reazioni di ossidoriduzione

REAZIONI
DI
OSSIDORIDUZIONE
Una reazione di ossidoriduzione è una reazione nella quale due o più
atomi presenti nelle specie che entrano in reazione, assumono numeri
di ossidazione diversi nelle specie formate nella reazione.
LA SPECIE CHIMICA CHE PERDE ELETTRONI SI OSSIDA; IN ESSA
UNO O PiU’ ATOMI AUMENTANO IL LORO NUMERO DI OSSIDAZIONE;
LA SPECIE CHIMICA CHE ACQUISTA ELETTRONI SI RIDUCE; IN ESSA
UNO O PIU’ ATOMI DIMINUISCONO IL LORO NUMERO DI OSSIDAZIONE;
NON PUO’ ESISTERE UNA REAZIONE DI SOLA OSSIDAZIONE O DI SOLA RIDUZIONE
PERCHE’ NELLE REAZIONI CHIMICHE NON ESISTONO ELETTRONI LIBERI; ESISTONO
SOLO REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
IN UNA REAZIONE REDOX, LA SPECIE A CHE CEDE ELETTRONI ALLA SPECIE B E’ LA
SPECIE RIDUCENTE ( E A SUA VOLTA SI OSSIDA); LA SPECIE B CHE ACQUISTA
ELETTRONI E’ LA SPECIE OSSIDANTE ( E A SUA VOLTA SI RIDUCE).
IL NUMERO DEGLI ELETTRONI PERSI DAL RIDUCENTE E’ UGUALE AL NUMERO DI
ELETTRONI ACQUISTATI DALL’OSSIDANTE
IL CARATTERE OSSIDANTE O RIDUCENTE DI UNA SOSTANZA
E’ CONDIZIONATO DAL PARTNER DELLA REAZIONE.
1
Sistema
Eº [V]
Li+
/ Li
- 3,05
K+ / K
- 2,92
Na+ / Na
- 2,71
Mg++
- 2,37
/ Mg
Al+++ / Al
- 1,66
Cr++
/ Cr
- 0,91
Zn++
/ Zn
- 0,76
Fe++ / Fe
- 0,44
H2 /
2H+
+ 0,34
2I-
+ 0,53
Ag+
/ Ag
+ 0,80
Pd++ / Pd
+ 0,99
Pt++
+ 1,19
/ Pt
Cl2 / 2Cl-
+ 1,36
Au+++
+ 1,50
F2 /
/ Au
2F-
In pratica i primi termini della scala sono riducenti,
gli ultimi ossidanti; i termini intermedi sono
classificati ossidanti o riducenti a seconda del
partner di reazione.
0,000
Cu++ / Cu
I2 /
Le specie chimiche sono ordinate in modo tale che
scendendo lungo la scala aumenta il loro potere
ossidante (diminuisce il potere riducente).
+ 2,87
aHI + bCl2 + cH 2O → dHCl + fHIO3
Nelle reazioni redox per determinare i coefficienti di reazioni ci si basa sulle variazioni
dei numeri di ossidazione
0
−1
Il cloro si riduce
Il cloro è ossidante
Cl → Cl
I −1 → I +5
lo iodio si ossida
lo iodio è riducente
H ed O non variano i loro numeri di ossidazione
×3
Cl2 + 2e → 2Cl −
Reazione di ossidazione del riducente
I −1 → I +5 + 6e
Reazione di riduzione dell’ossidante
3Cl2 + 6e → 6Cl −
I −1 → I +5 + 6e
3Cl2 + HI → 6 HCl + HIO3
3Cl2 + HI + 3H 2O → 6 HCl + HIO3
2
Conservazione del numero totale di ciascuna specie;
Conservazione della carica elettrica;
Equivalenza tra il numero di elettroni ceduto dal riducente e numero di elettroni
acquistato dall’ossidante, cioè conservazione del numero di ossidazione totale.
PROCEDIMENTO
individuare la specie ossidante e quella riducente
scrivere la reazione di ossidazione del riducente
scrivere la reazione di riduzione dell’ossidante
si combinano le due semireazioni, tenendo conto che occorre rispettare
l’uguaglianza tra il numero di elettroni scambiati nelle due semireazioni
ESEMPIO: determinare i coefficienti della reazione:
Mg + Au 3+ → Mg 2+ + Au
×3
×2
Mg 0 → Mg 2 + + 2e
…bisogna bilanciare il numero di elettroni scambiati
3+
Au + 3e → Au
3Mg + 2 Au 3+ → 3Mg 2+ + 2 Au
3
ESEMPIO: determinare i coefficienti della reazione che ha luogo in soluzione acquosa:
+7
H 2 S + KMnO4 + HCl → S + KCl + MnCl2 + H 2O
−
H 2 S + MnO4 + H + → S + Mn 2+ + H 2O
H 2 S → S 0 + 2e
H 2 S → S 0 + 2e + 2 H +
MnO4− + 5e → Mn +2
×5
MnO 4− + 5e + 8 H + → Mn +2+ 4 H 2O
×2
5 H 2 S + 2MnO 4− + 16 H + → 5S 0 + 2 Mn +2 + 10 H + + 8H 2O
5 H 2 S + 2 MnO 4− + 6 H + → 5S + 2 Mn +2 + 8 H 2O
5 H 2 S + 2 KMnO 4 + 6 HCl → 5S + 2 MnCl2 + 8 H 2O + 2 KCl
ESEMPIO: bilanciare la seguente reazione che ha luogo in ambiente alcalino:
Bi (OH ) 3 + Na2 SnO2 → Bi + Na2 SnO3
2−
−2
Bi (OH ) 3 + SnO2 → Bi + SnO3
Bi(OH )3 + 3e → Bi + 3OH −
SnO2
2−
+ 2OH
−
−2
→ SnO3 + 2e + H 2O
2 Bi (OH ) 3 + 3SnO2
2−
×2
×3
−2
+ 6OH − → 2 Bi + 6OH − + 3SnO3 + 3H 2O
2 Bi (OH ) 3 + 3 Na2 SnO2 → 2 Bi + 3 Na2 SnO3 + 3H 2O
In questa reazione il bilanciamento delle cariche è stato fatto per mezzo
degli ossidrili, OH- dato che la reazione avviene in ambiente alcalino.
4
ESEMPIO: bilanciare la seguente reazione :
FeS + HNO3 → Fe( NO3 ) 3 + NO + S + H 2O
Fe 2+ → Fe3+ + e
S
2−
→ S + 2e
il ferro si ossida
lo zolfo si ossida
FeS → Fe3+ + S + 3e
NO3− + 3e
+ 4H +
→ NO + 2 H 2O
FeS + NO3− + 4 H + → Fe 3+ + S + NO + 2 H 2O
FeS + 4 HNO3 → Fe( NO3 )3 + S + NO + 2 H 2O
ESEMPIO: bilanciare la seguente reazione :
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H 2O
Cl2 + OH − → Cl − + ClO − + H 2O
Cl2 + e → Cl −
Cl2 → 2ClO − + 2e
Il cloro si riduce e si ossida contemporaneamente
Questo tipo di reazione viene detta
DISPROPORZIONE o DISMUTAZIONE
Cl2 + 2e → 2Cl −
Cl2 + 4OH − → 2ClO − + 2e + 2 H 2O
2Cl2 + 4OH − → 2ClO − + 2Cl − + 2 H 2O
5