Reazioni redox. Dr. Gabriella Giulia Pulcini Ph.D. Student, Development of new. University of Camerino, ITALY

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1 Reazioni redox Dr. Gabriella Giulia Pulcini Ph.D. Student, Development of new approaches to teaching and learning Natural and Environmental Sciences University of Camerino, ITALY 1

2 Con reazioni di ossido-riduzione si intende una vasta classe di reazioni che implicano un trasferimento elettronico più o meno evidente. Ad esempio, il trasferimento elettronico è evidente nella reazione: Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Ma non lo è in: 2CO + O 2 2CO 2 La maniera migliore per identificare una reazione di ossidoriduzione è osservare se si ha variazione dei numeri di ossidazione. Questo si può fare scrivendo i numeri di ossidazione per i principali sopra le formule delle sostanza implicate. 2

3 Il numero di ossidazione di un atomo in un composto corrisponde ad una carica fittizia dell atomo, assegnata secondo certe regole. In alcuni casi il trasferimento elettronico è evidente solo quando la reazione è scritta in forma ionica. Ad esempio la reazione: Fe(s) + CuSO 4 (aq) FeSO 4 (aq) + Cu(s) in forma ionica diventa: Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s) 3

4 Una reazione di ossido-riduzione può essere separata in due semireazioni: una implica una perdita di elettroni (ossidazione) l altra implica un acquisto di elettroni (riduzione) Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e - ossidazione +2 0 Cu 2+ (aq) + 2e - Cu riduzione 4

5 Ossidazione e riduzione sono sempre associate in una reazione redox: cioè se qualche specie si ossida (cede elettroni), deve essere presente qualche altra specie che si riduce (acquista gli elettroni ceduti dalla specie che si è ossidata). La specie che si ossida viene perciò detta «riducente», perché, ossidandosi, riduce qualche altra specie. Analogamente, la specie che si riduce viene detta ossidante, perché, riducendosi, ossida qualche altra specie. 5

6 Bilanciamento delle reazioni redox 1. se la reazione è scritta in forma molecolare, scriverla in forma ionica 2. dall analisi del numero di ossidazione degli elementi presenti, individuare le coppie redox coinvolte nella reazione 3. scrivere le semireazioni corrispondenti e per ciascuna di esse bilanciare (in quest ordine): la massa dell'elemento che cambia stato di ossidazione gli elettroni le cariche (con ioni H + o OH -, a seconda che la reazione avvenga in ambiente acido o basico, rispettivamente) le masse (utilizzando eventualmente molecole di acqua) 6

7 4. sommare le semireazioni, moltiplicandole eventualmente per opportuni fattori, in modo che il numero di elettroni acquistati dall'ossidante sia uguale al numero di elettroni persi dal riducente 5. semplificare i coefficienti stechiometrici delle specie eventualmente presenti sia al primo che al secondo membro dell'equazione 6. se è richiesto di scrivere l'intera equazione in forma molecolare, associare ad ogni specie ionica il rispettivo controione, rispettando il bilancio di massa per le nuove specie così introdotte 7

8 BILANCIAMENTO DELLE REDOX MnO 4 -(aq) + Fe 2+ (aq) Mn 2+ (aq) + Fe 3+ (aq) Reazione che avviene in ambiente acido 1- scriviamo i n di ox MnO 4 -(aq) + Fe 2+ (aq) Mn 2+ (aq) + Fe 3+ (aq) Quindi : Mn si riduce e il Fe si ossida 8

9 Le due semireazioni incomplete sono: MnO 4 -(aq) + 5e - Mn 2+ (aq) riduzione 7-2=5 elettroni Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + 1e - ossidazione 3-2=1 elettrone Si controlla il bilancio di massa e di carica. La seconda semireazione è già bilanciata sia per la carica che per la massa. Per la prima va invece fatto il bilancio di carica. Poiché siamo in ambiente acido, esso va effettuato con ioni H +. 9

10 MnO 4 -(aq) + 5e - + 8H + -6+x = +2 x= +8 Mn 2+ (aq) Il bilancio di massa va poi completato con H 2 O : MnO 4 -(aq) + 5e - + 8H + Mn 2+ (aq) +4 H 2 O 10

11 Le due semireazioni vanno moltiplicate per dei fattori tali che, quando esse vengono sommate, gli elettroni si eliminino [MnO 4 -(aq) + 5e - + 8H + Mn 2+ (aq) +4 H 2 O] x 1 [ Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + 1e - ] x 5 MnO 4 -(aq)+5e - +8H + +5Fe 2+ (aq) Mn 2+ (aq)+4h 2 O+5Fe 3+ (aq)+5e - MnO 4 -(aq)+8h + +5Fe 2+ (aq) Mn 2+ (aq)+4h 2 O+5Fe 3+ (aq) 11

12 DISMUTAZIONE Le reazioni di disproporzionamento o dismutazione sono una classe particolare di redox in cui una stessa specie si ossida e si riduce Esempio: Cu + (aq) Cu 2+ (aq) + Cu(s) Il rame si ossida e si riduce Cu + (aq) + e - Cu(s) riduzione Cu + (aq) Cu 2+ (aq) + e - ossidazione 12

13 FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O solfato manganoso K 2 Cr 2 O 7 + HCl CrCl 3 + H 2 O + KCl + Cl 2 Dicromato cloruro cromico K 2 Cr 2 O 7 + KI + HNO > KNO 3 + Cr(NO 3 ) 3 + I 2 + H 2 O nitrato cromico Cl 2 + KI + KOH ----> KCl + KIO 3 + H 2 O Cl 2 + NaOH NaClO 3 + NaCl + H 2 O 13

14 FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O Fe 2+ + SO K + + MnO 4- + H + + SO 4 2- Fe 3+ + SO Mn 2+ + SO K + + SO H 2 O Semplifichiamo gli ioni non coinvolti Fe 2+ + MnO 4- + H + Fe 3+ + Mn 2+ + H 2 O 5 x [Fe 2+ Fe 3+ + e - ] ox 1x [MnO H e - Mn H 2 O ] 1 MnO H Fe e - 1 Mn H 2 O + 5 Fe e - red FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O 5 FeSO 4 + KMnO H 2 SO 4 5/2 Fe 2 (SO 4 ) 3 + MnSO 4 + K 2 SO H 2 O Per togliere la frazione moltiplico x 2 10 FeSO KMnO H 2 SO 4 5 Fe 2 (SO 4 ) MnSO 4 + K 2 SO H 2 O 14

15 K 2 Cr 2 O 7 + HCl CrCl 3 + H 2 O + KCl + Cl 2 K + + Cr 2 O H + + Cl - Cr 3+ + Cl - + K + + Cl - + H 2 O + Cl 2 Semplifichiamo gli ioni non coinvolti Cr 2 O H + + Cl - Cr 3+ + H 2 O + Cl x [Cr 2 O H e - 2 Cr H 2 O ] red 3 x [2 Cl - Cl e - ] ox 1 Cr 2 O H Cl e - 2 Cr H 2 O + 3 Cl e - K 2 Cr 2 O 7 + HCl CrCl 3 + H 2 O + KCl + Cl 2 K 2 Cr 2 O HCl 2 CrCl H 2 O + 2 KCl + 3 Cl 2 15

16 Cr 2 O 7 + KI + HNO > KNO 3 + Cr(NO 3 ) 3 + I 2 + H 2 O K 2 +1 Cr 2 +6 O K +1 I -1 + H +1 N +5 O > K +1 N +5 O Cr +3 (N +5 O 3-2 ) 3 + I 20 + H 2 +1 O -2 L ambiente è acido per presenza di HNO 3 La reazione è così resa in forma ionica e vanno semplificati gli ioni non coinvolti Cr 2 O I - + H >Cr 3+ + I 2 + H 2 O 3x [2I > I 2 + 2e] 1 x [Cr 2 O e + 14 H_+ ---->2Cr 3+ ] 6I - + Cr 2 O H >3I 2 + 2Cr H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 6KI + 14HNO > 8KNO 3 + 2Cr(NO 3 ) 3 + 3I 2 + 7H 2 O 16

17 Cl 2 + KI + KOH ----> KCl + KIO 3 + H 2 O Cl 2 + I - + OH > Cl - + IO 3- + H 2 O Bilanciamo atomi, elettroni e carica I - + 6OH > IO 3- +6e - + 3H 2 O Cl 2 + 2e > 2Cl - x I - + 3Cl 2 + 6OH > IO 3 + 6Cl - + 3H 2 O 3Cl 2 + KI + 6KOH ----> 6KCl + KIO 3 + 3H 2 O 17

18 Cl 2 + NaOH NaClO 3 + NaCl + H 2 O Dismutazione Cl 2 ClO Cl Cl OH 2ClO e + 6H 2 O ox 5x [Cl 2 +2 e 2Cl ] red 6 Cl OH + 10 e 2ClO e + 6H 2 O + 2Cl 6 Cl NaOH 2 NaClO NaCl +6 H 2 O È tutta divisibile per 2, allora: 3 Cl NaOH NaClO NaCl +3 H 2 O 18

19 PRESENZA DI SOSTANZE ORGANICHE La forma ridotta di molte sostanze organiche presenta in generale, a parità del numero di atomi di carbonio, un maggior contenuto di idrogeno. 1) gli elementi legati al carbonio hanno i n.o. già visti per i composti inorganici: quindi all'idrogeno si attribuisce +1 (tranne che negli idruri, dove vale -1), all'ossigeno si attribuisce -2 (tranne che nei perossidi, dove vale -1), gli alogeni valgono -1, il gruppo ossidrile, preso nell'insieme, vale -1, gli atomi allo stato fondamentale valgono zero. 2) preso un atomo di carbonio, di cui si deve calcolare lo stato di ossidazione, si assegna n.o. = 0 ad ogni altro atomo di carbonio legato a quello preso in esame; in pratica si ignora il resto della molecola, completamente, e si calcolano i n.o. dei vari "blocchi" della molecola, tenendo presente che la somma totale dei numeri di ossidazione di ogni blocco deve essere zero. Vale sempre la regola che il numero negativo va assegnato all'elemento più elettronegativo. 19

20 L approccio più semplice è una diretta applicazione del concetto di numero di ossidazione. E importante conoscere la variazione dello stato di ossidazione di quel dato elemento prima e dopo la reazione chimica Al carbonio in questione (x) viene dato numero ox con il seguente calcolo: Considerando che è legato a due C ( n ox 0), 1 H (+1) e un gruppo OH (-1), si ottiene: = x x=0 20

21 Altri esempi: C 6 H 5 CH 2 OH C (x) + 0 (C)+ 2 (H) -1 (OH) =0 x =- 1 C 6 H 5 COOH C (x) + 0(C) -1 (OH) -2 (O) = 0 x=+3 21