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Dr. Gabriel la Giulia PulciniPh.D. Student, Development of new approaches to teaching and learningNatural and Environmental Sciences

University of Camerino, ITALY

Reazioni redox

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Con reazioni di ossido-riduzione si intende una vasta classe direazioni che implicano un trasferimento elettronico più o menoevidente.

Ad esempio, il trasferimento elettronico è evidente nella reazione:Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Ma non lo è in:2CO + O2 2CO2

La maniera migliore per identificare una reazione di ossido-riduzione è osservare se si ha variazione dei numeri diossidazione. Questo si può fare scrivendo i numeri di ossidazioneper i principali sopra le formule delle sostanza implicate.

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Il numero di ossidazione di un atomo in un composto corrispondead una carica fittizia dell’atomo, assegnata secondo certe regole.

In alcuni casi il trasferimento elettronico è evidente solo quandola reazione è scritta in forma ionica.

Ad esempio la reazione:

Fe(s) + CuSO4(aq) FeSO4(aq) + Cu(s)

in forma ionica diventa:

Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) + Cu(s)

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Una reazione di ossido-riduzione può essere separata in due semi-reazioni:• una implica una perdita di elettroni (ossidazione)• l’altra implica un acquisto di elettroni (riduzione).

0 +2Fe(s) Fe2+(aq) + 2e- ossidazione

+2 0

Cu2+(aq) + 2e- Cu riduzione

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Ossidazione e riduzione sono sempre associate in una reazioneredox: cioè se qualche specie si ossida (cede elettroni), deve esserepresente qualche altra specie che si riduce (acquista gli elettroniceduti 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.

Bilanciamento delle reazioni redox

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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)

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4. sommare le semireazioni, moltiplicandole eventualmente peropportuni fattori, in modo che il numero di elettroni acquistatidall'ossidante sia uguale al numero di elettroni persi dal riducente

5. semplificare i coefficienti stechiometrici delle specie eventualmentepresenti 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 ilbilancio di massa per le nuove specie così introdotte

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MnO4-(aq) + Fe2+(aq) Mn2+(aq) + Fe3+(aq)

Reazione che avviene in ambiente acido

1- scriviamo i n° di ox

+7 +2 +2 +3MnO4

-(aq) + Fe2+(aq) Mn2+(aq) + Fe3+(aq)

Quindi : Mn si riduce e il Fe si ossida

BILANCIAMENTO DELLE REDOX

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Le due semireazioni incomplete sono:

+7 +2MnO4

-(aq) + 5e- Mn2+(aq) riduzione 7-2=5 elettroni

+2 +3Fe2+(aq) Fe3+(aq) + 1e- ossidazione 3-2=1 elettrone

Si controlla il bilancio di massa e di carica. La secondasemireazione è già bilanciata sia per la carica che per la massa.

Per la prima va invece fatto il bilancio di carica. Poiché siamoin ambiente acido, esso va effettuato con ioni H+.

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MnO4-(aq) + 5e- + 8H+ Mn2+(aq)

-6+x = +2 x= +8

Il bilancio di massa va poi completato con H2O :

MnO4-(aq) + 5e- + 8H+ Mn2+(aq) +4 H2O

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Le due semireazioni vanno moltiplicate per dei fattori taliche, quando esse vengono sommate, gli elettroni si eliminino

[MnO4-(aq) + 5e- + 8H+ Mn2+(aq) +4 H2O] x 1

[ Fe2+(aq) Fe3+(aq) + 1e- ] x 5______________________________________________MnO4

-(aq)+5e-+8H++5Fe2+(aq) Mn2+(aq)+4H2O+5Fe3+(aq)+5e-

MnO4-(aq)+8H++5Fe2+(aq) Mn2+(aq)+4H2O+5Fe3+(aq)

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Le reazioni di disproporzionamento o dismutazione sono unaclasse particolare di redox in cui una stessa specie si ossida e siriduce

Esempio:+1 +2 0

2Cu+(aq) Cu2+(aq) + Cu(s)

Il rame si ossida e si riduce

Cu+(aq) + e- Cu(s) riduzione

Cu+(aq) Cu2+(aq) + e- ossidazione

DISMUTAZIONE

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FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2Osolfato manganoso

K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + H2O + KCl + Cl2Dicromato cloruro cromicoK2Cr2O7 + KI + HNO3 ----> KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O

nitrato cromicoCl2 + KI + KOH ----> KCl + KIO3 + H2O

Cl2 + NaOH → NaClO3 + NaCl + H2O

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Fe2+ + SO42- + K+ + MnO4

- + H+ + SO42- → Fe3+ + SO4

2- + Mn2+ + SO42- + K+ + SO4

2- + H2O

Semplifichiamo gli ioni non coinvolti

Fe2+ + MnO4- + H+ → Fe3+ + Mn2+ + H2O

5 x [Fe2+ → Fe3+ + e- ] ox

1x [MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O ]_____ red

1 MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ + 5 e- → 1 Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+ + 5 e-

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

5 FeSO4 + KMnO4 + 4 H2SO4 → 5/2 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + 4 H2O

Per togliere la frazione moltiplico x 210 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 → 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

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K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + H2O + KCl + Cl2

K+ + Cr2O72- + H+ + Cl- → Cr3+ + Cl- + K+ + Cl- + H2O + Cl2

Semplifichiamo gli ioni non coinvolti

Cr2O72- + H+ + Cl- → Cr3+ + H2O + Cl2

+6

1 x [Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr3+ + 7 H2O ] red

3 x [2 Cl- → Cl2 + 2 e- ] ox__________________________________________

1 Cr2O72- + 14 H+ + 6 Cl- + 6 e- → 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 Cl2+ 6 e-

K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + H2O + KCl + Cl2

K2Cr2O7 + 14 HCl → 2 CrCl3 + 7 H2O + 2 KCl + 3 Cl2

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Cr2O7 + KI + HNO3 ----> KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O

K2+1Cr2

+6O7-2 + K+1I-1 + H+1N+5O3

-2 ----> K+1N+5O3-2 +

Cr+3 (N+5O3-2)3 + I2

0 + H2+1 O-2

L’ambiente è acido per presenza di HNO3

La reazione è così resa in forma ionica e vanno semplificati gli ioni non coinvoltiCr2O7

-2 + I - + H+ ---->Cr3+ + I2 + H2O3x [2I- ----> I2+ 2e]

1 x [Cr2O7-2 + 6e + 14 H_+ ---->2Cr3+]________

6I - + Cr2O7-2 + 14H+ ---->3I2 + 2Cr3++ 7H2O

K2Cr2O7 + 6KI + 14HNO3 ----> 8KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 3I2 + 7H2O

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Cl2 + KI + KOH ----> KCl + KIO3 + H2OCl2 + I - + OH - ----> Cl - + IO3

- + H2OBilanciamo atomi , elettroni e carica

I - + 6OH - ----> IO3- +6e- + 3H2O

Cl2 + 2e- ----> 2Cl - | x 3

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

I - + 3Cl2 + 6OH - ----> IO3+ 6Cl - + 3H2O

3Cl2 + KI + 6KOH ----> 6KCl + KIO3 + 3H2O

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0 +5 -1Cl2 + NaOH → NaClO3 + NaCl + H2O

Dismutazione

Cl2 → ClO3- + Cl –

Cl2 + 12 OH – → 2ClO3- + 10 e– + 6H2O ox

5x [Cl2 +2 e– → 2Cl – ] red

6 Cl2 + 12 OH – + 10 e– → 2ClO3- + 10 e– + 6H2O + 2Cl –

6 Cl2 + 12 NaOH → 2 NaClO3 + 10 NaCl +6 H2O

È tutta divisibile per 2, allora:3 Cl2 + 6 NaOH → NaClO3 + 5 NaCl +3 H2O

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PRESENZA DI SOSTANZE ORGANICHELa forma ridotta di molte sostanze organiche presentain 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 icomposti inorganici: quindi all'idrogeno si attribuisce +1 (tranneche negli idruri, dove vale -1), all'ossigeno si attribuisce -2 (tranneche nei perossidi, dove vale -1), gli alogeni valgono -1, il gruppoossidrile, preso nell'insieme, vale -1, gli atomi allo statofondamentale valgono zero.2) preso un atomo di carbonio, di cui si deve calcolare lo stato diossidazione, si assegna n.o. = 0 ad ogni altro atomo di carboniolegato a quello preso in esame; in pratica si ignora il resto dellamolecola, completamente, e si calcolano i n.o. dei vari "blocchi"della molecola, tenendo presente che la somma totale dei numeridi ossidazione di ogni blocco deve essere zero. Vale sempre laregola che il numero negativo va assegnato all'elemento piùelettronegativo.

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L’approccio più semplice è una diretta applicazione del concetto dinumero di ossidazione. E’ importante conoscere la variazione dellostato di ossidazione di quel dato elemento prima e dopo la reazionechimica

Al carbonio in questione (x) viene dato numero ox con il seguentecalcolo: Considerando che è legato a due C ( n° ox 0) , 1 H (+1) e ungruppo OH (-1), si ottiene:0 +1-1= x x=0

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Altri esempi:

C6H5CH2OH C (x) + 0 (C)+ 2 (H) -1 (OH) =0 x =- 1

C6H5COOH C (x) + 0(C) -1 (OH) -2 (O) = 0 x=+3