formula.


REGOLE DI NOMENCLATURA Gli atomi nelle sostanze elementari hanno sempre stato

di ossidazione zero.(es. Cl2 n.o. cloro è zero; S

8 lo zolfo

ha n.o. zero). Lo stato di ossidazione dell'ossigeno è -2, tranne nei

perossidi, in cui vale -1, nei superossidi, dove vale -0.5 (anione O2-) e quando è legato al fluoro, in cui è +2. (es. H

2O, MgO, l'ossigeno ha n.o. -2; perossidi di idrogeno,

H2O

2, ha stato di ossidazione -1; F

2O l'ossigeno ha stato

di ossidazione +2; KO2, superossido di potassio, vale

-0.5)


Lo stato di ossidazione dell'idrogeno è +1, fanno eccezione i casi in cui H è combinato con un metallo, nel qual caso ha stato di ossidazione -1 (In H

2O, HCl, H

2SO

3, HF, NH

3, PH

3, CH

4 l'idrogeno ha

OX +1; negli idruri dei metalli, come LiH, CuH, l'idrogeno ha OX -1 (notiamo che H è posto a destra della formula).

Gli ioni monoatomici hanno stato di ossidazione coincidente con la carica elettrica (Il ferro in Fe3+ ha OX +3. Il sodio in NaCl (Na+Cl-) ha OX +1. Il magnesio in MgO (Mg2+O2-) ha OX +2.)


In uno ione poliatomico la somma degli stati di ossidazione deve equivalere alla carica dello ione (In SO

42- i 4 ossigeni danno -8. Perché

avanzi -2 allo ione, lo zolfo deve avere OX +6; in Cr

2O

72- i 7 ossigeni danno -14; perché restino

due cariche negative i due atomi di cromo devono avere +12, quindi +6 ciascuno.)


In una molecola o in un composto ionico la somma degli stati di ossidazione deve essere zero (In H

2O

ogni idrogeno ha OX +1 e l'ossigeno ha OX -2, quindi +1+1-2=0; In PbO

2 i due ossigeni (con OX -2) danno

-4; perché il totale sia zero, il piombo ha OX +4.). In un legame covalente gli elettroni condivisi sono

formalmente attribuiti all'atomo più elettronegativo (In PCl

3 il fosforo forma tre legami con il più

elettronegativo cloro. Quindi il fosforo ha OX +3 e il cloro ha OX -1.).


NOMENCLATURA COMPOSTI BINARICome prima approssimazione, possiamo stabilire che i composti binari contenenti un metallo e un non-metallo sono generalmente ionici, con il metallo sotto forma di

catione e il non-metallo sotto forma di anione. I composti costituiti da due non-metalli sono invece solitamente

covalenti. In generale l’elemento che occupa la posizione più a destra

nella tavola periodica sarà anche quello a destra nella formula chimica. Il composto prende il nome proprio

dall'elemento a destra, cui va aggiunto il suffisso -uro, seguito da “di” e dal nome dell’elemento a sinistra (del

metallo nel caso del composto ionico)


Se i due elementi si combinano in modi diversi, usiamo i prefissi mono-, di-, tri-, a seconda del numero di atomi.

Il suffisso -uro segue il nome dell'anione, che a sua volta è preceduto dal prefisso che indica il numero degli atomi

presenti nella formula.FeCl

2 cloruro ferroso dicloruro di ferro

FeCl3 cloruro ferrico tricloruro di ferro

Al2S

3 solfuro di alluminio trisolfuro di dialluminio


COMPOSTI DELL' IDROGENO I composti dell’idrogeno con i metalli, vengono denominati idruri (come se l’idrogeno si trovasse a destra di questi elementi), mentre in quelli

con i non-metalli è quest’ultimo a prendere il suffisso –uro.Esempio: NaH è l’idruro di sodio; HCl è il cloruro di idrogeno.

I composti binari dell’idrogeno con il carbonio, inoltre, sono moltissimi, e danno luogo alla famiglia degli idrocarburi, di cui si occupa in modo

approfondito la chimica organica.Vi sono inoltre alcuni composti che hanno dei nomi correnti

indipendenti dal nome sistematico: si tratta in molti casi di sostanze di uso comune, note e diffuse per le loro proprietà ben prima della conoscenza della loro struttura molecolare. Due esempi sono

rappresentati dall’acqua (H2O) e dall’ ammoniaca (NH

3).


ACIDI BINARIAlcuni composti binari dell’idrogeno con non-metalli, messi in soluzione

acquosa, danno luogo a una reazione acida, che possiamo in modo schematico al momento descrivere come una dissociazione della

molecola in due parti: un protone (H+) viene ceduto all’acqua e il non-metallo resta sotto forma di anione. A titolo di esempio la reazione del

cloruro di idrogeno in acqua può essere scritta come:HCl (aq) → H+ (aq) + Cl –(aq)

Le soluzioni acquose di questi composti vengono pertanto denominate acidi. Il nome di ciascun acido si ottiene dal nome del non-metallo con

l’aggiunta del suffisso -idrico. Una soluzione acquosa di HCl è, ad esempio, l’acido cloridrico, così come HF è l’acido fluoridrico e H

2S

l’acido solfidrico.


Composti binari dell'ossigenoLa nomenclatura IUPAC utilizza il termine ossido

preceduto dai prefissi mono-, di-, tri- ecc. in base al numero di atomi di ossigeno presenti nella molecola.

A tale termine seguono di e il nome del catione preceduto da un prefisso che specifica il numero di

atomi con cui il catione compare nella molecola.La nomenclatura tradizionale, a differenza delle altre due, distingue gli ossidi dei metalli (ossidi basici) da quelli dei non metalli (ossidi acidi) e utilizza regole

diverse nei due casi.


La nomenclatura dei composti ternari

I composti ternari sono formati dalla

combinazione di tre differenti elementi. I

principali composti ternari sono gli idrossidi, gli

ossiacidi (detti anche ossoacidi) e i sali degli

ossiacidi.


➢ Gli idrossidi sono composti di tipo ionico che otteniamo facendo reagire gli ossidi basici con l'acqua.Il gruppo monovalente caratteristico degli idrossidi è l'ossidrile (OH) presente come ione idrossido (OH-).

➢ Otteniamo gli ossiacidi facendo reagire l'acqua con gli ossidi acidi o anidridi. Secondo la nomenclatura tradizionale, ancora in uso, il nome di ciascun ossiacido deriva direttamente dalla corrispondente anidride.


OSSIACIDISono composti ternari che contengono idrogeno, ossigeno e

un terzo elemento, solitamente un non-metallo. Questi composti sono acidi perché in acqua si dissociano,

rilasciando uno (o più) H+ e generando un anione. Per quanto riguarda le regole di nomenclatura, essi seguono la

regola:Acido + nome del non-metallo + suffisso.

Il suffisso è –ico se ho maggior n.o. (es. H2SO

4)

Il suffisso è –oso se ho minor n.o. (es. H2SO

3)


Ci sono tuttavia elementi per i quali le possibilità sono più di due, come ad esempio il cloro. In questo caso oltre alla desinenza, si

usa anche un prefisso, e le possibilità diventano ben quattro: 1. HClO acido ipo - cloroso 2. HClO

2 acido cloroso

3. HClO3 acido clorico

4. HClO4 acido per - clorico

Qual è lo stato di ossidazione del cloro in ciascuno degli acidi?


Gli acidi meta-, piro-, orto- e poli- Gli ossiacidi derivano dalla reazione di un'anidride con una molecola d'acqua.

Alcune anidridi, però, possono combinarsi con l'acqua in rapporti diversi:

1:1 oppure 1:2 oppure 1:3A seconda dei casi, otteniamo ossiacidi

diversi. In situazioni come questa la nomenclatura tradizionale utilizza i prefissi

meta-, orto- e piro-.


Esempio: anidride fosforica P2O

5

1 mol. anidride + 1 mol. d'acqua P2O

5 + 1H

2O → 2HPO

3 acido

metafosforico1 mol. anidride + 2 mol. d'acqua P

2O

5 + 2H

2O → H4P

2O

7 acido

pirofosforico1 mol. anidride + 3 mol. d'acqua P

2O

5 + 3H

2O → 2H

3PO

4 acido

ortofosforico (o fosforico)


I sali ternariI sali ternari sono composti ionici che derivano dagli acidi per sostituzione di uno o più idrogeni con un

catione metallico o con lo ione ammonio NH4

+.

Per la nomenclatura tradizionale dei sali ternari valgono le seguenti regole:

1. Se l'acido termina in -oso il sale assume il suffisso -ito;

2. Se l'acido termina in -ico il sale assume il suffisso -ato.


ALTRI

Oltre agli ossianioni, ce ne sono altri che non derivano dagli ossiacidi, e ovviamente seguono regole di nomenclatura

diverse. Lo ione CN-,ad esempio, deriva dall’acido cianidrico, e si chiama ione cianuro. Lo ione OH- invece si

chiama ione idrossido.Esistono anche degli ioni molecolari con carica positiva, che

possiamo considerare formati attraverso l’acquisto di un protone, ma questi sono meno diffusi degli anioni. Il più comune catione molecolare è lo ione ammonio, NH4+.


Esercizi di bilanciamento di reazioni senza trasferimento di elettroni

MgHPO4 → Mg2P2O7 + H2O [R. 2,1,1]

Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O [R. 1,2,2,1,1]

ZnCl2 + NH3 + H2O → Zn(OH)2 + NH4Cl [R. 1,2,2,1,2]

CaF2 + SiO2 + H2SO4 → CaSO4 + SiF4 + H2O [R. 2,1,2,2,1,2]

K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + KOH [R. 1,1,1,2]

C6H6 + O2 → CO2 + H2O [R. 1,15/2,6,3]

Fe3+ + NH3 + H2O → NH4+ + Fe(OH)3 [R. 1,3,3,3,1]

NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 [R. 2,1,1,1]


Calcoli stechiometrici1. Data la reazione: Na2O + CO2 → Na2CO3determinare la quantità in grammi di Na2CO3 che si forma a partire da 30,0 g di Na2O e 30,0 g di CO2 . [R. 51,3 g]

2. Data la reazione: 2H2 + O2 → 2 H2O

determinare la quantità in grammi di H2O che si forma a partire da 30,0 g di H2 e 100,0 g di O2 . [R. 112,6 g]

3. Data la reazione: N2 + 3 H2 → 2 NH3determinare la resa della reazione se si formano 25,0 g di NH3 partendo da 1 mole di N2 e 3 moli di H2 . [R. 73,4%]


Calcoli stechiometrici

4. Completare e bilanciare la seguente reazione: HNO3 + FeCl2 + HCl → NO + FeCl3 + H2O

Calcolare la quantità di FeCl3 che si forma a partire da 15,7 g di HNO3 sapendo che la resa della reazione è del 75% . [R. 91,0 g]

5. Data la reazione: I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O

calcolare la resa della reazione sapendo che da 75,4 g di I2 sono stati ottenuti 85,3 g di HIO3. [R. 81,6 %]


Esercizi sui gas

Conversioni

Temperatura SCALA KELVIN: T= t(°C) + 273.15

d (Hg)= 13,6 g/cm3 = 13,6 103 Kg/m3

P= h d g = 0,760 m 13,6103 Kg/m3 9,81 m/s2= = 1,013105 Kg/(m s2)= 1,013105 Pa


Esercizio sui gas.1

Quale è la pressione esercitata da una moneta da 500 Lire (caratterizzata da una massa di 6,81 g e da un raggio di 13,0 mm)?

F=m x g= (6,81 x 10-3 Kg) x (9,81 m/s2)= = 6,71 x 10-2 Kg m/s2

A= π r2= 3,14 x (13,0 x 10-3)2= 5,3 x 10-4 m2

)(ms /Kg 126m 10 5,3

/sm Kg 106,71 AFP 2

24-

2-2

=×

×==


Esercizio gas.2

Una certa quantità di ossigeno occupa 50,0 L a 15,7 atm. Quale volume occuperà a 1,00 atm?

PiVi = PfVf Vi=50,0 L

Vf= ?

Pi=15,7 atm

Pf=1,00 atm

L 785 atm 1,00

L 50,0 atm 15,7 P

V PVf

iif =×==


Esercizio.3Un gas ha un volume di 785 L a 21°C. Quale è il suo volume a 28°C?

TV

TV

i

i

f

f = T TV V f

i

if ×=

Vi=785 L

Vf= ?

Ti=21 + 273= 294 K

Tf=28 + 273= 301 K

L 804 K 294K 301 L 785 T

TV V f

i

if =×=×=


Esercizio gas.4

Quanti grammi di O2 ci sono in una bombola di 50,0 L a 21°C se la pressione è 15,7 atm?

P= 15,7 atm V= 50,0 L T= 21+273 = 294 K n = ?

massa O2 = 32,5 mol 32,0 g/mol = 1,04 x 103 g

mol 32,5 K 294 mol)atm/(K L 0,0821

L 50,0 atm 15,7 RTPVn =

××==


Esercizio gas.5

Quale è la densità dell’ossigeno, O2, a 25°C e a 0,850 atm?

T=25+273=298 K

g/L 1,11 K 298 mol) /(K atm L 0,0821

g/mol 32 atm 0,850 T R

M P d m =×

×==


Esercizio gas.6

Quale è il peso molecolare di una sostanza che pesa 0,970 g il cui vapore occupa 200 ml a 99°C e 0,964 atm? T=99+273=372 K

g/L 4,85 L 0,200g 0,970 d ==

g/mol 154 atm 0,964

K 372 mol)atm/(K L 0,0821 g/L 4,85 P

T R d M m =××==


Esercizio gas. 7

Un composto è costituito dal 54,5% di carbonio, dal 36,4% di ossigeno e dal 9,1% di idrogeno. Determinare la formula molecolare di tale composto sapendo che 0,345 g occupano 120 ml a 100°C e 1,00 atm.

mol 4,54 g/mol 12,0

g 54,5 C =

mol 9,01 g/mol 1,01

g 9,10 H =

mol 2,28 g/mol 16,0

g 36,4 O =

1,99 2,284,54 =

3,96 2,289,01 =

1,00 2,282,28 =

Formula empirica

C2H4O

Formula molecolare:

(C2H4O)n


g/L 2,87 L 0,120g 0,345 d ==

g/mol 87,9 atm 1,00

K 373 mol)atm/(K L 0,0821 g/L 2,87 P

T R d M m =××==

2,00 44,0

87,9 n == (C2H4O)2 cioè C4H8O2


Esercizio gas.8Data la reazione:

2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2(g)

quanti litri di ossigeno è possibile ottenere a 298 K e 1,02 atm da 1,226 g di KClO3?

mol 0,0100 g/mol 122,6

g 1,226 n 3KClO ==

mol 0,0150 mol 2mol 3

mol 0,0100 n 3

2

32KClO

O KClOO =×=


L 0,360 atm 1,02

K 298 mol)atm/(K L 0,0821mol 0,015 P

nRT V

ricava si nRT PV da

=××==

=

In maniera analoga si risolvono problemi in cui è dato il volume di O2 sviluppato e si vuole sapere il peso di KClO3 necessario a produrlo


Esempio gas.9

Le automobili sono equipaggiate con gli air-bag che si gonfiano automaticamente in caso di urto. Molti air-bag sono gonfiati con l'azoto, N2, che viene prodotto nella

reazione chimica tra azoturo di sodio, NaN3, e ossido di ferro (III), Fe2O3. La reazione, innescata da una scintilla,

è molto veloce

6 NaN3(s) + Fe2O3(s) 3 Na2O(s) + 2 Fe(s) + 9 N2(g)

Quanti grammi di azoturo di sodio occorre impiegare per avere 75,0 L di azoto gassoso a 25°C e 748 mmHg?


P = 748 mmHg/ 760 mmHg = 0,984 atm V=75,0 LT = (25 + 273) K = 298 K n = ?

mol 3,02 K 298 mol) atm/(K L 0,0821

L 75,0 atm 0,984 RTPV n =

××==

3

2

3

2 NaNN

NaNN mol 2,01

mol 9 mol 6

mol 3,02 =×

2,01 mol x 65,01 g/mol = 131 g di NaN3


Esercizio gas.10PRESSIONI PARZIALI

In un recipiente di 10,0 L sono posti 1,013 g di O2 e 0,572 g di CO2 a 18°C. Determinare: a) le pressioni parziali di O2 e

CO2 ; b) la pressione totale; c) la frazione molare di O2

mol 0,0124 g/mol 46,00

g 0,572 n mol 0,0317 g/mol 32,00

g 1,013 n22 COO ====

atm 0,0760 L 10

K 291 mol)K atm/( L 0,0821 mol 0,0317 V

RTn P22 OO =×==

atm 0,0296 L 10

K 291 mol)K atm/( L 0,0821 mol 0,0124 V

RTn P22 COCO =×==


il 71,7 % di moli/molecole/volume

atm 0,106 0,0296 0,0760 P P P22 COO =+=+=

0,717 0,106

0,0760 P

P x 2

2

OO ===

b)

c)


Soluzioni calcolo n.o.

Calcolare il numero di ossidazione di tutte le specie chimiche presenti nei diversi composti

H2SO4 [+1,+6,-2] Ba(OH)2 [+2,-2,+1] O2 [0] Fe3+ [+3] NaHCO3 [+1,+1,+4,-2]

NO3- [+5,-2]

CaSO3 [+2,+4,-2] Na2CO3 [+1,+4,-2] CO2 [+4,-2]ZnCl2 [+2,-1] NH3 [-3,+1] NH4Cl [-3,+1,-1] CaF2 [+2,-1] SiO2 [+4,-2]


Soluzioni esercizi bilanciamento reazioni redox

Cr2O72 - + Br- → Br2 + Cr3+ (ambiente acido)

[1,6,+14H+ → 3,2,+ 7H2O]

Hg + HNO3 + HCl → HgCl2 + NO + H2O [3,2,6 → 3,2, 4]

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P + CO [1,3,5 → 3,2,5]

MnO4- + Cl - → Mn2+ + Cl2 (ambiente acido)

[2,10,+16H+ → 2,5,+ 8H2O]

P4 + OH - → PH3 + H2PO2- [1,3,+3H2O → 1,3]


Bilanciamento REDOX con metodo ionico-elettronico

scrivere i numeri di ossidazione delle specie chimiche per individuare chi si ossida e chi si riduce;

dissociare le sostanze elettroliti e prenderle in considerazione così come realmente si trovano in soluzione;

bilanciare la valenza dell'elemento mediante l'aggiunta di elettroni; bilanciare la carica dello ione mediante l'aggiunta di ioni H+ (se si è in ambiente

acido) oppure di OH- (se si è in ambiente basico); bilanciare la massa degli idrogeni con l'aggiunta di H

2O;

moltiplicare le reazioni di ossidazione per il numero di elettroni della riduzione e viceversa;

sommare le due semireazioni facendo il minimo comune multiplo degli elettroni in modo che possano essere semplificati dal calcolo;

se necessario, effettuare il bilanciamento degli ossigeni.


Esercizi redox.1 amb.acido1) Individuare correttamente ed evidenziare gli elementi che si ossidano e si riducono, dopo attenta valutazione del numero di

ossidazione di tutti gli elementi partecipanti alla reazione.Nel nostro caso notiamo il cromo che dallo stato di ossidazione (+6) passa a (+3), quindi si riduce ed è l'ossidante. L'ossigeno dell'acqua

ossigenata da (-1) viene ossidato a zero nel diossigeno.


2) Scrivere due semireazioni, una per la riduzione e l'altra per l'ossidazione.

Ricordarsi di eseguire il bilancio preventivo delle masse. Questo caso riguarda le specie eventualmente presenti con

un numero di atomi superiore a uno negli ioni o nelle molecole neutre. E' proprio questo il caso del dicromato:


3) Scrivere gli e- trasferiti, preceduti sempre dal segno "+".

4) Bilanciare le cariche "libere" utilizzando ioni H+ o OH– a seconda dell'ambiente acido o basico(per cariche libere si

intendono le cariche degli ioni e quelle degli e-).


5) L'uso degli ioni H+ e OH– per bilanciare le cariche libere generalmente produce anche scompensi nel

bilancio delle semireazioni; bisogna quindi ripristinare il bilancio delle masse mediante l'aggiunta del corretto

numero di molecole di acqua.


6) Bilanciare gli elettroni che complessivamente vengono scambiati tra la specie ossidante e la riducente moltiplicando le due semireazioni per i minimi coefficienti necessari. Nel nostro

caso basta moltiplicare per 3 la semireazione dell'H2O2 : il numero minimo di elettroni trasferiti risulta pari a 6.

7) Effettuare la somma e semplificazioni necessarie.


8) Semplificare per differenza le specie chimiche presenti contemporaneamente

come reagenti e come prodotti.


Trasferire il risultato della somma nella forma molecolare della reazione

10) Alcune volte sono presenti degli ioni spettatori che vanno aggiunti ai prodotti sotto forma di sali (a). Nel nostro caso gli ioni spettatori sono gli ioni potassio(+1). Per ultimo bisogna prendere in considerazione l'acido o la base che

caratterizza l'ambiente acquoso di reazione (b).

(a) K2Cr

2O

7 + 3 H

2O

2 + H

2SO

4 → Cr

2(SO

4)

3 + 3 O

2 + K

2SO

4 + 7 H

2O

(b) K2Cr

2O

7 + 3 H

2O

2 + 4 H

2SO

4 → Cr

2(SO

4)

3 + 3 O

2 + K

2SO

4 + 7 H

2O

= K2Cr

2O

7 + 3 H

2O

2 + 4 H

2SO

4 → Cr2(SO4)3 + 3 O2 + K2SO4 + 7 H2O


Esercizi redox.2 amb.basico

1) Individuare correttamente gli elementi che si ossidano e si riducono.


2) Scrivere le semirezioni e gli elettroni trasferiti.


3) Bilanciare le cariche "libere" utilizzando ioni OH–

4) Bilanciare le masse mediante molecole di acqua.


5)Bilanciare gli elettroni scambiati inserendo opportuni coefficienti e poi effettuare la somma dei reagenti e dei

prodotti delle singole semireazioni.


6) Semplificare per differenza le specie chimiche presenti contemporaneamente

come reagenti e come prodotti.


7) Trasferire, infine, il risultato della somma nella forma molecolare della

reazione.

KMnO4 + KI → MnO

2 + KIO

3

= 2 KMnO4 + KI + H

2O → 2 MnO

2 + KIO

3 + 2 KOH


Esercizi redox.4

REAZIONI di DISPROPORZIONE o DISMUTAZIONESono reazioni nelle quali una specie chimica si ossida e contemporaneamente si riduce, producendo due specie chimiche distinte contenenti lo stesso elemento ma con

stato di ossidazione differente. Per bilanciare una reazione di questo tipo si deve tenere conto che la

specie contenente l'elemento nello stato di ossidazione maggiore riguarda la semireazione di ossidazione,

mentre quella con l'elemento nello stato di ossidazione minore riguarda la semireazione di riduzione.


Esempi

(le reazioni non sono bilanciate):

S + NaOH→ Na2S + Na

2S

2O

3

P + NaOH →PH3 + NaH

2PO

2

Cl2 + NaOH→ NaCl + NaClO

(a caldo l'ipoclorito dismuta ulteriormente a cloruro e clorato)


Bilanciare la reazione tra cloro e soda. i prodotti sono cloruro di sodio e ipoclorito di sodioIl cloro si ritrova nei prodotti a due valori diversi del

numero di ossidazione (di fatto la soda serve ad avere un ambiente basico).

Cl2+ NaOH → NaCl + NaClO

(½) Cl2+ e → Cl-

(½) Cl2+ 2 OH- → ClO- + H

2O + e

Cl2+ 2NaOH → NaCl + NaClO


OSSIDANTI COMUNI

H2O

2

CrO4

2 –

MnO4

–

NO3

–


NO3– in ambiente acido (HNO3)

Il nitrato presenta l'azoto allo stato di ossidazione (+5) e risulta un forte ossidante in ambiente acido. Tende a ridursi a NO

2 (N=+4) od a NO (N=+2) a seconda se la

soluzione del nitrato sia rispettivamente concentrata o diluita. Ovviamente se non è presente un riducente (un elemento disponibile a cedere elettroni), non avviene nessuna reazione. Se, addirittura, la reazione avviene

con un riducente molto energico, lo stato di ossidazione dell'azoto può abbassarsi talmente fino ad arrivare a quello presente nell'ammoniaca (-3), producendo , in

ambiente acido, sali dello ione ammonio.


NO3– in ambiente basico

In ambiente basico il nitrato risulta meno forte come ossidante. Continua ad ossidare metalli come Al, Mg e Zn

riducendosi ad ammoniaca.


MnO4

–

in ambiente acido: Il permanganato (in genere si usa il sale di potassio) presenta il manganese allo stato di

ossidazione massimo (+7) e tende a ridursi, in ambiente fortemente acido, a manganese(+2) formando sali

manganosi (es. Mn(ClO4)

2, MnSO

4 etc.)

in ambiente basico: Continua ad essere un energico ossidante e tende a ridursi a biossido di manganese

(manganese allo stato di ossidazione +4), poco solubile in acqua.


CrO42 –

in ambiente acido: Il dicromato (in genere si usa il sale di potassio) presenta il cromo allo stato di ossidazione massimo

(+6) e tende a ridursi, in ambiente fortemente acido, a cromo(+3) formando sali cromici (es. Cr(ClO

4)

3, Cr

2(SO

4)

3 etc.)

in ambiente basico: Il dicromato esiste come monomero in ambiente basico (cromato) e presenta il cromo ancora allo stato di ossidazione massimo (+6) e tende a ridursi a cromo(+3) che essendo anfotero si comporterà da non metallo: scriveremo sali

nella forma di metacromiti CrO2

–, es, NaCrO2, Ca(CrO

2)

2.


H2O

2

in ambiente acido. Il perossido di diidrogeno (acqua ossigenata) presenta l'ossigeno allo stato di ossidazione (-1) e,

in ambiente acido, tende a ridursi formando acqua in cui l'ossigeno presenta lo stato di ossidazione (-2).

H2O

2 + 2e– + 2 H+ → 2 H2O

in ambiente basico: In ambiente basico, quando si comporta da ossidante, l'acqua ossigenata passa a ioni ossidrili OH–, in cui

l'ossigeno presenta lo stato di ossidazione (-2). H

2O

2 + 2e– → 2 OH–


Nota H2O

2

L'acqua ossigenata, sia in ambiente acido che basico, può subire ossidazione da parte di un ossidante più energico. In tal caso passa a diossigeno O

2, cioè l'ossigeno aumenta il suo

stato di ossidazione da (-1) a zero. H

2O

2 →O

2 + 2e–

Questa semireazione si bilancia, a seconda se l'ambiente è acido o basico, nei modi che seguono: H

2O

2 →O

2 + 2e– + 2 H+ (amb. acido)

H2O

2 + 2 OH– →O

2 + 2e– + 2 H

2O (amb. basico)

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