Esercizio - numeri di ossidazione in KMnO4, K2Cr2O7, Fe3O4, S4O6 e H2O2

In questa pagina 6

Teoria: Nomenclatura, numeri di ossidazione e bilanciamento delle reazioni.

Testo.

Calcolare il numero di ossidazione dell'elemento indicato: Mn in $\text{KMnO}_4$ ; Cr in $\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7$ ; Fe in $\text{Fe}_3\text{O}_4$ ; S in $\text{S}_4\text{O}_6^{2-}$ (tetrationato); O in $\text{H}_2\text{O}_2$ ; H in NaH; O in $\text{OF}_2$ ; N in $\text{NH}_4^+$ , $\text{N}_2\text{H}_4$ , $\text{NO}_3^-$ ; Cl in $\text{ClO}_4^-$ .
Calcolare il n.o. del carbonio in $\text{CH}_4$ , $\text{CH}_3\text{OH}$ , $\text{CH}_2\text{O}$ , HCOOH, $\text{CO}_2$ e in $\text{C}_2\text{H}_6$ .
Per ciascuna reazione indicare chi si ossida, chi si riduce, riducente e ossidante: (a) $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+}\to\text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$ ; (b) $2\,\text{Al} + \text{Fe}_2\text{O}_3\to\text{Al}_2\text{O}_3 + 2\,\text{Fe}$ (termite); (c) $\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2\to\text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ ; (d) $2\,\text{H}_2\text{O}_2\to 2\,\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2$ .
Domanda teorica: il n.o. di Fe in $\text{Fe}_3\text{O}_4$ è frazionario: è possibile? Cos'è il n.o. medio?

1. Calcolo del n.o.

Si applica la regola: somma dei n.o. $=$ carica della specie, con O $-2$ , H $+1$ , K $+1$ , F $-1$ salvo le eccezioni.

$\text{KMnO}_4$ : $(+1) + x + 4(-2) = 0 \Rightarrow x = \mathbf{+7}$ .
$\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7$ : $2(+1) + 2x + 7(-2) = 0 \Rightarrow 2x = 12 \Rightarrow x = \mathbf{+6}$ .
$\text{Fe}_3\text{O}_4$ : $3x + 4(-2) = 0 \Rightarrow x = \mathbf{+8/3}\ (\approx +2{,}67)$ .
$\text{S}_4\text{O}_6^{2-}$ : $4x + 6(-2) = -2 \Rightarrow 4x = 10 \Rightarrow x = \mathbf{+5/2}$ (+2,5).
$\text{H}_2\text{O}_2$ : H $+1$ , quindi $2(+1) + 2x = 0 \Rightarrow x = \mathbf{-1}$ : è un perossido, con legame O–O.
NaH: Na $+1$ , quindi H $= \mathbf{-1}$ (idruro: H legato a un metallo meno elettronegativo).
$\text{OF}_2$ : F $-1$ (più elettronegativo), $x + 2(-1) = 0 \Rightarrow$ O $= \mathbf{+2}$ .
N: $\text{NH}_4^+$ : $x + 4 = +1 \Rightarrow \mathbf{-3}$ ; $\text{N}_2\text{H}_4$ : $2x + 4 = 0 \Rightarrow \mathbf{-2}$ ; $\text{NO}_3^-$ : $x - 6 = -1 \Rightarrow \mathbf{+5}$ .
Cl in $\text{ClO}_4^-$ : $x - 8 = -1 \Rightarrow \mathbf{+7}$ .

2. Carbonio

composto	calcolo	n.o. di C
$\text{CH}_4$	$x + 4 = 0$	$-4$
$\text{CH}_3\text{OH}$	$x + 4(+1) - 2 = 0$	$-2$
$\text{CH}_2\text{O}$	$x + 2 - 2 = 0$	$0$
HCOOH	$x + 2(+1) + 2(-2) = 0$	$+2$
$\text{CO}_2$	$x - 4 = 0$	$+4$
$\text{C}_2\text{H}_6$	$2x + 6 = 0$	$-3$

Sequenza di ossidazione crescente: metano $\to$ metanolo $\to$ formaldeide $\to$ acido formico $\to$ anidride carbonica: a ogni passo il carbonio perde 2 elettroni (formalmente).

3. Ossidanti e riducenti

reazione	si ossida (n.o. sale)	si riduce (n.o. scende)	riducente	ossidante
(a)	Zn: $0\to+2$	Cu: $+2\to0$	Zn	$\text{Cu}^{2+}$
(b)	Al: $0\to+3$	Fe: $+3\to0$	Al	$\text{Fe}_2\text{O}_3$
(c)	C: $-4\to+4$	O: $0\to-2$	$\text{CH}_4$	$\text{O}_2$
(d)	O: $-1\to0$ (in $\text{O}_2$ )	O: $-1\to-2$ (in $\text{H}_2\text{O}$ )	$\text{H}_2\text{O}_2$	$\text{H}_2\text{O}_2$

Per (c) gli elettroni scambiati: C perde $8$ ; due $\text{O}_2$ acquistano $2\cdot 4 = 8$ ✓. Per (b): 2 Al perdono $2\cdot 3 = 6$ ; 2 Fe acquistano $2\cdot 3 = 6$ ✓. La (d) è una disproporzione: lo stesso elemento (O in $\text{H}_2\text{O}_2$ ) si ossida e si riduce.

4. Domanda teorica

Sì: il n.o. è un formalismo, e quando atomi dello stesso elemento, in posizioni diverse, hanno n.o. diversi (Fe in $\text{Fe}_3\text{O}_4$ è $\text{FeO}\cdot\text{Fe}_2\text{O}_3$ : un $\text{Fe}^{2+}$ e due $\text{Fe}^{3+}$ ) il risultato calcolato è la media: $(2 + 3 + 3)/3 = 8/3$ . Lo stesso per $\text{S}_4\text{O}_6^{2-}$ : due S centrali con n.o. $0$ (legame S–S) e due S esterni con $+5$ : media $(0 + 0 + 5 + 5)/4 = 2{,}5$ . Il n.o. medio è comunque quello da usare per bilanciare le redox.

Risultati

Mn $+7$ ; Cr $+6$ ; Fe $+8/3$ ; S $+5/2$ ; O $-1$ (in $\text{H}_2\text{O}_2$ ); H $-1$ (in NaH); O $+2$ (in $\text{OF}_2$ ); N $-3$ , $-2$ , $+5$ ; Cl $+7$ ; C da $-4$ a $+4$ .

Errori comuni

Dimenticare il numero di atomi (Cr: $2x$ , non $x$ ).
Usare O $= -2$ in $\text{H}_2\text{O}_2$ : darebbe H $= +2$ , impossibile.
Credere che il n.o. sia sempre intero o che sia la carica reale dell'atomo.

Versione ripasso

Testo. Calcolare i n.o. richiesti in $\text{KMnO}_4$ , $\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7$ , $\text{Fe}_3\text{O}_4$ , $\text{S}_4\text{O}_6^{2-}$ , $\text{H}_2\text{O}_2$ , NaH, $\text{OF}_2$ , azoto e cloro; carbonio in sei composti; ossidante e riducente in quattro reazioni.

Soluzione

Somma $=$ carica: Mn $+7$ ; Cr $+6$ ( $2x = 12$ ); Fe $+8/3$ ; S $+5/2$ ( $4x = 10$ ); O $-1$ in $\text{H}_2\text{O}_2$ ; H $-1$ in NaH; O $+2$ in $\text{OF}_2$ ; N: $-3$ ( $\text{NH}_4^+$ ), $-2$ ( $\text{N}_2\text{H}_4$ ), $+5$ ( $\text{NO}_3^-$ ); Cl $+7$ .
C: $-4$ ( $\text{CH}_4$ ), $-2$ ( $\text{CH}_3\text{OH}$ ), $0$ ( $\text{CH}_2\text{O}$ ), $+2$ (HCOOH), $+4$ ( $\text{CO}_2$ ), $-3$ ( $\text{C}_2\text{H}_6$ ).
(a) Zn riducente, $\text{Cu}^{2+}$ ossidante; (b) Al riducente, $\text{Fe}_2\text{O}_3$ ossidante ( $6\,e^-$ ); (c) $\text{CH}_4$ riducente ( $8\,e^-$ ), $\text{O}_2$ ossidante; (d) disproporzione di O ( $-1\to0$ e $-1\to-2$ ).
Il n.o. frazionario è la media: $\text{Fe}_3\text{O}_4 = \text{FeO}\cdot\text{Fe}_2\text{O}_3$ , $(2+3+3)/3 = 8/3$ .

Errori comuni: numero di atomi dimenticato; O $-2$ nei perossidi; n.o. preso per carica reale.

Teoria collegata

Nomenclatura, numeri di ossidazione e bilanciamento delle reazioni