Le reazioni di ossido

Le reazioni
di ossido-riduzione
Con reazioni di ossido–riduzione si intende una vasta classe di
reazioni che implicano un trasferimento elettronico più o meno
evidente da un elemento all’altro.
Ossidante: reagente che causa l'ossidazione dell'altro reagente e che,
quindi, acquista elettroni.
Riducente: reagente che causa la riduzione dell'altro reagente e che,
quindi, cede elettroni.
ossidazione
0
+2
0
+2
Fe(s) + Cu2+(aq)  Fe2+(aq) + Cu(s)
riducente
ossidante
riduzione
In una reazione di ossidoriduzione l'ossidante si riduce, ed il
riducente si ossida.
Reazioni di ossido-riduzione
Si consideri la seguente reazione:
ClO- + NO2-  NO3- + Cl-
Poiché la carica degli ioni implicati non varia con la reazione,
non è affatto evidente che questa sia una reazione di ossidoriduzione, cioè che vi sia un trasferimento di elettroni.
La maniera migliore per identificare una reazione di ossidoriduzione è di osservare se si ha variazione dei numeri di
ossidazione. Questo si può fare scrivendo i numeri di
ossidazione per i principali elementi sopra le formule delle
sostanze implicate.
+1
+3
+5
-1
ClO- + NO2-  NO3- + Cl-
Si vede così che il cloro passa dallo stato di ossidazione +1 a
–1 mentre l’azoto passa da +3 a +5: si ha quindi un
trasferimento formale di due elettroni dall’azoto al cloro.
Come si riconosce una reazione redox?
Per caratterizzare questo tipo di reazioni è stato definito il numero
di ossidazione di un atomo in un composto.
Un reazione redox può essere riconosciuta individuando
variazione del numero di ossidazione di qualche elemento.
la
Questo numero corrisponde ad una carica “fittizia” dell’atomo in
questione nella molecola considerata, carica assegnata secondo
certe regole.
Il numero di ossidazione è definito come la carica che un atomo
avrebbe se gli elettroni di legame non fossero condivisi.
Numero di ossidazione positivo : l’elemento in questione è meno
elettronegativo dell’elemento preso come riferimento; ha ceduto
elettroni (si è ossidato).
Numero di ossidazione negativo : l’elemento in questione è più
elettronegativo di quello di riferimento; ha acquistato elettroni (si è
ridotto)
Distinzione tra numero di valenza e numero di ossidazione
Valenza : numero di elettroni che un atomo di un elemento
acquista, cede o mette in comune quando si lega con atomi di altri
elementi.
Numero di ossidazione (n.o.) : rappresenta la carica “formale” che
si può attribuire a un elemento in un composto, in modo da
assegnare gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo.
La valenza di ogni atomo continua ad essere
uguale al numero di elettroni scambiati: per
ciascuno dei due atomi di ossigeno è due
Il numero di ossidazione è uguale a zero per
il fatto che l'elettronegatività dei due atomi
che stanno reagendo è la stessa.
Regole per determinare il N.O.
 Il numero di ossidazione di un atomo in una sostanza
elementare è zero.
ES. il n.o. di Cl in Cl2, o di O in O2 o O3 è zero.
Il numero di ossidazione di un atomo del gruppo IA
(metalli alcalini: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) in tutti i composti è
+1; quello di un atomo del gruppo IIA (metalli alcalinoterrosi: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) in tutti i composti è +2.
Il numero di ossidazione del fluoro è sempre –1.
 Il numero di ossidazione degli alogeni è –1 eccetto che
nei composti con ossigeno o con altri alogeni.
Es: BrCl
(Il cloro ha n.o.= -1, il bromo = +1)
 Il numero di ossidazione dell’ossigeno è generalmente –2
fatta eccezione per i perossidi (come H2O2 e Na2O2) in
cui è -1.
 Il numero di ossidazione dell’ idrogeno è generalmente
+1 eccetto che negli idruri metallici, come LIH, NaH in cui
è -1.
 La somma dei numeri di ossidazione degli atomi di una
molecola neutra è zero, di uno ione poliatomico è uguale
alla carica dello ione.
Esempi:
HClO4
xH+xCl+4xO=0
1+xCl+4(-2)=0
xH=+1
xO=-2
xCl=8-1=+7
ClO4xCl+4xO=-1
xCl+4(-2)=-1
xo=-2
xCl=8-1=+7
ClOxCl+xO=-1
xCl+(-2)=-1
xo=-2
xCl=2-1=+1
…Adesso prova tu!...
NO3xN+3xO=-1
xO=-2
xN+3(-2)=-1
xN=6-1=+5
SO42xS+4xO=-2
xo=-2
xS+4(-2)=-2
xS=8-2=+6
MnO4xMn+4xO=-1
xo=-2
xMn+4(-2)=-1
xMn=8-1=+7
Cr2O722xCr+7xO=-2
2xCr+7(-2)=-2
xO=-2
2xCr=14-2=+12
xCr=+12/2=+6
Nel caso di composti ionici è conveniente considerare
separatamente gli ioni: ciò richiede però la conoscenza degli
anioni poliatomici più comuni.
Consideriamo ad esempio Fe(ClO4)2
Riconoscendo l’anione ClO4- si deduce che il catione sarà Fe2+
Fe(ClO4)2
Fe2(SO4)3
Fe2+
xFe=+2
ClO4-
xCl=+7
Fe3+
xFe=+3
SO42-
xS=+6
Reazioni di ossido-riduzione
Si consideri la seguente reazione:
ClO- + NO2-  NO3- + ClPr identificare una reazione di ossido-riduzione è necessario
osservare se si ha variazione dei numeri di ossidazione.
Questo si può fare scrivendo i numeri di ossidazione per i
principali elementi sopra le formule delle sostanza implicate.
+1
+3
+5
-1
ClO- + NO2-  NO3- + ClSi vede così che il cloro passa dallo stato di ossidazione +1 a
–1 mentre l’azoto passa da +3 a +5: si ha quindi un
trasferimento formale di due elettroni dall’azoto al cloro.
Una reazione di ossido-riduzione può essere separata in due
semireazioni una delle quali implica una perdita di elettroni
(ossidazione) mentre l’altra implica un acquisto di elettroni
(riduzione).
Ad esempio per la reazione:
0
+2
0
+2
Fe(s) + Cu2+(aq)  Fe2+(aq) + Cu(s)
0
+2
Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e-
ossidazione
0
+2
Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
riduzione
In generale nell’ossidazione si ha un aumento del numero di
ossidazione, mentre nella riduzione si ha una diminuzione del
numero di ossidazione.
Reazioni di disproporzionamento o dismutazione
Sono una classe particolare di reazioni di ossido-riduzione in
cui una stessa specie si ossida e si riduce.
Ad esempio:
+1
+2
0
2Cu+(aq)  Cu2+(aq) + Cu(s)
0
+1
Cu+(aq) + e-  Cu(s)
+2
+1
+
Cu (aq)  Cu2+(aq) + e-
riduzione
ossidazione
0
-1
+1
Cl2 + H2O  HCl + HClO
Bilanciamento delle Equazioni di ossido-riduzione
Bilanciare una reazione significa attribuire ad ogni sostanza
presente i coefficienti stechiometrici, in modo che sia possibile
la conservazione della massa e la conservazione delle cariche
elettriche.
In altre parole il numero di atomi, per ogni specie chimica,
presente nei reagenti deve essere uguale al numero di atomi
della stessa specie chimica presente nei prodotti di reazione; la
carica elettrica complessiva delle sostanze reagenti deve essere
uguale alla carica complessiva dei prodotti.
Bilanciamento delle Equazioni di ossido-riduzione
Le equazioni di ossido-riduzione sono spesso troppo difficili da
bilanciare per tentativi e per il loro bilanciamento si fa uso di
metodi sistematici.
Noi vedremo in dettaglio il metodo delle semireazioni :
Ogni reazione redox può essere considerata come la somma di una
semireazione di ossidazione ed una semireazione di riduzione;
gli elettroni ceduti in una semireazione sono acquistati nell’altra;
NOTA: anche se le due semireazioni sono considerate
separatamente, la cessione e l’acquisto di elettroni avviene
simultaneamente.
Ossido-Riduzioni : metodo delle semireazioni
a)
Scrivere le due semireazioni di riduzione e di ossidazione separatamente
b)
Bilanciare tutte le specie che non sono O ed H mediante opportuni coefficienti
stechiometrici
c)
Bilanciare, se occorre, l’ossigeno con H2O
d)
Bilanciare gli idrogeni con H+
e)
Bilanciare le cariche con gli e-
f)
Moltiplicare la prima semireazione per il coefficiente degli e- della seconda
semireazione e la seconda semireazione per il coefficiente degli e- della prima
semireazione
g)
Sommare le due semireazioni membro a membro
h)
Semplificare le specie uguali che si trovano in membri opposti
INFINE: Contollare il bilancio delle masse e delle cariche nell’equazione finale
Per il bilancio di reazioni redox in ambiente basico seguire i punti da a) ad h) e solo
alla fine aggiungere tanti OH-, a destra e a sinistra dell’equazione bilanciata,
quanti sono gli H+ presenti. Gli ioni H+ da un lato si combinano con gli ioni
ossidrile e formano molecole di acqua e dall’altro lato della reazione rimarranno.
L’eccesso di acqua si elimina.
Bilanciamo:
+3
+7
+2
+2
MnO4-(aq) + Fe2+(aq)  Mn2+(aq) + Fe3+(aq)
sol. acida
Le due semireazioni incomplete sono:
+2
+7
MnO4-(aq)  Mn2+(aq)
riduzione
+3
+2
Fe2+(aq)  Fe3+(aq)
ossidazione
Controlliamo il bilancio di massa, ricordando che gli atomi di
ossigeno si bilanciano aggiungendo molecole d’acqua e gli atomi
di idrogeno aggiungendo ioni H+ :
MnO4-(aq) + 8H+
 Mn2+(aq) + 4H2O
Fe2+(aq)  Fe3+(aq)
Si bilanciano le semireazioni rispetto alla carica elettrica,
tenendo conto del principio di conservazione della stessa. Si
procede al calcolo della carica netta e si bilanciano entrambi
i membri della reazione mediante l’aggiunta di e- :
MnO4-(aq) + 8H+ + 5 e-  Mn2+(aq) + 4H2O
Carica netta: +8-1=+7
Fe2+(aq)
Carica netta: +2
Carica netta: +2
 Fe3+(aq) + 1 e-
Carica netta: +3
A questo punto le due semireazioni vanno moltiplicate per dei
fattori tali che quando esse vengono sommate gli elettroni si
eliminino:
MnO4-(aq) + 5 e- + 8H+  Mn2+(aq) + 4H2O
Fe2+(aq)  Fe3+(aq) + 1 e-
 1
 5
MnO4-(aq) +5e-+8H+ +5Fe2+(aq) Mn2+(aq)+4H2O+5Fe3+(aq)+ 5e-
MnO4-(aq)+ 8H++ 5Fe2+(aq)  Mn2+(aq)+ 4H2O +5Fe3+(aq)
Si controllano nuovamente le masse e le cariche: la reazione è
bilanciata!
Bilanciare la seguente reazione :
Cr3+ + ClO3-  Cr2O72- + ClO2
La prima semireazione è l’ossidazione dello ione Cr3+ a ione dicromato
a
Cr3+  Cr2O72Bilanciamo per primo il Cr
Bilanciamo l’ossigeno aggiungendo H2O
dove l’ossigeno è in difetto
Bilanciamo l’idrogeno
aggiungendo ioni H+
Bilanciamo le cariche
aggiungendo e-
2 Cr3+  Cr2O72-
b
2Cr3+ + 7H2O  Cr2O72-
c
2Cr3+ + 7H2O  Cr2O72- + 14 H+
2Cr3+ + 7H2O  Cr2O72- + 14 H+ + 6e-
d
e
Bilanciamo l’altra semireazione:
ClO3-  ClO2
b
Il cloro è già bilanciato
Bilanciamo l’ossigeno aggiungendo H2O
dove l’ossigeno è in difetto
Bilanciamo l’idrogeno
aggiungendo ioni H+
Bilanciamo le cariche
aggiungendo e-
a
ClO3-  ClO2 + H2O
ClO3- + 2H+  ClO2 + H2O
ClO3- + 2H+ + 1e-  ClO2 + H2O
c
d
e
Le due semireazioni bilanciate sono:
2Cr3+ + 7H2O  Cr2O72- + 14 H+ + 6e-
ClO3- + 2H+ + 1e-  ClO2 + H2O
Dunque la prima deve essere moltiplicata per 1 e la seconda per 6
f
2Cr3+ + 7H2O  Cr2O72- + 14 H+ + 6e6ClO3- + 12H+ + 6e-  6ClO2 + 6H2O
Sommiamo membro a membro
g
2Cr3+ + 7H2O + 6ClO3- + 12H+ + 6e- 
 Cr2O72- + 14 H+ + 6e- + 6ClO2 + 6H2O
Dopo aver semplificato:
2Cr3+ + 6ClO3- + H2O  Cr2O72- + 6ClO2 + 2 H+
Bilanciamo:
+6
+7
+4
+4
MnO4-(aq) + SO32-(aq)  MnO2(s) + SO42-(aq)
Le due semireazioni incomplete sono:
+4
+7
MnO4-(aq)  MnO2(s)
riduzione
+6
+4
SO32-(aq)  SO42-(aq)
ossidazione
Controlliamo il bilancio di massa :
MnO4-(aq) + 4H+ MnO2(s) + 2H2O
SO32-(aq)+ H2O  SO42-(aq) + 2H+
sol. basica
Si bilanciano le semireazioni rispetto alla carica elettrica:
MnO4-(aq) + 4H+ + 3 e-  MnO2(s) + 2H2O
Carica netta: +4-1=+3
Carica netta: 0
SO32-(aq) + H2O  SO42-(aq) + 2H+ + 2 eCarica netta: -2
Carica netta: 0
A questo punto le due semireazioni vanno moltiplicate per dei
fattori tali che quando esse vengono sommate gli elettroni si
eliminino:
MnO4-(aq) + 3 e-+ 4H+  MnO2(s) 2H2O
 2
SO32-(aq) +H2O  SO42-(aq) + 2 e- + 2H+
 3
2MnO4-(aq) +6e- +8H++3SO32-(aq) +3H2O 
2 MnO2(s) +4H2O +3SO42-(aq) +6e-+6H+
2MnO4-(aq)+ 2H+ +3SO32-(aq)  2MnO2(s) +3SO42-(aq) +H2O
Si aggiungono tanti ioni OH- quanti sono gli ioni H+ presenti in
entrambi i lati della reazione.
2MnO4-(aq)+ 2H+ +3SO32-(aq) +2OH- 2MnO2(s) +3SO42-(aq) +H2O +2OH-
2H2O
La reazione diventa:
2MnO4-(aq)+ H2O +3SO32-(aq)  2MnO2(s) +2OH-+3SO42-(aq)
Si controllano nuovamente le masse e le cariche: la reazione è
bilanciata!
Bilanciare la seguente reazione (in ambiente basico) :
ClO2  ClO2- + ClO31e- + ClO2  ClO2H2O + ClO2  ClO3- + 2H+ + 1e2 ClO2 + H2O + 2OH-  ClO2- + ClO3- + 2H+ + 2OH2 ClO2 + H2O + 2OH-  ClO2- + ClO3- + 2H2O
La reazione bilanciata è:
2ClO2 + 2OH-  ClO2- + ClO3- + H2O
Adesso prova tu!...
Mn2+ + ClO3-  MnO2 + Cl- (amb basico!)
6OH- + 3Mn2+ + ClO3-  3MnO2 + Cl- + 3H2O
H3PO2 + Cr2O72-  H3PO4 + Cr3+
3H3PO2 + 16H+ + 2Cr2O72-  3H3PO4 + 4Cr3+ + 8H2O
V2O5 + Cl-  V3+ + Cl2
4Cl- + 10H+ + V2O5  2V3+ + 5H2O + 2Cl2
S  S2- + S2O32- (amb basico!)
6OH- + 4S  2S2- + S2O32- + 3H2O
Reazioni in forma ionica e forma molecolare
È possibile rendere le reazioni molecolari in forma ionica con il
seguente metodo:
Si attribuisce ad ogni atomo il N.O. e si verifica in quali esso
subisca una variazione.
Si dissociano in ioni le molecole in cui degli atomi abbiano
subito modificazioni di N.O. (fanno eccezione le molecole
biatomiche dei gas, gli ossidi di qualsiasi tipo)
Si scrive la reazione in forma ionica netta e si procede al
bilanciamento delle singole semireazioni.
Quando la reazione ionica è bilanciata, è possibile scrivere la
reazione bilanciata anche in forma molecolare.
In forma ionica da bilanciare diventa:
Si procede al bilanciamento della redox con il metodo delle
semireazioni:
Adesso prova tu!...
Cu + HNO3 + H2SO4  CuSO4 + NO
3Cu + 2HNO3 + 3H2SO4  3CuSO4 + 2NO + 4H2O
As4 + KClO3 + KOH  K3AsO4 + KCl + H2O
(amb basico!)
3As4 + 10KClO3 + 36KOH  12K3AsO4 + 10KCl + 18H2O
K2Cr2O7 + HCl + FeCl2  FeCl3 + CrCl3 + KCl + H2O
K2Cr2O7 + 14HCl + 6FeCl2  6FeCl3 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
Cr(OH)3 + NaIO + NaOH  NaI + Na2CrO4 + H2O (amb basico!)
2Cr(OH)3 + 3NaIO + 4NaOH => 3NaI + 2Na2CrO4 + 5H2O
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  P4 + CaSiO3 + CO
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C  P4 + 6CaSiO3 + 10CO
NaCl + NaClO3 + H2SO4  Na2SO4 + Cl2 + H2O
5NaCl + NaClO3 + 3H2SO4  3Na2SO4 + 3Cl2 + 3H2O