PRECORSI DI CHIMICA - Lorenzo Baraldi

PRECORSI DI CHIMICA
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Lorenzo Baraldi
Par 1 – La tavola periodica
La tavola periodica contiene tutte le informazioni relative a un elemento. Essa è costruita in maniera
periodica: le strutture elettroniche più esterne degli elementi si ripetono periodicamente dopo aver
completato ogni livello, e poiché gli elementi della stessa colonna hanno lo stesso numero di
elettroni di valenza e presentano caratteristiche simili, ogni colonna è detta gruppo. Il numero e la
disposizione degli elettroni sul livello più esterno determina l’affinità delle proprietà fisiche e
chimiche degli elementi di un gruppo. Ogni elemento ha un diverso numero atomico (Z), pari al
numero dei suoi elettroni o protoni.
Tranne per il primo periodo, formato solo da H e He, possiamo considerare determinate proprietà
periodiche: a sinistra si trovano gli elementi più elettropositivi, che sono metalli, mentre a destra
della tavola si trovano i non-metalli. Li, Na, K sono metalli che hanno proprietà chimiche e fisiche
simili tra di loro, e sono metalli alcalini (gruppo 1A), e presentano una struttura atomica fissa:
hanno un solo elettrone nel guscio di valenza. Così gli elementi del secondo gruppo, gli alcalinoterrosi,
presentano caratteristiche simili e hanno due elettroni nel guscio di valenza. Il III gruppo è
quello degli elementi terrosi, il VI dei calcogeni: O, S, Se, Te, il VII quello degli alogeni. Il IXA è il
gruppo dei gas nobili o inerti, che avendo completato l’ottetto nel loro guscio di valenza si trovano
in uno stato di massima stabilità e di minor contenuto energetico, per questo hanno una bassissima
reattività. Essi dunque si trovano in natura come gas monoatomici, mentre di solito gli altri gas si
trovano in forma biatomica (si veda ad esempio O2 e N2).
Fra il secondo e il terzo gruppo si trovano gli elementi di transizione interna, divisi in gruppi B
numerati da 3 a 12. Tali elementi hanno gli orbitali d in via di completamento, e hanno quindi gli
elettroni più esterni sui sottolivelli d. Questi, lantanidi e attinidi, sono metalli abbastanza rari, quasi
tutti di origine artificiale, alcuni radioattivi e instabili, ma con proprietà molto simili tra di loro.
Sulla tavola periodica troviamo anche altre informazioni, come il peso atomico, il numero atomico
(Z) e i numeri di ossidazioni principali dell’elemento. Poiché il numero di ossidazione rappresenta
la carica che ogni atomo, molecola o ione verrebbe ad avere se i suoi elettroni di legame fossero
assegnati all’atomo più elettronegativo, evidentemente il numero di ossidazione massimo di ogni
elemento, quando questo è in una molecola o in uno ione poliatomico, corrisponde al numero del
suo gruppo sulla tavola periodica.
L’elettronegatività è la capacità di un elemento di attrarre verso di sé gli elettroni di legame. Tale
concetto è stato introdotto da Linus Pauling. I metalli di conseguenza hanno bassa elettronegatività
(ad es. H = 2,1; P=2,1), e lungo il gruppo aumenta il loro carattere metallico; i non-metalli hanno
invece elevata elettronegatività (O = 3,5; C: 2,5). L’elettronegatività diminuisce lungo il gruppo, per
cui l’elemento più elettronegativo è F.
Par 2 – L’atomo
Un atomo è costituito da un piccolo nucleo di grande massa, in cui si trovano le cariche positive
(protoni) e neutre (neutroni), insieme dette nucleoni. Attorno al nucleo ruotano gli elettroni,
particelle di carica simile a quella dei protoni ma opposta, e di massa 1836 volte più piccola. Una
volta noti Z (il numero atomico) e A (il numero di massa, dato dalla somma dei numeri dei
nucleoni) un elemento è completamente definito:
Z A A

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A identifica anche i vari isotopi di un elemento. Ad esempio l’idrogeno possiede tre isotopi:
l’idrogeno ( 1 H, o protio, è l’unico caso in cui il numero dei neutroni è nullo), il deuterio ( 2 H) e il
trizio ( 3 H): l’idrogeno ha massa circa uguale a 1u, il deuterio 2u, il trizio 3u.
Se forniamo energia ad un atomo, i suoi elettroni possono fare salti quantici verso livelli più alti, e
se l’energia è sufficientemente alta possiamo espellere l’elettrone dall’atomo, con un processo di
ionizzazione. La perdita di elettroni forma, ovviamente, una specie carica positivamente, detta
catione. L’acquisto di elettroni invece forma una specie carica negativamente, detta anione.
L’atomo catturando un elettrone libera invece energia.
Uno stesso atomo può essere presente in natura secondo diverse configurazioni spaziali e strutture.
Tali configurazioni identificano forme allotropiche diverse: ad esempio il C è presente sia come
grafite che come diamante.
Ogni elemento o composto chimico si trova in commercio in diversi formati. Ad esempio il sodio
(Na) si trova in commercio puro in dispersione al 45% in paraffina e al 30% in toluene, oppure in
sferette in kerosene. Na dunque viene messo in idrocarburi o in solventi in cui è inerte, infatti se
viene a contatto con l’acqua, o con l’umidità atmosferica, esplode. In ogni forma commerciale
dunque vi è un diverso grado di purezza dell’elemento. In basso vengono poi indicate le frasi di
rischio e di sicurezza.
Par 3 – I composti
Dai legami fra diversi atomi possono generarsi composti, cioè sostanze formate da due o più
elementi, con atomi in posizioni spaziali ben definite. Ad esempio l’azoto (N), che è un non
metallo, legandosi con tre atomi di idrogeno forma l’ammoniaca, NH3, o triidruro di azoto.
I composti possono essere organici, se contengono C e H (es. CH4), o inorganici (come HCl, H2O,
NaCl, …). Naturalmente, gli atomi che costituiscono un composto sono presenti in esso in
proporzioni costanti definite da numeri interi, e le caratteristiche chimiche e fisiche del composto
risultano differenti da quelle degli elementi che lo costituiscono. Ad esempio NH3 ha proprietà
basiche rispetto a N e H.
Distinguiamo poi fra composti molecolari (costituiti da molecole con una specifica disposizione) e
ionici, costituiti da ioni. Ad esempio NH3 è un composto molecolare, in cui tre legami covalenti
legano gli idrogeni all’azoto.

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In un composto ionico, come NaCl (cloruro di sodio), invece, il legame ionico tra gli ioni Na + e Cl -
determina una struttura cristallina che si ripete nello spazio.
Par 4 – Formule chimiche
Ogni composto chimico può essere espresso secondo diverse tipologie di formule chimiche. La
formula minima rappresenta il rapporto fra gli atomi con i numeri interi più piccoli possibili, e di
conseguenza indica solo i rapporti fra gli atomi degli elementi costituenti (es. C5H4). In questo caso
quindi spesso il peso molecolare non coincide con il peso espresso dalla formula. Nella formula
molecolare invece si indica il numero reale degli atomi dei diversi elementi presenti nella molecola
(es. C10H8).
La formula di struttura infine indica come gli atomi di una molecola sono legati tra di loro e come
sono disposti nello spazio. Per il naftalene (C10H8) – un idrocarburo aromatico – la formula di
struttura ci indica che la molecola è planare e ha due anelli condensati a sei atomi di C, di cui due
vengono compartecipati.
Naturalmente possono esistere molecole che hanno la stessa formula minima e diversa formula
molecolare.
Par 5 – La nomenclatura
La nomenclatura chimica serve per nominare i vari composti: essa permette di identificare un
composto mediante un nome specifico. Esistono due tipi di nomenclatura: la IUPAC e la
tradizionale. La IUPAC è l’unica riconosciuta universalmente, semplice ed intuitiva, ed evidenzia
direttamente la formula chimica del composto: essa quindi è asettica, regolata in modo preciso. La
tradizionale invece è basata sulla storia degli elementi, sulla loro divisione degli elementi in metalli
e non-metalli e tiene conto del numero di ossidazione.
Il numero di ossidazione rappresenta la carica che ogni atomo, molecola o ione verrebbe ad avere se
i suoi elettroni di legame fossero assegnati all’atomo più elettronegativo. In HCl (acido cloridrico)
ad esempio, H è più elettropositivo di Cl e quindi gli cede il suo elettrone: per questo H ha numero
di ossidazione +1 e Cl -1. Ci sono alcune regole per determinare il numero di ossidazione:
1. I metalli hanno stato di aggregazione positivo.
2. Gli atomi nelle sostanze elementari hanno sempre numero di ossidazione zero.
3. Non si tiene conto dei legami fra atomi dello stesso elemento.
4. Il numero di ossidazione dell’ossigeno è –2, tranne nei perossidi, in cui vale –1, e quando è
legato al fluoro, in cui è +2. E’ l’unico caso in cui cede elettroni: il fluoro è infatti l’unico
elemento più elettronegativo dell’ossigeno.
5. Il numero di ossidazione dell’idrogeno è +1, fanno eccezione i casi in H è in un idruro (cioè
un composto binario con un metallo), nel qual caso n.o = -1. Ad es. LiH, CaH2.

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6. Cl ha numero di ossidazione -1 tranne nei legami con F, O in cui assume +1, +3, +5, +7.
7. Br ha numero di ossidazione -1 tranne nei legami con F, O, Cl in cui ha numero di
ossidazione positivo.
8. Gli ioni monoatomici hanno un numero di ossidazione coincidente con la loro carica
elettrica (es. il ferro in Fe 3+ ha n.o = +3, il sodio in Na + Cl - ha n.o. = +1.
9. In un ione poliatomico la somma dei numeri di ossidazione deve equivalere alla carica dello
ione (es. in OH - l’ossigeno ha n.o. –2, e l’idrogeno ha n.o. +1).
10. In una molecola o in un composto ionico la somma algebrica dei numeri di ossidazione deve
essere zero.
11. In un legame covalente gli elettroni condivisi sono formalmente attribuiti all’atomo più
elettronegativo.
I composti binari senza l’ossigeno seguono per la nomenclatura la desinenza -uro. Es. LiH (idruro
di litio), BF3 (fluoruro di boro - tetrafluoruro di boro), ICl3 (cloruro di iodio - tetracloruro di iodio),
Al2S3 (solfuro di alluminio - trisolfuro di dialluminio), FeCl3 (cloruro ferrico – tricloruro di ferro),
FeCl2 (cloruro ferroso – dicloruro di ferro).
Par 6 – Ossidi e anidridi
Vediamo ora i composti binari dell’ossigeno: da un metallo e un ossigeno si forma un ossido, da un
non metallo e un ossigeno si forma un’anidride (ossido per la nomenclatura IUPAC).
Nella nomenclatura tradizionale un ossido o un anidride si indica con la parola “ossido” o
“anidride” seguita dalla radice del metallo, cui viene aggiunto il suffisso “oso” per il numero di
ossidazione più basso e “ico” per il numero di ossidazione più alto. Se, come nel Cl, vi sono stati di
ossidazione più bassi o più alti di quelli in cui si usano questi suffissi, si usano rispettivamente i
prefissi “ipo” e “per”.
Nella nomenclatura IUPAC sia per gli ossidi che per gli anidridi si indica il numero di ossigeni
(ossido, biossido, triossido, …) e il nome del metallo e il numero dei suoi atomi (di sodio, di
disodio, di trisodio, …).
NaO Ossido di sodio Ossido di sodio
Al2O3 Ossido di alluminio Tetraossido di dialluminio
CuO Ossido rameico Ossido di rame
Cu2O Ossido rameoso Ossido di dirame
Fe2O3 Ossido ferrico Tetrossido di diferro
FeO Ossido ferroso Ossido di ferro
CO2 Anidride carbonica Diossido di carbonio
CO Ossido di carbonio* Monossido di carbonio
Cl2O Anidride ipoclorosa Ossido di dicloro
Cl2O3 Anidride clorosa Triossido di dicloro
Cl2O5 Anidride clorica Pentossido di dicloro
Cl2O7 Anidride perclorica Eptossido di dicloro
ClO2 Anidride clorosoclorica Disossido di cloro
ClO3 Anidride cloricoperclorica Triossido di cloro
N2O Protossido di azoto* Monossido di diazoto
NO Ossido di azoto* Monossido di azoto
N2O3 Anidride nitrosa Triossido di diazoto
N2O5 Anidride nitrica Pentossido di diazoto
NO2 Anidride nitrosonitrica Diossido di azoto

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I composti ternari si dividono invece in idrossidi (ossidi basici + H2O), scritti nella forma Mx(OH)y
(dove l’ossido era MzOy), e ossiacidi (anidride + H2O), scritti nella forma HnMO.
Secondo la nomenclatura tradizionale il termine acido o idrossido è seguito dal nome del non
metallo e dai suffissi e prefissi che dipendono dal numero di ossidazione del metallo.
Nella nomenclatura IUPAC invece si indica il numero di gruppi ossidrile OH (idrossido, bi
idrossido, triidrossido, …) e il nome del metallo negli idrossidi; negli acidi si indica il numero di
atomi di ossigeno (acido monosso-, acido biosso-, …) seguito dal nome del non metallo con la
desinenza –ico, e il numero romano corrispondente al numero di ossidazione del non metallo.
Ca(OH)2 Idrossido di calcio Diidrossido di calcio
Fe(OH)2 Idrossido ferroso Diidrossido di ferro
Fe(OH)3 Idrossido ferrico Triidrossido di ferro
HClO Acido ipocloroso Acido monossoclorico I
HClO2 Acido cloroso Acido diossoclorico III
HClO3 Acido clorico Acido triossoclorico V
HClO4 Acido perclorico Acido tetrossoclorico VII
HNO2 Acido nitroso Acido diossonitrico III
HNO3 Acido nitrico Acido triossonitrico V
H2SO3 Acido solforoso Acido triossosolforico IV
H2SO4 Acido solforico Acido triossosolforico VI
Al forma con l’ossigeno l’allumina Al2O3 (triossido di dialluminio). Essendo questo un anfotero,
esso forma sia un acido basico, cioè un idrossido, Al(OH)3, che degli ossiacidi, a seconda
dell’idratazione:
Al2O3
allumina
triossido di dialluminio
Al2O3 + H2O HAlO2
Al(OH)3
idrossido di alluminio
triidrossido di alluminio
acido metaalluminico
acido diossoalluminico III
Al2O3 + 3H2O H3AlO3
acido ortoalluminico
acido triossoalluminico III
In generale, alcuni anidridi, possono combinarsi con l’acqua in rapporti diversi (1:1, 1:2, 1:3). A
seconda del rapporto otteniamo ossiacidi diversi. In questi casi in nomenclatura tradizionale si
usano i prefissi meta-, piro-, orto-. Nel caso dei poliacidi, in cui due o più molecole di anidride si
combinano con molecole d’acqua, si usano i prefissi tri- e tetra-.
HPO2 Acido metafosforoso Acido diossofosforico III
HPO3 Acido metafosforico Acido triossofosforico V
H4P2O5 Acido pirofosforoso Acido pentossofosforico III
H4P2O7 Acido pirofosforico Acido eptossofosforico V
H3PO3 Acido ortofosforoso o Acido triossofosforico III
H3PO4
fosforoso (biprotico!!)*
Acido orto fosforico o Acido tetrossofosforico V
fosforico (triprotico)
H3PO2 Acido ipofosforoso
(biprotico!!)*
Acido diossofosforico I
Vediamo infine i sali, che possono essere binari o ternari. Essi sono formati da una parte metallica
(un catione) e una non metallica (un anione), che è il residuo dell’acido. I sali ternari sono dati dalla

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reazione tra: un anidride e un idrossido, un idrossido e un acido, un anidride e un idrossido, un
ossido e un acido.
Le reazioni di salificazione sono anche reazioni di neutralizzazione, visto che il prodotto è neutro.
Per la nomenclatura tradizionale, ci si riferisce all’acido o all’anidride corrispondente: se esso
finisce in –oso, il sale termina in –ito, se finisce in –ico, il sale termina in –ato.
Nella nomenclatura IUPAC si indica invece il numero di atomi di ossigeno, seguito dal nome del
non metallo in –ato, il numero di ossidazione del non metallo e il numero di atomi del metallo.
NaNO3 Nitrato di sodio Triossonitrato V di sodio
NaNO2 Nitrito di sodio Diossinitrato III di sodio
CaSO3 Solfito di calcio Triossisolfato IV di calcio
CaSO4 Solfato di calcio Tetraossosolfato VI di calcio
Fe(NO3)2 Nitrato ferroso Ditriossonitrato V di ferro
Fe(NO2)3 Nitrito ferrico Tridiossonitrato V di ferro
NaClO Ipoclorito di sodio Monossoclorato I di sodio
NaClO2 Clorito di sodio Diossoclorato III di sodio
NaClO3 Clorato di sodio Triossoclorato V di sodio
NaClO4 Perclorato di sodio Tetrossoclorato VII di sodio
Vediamo ora i composti binari: dell’idrogeno con un metallo (idruri), dell’idrogeno con un nonmetallo
(idracidi) e di un metallo con un non metallo (Sali binari).
LiH Idruro di litio Idruro di litio
NaH Idruro di sodio Idruro di sodio
CaH2 Idruro di calcio Diidruro di calcio
BH3 Borano Triidruro di boro
B2H6 Diborano* Esaidruro di diboro
NH3 Ammoniaca Triidruro di azoto
HI Acido iodidrico Ioduro di idrogeno
HCl Acido cloridrico Cloruro di idrogeno
H2S Acido solfidrico Solfuro di diidrogeno
H2Se Acido selenidrico Seleniuro di diidrogeno
CH4 Metano Tetra idruro di carbonio
SiH4 Silano Tetraidruro di silicio
PH3 Fosfina Tetra idruro di fosforo
CuCl Cloruro rameoso Cloruro di rame
CuCl2 Cloruro rameico Dicloruro di rame
FeCl2 Cloruro ferroso Dicloruro di ferro
FeCl3 Cloruro ferrico Triclouro di ferro
Fe2S3 Solfuro ferrico Trisolfuro di diferro
FeS Solfuro ferroso Solfuro di ferro
FeI3 Ioduro ferrico Triioduro di ferro
Hg2Cl2 Cloruro mercuroso* Dicloruro di dimercurio
HgCl2 Cloruro mercurico Dicloruro di mercurio
Ricordiamo poi che nei perossidi O ha numero di ossidazione -1. Sono detti tiosolfati quei sali
ternari in cui il metallo è lo zolfo, e ad un ossigeno viene sostituito uno zolfo.

Na2O2 Perossido di sodio Perossido di sodio
H2O2 Perossido di idrogeno Perossido di idrogeno
H2SO5 Acido perossisolforico* Acido perossisolforico VI
NaHPO3 Fosfito di sodio*
Na2SO4 Solfato di sodio Tetraossosolfato VI di disodio
Na2S2O3 Tiosolfato di sodio Triossodisolfato IV di disodio
H2SO4 Acido solforico Acido tetraossosolforico VI
H2S2O3 Acido tiosolforico Acido triossodisolforico IV
HCN Acido cianidrico
KCN Cianuro di potassio
P2I4 Tetraioduro di difosforo
PI3 Triioduro di fosforo
ICl Cloruro di iodio
OF2 Difluoruro di ossigeno
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Da acidi poliprotici possiamo togliere un numero variabile di atomi di idrogeno, per cui possiamo
formare Sali acidi. Esistono poi anche Sali basici che uniscono uno o più ioni OH - all’anione
dell’acido.
Vediamo ora l’anfoterismo di Mn, Cr, Sn:
KHCO3 Idrogenocarbonato di potassio
Mn(HSO4)2 Bisolfato manganoso
Mn(HSO3)2 Bisolfito manganoso
+2 (M) MnO Ossido manganoso Mn(OH)2 Idrossido manganoso
+4 (M-nM) MnO2 Anidride manganosa Na2MnO3 Manganito di sodio
+6 (nM) MnO3 Anidride manganica Na2MnO4 Manganato di sodio
+7 (nM) Mn2O7 Anidride permanganica KMnO4 Permanganato di potassio
+8/3 (nM) Mn3O4 Tetrossido di trimanganese
+1 (M) Cr2O Ossido cromoso
+3 (M-nM) Cr2O3
Ossido cromico
Anidride cromosa
Cr2(SO4)3
Na2CrO4
Solfato cromico
Cromito di sodio
H2CrO4 Acido cromico
+6 (nM) CrO3 Anidride cromica H2Cr2O7 Acido dicromico*
Na2Cr2O7 Dicromato di sodio*
SnO Anidride stannosa H2SnO2 Acido stannoso
+2 (M-nM) Sn(OH)2 Idrossido stannoso Na2SnO2 Stannito di sodio
SnO2 Anidride stannica H2SnO3 Acido stannico
+4 (M-nM) Sn(OH)4 Idrossido stannico Na2SnO3 Stannato di sodio
NH4Cl Cloruro di ammonio
(NH4)3PO4 Fosfato di ammonio
NH4HSO3 Disolfito di ammonio
NH4H2PO4 Diidrogenofosfato di ammonio
(NH4)2HPO4 Monoidrogenofosfato di ammonio

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Non in tutte le reazioni chimiche rimane invariato il numero di ossidazione degli elementi coinvolti:
le reazioni redox sono quelle reazioni in cui gli stati di ossidazione, appunto, cambiano. Una
reazione redox è composta da due processi: uno di ossidazione, in cui il numero di ossidazione
aumenta e l’elemento cede elettroni, e uno di riduzione, in cui viceversa il numero di ossidazione
dell’elemento diminuisce in quanto esso acquista elettroni. I due processi si manifestano
contemporaneamente in una redox.
Con il termine ossidante definiamo la sostanza che ossida altri partner, mentre essa si riduce. Il
riducente allo stesso modo si riduce, ossidando altre specie chimiche. È chiaro quindi che i metalli
(che hanno sempre numero di ossidazione positivo) possono solo ossidarsi, mai ridursi.
0 +1-1 +2-1 0
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Nella reazione dunque lo Zn si è ossidato, aumentando il proprio numero di ossidazione da 0 a +2,
mentre H si è ridotto, passando da +2 a 0. Nella reazione gli atomi che si sono ossidati hanno perso
2 elettroni, quelli che si sono ridotti, viceversa, ne hanno acquistati.
Identifichiamo le due semireazioni:
Zn 0
Zn +2 + 2e -
2H + + 2e -
H 0 2
I2 + HNO3 HIO3 + NO2 + H2O
Iodio + acido nitrico acido iodico + anidride nitrosa + acqua
Bilanciati gli elettroni, si bilanciano le masse:
I2 2HIO3 + 10e -
10 (HNO3 + e -
NO2 )
I2 + 10HNO3 2HIO3 + 10NO2 + H2O
I2 + 10HNO3 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
HBrO3 + H2S Br2 + S + H2O
(acido bromico + acido solfidrico* bromo + zolfo + acqua)
*H2S, il solfuro di idrogeno, è detto acido solfidrico solo quando è in acqua, altrimenti in forma
gassosa non ha proprietà acide.
2HBrO3 + 10e -
Br2
5 (H2S S + 2e - )
2HBrO3 + 5H2S Br2 + 5S + 6H2O
NaClO + I2 + NaOH NaCl + NaIO3 + H2O
(ipoclorito di sodio + iodio + idrossido di sodio cloruro di sodio + iodato di sodio + acqua)

I2 2NaIO3 + 10e -
5 (NaClO + 2e -
NaCl)
5NaClO + I2 + 2NaOH 5NaCl + 2NaIO3 + H2O
HIO3 + HI I2 + H2O (reazione di dismutazione*)
(acido iodico + acido iodidrico iodio + acqua)
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* due specie chimiche diverse nei reagenti si ossidano e si riducono in un’unica specie nei prodotti.
Se avviene l’opposto la reazione si dice invece di disproporzione.
2HIO3 + 10e -
I2
5 ( 2HI I2 + 2e - )
2HIO3 + 10HI 6I2 + 6H2O
+1-1 +1+6-2 +1+6-2 0 +3+6-2 +1+6- +1-2
KBr + K2Cr2O7 + H2SO4 Br2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(bromuro di potassio + dicromato di potassio + acido solforico* bromo + solfato cromico +
solfato di potassio + acqua)
* serve a mantenere l’ambiente acido della reazione
K2Cr2O7 + 6e -
Cr2(SO4)3
3 ( 2KBr Br2 + 2e - )
6KBr + K2Cr2O7 + 7H2SO4 3Br2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O
Ag + HNO3 AgNO3 + NO + H2O
(argento + acido nitrico nitrato di argento + ossido di azoto + acqua)
3 ( Ag AgNO3 + e - )
HNO3 + 3e -
NO
3Ag + 4HNO3 3AgNO3 + NO + 2H2O
(l’acido nitrico che viene aggiunto nel bilanciamento delle masse serve per la salificazione
dell’argento, non per la riduzione, infatti non serve nel bilanciamento degli elettroni)
FeS2* + K2MnO4 + KHSO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
(pirite – disolfuro di ferro + manganato di potassio + bisolfato di potassio solfato ferrico +
solfato di manganese + solfato di potassio + acqua)
* Nella pirite S ha numero di ossidazione -1
42 ( 2Fe 2+ 2Fe 3+ + 2e - )
2 ( 2S -
6S 6+ + 42e - )
21 ( Mn 6+ + 4e - Mn 2+ )