Le reazioni di ossidoriduzione (redox) · ossidante) acquista quegli elettroni, diminuendo il numero di ossidazione. ChimicaGenerale_lezione12 2 Bilanciamento In una reazione di ossidoriduzione

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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.


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.


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. .


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.


Redox in forma ionicaIn questo caso, tra i reagenti si trovano anche ioni H+ o ioni OH- ovvero molecole di H

2O 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 H

2O possono provenire da combinazione

di ioni H+ con ossigeno ceduto dalla specie ossidante o dalla reazione 4OH→ 2H

2O + O

2


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.


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 , PH

3 .

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


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

2O a

seconda dell’ambiente di reazione. *Ioni H+ o ioni OH- , ovvero molecole di H

2O

per il bilanciamento delle cariche.


Esempio

K2Cr

2O

7 + KI + HNO

3 → KNO

3 + Cr(NO

3)

3 + I

2 + H

2O

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)O

3(-2) + Cr(+3)(N(+5)O

3(-2))

3 + I

2(0) + H

2(+1)O(-2)


Nel caso del K2Cr

2O

7 solo Cr modifica il n.o.

ma è necessario indicare tutto lo ione poliatomico Cr

2O

7+2 piuttosto che lo singolo

ione. Tale procedura si dovrà rispettare anche nel caso degli altri residui acidi (es. NO

3-,,

SO4

2- CO3

2- , etc.).


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:

Cr2O

72- + I - + H+ → Cr3+ + I

2 + H

2O .


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.


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.

In altre parole:


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:


Esempio1: in ambiente acido

K2Cr

2O

7 + KI + HNO

3 → KNO

3 + Cr(NO

3)

3 + I

2 + H

2O

1) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:I - → I

2 ( ossidazione )

Cr2O

7-2 → Cr 3+ ( riduzione )


2) Si bilanciano gli atomi e gli ioni; si indicano gli elettroni in movimento:

2I- → I2+ 2e

Cr2O

7-2 + 6e → 2Cr3+


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.


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:


6I - → 3I2 + 6e 6 : 2 = 3 (coeff. moltiplicatore )

Cr2O

7-2 + 6e → 2Cr3+ 6 : 6 = 1 ( non serve

moltiplicare )


4) Essendo presente dell’ossigeno, è necessario bilanciarlo con delle molecole

di H2O:

6I - →3I2 + 6e

Cr2O

7-2 + 6e →2Cr3++ 7H

2O


5) Si bilancia l’idrogeno dell’acqua con degli ioni H+ ( ambiente acido );

si controlla il bilanciamento delle cariche:6I - → 3I

2 + 6e

Cr2O

7-2 + 6e → 2Cr3+


6) Si esegue la somma algebrica delle due semireazioni, effettuando le necessarie

semplificazioni:6I - →3I

2 + 6e

Cr2O

7-2 + 14H+ + 6e → 2Cr3+

------------------------------------------------------------

6I - + Cr2O

7-2 + 14H+ → 3I

2 + 2Cr3++ 7H

2O


Forma molecolare

La reazione ionica è così bilanciata.

A questo punto è possibile scrivere la reazione bilanciata anche in forma molecolare:

K2Cr

2O

7 + 6KI + 14HNO

3 → 8KNO

3 +

2Cr(NO3)

3 + 3I

2 + 7H

2O .


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

2SO

4 → MnSO

4 + Sn(SO

4)

2 + K2SO

4

+ H2O


Controllare che le forme ossidate e ridotte dell'Ox e del Red siano bilanciate:

KMnO4 -----> MnSO4 Ox (Mn) bilanciato. SnSO4 ------> Sn(SO4)2 Rid (Sn) bilanciato.


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


-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


- 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


- 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


- 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


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


Ambiente Basico

La stessa procedura deve essere utilizzata anche nel caso di reazioni in

ambiente basicoSi consideri la reazione in ambiente

basico:

Cl2 + I - + OH - → Cl - + IO

3- + H

2O


1) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:I - → IO

3-

Cl2 →2Cl-


2) Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento:

I - → IO3

-+6e

Cl2 + 2e →2Cl-


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 )


4) Si bilancia l’ossigeno con molecole di H

2O e l’idrogeno dell’acqua con ioni OH- (

ambiente basico ), controllando il bilanciamento delle cariche:

I - + 6OH - → IO3

- +6e + 3H2O

cariche: -7 -73Cl

2 + 6e → 6Cl - cariche: -6 -6


5) Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni:

I - + 6OH - → IO3

- +6e + 3H2O

3Cl2 + 6e → 6Cl -

------------------------------------------------------------I - + 3Cl

2 + 6OH - → IO

3-+ 6Cl - + 3H

2O


6) Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare

bilanciata:

3Cl2 + KI + 6KOH → 6KCl + KIO

3 + 3H

2O.


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 (H2O)?

IO3-+Cr+3+OH- →I-+CrO4=+H2O


-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


-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


-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


-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


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


- 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 )


- 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


- 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


Ambiente neutro

Lo stesso procedimento si utilizza in reazioni che avvengono in ambiente neutro:

AsO3

3- + I2 + H

2O → AsO

43- + H+ + I-


1) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:

AsO33- → AsO

43-

I2 → 2I-


2) Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento:

AsO3

3- → AsO43-+ 2e

I2 + 2e → 2I -


3) Essendo uguale il numero degli elettroni in movimento non si deve

effettuare alcun bilanciamento.


4) Si bilancia nei reagenti l’ossigeno con H

2O e nei prodotti l’idrogeno, così

aggiunto, con ioni H+, controllando il bilanciamento delle cariche:

AsO33- + H

2O → AsO

43-+ 2e + 2H+

+I2 + 2e → 2I -


5) - Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni:

AsO33- + H

2O → AsO

43-+ 2e + 2H+

I2 + 2e → 2I -

-----------------------------------------------------------AsO

33- + I

2 + H

2O → AsO

43-+ 2I -+ 2H+


Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare

bilanciata:

KAsO3 + I

2 + H

2O →KAsO

4 + 2HI .


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”.


Calcolare il numero di ossidazione di tutte le specie chimiche presenti nei

diversi composti

Es: K2SO

4

n.o.O = - 2 n.o.K = +1[(+1) 2] + [x] + [(-2 ) 4] = 0⋅ ⋅x = n.o.S = +6

CaSO3; Na

2CO

3 ;CO

2; ZnCl

2; NH

3; NH

4Cl; CaF

2 ; SiO

2;

H2SO

4; Ba(OH)

2 ; O

2 ; Fe3+; NaHCO

3; NO

3-


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 + H2PO2-

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