Le reazioni di ossidoriduzione (redox)

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1 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. ChimicaGenerale_lezione12 1

2 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. ChimicaGenerale_lezione12 2

3 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.. ChimicaGenerale_lezione12 3

4 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. ChimicaGenerale_lezione12 4

5 Redox in forma ionica In questo caso, tra i reagenti si trovano anche ioni H + o ioni OH - ovvero molecole di H 2 O 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 H 2 O per il bilanciamento complessivo delle cariche. Le molecole di H 2 O possono provenire da combinazione di ioni H + con ossigeno ceduto dalla specie ossidante o dalla reazione 4OH 2H 2 O + O 2 ChimicaGenerale_lezione12 5

6 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. ChimicaGenerale_lezione12 6

7 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 NH 3, PH Si osserva in quale ambiente avviene la reazione ( acido, basico o neutro ). ChimicaGenerale_lezione12 7

8 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 H 2 O a seconda dell ambiente di reazione. *Ioni H + o ioni OH -, ovvero molecole di H 2 O per il bilanciamento delle cariche. ChimicaGenerale_lezione12 8

9 Esempio K 2 Cr 2 O 7 + KI + HNO 3 KNO 3 + Cr(NO 3 ) 3 + I 2 + H 2 O si assegnano i numeri di ossidazione: K 2 (+1) Cr 2 (+6) O 7 (-2) + K (+1) I (-1) + H (+1) N (+5) O 3 (-2) K (+1) N (+5) O 3 (-2) + Cr (+3) (N (+5) O 3 (-2) ) 3 + I 2 (0) + H 2 (+1) O (-2) ChimicaGenerale_lezione12 9

10 Nel caso del K 2 Cr 2 O 7 solo Cr modifica il n.o. ma è necessario indicare tutto lo ione poliatomico Cr 2 O 7 +2 piuttosto che lo singolo ione. Tale procedura si dovrà rispettare anche nel caso degli altri residui acidi (es. NO 3 -,, SO 4 2- CO 3 2-, etc.). ChimicaGenerale_lezione12 10

11 L ambiente è acido per presenza di HNO 3, per cui si riportano gli ioni H +. La reazione è così resa in forma ionica netta e non bilanciata: Cr 2 O I - + H + Cr 3+ + I 2 + H 2 O. ChimicaGenerale_lezione12 11

12 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. ChimicaGenerale_lezione12 12

13 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. ChimicaGenerale_lezione12 13

14 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: ChimicaGenerale_lezione12 14

15 Esempio1: in ambiente acido K 2 Cr 2 O 7 + KI + HNO 3 KNO 3 + Cr(NO 3 ) 3 + I 2 + H 2 O 1) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione: I - I 2 ( ossidazione ) Cr 2 O 7-2 Cr 3+ ( riduzione ) ChimicaGenerale_lezione12 15

16 2) Si bilanciano gli atomi e gli ioni; si indicano gli elettroni in movimento: 2I - I 2 + 2e Cr 2 O e 2Cr 3+ ChimicaGenerale_lezione12 16

17 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. ChimicaGenerale_lezione12 17

18 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: ChimicaGenerale_lezione12 18

19 6I - 3I 2 + 6e 6 : 2 = 3 (coeff. moltiplicatore ) Cr 2 O e 2Cr 3+ 6 : 6 = 1 ( non serve moltiplicare ) ChimicaGenerale_lezione12 19

20 4) Essendo presente dell ossigeno, è necessario bilanciarlo con delle molecole di H 2 O: 6I - 3I 2 + 6e Cr 2 O e 2Cr H 2 O ChimicaGenerale_lezione12 20

21 5) Si bilancia l idrogeno dell acqua con degli ioni H + ( ambiente acido ); si controlla il bilanciamento delle cariche: 6I - 3I 2 + 6e Cr 2 O e 2Cr 3+ ChimicaGenerale_lezione12 21

22 6) Si esegue la somma algebrica delle due semireazioni, effettuando le necessarie semplificazioni: 6I - 3I 2 + 6e Cr 2 O H + + 6e 2Cr I - + Cr 2 O H + 3I 2 + 2Cr H 2 O ChimicaGenerale_lezione12 22

23 Forma molecolare La reazione ionica è così bilanciata. A questo punto è possibile scrivere la reazione bilanciata anche in forma molecolare: K 2 Cr 2 O 7 + 6KI + 14HNO 3 8KNO 3 + 2Cr(NO 3 ) 3 + 3I 2 + 7H 2 O. ChimicaGenerale_lezione12 23

24 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: KMnO 4 + SnSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Sn(SO 4 ) 2 + K2SO 4 + H 2 O ChimicaGenerale_lezione12 24

25 Controllare che le forme ossidate e ridotte dell'ox e del Red siano bilanciate: KMnO > MnSO4 SnSO > Sn(SO4)2 Ox (Mn) bilanciato. Rid (Sn) bilanciato. ChimicaGenerale_lezione12 25

26 Calcolare i numeri di ossidazione di tutti gli elementi presenti: KMnO4 +1+x+4.(-2)=0 x=-1+8=+7 N.O.(Mn)=+7 MnSO4 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 ChimicaGenerale_lezione12 26

27 -Individuare l'ox e il Red nelle forme ossidate ridotte: Ossidante: Riducente: KMnO > MnSO4 SnSO > 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 2KMnO > 2MnSO4 5SnSO > 5Sn(SO4)2 ChimicaGenerale_lezione12 27

28 - Riscrivere la reazione, mettendo a posto i coefficienti trovati: 2KMnO4 + 5SnSO4 + H2SO > 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 ChimicaGenerale_lezione12 28

29 - 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 ChimicaGenerale_lezione12 29

30 - 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: 2Mn Sn+2+16H > 2Mn+2+5Sn+4+8H20 ChimicaGenerale_lezione12 30

31 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 ChimicaGenerale_lezione12 31

32 Ambiente Basico La stessa procedura deve essere utilizzata anche nel caso di reazioni in ambiente basico Si consideri la reazione in ambiente basico: Cl 2 + I - + OH - Cl - + IO 3- + H 2 O ChimicaGenerale_lezione12 32

33 1) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione: I - IO 3 - Cl 2 2Cl - ChimicaGenerale_lezione12 33

34 2) Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento: I - IO 3- +6e Cl 2 + 2e 2Cl - ChimicaGenerale_lezione12 34

35 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 - IO 3- +6e 6 : 6 = 1 ( non serve moltiplicare ) 3Cl 2 + 6e 6Cl - 6 : 2 = 3 ( coeff. moltiplicatore ) ChimicaGenerale_lezione12 35

36 4) Si bilancia l ossigeno con molecole di H 2 O e l idrogeno dell acqua con ioni OH - ( ambiente basico ), controllando il bilanciamento delle cariche: I - + 6OH - IO 3- +6e + 3H 2 O cariche: Cl 2 + 6e 6Cl - cariche: -6-6 ChimicaGenerale_lezione12 36

37 5) Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni: I - + 6OH - IO e + 3H 2 O 3Cl 2 + 6e 6Cl I - + 3Cl 2 + 6OH - IO Cl - + 3H 2 O ChimicaGenerale_lezione12 37

38 6) Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare bilanciata: 3Cl 2 + KI + 6KOH 6KCl + KIO 3 + 3H 2 O. ChimicaGenerale_lezione12 38

39 Esempio2: ambiente basico Secondo quale reazione ionica di ossidoriduzione lo iodato (IO 3 - ) ossida il cromo cromico (Cr +3 ) in ambiente alcalino (OH - ) dando ioduro (I - ), cromato (CrO 4 = ) ed acqua (H 2 O)? IO3 - +Cr+3+OH- I-+CrO4 = +H2O ChimicaGenerale_lezione12 39

40 -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 - I- Ox è Bilanciato Cr+3 CrO4 = Red è bilanciato ChimicaGenerale_lezione12 40

41 -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 ChimicaGenerale_lezione12 41

42 -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: IO Cr+3 + yoh- I- + 2CrO4-2 + zh2o ChimicaGenerale_lezione12 42

43 -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 IO Cr OH- I- + 2CrO4-2 + zh2o -Determino H2O: (H2O) = (H1-H2):2 = (10H - 0H)/2= 10/2 = 5 IO Cr OH- I- + 2CrO H2O ChimicaGenerale_lezione12 43

44 Trasformo la reazione ionica in molecolare: - Salifico gli anioni con il K e i cationi con OH- : IO3 - KIO3 I- KI 2Cr+3 2Cr(OH)3 2CrO4 = 2K2CrO4 y OH- 10KOH zh2o 5H2O ChimicaGenerale_lezione12 44

45 - 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 ) ChimicaGenerale_lezione12 45

46 - 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 ChimicaGenerale_lezione12 46

47 - Scrivo la reazione ionica trovata e quella molecolare ottenuta: IO Cr OH- I- +2CrO H2O Reazione ionica KIO3 +2Cr(OH)3 + 4KOH KI + 2K2CrO4 + 5H2O Reazione molecolare ChimicaGenerale_lezione12 47

48 Ambiente neutro Lo stesso procedimento si utilizza in reazioni che avvengono in ambiente neutro: AsO I 2 + H 2 O AsO H + + I - ChimicaGenerale_lezione12 48

49 1) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione: AsO 3 3- AsO 4 3- I 2 2I - ChimicaGenerale_lezione12 49

50 2) Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento: AsO 3 3- AsO e I 2 + 2e 2I - ChimicaGenerale_lezione12 50

51 3) Essendo uguale il numero degli elettroni in movimento non si deve effettuare alcun bilanciamento. ChimicaGenerale_lezione12 51

52 4) Si bilancia nei reagenti l ossigeno con H 2 O e nei prodotti l idrogeno, così aggiunto, con ioni H +, controllando il bilanciamento delle cariche: AsO H 2 O AsO e + 2H + +I 2 + 2e 2I - ChimicaGenerale_lezione12 52

53 5) - Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni: AsO H 2 O AsO e + 2H + I2 + 2e 2I AsO I 2 + H 2 O AsO I - + 2H + ChimicaGenerale_lezione12 53

54 Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare bilanciata: KAsO 3 + I 2 + H 2 O KAsO 4 + 2HI. ChimicaGenerale_lezione12 54

55 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. ChimicaGenerale_lezione12 55

56 Calcolare il numero di ossidazione di tutte le specie chimiche presenti nei diversi composti Es: K 2 SO 4 n.o.o = - 2 n.o.k = +1 [(+1) 2] + [x] + [(-2 ) 4] = 0 x = n.o.s = +6 CaSO 3 ; Na 2 CO 3 ;CO 2 ; ZnCl 2 ; NH 3 ; NH 4 Cl; CaF 2 ; SiO 2 ; H 2 SO 4 ; Ba(OH) 2 ; O 2 ; Fe 3+ ; NaHCO 3 ; NO 3 - ChimicaGenerale_lezione12 56

57 Completare e bilanciare le seguenti reazioni di ossido-riduzione: Cr2O 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 + H2PO2 - ChimicaGenerale_lezione12 57