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Reazioni Redox

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Reazioni Redox
Reazioni Redox
Farmacia 2012
La straordinaria evoluzione della comprensione dei
fenomeni chimici negli ultimi due secoli, ci
permette di classificare le reazioni chimiche in:
1) reazioni nelle quali non si ha
scambio di elettroni
2) reazioni nelle quali si ha uno
scambio di elettroni dette anche
reazioni di ossido-riduzione
reazioni nelle quali non si ha
scambio di elettroni
• Reazioni di precipitazione che portano alla formazione
•
•
di un solido in seguito alla miscelazione di due
soluzioni:
K2CrO4 + Ba(NO3)2  BaCrO4pp + 2KNO3
Reazioni acido-base o reazioni di neutralizzazione e si
hanno quando un acido reagisce con una base con
formazione di sale e acqua
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Reazioni con sviluppo di gas che possono essere di
scambio come le reazioni tra i carbonati dei metalli e
gli acidi:
CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2CO3 (H2O + CO2)
reazioni nelle quali si ha uno scambio di elettroni
dette anche reazioni di ossido-riduzione
Le reazioni redox possono essere distinte in:
•
reazioni di combustione
CH4 + O2  CO2 + H2O
•
reazioni di decomposizione
2H2O  2H2 + O2
•
reazioni di sintesi
2 Na + Cl2  2NaCl
• Reazioni di spostamento:
Zn(s) + 2HCl(aq) = H2(g) + ZnCl2
Fe(s) + CuSO4(aq) = FeSO4(aq) + Cu(s) 
Reazioni Redox
• Esse sono strettamente legate al passaggio
•
effettivo o formale di elettroni da una sostanza
(atomi, molecole, ioni) ad un'altra, e quindi con
una variazione dei numeri di ossidazione (n.o.)
di alcuni elementi che costituiscono tali
sostanze.
Il numero di ossidazione può essere definito
come la carica formale che l’atomo
assumerebbe in un composto se gli elettroni di
legame fossero assegnati all’atomo più
elettronegativo.
Reazioni Redox
Se durante il corso di una reazione vi è una sostanza
contenente un elemento che aumenta il proprio
numero di ossidazione, deve per forza esserci una
sostanza che diminuisce il proprio numero di
ossidazione
• Ossidazione = processo in cui una specie
chimica perde elettroni o un atomo aumenta il
proprio numero di ossidazione.
• Riduzione = processo in cui una specie
chimica acquista elettroni o un atomo
diminuisce il proprio numero di ossidazione
Reazioni Redox
• Riducente = la sostanza contenente
l’elemento che aumenta il proprio
numero di ossidazione (quella cioè
che perde elettroni)
• Ossidante = la sostanza contenente
l’elemento che diminuisce il proprio
numero di ossidazione (quella cioè
che acquista elettroni)
Processo Ossido-Riduttivo
Riducente  Forma Ossidata
(perde elettroni = aumenta il n.o.)
Ossidante  Forma Ridotta
(acquista elettroni = diminuisce il n.o.)
In una reazione REDOX il numero di elettroni
acquistati dall’ossidante deve essere uguale al
numero di elettroni persi dal riducente
•
Si consideri ad esempio la reazione dell’acido nitrico
con solfuro di idrogeno:
HNO3 + H2S = NO + S + H2O
1. Identificare il numero di ossidazione delle sostanze che
partecipano alla reazione.
•
A sinistra
•
A destra
H = +1
N = +5
O = -2
S = -2
N=+2
O = -2
S=0
H = +1
• Identificare tutte le specie che subiscono
ossidazione o riduzione
+5
+2
• N +3 e-  N
(riduzione)
-2 0
• S  S + 2 e(ossidazione)
Moltiplicare ogni sostanza per un
coefficiente in maniera tale che il numero
di elettroni ceduto e acquistato dalle
specie che subiscono reazione redox sia lo
stesso.
+5
+2
N +3 e-  N
-2
0
S  S + 2 e-
(riduzione) × 2
(ossidazione) × 3
• Riportare ogni coefficiente nella reazione
totale.
2HNO3 + 3H2S = 2NO + 3S + H2O
• Controllare che l’equazione sia bilanciata
rispetto alle masse, dapprima mettendo
opportuni coefficienti alle sostanze
eventualmente presenti e che non hanno
subito reazione Redox, ed infine,
eventualmente bilanciare idrogeno ed
ossigeno aggiungendo molecole di acqua
2HNO3 + 3H2S = 2NO + 3S + 4H2O
HNO3 + 3FeCl2 + 3HCl  NO + 3FeCl3 + 2H2O
+5
+2
• N + 3e  N
+2
Si riduce
X1
Si ossida
x3
+3
• 3Fe  3Fe + 3e
• Il metodo diretto può essere applicato anche per
•
•
•
•
•
•
bilanciare reazioni ioniche, reazioni in cui sono
indicate solo le specie che subiscono reazione redox.
Spesso è conveniente porre le sostanze in forma
ionica:
Ciò può essere fatto alla seguente maniera:
Gli acidi alogenidrici HnX si dissociano in ioni nH+ e Xnes: HCl  H+ + Cl-;
H2S  2H+ + S2Gli acidi ossigenati si dissociano in ioni H+ e il radicale
acido XOxm-.
Le basi o idrossidi M(OH)n si dissociano in ioni metallici
positivi Mn+ e ioni ossidrili OH-.
I sali MX si dissociano nella parte metallica positiva e
nella parte anionica (radicale acido o residuo
alogenico) corrispondenti.
Tutte le altre specie si possono considerare non
dissociate.
• Prima di bilanciare la massa occorre però
•
bilanciare anche le cariche, e si ricorrerà a ioni H+
se si lavora in ambiente acido, o ioni OH- se si
lavora in ambiente alcalino.
Es.
I2(s) + ClO3-(aq) = IO3-(aq) + Cl-(aq)
A sinistra
I=0
Cl = +5
O = -2
A destra
I = +5
Cl = -1
O = -2
+5
-1
Cl + 6 e-  Cl
(riduzione)
0
+5
I  I + 5 e(ossidazione)
+5
-1
Cl + 6 e-  Cl
(riduzione)
0
+5
I  I + 5 e(ossidazione)
Quindi:
3I2 + 5ClO3- = 6IO3- + 5Cl-
×5
×6
per bilanciare le cariche dobbiamo aggiungere
6H+ a destra e per bilanciare gli idrogeni e gli
ossigeni 3 molecole di H2O a sinistra.
3I2 + 5ClO3- + 3H2O = 6IO3- + 5Cl- + 6H+
Metodo delle semireazioni
Ambiente acido
E’ un metodo usato per reazioni che avvengono in
soluzioni. Una volta individuate le specie ossidanti e
riducenti che prendono parte alla reazione, per ogni
coppia redox si deve costruire una semireazione
bilanciata elettricamente per aggiunta di elettroni e di
protoni, e bilanciata come massa per aggiunta di protoni
e molecole d’acqua.
Cr2O72- + I- + H+ = Cr3+ + I2 + H2O
Semireazione di riduzione:
Cr2O72-  Cr3+
Occorrono due atomi di Cr, quindi
Cr2O72-  2Cr3+
2) Due ioni Cr+6 passano a Cr+3 quindi
accettano in totale 6eCr2O72- + 6e-  2Cr3+
3) Per bilanciare le cariche dobbiamo
aggiungere 14H+
4) Per bilanciare le masse dobbiamo
aggiungere 7H2O
Cr2O72- + 14H+ 6e-  2Cr3+ + 7H2O
Semireazione di ossidazione:
•
2I- = I2 + 2e×3
Bilanciare il numero di elettroni in gioco,
moltiplicando la semireazione di ossidazione per
tre e sommare la semireazione di ossidazione e
quella di riduzione ottenendo l’equazione totale:
Cr2O72- + 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O
K2Cr2O7 + 3H2SO3 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + K2SO4 +
4H2O
• Cr2O7-- + 8H+ + 3SO3-- +  2Cr3+ + 3SO4-- + 4H2O
• 3H2O + 3SO3--  3SO4--
+
6e- + 6H+
• Cr2O7-- + 6e- + 14H+  2Cr3+ + 7 H2O
X3
X1
Ambiente basico
• Una volta individuate le specie ossidanti e riducenti
che prendono parte alla reazione, per ogni coppia
redox si deve costruire una semireazione bilanciata
elettricamente per aggiunta di elettroni e di
ossidrili, e bilanciata come massa per aggiunta di
ossidrili e molecole d’acqua.
Es.
• Cr(OH)3(s) + ClO- + OH- = CrO42- + Cl- + H2O
Semireazione di riduzione
+1
ClOClOClOClO-
=
+
+
+
-1
Cl2e- =
Cl2e- =
Cl- + 2OHH2O + 2e- =
Cl- + 2OH-
Semireazione di ossidazione
Cr(OH)3(s)
Cr(OH)3(s)
Cr(OH)3(s)
Cr(OH)3(s)
= CrO42= CrO42- + 3e+ 5OH- = CrO42- + 3e+ 5OH- = CrO42- + 3e- + 4H2O
• La semireazione di riduzione va
moltiplicata per tre, mentre quella di
ossidazione va moltiplicata per due,
quindi si somma membro a membro
sottraendo molecole d’acqua e OH2Cr(OH)3(s) + 3ClO- + 4OH- 
 2CrO42- + 3Cl- + 5H2O
Riassumendo:
• Il numero di ossidazione di un atomo aumenta se
l’atomo si ossida, diminuisce se l’atomo si riduce.
1. Si calcolano i numeri di ossidazione di tutti gli elementi, nei
reagenti e nei prodotti;
2 Si individuano gli elementi che hanno cambiato il numero di
ossidazione (supponiamo siano gli atomi A e B in una generica
reazione);
3 Si calcola di quanto è variato il numero di ossidazione di A (∆A) e
di quanto è variato il numero di ossidazione di B (∆B);
4 Si dà il coefficiente (∆A) ai composti contenenti B e il coefficiente
(∆B) ai composti contenenti A;
5 Si bilanciano con il metodo normale tutte le altre specie, e alla
fine si bilanciano gli atomi di idrogeno, di ossigeno e le molecole di
acqua.
•gli elementi dei primi gruppi tendono a cedere
elettroni e sono quindi riducenti;
•gli elementi degli ultimi gruppi tendono a prendere
elettroni e sono quindi ossidanti;
•gli elementi dei gruppi intermedi e gli elementi di
transizione possono cedere o acquistare elettroni,
quindi agire come riducenti o come ossidanti, a
seconda del potere ossidante o riducente delle
sostanze con cui reagiscono.
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