Diapositiva 1 - Liceo Galileo Galilei

Copyright © 2008 Zanichelli editore
CAPITOLO
6
6.1 Le reazioni di ossido-riduzione comportano un
trasferimento di elettroni
6.2 Come bilanciare le reazioni redox con il metodo
delle semireazioni
6.3 I metalli si ossidano quando reagiscono con gli
acidi
6.4 Un metallo più reattivo «sposta» un metallo
meno reattivo da un suo composto
6.5 L'ossigeno molecolare è un ossidante molto
potente
6.6 Le reazioni redox seguono gli stessi principi
stechiometrici delle altre reazioni
6 • REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
6.1 Le reazioni di ossido-riduzione
comportano un trasferimento di elettroni
Le reazioni che coinvolgono un trasferimento di elettroni
sono chiamate reazioni di ossidoriduzione o reazioni
redox:
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• L’ossidazione indica la perdita di elettroni.
• La riduzione indica il guadagno di elettroni.
6 • LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
L’ossidazione e la riduzione si realizzano sempre
simultaneamente.
Il numero totale di elettroni persi da una sostanza è sempre
uguale al numero di elettroni guadagnati dall’altra.
In una reazione redox una sostanza deve accettare gli
elettroni perduti da un’altra. Un esempio è la reazione tra
sodio e cloro che produce cloruro di sodio:
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Na  Na+ + e- (ossidazione)
Cl2 + 2e-  2Cl- (riduzione)
6 • LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
La sostanza che accetta gli elettroni è l’agente ossidante.
La sostanza che cede elettroni è l’agente riducente.
L’agente ossidante si riduce e l’agente riducente si ossida,
per esempio:
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• 2 Na + Cl2  2 NaCl
• Na è l’agente riducente perché perde elettroni e si
ossida.
• Cl2 è l’agente ossidante perché guadagna elettroni e si
riduce.
Per individuare l’agente ossidante e l’agente riducente è
conveniente applicare il sistema dei numeri di ossidazione.
6 • LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
Regole per assegnare i numeri di ossidazione:
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1. Il numero di ossidazione di un elemento libero è pari a zero.
2. Il numero di ossidazione di un qualsiasi ione monoatomico è
pari alla carica dello ione.
3. La somma di tutti i numeri di ossidazione degli atomi
presenti in una molecola o in uno ione poliatomico deve
essere uguale alla carica della particella.
4. Il fluoro, nei suoi composti, ha numero di ossidazione –1.
5. L’idrogeno, nei suoi composti, ha numero di ossidazione +1.
6. L’ossigeno, nei suoi composti, ha numero di ossidazione –2.
6 • LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
Se due regole entrano in conflitto si utilizza la regola con la
maggiore priorità.
A volte i numeri di ossidazione sono frazionari.
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Nei composti binari ionici con i metalli i non-metalli hanno un
numero di ossidazione pari alla carica dell’anione.
Esempio: qual è il numero di ossidazione del Fe in Fe2O3?
Analisi: Fe2O3 è un composto binario ionico, applichiamo la
regole 3 e 6:
Fe: 2x
O: 3(-2) = -6
0 = 2x + (-6) or x = +3 = numero di ossidazione di Fe.
6 • LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
In termini di numeri di ossidazione:
• L’ossidazione porta a un aumento del numero di
ossidazione.
• La riduzione porta a una diminuzione del numero di
ossidazione.
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I numeri di ossidazione permettono di individuare la specie
che si ossida e quella che si riduce.
6 • REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
6.2 Come bilanciare le reazioni redox con il
metodo delle semireazioni
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Molte reazioni redox si svolgono in soluzione acquosa: si tratta
di reazioni ioniche. Per bilanciare l’equazione ioniche nette
delle reazioni redox è conveniente seguire il metodo delle
semireazioni:
1) L’ossidazione e la riduzione vengono divise in due
equazioni chiamate semireazioni.
2) Le semireazioni sono bilanciate separatamente:
• devono essere bilanciati sia gli atomi che le cariche;
• per bilanciare le cariche aggiungiamo elettroni sul lato
più positivo (o meno negativo) della reazione.
3) Si combinano le semireazioni bilanciate sommandole
assicurandosi che il numero degli elettroni acquisiti sia uguale
al numero degli elettroni perduti
6 • COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI
Esempio: Bilancia la seguente equazione
Al(s)  Cu2  (aq)  Al3  (aq)  Cu( s)
ANALISI : Questa è una reazione redox.
SOLUZIONE :
Ossidazione : Al(s)  Al3   3eRiduzione : Cu2  (aq)  2e-  Cu( s)
Il minimo comune multiplo è 6 quindi moltiplichiamo
la prima semireazione per 2 e la seconda per 3
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2 Al(s)  3Cu2  (aq)  2Al3  (aq)  3Cu( s)
6 • COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI
Molte reazioni redox avvengono in soluzioni acide o basiche
Regole per il bilanciamento in soluzione acida:
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1. Dividere l’equazione in due semireazioni.
2. Bilanciare gli atomi diversi da H e O.
3. Bilanciare O aggiungendo H2O.
4. Bilanciare H aggiungendo H+.
5. Bilanciare le cariche aggiungendo e-.
6. Eguagliare gli elettroni acquisiti e ceduti; poi sommare le
due semireazioni.
7. Cancellare qualsiasi specie che sia uguale da entrambe le
parti.
6 • COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI
Per bilanciare una reazioni redox in soluzione basica conviene
considerarla inizialmente come se avvenisse in un ambiente
acido e concludere il bilanciamento con tre passaggi.
Passaggi addizionali per bilanciare una reazione redox
in ambiente basico:
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8. Aggiungere a entrambi i lati dell’equazione un numero di
OH- pari al numero di H+ presenti.
9. Trasformare H+ e OH- in H2O.
10. Eliminare H2O per quanto è possibile.
11. Molte reazioni redox avvengono in soluzioni acide o
basiche.
6 • COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI
Esempio: Bilancia la seguente equazione in soluzione basica
MnO-4  C2O24-  MnO2  CO23ANALISI : Bilanciamo l' equazione come se avvenisse in soluzione acida e poi " convertiamo".
SOLUZIONE :
C2O24-  2H2O  2CO23-  4H  2eMnO-4  4H  3e-  MnO2  2H2O
Inonica netta : 3C2O24-  2H2O  2MnO -4  6CO23   4H  2MnO 2
Aggiungiamo OH3C2O24-  2H2O  4OH-  2MnO -4  6CO23   4(H  OH )  2MnO 2
Formiamo H2O
3C2O24-  2H2O  4OH-  2MnO -4  6CO23   4H2O  2MnO 2
Semplifichiamo
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3C2O24-  4OH-  2MnO -4  6CO23   2H2O  2MnO 2
6 • REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
6.3 I metalli si ossidano quando reagiscono
con gli acidi
Gli ioni H+ degli acidi sono in grado di ossidare molti metalli:
Esempio: Zn(s) + 2H+  Zn2+(aq) + H2(g)
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Alcuni metalli si ossidano solo a contatto con acidi ossidanti.
In questo caso è l’anione dell’acido che si riduce ossidando il
metalli.
• Acidi non ossidanti: HCl(aq), H2SO4(aq) diluito a
freddo; H3PO4(aq) e la maggior parte degli acidi organici.
• Acidi ossidanti: HNO3(aq) concentrato e diluito;
H2SO4(aq) concentrato a caldo.
6 • COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI
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Tabella degli acidi ossidanti:
6 • REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
6.4 Un metallo più reattivo «sposta» un
metallo meno reattivo da un suo composto
I metalli più reattivi spostano i metalli meno reattivi dai loro
composti.
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Una reazione in cui un elemento sostituisce un altro elemento
in un composto viene detta reazione di spostamento.
6 • UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA» UN METALLO MENO REATTIVO DA UN SUO
COMPOSTO
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La reazione degli ione rame con lo zinco:
Lo zinco è un metallo più
attivo del rame. Ioni Cu2+ (in
blu) urtano con gli atomi di Zn
metallico (in grigio)
catturando e-. Gli ioni Cu2+
diventano atomi di Cu (in
rosso-bruno) e aderiscono alla
superficie dello zinco. Gli ioni
Zn2+ (in giallo) prendono il
posto degli ioni Cu2+ in
soluzione.
6 • UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA» UN METALLO MENO REATTIVO DA UN SUO
COMPOSTO
I metalli possono essere disposti secondo un ordine crescente
di tendenza ad ossidarsi in una serie di attività.
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Serie di attività di alcuni metalli (e l’idrogeno):
Un metallo viene
spostato dai suoi
composti solo da
un metallo che
lo segue in
tabella.
6 • REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
6.5 L'ossigeno molecolare è un ossidante
molto potente
L’ossigeno reagisce con molte sostanze.
La combustione è una reazione tra una sostanza e O2
accompagnata da emissione di luce e calore.
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I prodotti che si ottengono sono variabili in funzione della
quantità di ossigeno presente
Combustione di idrocarburi
6 • L'OSSIGENO MOLECOLARE È UN OSSIDANTE MOLTO POTENTE
Combustione di idrocarburi:
sufficienti quantità di O2 :
CH4  2O2  CO2  2H2O
quantità limitata di O2 :
2CH4  3O2  2CO  4H2O
quantità molto limitata di O2 : CH4  O2  C  2H2O
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Anche i composti organici che contengono O producono CO2
e H2O:
C2H5OH  3O2  2CO2  3H2O
6 • L'OSSIGENO MOLECOLARE È UN OSSIDANTE MOLTO POTENTE
I composti organici che contengono S producono diossido di
zolfo:
2C2H5SH  9O2  4CO2  6H2O  2SO2
Molti metalli si corrodono o anneriscono quando entrano a
contatto con l’ossigeno:
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Corrosione del ferro :
4Fe  3O2  2Fe2O3
La maggior parte dei non metalli reagisce direttamente con
O2:
sufficienti quantità di O2 : C  O2  CO2
quantità limitata di O2 :
2C  O2  2CO
6 • REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
6.6 Le reazioni redox seguono gli stessi
principi stechiometrici delle altre reazioni
Le reazioni di redox sono più complicate delle reazioni di
metatesi.
I problemi di stechiometria si affrontano nel modo già visto.
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Le titolazioni redox sono particolarmente utili in analisi
chimica.
Il punto finale di una titolazione redox viene indicato dal
cambiamento di colore dei reagenti stessi.