Reazioni chimiche: nomenclatura, numero di ossidazione e bilanciamento delle redox
Numero di ossidazione, nomi dei composti inorganici, tipi di reazione, bilanciamento per tentativi e con il metodo delle semireazioni, con esempi svolti.
Una reazione chimica riorganizza gli atomi: nessuno si crea e nessuno si distrugge, ed è per questo che ogni equazione deve essere bilanciata. Questa lezione copre i nomi dei composti inorganici, i tipi di reazione, il numero di ossidazione e il bilanciamento, comprese le reazioni di ossidoriduzione, che sono la base delle pile e dell’elettrochimica.
Il numero di ossidazione
È la carica che un atomo avrebbe se tutti i suoi legami fossero ionici. Regole per assegnarlo:
- negli elementi liberi (Fe, O2, Cl2) è 0;
- negli ioni monoatomici è uguale alla carica (Na+ +1, Cl− −1);
- l’ossigeno vale di solito −2 (−1 nei perossidi come H2O2), l’idrogeno +1 (−1 negli idruri metallici);
- la somma in una molecola neutra è 0, in uno ione è uguale alla sua carica.
Esempio: in H2SO4 lo zolfo vale x con 2(+1) + x + 4(−2) = 0, quindi x = +6. In K2Cr2O7 il cromo vale +6, in MnO4− il manganese +7.
Nomenclatura essenziale
| Classe | Come si forma | Esempi |
|---|---|---|
| Ossidi (basici) | metallo + ossigeno | Na2O ossido di sodio, Fe2O3 ossido di ferro(III) |
| Anidridi (ossidi acidi) | non metallo + ossigeno | CO2 diossido di carbonio, SO3 triossido di zolfo |
| Idrossidi | ossido basico + acqua | NaOH idrossido di sodio, Ca(OH)2 |
| Ossiacidi | anidride + acqua | H2SO4 acido solforico, HNO3 acido nitrico |
| Idracidi | idrogeno + non metallo | HCl acido cloridrico, HF |
| Sali | acido + base | NaCl cloruro di sodio, CuSO4 solfato di rame(II), KNO3 |
Nella nomenclatura IUPAC moderna si indica il numero di ossidazione in numeri romani (ossido di ferro(III)) oppure si usano i prefissi (triossido di difosforo). I suffissi tradizionali sono ancora ovunque: -oso/-ico per gli acidi (solforoso, solforico), -ito/-ato per i sali corrispondenti (solfito, solfato).
Tipi di reazione
- Sintesi: 2 H2 + O2 → 2 H2O.
- Decomposizione: CaCO3 → CaO + CO2.
- Scambio semplice: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu.
- Doppio scambio, spesso con un precipitato: AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3.
- Neutralizzazione: HCl + NaOH → NaCl + H2O.
- Combustione: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O.
Bilanciare un’equazione
Per le reazioni semplici si procede per tentativi: si bilanciano prima gli elementi che compaiono in una sola sostanza per lato, per ultimi idrogeno e ossigeno. Esempio, la combustione del propano: C3H8 + O2 → CO2 + H2O. Tre carboni danno 3 CO2, otto idrogeni 4 H2O, quindi a destra ci sono 6 + 4 = 10 ossigeni e servono 5 O2:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Le ossidoriduzioni (redox)
Una specie si ossida quando il suo numero di ossidazione aumenta (perde elettroni) e si riduce quando diminuisce (acquista elettroni). Le due cose avvengono sempre insieme: chi si ossida è il riducente, chi si riduce è l’ossidante. Per bilanciarle si usa il metodo delle semireazioni. Esempio in ambiente acido: il permanganato ossida il ferro(II).
- Semireazioni: Fe2+ → Fe3+ (ossidazione) e MnO4− → Mn2+ (riduzione).
- Si bilanciano gli ossigeni con H2O e gli idrogeni con H+: MnO4− + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O.
- Si bilanciano le cariche con gli elettroni: MnO4− + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O; Fe2+ → Fe3+ + e−.
- Si moltiplica perché gli elettroni si pareggino (la seconda per 5) e si sommano:
MnO4− + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
Controllo finale: atomi uguali a destra e a sinistra, e cariche uguali (−1 + 10 + 8 = +17 a sinistra, +2 + 15 = +17 a destra). In ambiente basico si procede allo stesso modo e alla fine si neutralizzano gli H+ con OH−.
Le redox sono ovunque in elettronica: l’incisione dei circuiti stampati con cloruro ferrico, la corrosione dei contatti, la saldatura con il flussante che riduce gli ossidi, e soprattutto le batterie, dove la reazione redox è divisa in due compartimenti e gli elettroni passano per il circuito esterno.
