Le reazioni di ossidoriduzione

Le reazioni di
ossidoriduzione (redox)
Reazioni nelle quali si ha variazione del numero di
ossidazione ( n. o. ) di ioni o atomi.
La specie chimica che si ossida(funge da riducente)
cede elettroni ed aumenta il numero di ossidazione.
La specie chimica che si riduce (funge da
ossidante) acquista quegli elettroni, diminuendo il
numero di ossidazione.
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1
Bilanciamento
In una reazione di ossidoriduzione il
bilancio delle cariche deve essere
uguale a zero.
Le reazioni redox possono essere
proposte in due modi:
in forma molecolare ed in forma ionica.
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2
Redox in forma molecolare
In esse sono descritti tutti gli atomi,
per lo più in forma di molecole
indissociate, che partecipano alla
reazione complessiva, anche quelli
che non entrano nella redox, in quanto
non subiscono variazioni del n.o. .
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Redox in forma ionica
Nelle reazioni redox in forma ionica sono
riportati solo gli ioni e le molecole
indissociate nelle quali avviene un
cambiamento del n.o.
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4
Redox in forma ionica
In questo caso, tra i reagenti si trovano anche ioni H+
o ioni OH- ovvero molecole di H2O a seconda che la
reazione avvenga in ambiente acido, basico o
neutro; anche nei prodotti di reazione si trovano ioni
H+ , o ioni OH- ovvero molecole di H2O per il
bilanciamento complessivo delle cariche. Le
molecole di H2O possono provenire da combinazione
di ioni H+ con ossigeno ceduto dalla specie
ossidante o dalla reazione 4OH→ 2H2O + O2
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5
Redox in forma Ionica
Quando possibile è, quindi, preferibile rendere le
reazioni molecolari in forma ionica con il seguente
metodo:
1. Si attribuisce ad ogni atomo il n.o. e si
verifica in quali esso subisca una variazione.
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6
2. Si dissociano in ioni le molecole in cui degli
atomi abbiano subito modificazioni di n.o.
Questa dissociazione avviene per lo più per sali,
acidi e basi mentre non si dissociano le
molecole biatomiche dei gas, gli ossidi di
qualsiasi tipo ed alcune molecole binarie quali
NH3 , PH3 .
3. Si osserva in quale ambiente avviene la
reazione ( acido, basico o neutro ).
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7
4. Si scrive la reazione in forma ionica netta,
comprendendo, quindi:
*Ioni e molecole in cui varia il n.o.
*Ioni H+ o ioni OH- , ovvero molecole di H2O a
seconda dell’ambiente di reazione.
*Ioni H+ o ioni OH- , ovvero molecole di H2O
per il bilanciamento delle cariche.
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Esempio
K2Cr2O7 + KI + HNO3 → KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O
si assegnano i numeri di ossidazione:
K2(+1)Cr2(+6)O7(-2) + K(+1)I(-1) + H(+1)N(+5)O3(-2) →
K(+1)N(+5)O3(-2) + Cr(+3)(N(+5)O3(-2))3 + I2(0) + H2(+1)O(-2)
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Nel caso del K2Cr2O7 solo Cr modifica il n.o.
ma è necessario indicare tutto lo ione
poliatomico Cr2O7+2 piuttosto che lo singolo
ione. Tale procedura si dovrà rispettare anche
nel caso degli altri residui acidi (es. NO3-,,
SO42- CO32- , etc.).
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L’ambiente è acido per presenza di HNO3 , per
cui si riportano gli ioni H+.
La reazione è così resa in forma ionica netta e
non bilanciata:
Cr2O72- + I - + H+ → Cr3+ + I2 + H2O .
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Bilanciamento delle redox con il
metodo delle semireazioni
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.
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In altre parole:
 il numero di atomi, per ogni specie
chimica, presente nei reagenti deve
essere eguale 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.
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metodo delle semireazioni o
metodo ionico-elettronico
Le procedure per il bilanciamento sono
varie; quella che si basa sul metodo delle
semireazioni o metodo ionico-elettronico
può essere così descritta, utilizzando la
reazione in ambiente acido già proposta:
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Esempio1: in ambiente acido
K2Cr2O7 + KI + HNO3 → KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O
1) Si scrivono separatamente le semireazioni
di ossidazione e di riduzione:
I → I2 ( ossidazione )
Cr2O
-2
7
→ Cr
3+
( riduzione )
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2) Si bilanciano gli atomi e gli ioni; si
indicano gli elettroni in movimento:
2I- → I2+ 2e
Cr2O
-2
7
+ 6e → 2Cr
3+
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3) Se il numero di elettroni in gioco nelle
due semireazioni non è uguale, si calcola
il m.c.m. ( minimo comune multiplo ) dei
due valori e lo si divide per il numero di
elettroni in ogni semireazione.
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l coefficiente ottenuto deve essere
moltiplicato per il numero degli elettroni,
degli atomi e degli ioni di ciascuna
semireazione:
m.c.m. tra 6 e 2 = 6 ;
si divide questo valore per il numero
degli elettroni nelle due semireazioni:
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-
6I → 3I2 + 6e
6 : 2 = 3 (coeff. moltiplicatore )
Cr2O7-2 + 6e → 2Cr3+
6 : 6 = 1 ( non serve
moltiplicare )
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4) Essendo presente dell’ossigeno, è
necessario bilanciarlo con delle molecole
di H2O:
6I - →3I2 + 6e
Cr2O7-2 + 6e →2Cr3++ 7H2O
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5) Si bilancia l’idrogeno dell’acqua con degli
ioni H+ ( ambiente acido );
si controlla il bilanciamento delle cariche:
6I - → 3I2 + 6e
Cr2O
-2
7
+ 6e → 2Cr
3+
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21
6) Si esegue la somma algebrica delle due
semireazioni, effettuando le necessarie
semplificazioni:
6I - →3I2 + 6e
Cr2O7-2 + 14H+ + 6e → 2Cr3+
-----------------------------------------------------------6I - + Cr2O7-2 + 14H+ → 3I2 + 2Cr3++ 7H2O
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Forma molecolare
La reazione ionica è così bilanciata.
A questo punto è possibile scrivere la reazione
bilanciata anche in forma molecolare:
K2Cr2O7 + 6KI + 14HNO3 → 8KNO3 +
2Cr(NO3)3 + 3I2 + 7H2O .
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Esempio2: ambiente acido
Secondo quale reazione molecolare di ossidoriduzione il
permanganato di potassio ossida
il solfato stannoso in ambiente solforico, riducendosi a
solfato manganoso e ossidando il solfato stannoso a
solfato stannico.
-Tradurre l'enunciato del problema in reazione chimica:
KMnO4 + SnSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Sn(SO4)2 + K2SO4
+ H2 O
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24
Controllare che le forme ossidate e ridotte
dell'Ox e del Red siano bilanciate:
KMnO4 -----> MnSO4
SnSO4 ------> Sn(SO4)2
Ox (Mn) bilanciato.
Rid (Sn) bilanciato.
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Calcolare i numeri di ossidazione di tutti gli
elementi presenti:
KMnO4
MnSO4
+1+x+4.(-2)=0
x=-1+8=+7 N.O.(Mn)=+7
x+6+4.(-2)=0 x=-6+8=+2
N.O.(Mn)=+2
SnSO4
x+6+4.(-2)=0 x=-6+8=+2 N.O.(Sn)=+2
Sn(SO4)2 x+2.(+6)+8.(-2)=0x=12+16=+4 N.O.(Sn)=+4
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-Individuare l'Ox e il Red nelle forme ossidate ridotte:
Ossidante:
KMnO4 -----> MnSO4
Riducente:
SnSO4 ------> Sn(SO4)2
-Calcolare i coefficenti dell'Ox e del Red nelle forme
ossidata e ridotta:
Coef.Ox =F.Oss.Red - F.Rid Red=(+4) - (+2)=4-2=+2
Coef.Red=F.Oss.Ox - F.Rid.Red=(+7) - (+2)=7-2=+5
2KMnO4 -----> 2MnSO4
5SnSO4 -------> 5Sn(SO4)2
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- Riscrivere la reazione, mettendo a posto i coefficienti
trovati:
2KMnO4 + 5SnSO4 + H2SO4 -----> 2MnSO4 +
5Sn(SO4)2 + K2SO4 + H2O
- Calcolare le moli (M) dell'ambiente:
(H2SO4)= 2MnSO4 + 5Sn(SO4)2 + K2SO4 5SnSO4=2SO4= + 10SO4= + SO4= - 5SO4==13SO4= 5SO4= = 8SO4= = 8H2SO4
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28
- Riscrivere la reazione mettendo all'ambiente il
coefficiente trovato:
2KMnO4 + 5SnSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 +
5Sn(SO4)2 + K2SO4 + H20
- Calcolare le moli d'acqua:
n°M(H2O)=(H1-H2)/2=((8x2)-0)/2=16/2=8=8H2O
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29
- Riscrivere la reazione, assegnando all'acqua il
coefficiente trovato:
2KMnO4+5SnSO4+8H2SO4 →
2MnSO4+5Sn(SO4)2+K2SO4+8H2O
- Ionizzare la reazione trovata:
2K++2MnO4-+5Sn+2+5SO4=+16H++8SO4=->2Mn+2+2SO4=+5Sn+4+10SO4=+2K++SO4=+8H20
Semplificare e riscrivere:
2Mn04-+5Sn+2+16H+ -------------> 2Mn+2+5Sn+4+8H20
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a)- Il permanganato di potassio ossida il solfato
stannoso secondo la seguente reazione
molecolare:
2KMnO4+5SnSO4+8H2SO4 →
2MnSO4+5Sn(S04)2+K2SO4+8H20
b)- L'anione permanganico ossida lo stagno
stannoso secondo la seguente reazione ionica:
2MnO4-+5Sn+2+16H+ → 2Mn+2+5Sn+4+8H20
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Ambiente Basico
La stessa procedura deve essere
utilizzata anche nel caso di reazioni in
ambiente basico
Si consideri la reazione in ambiente
basico:
Cl2 + I - + OH - → Cl - + IO3- + H2O
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1) Si scrivono separatamente le
semireazioni di ossidazione e di riduzione:
I - → IO3Cl2 →2Cl
-
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33
2) Si bilanciano gli atomi e si indicano gli
elettroni in movimento:
I - → IO3-+6e
Cl2 + 2e →2Cl
-
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34
3) Si calcola il m.c.m. e con tale valore si bilanciano
gli elettroni, modificando il numero degli atomi;
m.c.m. tra 6 e 2 = 6:
I - → IO3-+6e
6 : 6 = 1 ( non serve moltiplicare )
3Cl2 + 6e →6Cl- 6 : 2 = 3 ( coeff. moltiplicatore )
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4) Si bilancia l’ossigeno con molecole di
H2O e l’idrogeno dell’acqua con ioni OH- (
ambiente basico ), controllando il
bilanciamento delle cariche:
I - + 6OH - → IO3- +6e + 3H2O
cariche: -7 -7
3Cl2 + 6e → 6Cl - cariche: -6 -6
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36
5) Si somma membro a membro con le
opportune semplificazioni:
I - + 6OH - → IO3- +6e + 3H2O
3Cl2 + 6e → 6Cl -----------------------------------------------------------I - + 3Cl2 + 6OH - → IO3-+ 6Cl - + 3H2O
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37
6) Se richiesto si trasforma la reazione
ionica netta in reazione molecolare
bilanciata:
3Cl2 + KI + 6KOH → 6KCl + KIO3 + 3H2O.
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Esempio2: ambiente basico
Secondo quale reazione ionica di
ossidoriduzione lo iodato (IO3 ) ossida il
cromo cromico (Cr+3) in ambiente alcalino
(OH-) dando ioduro (I-), cromato (CrO4=)
ed acqua (H2O)?
IO3-+Cr+3+OH- →I-+CrO4=+H2O
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-ionizziamo la reazione data:
IO3-+ Cr+3 + yOH- → I- +CrO4-2 + zH2O
-Controllo il bilanciamento dell' Ox e del
Red nelle forme Oss. E Rid.:
IO3- → IOx è Bilanciato
Cr+3 → CrO4=
Red è bilanciato
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-Determino i numeri di ossidazione del Ox e del
Red:
IO3- → I- x(I);
x + 3.(-2) +1=0 x=+5 x(I) = -1
Cr+3 → CrO4= x(Cr);
x= +3 x(in CrO4=): x+4.(-2)+2=0 x = +6
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-Determino i coefficienti dell'Ox e del Red nelle
forme ossidate e ridotte:
IO3- → I- Co Ox = 6 - 3 = 3 semplifico per 3 = 1
2Cr+3 → 2CrO4= Co Red = +5 - (-1) = +6
semplifico per 3 =2
- Riscrivo la reazione sopra ottenuta con i
coefficienti trovati:
IO3- + 2Cr+3 + yOH- → I- + 2CrO4-2 + zH2O
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-Determino il n° di OH- calcolando y che bilancerà le
cariche tra il 1° e 2° membro:
y = (I- + 2CrO4-2 + zH2O) - (-+ IO3 - +2Cr+3) = -1 + (-4) (-1 +6)=-5-5 =-10 Coeff.= 10
IO3- + 2Cr+3 + 10OH- → I- + 2CrO4-2 + zH2O
-Determino H2O:
(H2O) = (H1-H2):2 = (10H - 0H)/2= 10/2 = 5
IO3- + 2Cr+3 + 10OH- → I- + 2CrO4-2 + 5H2O
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Trasformo la reazione ionica in molecolare:
- Salifico gli anioni con il K e i cationi con OH - :
IO3- → KIO3
2Cr+3 → 2Cr(OH)3
y OH- → 10KOH
I- → KI
2CrO4= → 2K2CrO4
zH2O → 5H2O
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- Scrivo la reazione fino ad ora trovata:
KIO3 + 2Cr(OH)3 + 4KOH → KI + 2K2CrO4 + 5H2O
- Controllo se l'ambiente e l'acqua sono ben bilanciati:
(KOH) = n°K 2°membro - n°K 1° membro = 5 - 1 = 4 =
4KOH (Bilanciamento esatto )
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- Calcolo l' acqua:
(H2O) = (H1 - H2)/2 = (10-0)/2 = 10/2 = 5 =
5H2O
- Riscrivo la reazione molecolare completa:
KIO3 +2Cr(OH)3 + 4KOH → KI + 2K2CrO4 +
5H2O
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- Scrivo la reazione ionica trovata e quella molecolare
ottenuta:
IO3- + 2Cr+3 + 10 OH- → I- +2CrO4-2 + 5H2O
Reazione ionica
KIO3 +2Cr(OH)3 + 4KOH → KI + 2K2CrO4 + 5H2O
Reazione molecolare
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47
Ambiente neutro
Lo stesso procedimento si utilizza in
reazioni che avvengono in ambiente neutro:
AsO
33
+ I2 + H2O → AsO
34
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+
+H +I
48
-
1) Si scrivono separatamente le
semireazioni di ossidazione e di riduzione:
AsO33- → AsO43I2 → 2I
-
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49
2) Si bilanciano gli atomi e si indicano gli
elettroni in movimento:
AsO33- → AsO43-+ 2e
I2 + 2e → 2I
-
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50
3) Essendo uguale il numero degli
elettroni in movimento non si deve
effettuare alcun bilanciamento.
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4) Si bilancia nei reagenti l’ossigeno con
H2O e nei prodotti l’idrogeno, così
+
aggiunto, con ioni H , controllando il
bilanciamento delle cariche:
AsO33- + H2O → AsO43-+ 2e + 2H+
+I2 + 2e → 2I ChimicaGenerale_lezione12
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5) - Si somma membro a membro con le
opportune semplificazioni:
AsO33- + H2O → AsO43-+ 2e + 2H+
-
I2 + 2e → 2I
----------------------------------------------------------33+
AsO3 + I2 + H2O → AsO4 + 2I + 2H
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Se richiesto si trasforma la reazione
ionica netta in reazione molecolare
bilanciata:
KAsO3 + I2 + H2O →KAsO4 + 2HI .
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Disproporzione o Ossidoriduzione
interna o Dismutazione
Reazione di ossidoriduzione in cui uno stesso
composto in “parte si ossida e
in parte si riduce”, o un'ossidoriduzione in cui
la “forma ossidata del l'ossidante
e la forma ridotta del riducente” danno come
orma ridotta dell'Ox e come forma
ossidata del Red “uno stesso composto”.
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Calcolare il numero di ossidazione di
tutte le specie chimiche presenti nei
diversi composti
Es: K2SO4
n.o.O = - 2
n.o.K = +1
[(+1)⋅ 2] + [x] + [(-2 ) ⋅ 4] = 0
x = n.o.S = +6
CaSO3; Na2CO3 ;CO2; ZnCl2; NH3; NH4Cl; CaF2 ; SiO2;
H2SO4; Ba(OH)2 ; O2 ; Fe3+; NaHCO3; NO3ChimicaGenerale_lezione12
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Completare e bilanciare le seguenti
reazioni di ossido-riduzione:
Cr2O72 - + Br- → Br2 + Cr3+ (in ambiente acido)
Hg + HNO3 + HCl → HgCl2 + NO + H2O
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P + CO
MnO4- + Cl - → Mn2+ + Cl2 (in ambiente acido)
P4 + OH - → PH3 + H2PO2ChimicaGenerale_lezione12
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