CHIMICA - PRETEST DI STUDENTI PER

CHIMICA
Con applicazioni cliniche
Vincenzo
Venerito
Pretest 2012
Salvatore
Fedele
IN CASO DI
AVVELENAMENTO DA
CIANURO:
- SOMMINISTRARE UN
FORTE OSSIDANTE
(Fe2+ Fe3+)
-SOMMINISTRARE
TIOSOLFATO DI SODIO
-SOMMINISTRARE UN
RIDUCENTE DOPO UN
SUFFICIENTE ARCO DI
TEMPO
CIS-PLATINO
Il Cis-Platino non dissocia all'esterno della membrana cellulare, una volta
all'interno della cellula invece dissocia, e così facendo si lega a dei siti del
DNA modificandolo, e in questo modo viene inibita la crescita della
cellula.
CHIMICA
CHIMICA
INORGANICA
CHIMICA
ORGANICA
BIOCHIMICA
TEORIA ATOMICA DI DALTON
(1803)
1. LA MATERIA E’ COMPOSTA DI PARTICELLE DETTE ATOMI
2. TUTTI GLI ATOMI DI UN DATO ELEMENTO HANNO LE
STESSE PROPRIETÀ
(forma, dimensioni, massa) CHE
DIFFERISCONO DALLE PROPRIETA’ DEGLI ATOMI DI
TUTTI GLI ALTRI ELEMENTI
3. UNA REAZIONE CHIMICA CONSISTE SEMPLICEMENTE IN
UN RIARRANGIAMENTO DEGLI ATOMI DA UN CERTO TIPO
DI COMBINAZIONE AD UN ALTRO.
LE PARTICELLE FONDAMENTALI DELL’ATOMO
MASSA
g
PRO TO NE
1 ,6 7 3 1 0
N E U T R O N E 1 ,6 7 5 1 0
E L E T T R O N E 9 ,11 1 0
C A R IC A
UMA
-24
-24
-28
C
UCE
1 ,0 0 7
+ 1 ,6 0 2 1 0
1 ,0 0 9
0
0 ,0 0 0 5
- 1 ,6 0 2 1 0
-19
+1
0
-19
-1
Il Modello Standard
Bosoni
u c t g
d s b γ
up
charm
top
gluone
down strange bottom fotone
νe νµ ντ W
e-neutrino µ-neutrino τ-neutrino bosone
e µ τ
elettrone muone
I
II
tau
Z
bosone
Mediatori di Forze
Leptoni Quarks
Fermioni
III Bosone
di Higgs
Generazioni o
famiglie di materia
?
Gravitone
Il fantasma
dell’opera
UUD: PROTONE
DDU: NEUTRONE
d d
u
u d
u
u d
u
d d
u
Il Modello Standard
Bosoni
u c t g
d s b γ
up
charm
top
gluone
down strange bottom fotone
νe νµ ντ W
e-neutrino µ-neutrino τ-neutrino bosone
e µ τ
elettrone muone
I
II
tau
Z
bosone
Mediatori di Forze
Leptoni Quarks
Fermioni
III Bosone
di Higgs
Generazioni o
famiglie di materia
?
Gravitone
Il fantasma
dell’opera
La Particella di Dio
Si definisce Bosone di Higgs il bosone che conferisce massa ai fermioni come
gli elettroni e i quark
La MATERIA è …
•
•
•
•
Tutto ciò che ha massa
Tutto ciò che occupa spazio
Tutto ciò che possiede energia
La materia si manifesta ai nostri sensi
La MATERIA possiede proprietà:
• Organolettiche
• Fisiche
• Chimiche
PROPRIETÀ ORGANOLETTICHE
• Colpiscono i nostri sensi
• Sono soggettive
• Si distinguono in:
- colore, percepito con la vista
- forma, percepita principalmente con la vista
- condizione, percepita principalmente con la vista
- sapore, percepito con il gusto e l'olfatto
- odore, percepito con l'olfatto
PROPRIETA’ FISICHE
• Le proprietà fisiche sono oggettive
• Sono invariabili per quel campione
• Sono misurate con le grandezze intensive
ESEMPI DI PROPRIETÀ FISICHE
•
•
•
•
•
•
•
temperatura di fusione/solidificazione
temperatura di ebollizione/condensazione
attrazione alla calamita
Peso specifico
densità
calore specifico
calore latente
Le proprietà chimiche della materia
riguardano
• Il comportamento della stessa in presenza di altri
campioni di materia diversa
• Sono esempi:
- Idrofilia
- Idrofobia
- pH
STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
La materia si presenta
allo stato fisico:
• Solido
• Liquido
• Gassoso
La materia si definisce SOLIDA
quando ha:
• Forma propria
• Volume proprio
• Comprimibilità quasi
nulla
La materia si definisce LIQUIDA
quando ha:
• Volume proprio
• Forma non propria ma
del recipiente in cui è
contenuta
• Comprimibilità
piccolissima
La materia si definisce GASSOSA
quando ha:
• Volume non proprio
• Forma non propria
• Comprimibilità elevata
STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
en
to
in
am
br
zz
az
til
i
vo
la
or
ap
e
on
zi
sa
en
ne
nd
io
co
az
ev
io
ne
Stato gassoso
fusione
solidificazione
Stato liquido
Stato solido
Stati di aggregazione
Passaggi di fase
La materia allo stato puro è definita
sostanza
• Può essere semplice o composta
• È esprimibile con una formula chimica
• Il concetto di purezza è differente dal
punto di vista chimico o da quello
merceologico
Le sostanze semplici sono formate da un unico
elemento anche se è un aggregato di più atomi.
Si definisce elemento una sostanza pura che non può
essere scomposta in sostanze più semplici.
Sono esempi:
Fe
O2
un atomo di ferro
molecola di ossigeno
Le sostanze composte sono formate da atomi di
diversi elementi .
I Composti possono essere suddivisi in due o più
sostanze semplici.
Sono esempi:
Fe(OH)3
molecola di idrossido di ferro, cioè
della ruggine
H2O
molecola dell’acqua
CH3CH2 0H
molecola dell’alcol etilico
responsabile dell’ebbrezza provocata
dalle bevande alcoliche
La materia si può aggregare
formando:
• Miscugli omogenei
• Miscugli eterogenei
Miscugli omogenei
Nei miscugli omogenei i componenti
sono mescolati in modo molto
“profondo” tanto che essi non sono
più singolarmente distinguibili.
Il miscuglio si presenta in un’unica
fase.
Miscugli omogenei liquidi sono chiamati
soluzioni.
Le soluzioni hanno :
• Un solvente liquido
• Uno o più soluti che si
possono presentare sia allo
stato solido, sia liquido che
gassoso
es.: acqua e zucchero – acqua e sale …
I componenti di un miscuglio
omogeneo si separano
sfruttando le diverse
temperature dei cambiamenti
di stato
Miscugli eterogenei
I miscugli eterogenei sono
quelli più facili da individuare
perché in genere i diversi
componenti che li
costituiscono si riconoscono
nettamente, talvolta anche ad
occhio nudo.
Es. Emulsione
I componenti di un miscuglio eterogeneo si
separano mediante metodi empirici.
I più comuni sono:
•
•
•
•
•
La filtrazione
La decantazione/sedimentazione
La centrifugazione
La cromatografia
La separazione con la calamita
Mappa concettuale
La Materia
Sostanze Pure
Elementi
Composti
Miscele
Miscele
Omogenee
Miscele
Eterogenee
Modello di Thomson
Modello a sfera
piena
Modello di Rutherford
Spettri di emissione e di
assorbimento
Il modello di Ruthford non spiega
questo fenomeno.
Modello di Bohr
Esistono orbite
stabili (forza
centrifuga = forza
centripeta) alle
quali
corrispondono i
livelli energetici
Heisenberg (modello
ondulatorio)
Principio di
indeterminazione
Concetto di orbita
sostituito con
quello di orbitale
Numeri quantici
PER IL PRINCIPIO DI INDERMINAZIONE
L’ELETTRONE NON PUO’ ESSERE CONSIDERATO (ne tanto
meno calcolato) COME UNA PARTICELLA CHE SI SPOSTA,
LUNGO UNA TRAIETTORIA, CON UNA VELOCITA’ BEN
DEFINITA IN CIASCUN PUNTO
ALL’ELETTRONE E’ POSSIBILE ATTRIBUIRE SOLTANTO
UNA CERTA PROBABILITA’ DI TROVARSI, IN UN DATO
ISTANTE, IN UN CERTO INTORNO SPAZIALE.
STRATO,LIVELLO,
LIVELLO,GUSCIO
GUSCIO
STRATO,
SI DEFINISCE STRATO O LIVELLO O GUSCIO,
GUSCIO
L ’ INSIEME DEGLI ORBITALI CARATTERIZZATI
DALLO STESSO NUMERO QUANTICO PRINCIPALE,
PRINCIPALE
n
Numeri quantici
n è detto numero quantico principale,
può assumere tutti i valori interi da 1 a
infinito e determina l'energia dell'orbitale
l è il numero quantico secondario e può
assumere tutti i valori che vanno da 0 a
n-1; definisce la forma dell'orbitale
atomico
m è il numero quantico magnetico e
assume tutti i valori che vanno da -l a +l
compreso lo 0 e indica diversi modi in
Numeri quantici
s è detto numero
quantico di spin e
assume valori
corrispondenti a
+1/2 o -1/2 e
definisce la
rotazione
dell'elettrone
attorno al proprio
asse
LIVELLI SOTTOLIVELLI
ORBITALE
TIPO DI
n°
° di
n°
° di
ELETTRONI
n
l
m
Ψ
ORBITALE
ORBITALI
11 (K)
(K)
00
00
1,0,0
1,0,0
ss
11
22
00
00
2,0,0
2,0,0
ss
2,1,-1
2,1,-1
2,1,0
2,1,0
2,1,1
2,1,1
44
88
11
-1
-1
00
11
pp
00
00
3,0,0
3,0,0
ss
11
-1
-1
00
11
3,1,-1
3,1,-1
3,1,0
3,1,0
3,1,1
3,1,1
pp
99
18
18
22 (L)
(L)
33 (M)
(M)
22
-2
-2
-1
-1
00
11
22
3,2,-2
3,2,-2
3,2,-1
3,2,-1
3,2,0
3,2,0
3,2,1
3,2,1
3,2,2
3,2,2
dd
LIVELLI SOTTOLIVELLI
n
ORBITALE
TIPO DI
l
m
Ψ
ORBITALE
00
00
4,0,0
4,0,0
ss
11
-1
-1
00
11
4,1,-1
4,1,-1
4,1,
4,1, 00
4,1,
4,1, 11
pp
n°
° di
n°
° di
ORBITALI
ELETTRONI
16
16
32
32
N
N°
°
=n
°
-2
-2 sottolivelli
4,2,-2
4,2,-2
22
44 (N)
(N)
-1
-1
4,2,-1
4,2,-1
00 orbitali
4,2,
4,2, 00 = n22 dd
N
N°
°
°
11
4,2,
4,2, 11
22
4,2,
4,2, 22
N
N°
°
elettroni
= 2n22
°
N° elettroni = 2n
33
-3
-3
-2
-2
-1
-1
00
11
22
33
4,3,-3
4,3,-3
4,3,-2
4,3,-2
4,3,-1
4,3,-1
4,3,
4,3, 00
4,3,
4,3, 11
4,3,
4,3, 22
4,3,
4,3, 33
ff
PRINCIPIODI
DIESCLUSIONE
ESCLUSIONE
PRINCIPIO
W. PAULI
(1925)
IN UN ATOMO, DUE ELETTRONI NON POSSONO ESSERE
DESCRITTI DALLA STESSA SEQUENZA DEI QUATTRO
NUMERI QUANTICI (n, l, ml , ms).
ovvero:
UN’ UNICA FUNZIONE D’ONDA CARATTERIZZATA DAI
TRE NUMERI QUANTICI n, l, ml (ORBITALE)
ORBITALE PUO’
DESCRIVERE DUE ELETTRONI, CON SPIN OPPOSTO
------- ----------------- ----- ----f
f
d
d
E
---
s
p
p
d
p
s
s
s
p
s
p
s
s
n
1
2
3
4
5
6
7
AUFBAU
n
1
2
3
4
5
6
n+l=1
1s
2s
3s
4s
5s
6s
0
2p
3p
4p
5p
6p
1
n+l=2
n+l=3
n+l=4
n+l=5
3d
4d
5d
6d
2
n+l=6
n+l=7
4f
5f
6f
3l
n+l=8
AUFBAU - HUND PRINCIPLE
2p
?
2s
1s
elettrane
PRINCIPIO DI HUND
O
DELLA MASSIMA MOLTEPLICITA’
GLI ELETTRONI TENDONO AD OCCUPARE IL
NUMERO MASSIMO POSSIBILE DI LIVELLI
ENERGETICI DEGENERI,
CON
SPIN
PARALLELI (SPAIATI)
F. Hund
(1896-1997)
Questa distribuzione consente ad ogni
atomo di possedere il contenuto energetico più
basso possibile
HYDROGEN 1s electron charge density
90% of electron charge
ORBITALI tipo p
Vi sono tre orbitali tipo p: px, py, pz per ogni numero
quantico principale n, a partire da n=2.
CONTINUIAMO A COSTRUIRE GLI ATOMI
Gli elementi con 3 e 4 e-
LITIO Li
due e- sull’orbitale 1s
un e- sull’orbitale 2s
configurazione elettronica:
1s22s1
BERILLIO Be
due e- sull’orbitale 1s
due e- sull’orbitale 2s
configurazione elettronica:
1s22s2
L’ATOMO DI CARBONIO: C
Orbitali p
Stato fondamentale:
1s22s22p2
p+ p+
n n
+
+
p p
n
n
+
p p+
n n
L’ATOMO DI AZOTO: N
Stato fondamentale: 1s22s22p3
+
p
7
7n
7
e
L’ATOMO DI OSSIGENO: O
Stato fondamentale: 1s22s22p4
8
+
p
8n
8
e
I tre orbitali p possono contenere 6
e
L’ATOMO DI NEON: Ne
Stato fondamentale: 1s22s22p6
IL NEON È UN ATOMO STABILE, PERCHÉ?
Il riempimento completo degli orbitali più esterni con lo stesso n
rende gli atomi stabili e poco reattivi (gas nobili).
Nel caso del neon occorrono 8 e- con configurazione 2s22p6
(regola dell’ottetto)
Numero atomico e numero di
massa
n protoni= n elettroni = numero atomico
Z
n protoni+ n neutroni = numero di
massa A
Isotopi: uguale Z ma diversa A
Peso atomico e numero di
Avogadro
Peso atomico: si misura in uma= 1/12
massa del 12C
Una quantità in grammi pari al peso
atomico di un elemento conterrà un
numero di Avogadro di atomi
N=6,023x1023
Peso atomico e numero di
Avogadro
Grammo-atomo
Grammo molecola
n=g/P.M
Principio di Avogadro:
Peso atomico
Peso molecolare
n=moli=6,023x1023 molecole
“volumi uguali di gas diversi alle stesse condizioni di
temperatura e pressione contengono lo stesso
numero di molecole”
STRUTTURA DI LEWIS
I FASE) Si calcola il numero totale di elettroni esterni di tutti gli atomi
presenti nella specie chimica. Si aggiunge un elettrone per ogni carica
negativa presente (se si tratta di un anione) oppure si sottrae un
elettrone per ogni carica positiva presente (se si tratta di un catione).
II FASE) Si dividono gli elettroni totali in doppietti di elettroni e si
disegnano prima i legami (che verranno rappresentati con un tratto) e
successivamente i doppietti liberi (che verranno rappresentati con due
punti).
Leggi fondamentali della
chimica
Lavoisier: conservazione della massa
“In ogni trasformazione della materia la somma delle
masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse
dei prodotti”
CaO + H2O Ca(OH)2
.
Se la una mole di CaO pesa 56 g allora servono 18 g di H2O ovvero una mole, quindi
complessivamente la massa dei reagenti è 56+18 = 74 g e questo sarà il valore del
prodotto cioè dalla reazione si formeranno 74 g di Ca(OH)2.
La legge di Lavoisier ci permette di calcolare per differenza, la massa di alcuni prodotti
o reagenti, in reazioni molto semplici
Leggi fondamentali della
chimica
Proust: Proporzioni fisse
“quando due atomi reagiscono a formare un
composto, si combinano sempre secondo
rapporti in massa definiti e costanti”
Ca3(PO4)
60% Ca2+
40% (PO4)3-
Leggi fondamentali della chimica
Dalton: Proporzioni multiple
“Quando è possibile che due elementi si combinino a
formare composti diversi, posta fissa la quantità di
uno dei due elementi, la quantità dell’altro elemento
dovrà essere multiplo o sottomultiplo di sé stessa, in
rapporti esprimibili in rapporti piccoli ed interi”
2C+O2 2CO
24g + 32g 56g
2C+2O2 CO2
24g + 64g 86g
Reazioni e bilancio
1.
2.
Trasformazione spontanea dei reagenti
in prodotti
Due principali categorie:
Reazioni di ossido-riduzione (redox)
Reazioni acido-base
Se i prodotti hanno gli stessi n.o. Che
avevano nei reagenti la reazione è
acido-base
Reazioni e bilancio
Il numero di atomi, per ogni elemento,
presente tra i reagenti dev'essere
uguale a quello presente tra i prodotti
(Lavoisier)
Se sono presenti delle cariche nei
reagenti, anche queste devono essere
uguali a quelle che avremo nei prodotti
Reazione reversibile
(Reagenti)
R’ + R’’
v1= k1[R’] [R’’]
La velocità di reazione dei Reagenti
dipende dalla loro concentrazione []
k1
k2
P’ + P’’ (Prodotti)
v2= k2[P’] [P’’]
La velocità di reazione dei prodotti
dipende dalla loro concentrazione []
All’inizio di una reazione reversibile le velocità di
trasformazione diretta ed inversa sono differenti, fino
al raggiungimento dell’equilibrio dinamico
Equilibrio dinamico
All’equilibrio le velocità di reazione
diretta ed inversa sono uguali
v1= v2
Le concentrazioni di R e P
sono costanti nel tempo
QUINDI
k1[R’]
[R’’] = k2[P’] [P’’]
Poiché le concentrazioni dei componenti sono costanti, sarà costante anche un loro
rapporto: legge dell'azione di massa
Keq =
k1
k2
[P’] [P’’]
=
[R’] [R’’]
Se modifico la concentrazione di un componente cambieranno le altre, in modo tale che
il rapporto Keq resti costante, a temperatura e pressione costanti.
(PRINCIPIO DELL’EQUILIBRIO MOBILE DI LE CHATELIER)
NULLA SI CREA, NULLA SI DISTRUGGE, TUTTO SI TRASFORMA
Per questo motivo nelle reazioni chimiche è sempre necessario controllare
che siano bilanciate e se non lo sono si devono aggiungere dei numeri interi,
davanti alle formule, per fare in modo che ci sia lo stesso numero di atomi di
un certo elemento prima e dopo la reazione, questi numeri prendono il nome
di COEFFICIENTI STECHIOMETRICI
La reazione scritta sotto è errata perché non è bilanciata
NH
NH
3 3++O2O2
NO
NO
++
H2OH2O
Per bilanciarla bisogna inserire i numeri 4 e 5 per i reagenti e 4 e 6 per i prodotti
4 NH3 + 5 O2
4 NO + 6 H2O
ESERCITIAMOCI...
CO2 + H2O C6H12O6 + O2
6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
RICORDA: Bilancia prima i metalli, poi i non metalli e solo successivamente H e O
ESERCITIAMOCI...
Ca(OH)2 + H3PO4 Ca3(PO4)2+ H2O
3Ca(OH)2 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2+ 6H2O
RICORDA: Bilancia prima i metalli, poi i non metalli e solo successivamente H e O
ESERCITIAMOCI...
Zn3Sb2 + H2O Zn(OH)2+ SbH3
Zn3Sb2 + 6H2O 3Zn(OH)2+ 2SbH3
RICORDA: Bilancia prima i metalli, poi i non metalli e solo successivamente H e O
ESERCITIAMOCI...
FeCl3 + AgNO3 AgCl + Fe(NO3)3
FeCl3 + 3AgNO3 3AgCl + Fe(NO3)3
RICORDA: Bilancia prima i metalli, poi i non metalli e solo successivamente H e O
Reazioni di ossido-riduzione
Le specie chimiche si scambiano
elettroni variando il proprio numero di
ossidazione
Gli elementi che aumentano il proprio
n.o, cedono elettroni e si ossidano
Le specie che riducono il proprio n.o,
acquistano elettroni e si riducono
Per ossidazione s'intende la cessione
di elettroni, per riduzione l'acquisto
Reazioni di ossido-riduzione
La specie ossidante è quella che ossida
(quindi in una reazione si riduce)
La specie riducente è quella che riduce
(quindi in una reazione si ossida)
In queste reazioni si verificano
contemporaneamente entrambi i
processi
Si consideri la seguente reazione redox in forma molecolare
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 => CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
1) Determinare il numero di ossidazione degli atomi presenti. Operativamente la determinazione avviene dopo un po' di pratica per lo
più con facili passaggi mentali. Dopodiché non è necessario scrivere tutti i numeri di ossidazione, ma solamente per quegli atomi per
i quali si è riconosciuta la variazione di numero di ossidazione. In questo esempio li abbiamo scritti tutti:
Punto 1
+1 +7 -2
+1 +3 -2
+1 +6 -2
+4 -2
+1 +6 -2
+2 +6 -2
+1 -2
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 => CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
2) Collegare gli atomi con variazione di n.o. con delle frecce. Si riconosce che ogni atomo di Mn passa da +7 a +2, cioè si riduce,
mentre ogni atomo di C passa da +3 a +4, ossidandosi. Le frecce allora coinvolgono questi atomi e solo di questi manteniamo scritti i
numeri di ossidazine. Quindi:
Punto 2
+7
+3
+4
+2
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 => CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
|
|_______________|
|
|
|
|________________________________________________|
3) Bilanciare gli atomi collegati dalle frecce. Mentre in questo caso il numero di atomi di Mn è uguale sia a sinistra che a destra di =>
così non è per il carbonio. Infatti in H2C2O4 ci sono 2 atomi di C per molecola, mentre in ogni CO2 uno soltanto. Per bilanciare il
carbonio è necessario mettere un coefficiente stechiometrico pari a 2 davanti a CO2. Si ottiene:
Punto 3
+7
+3
+4
+2
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 =>2CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
|
|_______________|
|
|
|
|_________________________________________ |
4) Esprimere con elettroni sulle frecce le 2 variazioni complessive di n.o.. Ogni atomo di Mn, passando da +7 a +2, necessita di 5e
per realizzare tale riduzione. Invece ogni atomo di carbonio passa da +3 a +4 liberando un elettrone; ma poiché di atomi di carbonio
ce ne sono 2, la variazione complessiva di n.o. è pari a 2 e di conseguenza gli elettroni liberati dalla semireazione di ossidazione
sono 2. Allora:
Punto 4
+7
+3
+4
+2
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 =>2CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
|
|____________2e_ |
|
|
|
|____________________________5e_________|
5) Bilanciare gli elettroni ed eseguire i prodotti. Per pareggiare gli elettroni (10 in tutto) tra le due semireazioni si deve moltiplicare la
prima per 5 e la seconda per 2. Questi numeri si trasformano in coefficienti stechiometrici da anteporre alle specie collegate dalla
freccia, eventualmente moltiplicate per il coefficiente stechiometrico già presente derivante dal punto 3. Allora:
Punto 5
+7
+3
+4
+2
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 =>2CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
|
|____________2ex5__|
|
|
|
|__________5ex2_________________________|
+7
+3
+4
+2
2KMnO4 +5H2C2O4 + H2SO4 =>10CO2 + K2SO4 +2MnSO4 + H2O
|
|___2e x 5 = 10e______|
|
|
|
|________5e x 2 = 10e______________________|
6) Bilanciare la massa. Le specie collegate dalle frecce (che si può chiamare
sinteticamente "blocco redox") risultano bilanciate rispetto al numero degli elettroni, ma
in generale la reazione chimica può risultare non ancora bilanciata nella massa.
Osserviamo che vi sono tre gruppi SO4-- nei prodotti. Essi sono froniti dall'H2SO4, che
è fuori dal blocco redox. Bisogna allora pareggiare mettendo un 3 davanti a H2SO4 e
quindi bilanciare l'idrogeno. Ne segue un 8 davanti all'acqua e così la reazione è
bilanciata. Per raggiungere lo scopo si deve tener presente che i coefficienti del blocco
redox non possono essere variati a caso, pena lo sbilanciamento degli elettroni tra le
due semireazioni. Si deve agire sulle molecole non coinvolte nello scambio di elettroni.
A volte però può succedere che una specie coinvolta nel blocco redox abbia una doppia
funzione: ossidarsi oppure ridursi e contemporaneamente fornire ioni per la formazione
di altri composti con conservazione del n.o. Quindi:
Punto 6
2KMnO4 + 5H2C2O4 + H2SO4 => 10CO2 + K2SO4 + 2MnSO4 + H2O
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 => 10CO2 + K2SO4 + 2MnSO4 + H2O
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 => 10CO2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
La reazione bilanciata è
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 => 10CO2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
REDOX IN AMBIENTE ACIDO
NO3- + Zn Zn++ + N2O
1.
Dividere l’equazione in due semireazioni:
NO3- → N2O
Zn → Zn2+
2.
Bilanciare gli atomi partecipanti alla redox:
2NO3- → N2O
Zn → Zn2+
3. Bilanciare le cariche aggiungendo elettroni:
a sinistra, nella prima semireazione, vanno aggiunti otto elettroni perché ci sono otto cariche positive in eccesso (2 negative degli ioni
nitrato e 10 positive degli ioni idrogeno); nella seconda semireazione si aggiungono 2 elettroni a destra.
2NO3- + 10H+ + 8e- → N2O + 5H2O
Zn → Zn2+ + 2e4.
Bilanciare gli atomi di ossigeno aggiungendo H2O dalla parte in cui l’ossigeno è in difetto:
2NO3- → N2O + 5H2O
Zn → Zn2+
5.
Bilanciare gli atomi di idrogeno aggiungendo H+ dalla parte in cui l’idrogeno è in difetto:
2NO3- + 10H+ → N2O + 5H2O
Zn → Zn2+
6. Eguagliare gli elettroni persi con quelli acquistati, sommare le due semireazioni, poi eliminare le specie che compaiono uguali
da entrambi le parti dell’equazione:
per bilanciare gli elettroni è necessario considerare 4 volte la semireazione dello zinco;
2NO3- + 10H+ + 8e- → N2O + 5H2O
4(Zn → Zn2+ + 2e-)
In conclusione, la reazione bilanciata risulta così:
2NO3- + 4Zn + 10H+ → N2O + 4Zn2+ + 5H2O
REDOX IN AMBIENTE BASICO
KMnO4 + KI MnO2 + KIO3
1) Individuare correttamente gli elementi che si ossidano e si
riducono.
2) Scrivere le due semireazioni, una per la riduzione e l'altra per
l'ossidazione con le stesse modalità specificate al punto 2
dell'esempio precedente.
Non è necessario nessun bilancio preventivo di masse
3) Scrivere gli elettroni trasferiti.
4) Bilanciare le cariche "libere" utilizzando ioni OH– perchè la
reazione viene condotta in ambiente basico.
5) Bilanciare le masse mediante molecole di acqua.
6) Bilanciare gli elettroni complessivamente scambiati tra la
specie ossidante e la riducente. Nel nostro caso basta moltiplicare
per due la semireazione del permanganato.
7) Effettuare la somma dei reagenti e dei prodotti delle singole
semireazioni.
8) Semplificare per differenza le specie chimiche presenti
contemporaneamente come reagenti e come prodotti.
9) Trasferire, infine, il risultato della somma nella forma
molecolare della reazione.
2 KMnO4 + KI + H2O 2 MnO2 + KIO3 + 2 KOH

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