Abbiamo visto nella Lezione 9 che le reazioni di ossidoriduzione (o redox) sono quelle in cui una specie acquista elettroni ed una specie li cede. In questa reazione, il rame si ossida e l’argento si riduce.
Cu (s) + 2 Ag+ (aq) -> Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)
Ossidazione del rame metallico da parte di ioni argento.
Una spirale di rame viene immersa in una soluzione di nitrato di argento.
Con il trascorrere del tempo il rame riduce gli ioni argento, formando cristalli d’argento, e trasformandosi in ioni rame (II).
Il colore blu della soluzione è dovuto alla formazione di ioni rame (II) idrati.
Definiamo ossidante il reagente che causa l’ossidazione dell’altro reagente e che, quindi, acquista elettroni.
Definiamo riducente il reagente che causa la riduzione dell’altro reagente e che, quindi, cede elettroni.
Questo vuol dire che:
in una reazione di ossidoriduzione l’ossidante si riduce, ed il riducente si ossida.
Oltre a bilanciare tutti gli elementi, bisogna far sì che il numero di elettroni persi dalla specie che si ossida deve essere uguale al numero di elettroni acquistati dalla specie che si riduce.
Ossidanti tipici sono l’ossigeno (naturalmente!), gli alogeni, e molti anioni ossigenati (permanganato MnO4–, cromato CrO42–, periodato IO4–).
Riducenti tipici sono l’idrogeno, i metalli alcalini ed alcalino-terrosi allo stato elementare, e alcuni cationi con carica piccola (Fe2+, Cr2+).
Un reazione redox può essere riconosciuta individuando la variazione del numero di ossidazione di qualche elemento.
Il numero di ossidazione (o stato di ossidazione) è definito come la carica che un atomo avrebbe SE gli elettroni di legame non fossero condivisi.
Si calcola seguendo alcune linee guida illustrate di seguito.
Linee guida per il calcolo del numero di ossidazione:
Determinare il numero di ossidazione di:
Il metodo delle semireazioni è altamente illustrativo delle reazioni redox ed è essenziale per capire il funzionamento delle celle elettrochimiche (che studieremo in seguito).
I punti fondamentali sono:
1. Dividere la reazione in due semi-reazioni:
2. Moltiplicare (se necessario) ogni semireazione per un numero intero corrispondente al numero di elettroni aggiunti in modo che il numero di elettroni ceduti risulti uguale al numero di elettroni acquistati
3. Sommare le due semireazioni (eliminando sostanze eventualmente presenti sia tra i reagenti che tra i prodotti).
4. Verificare che masse e cariche siano bilanciate (fare controllo con numero di ossidazione).
Come abbiamo visto in soluzione acida molecole di acqua e di H+ sono disponibili per il processo di bilanciamento.
Quando una reazione avviene in soluzione basica utilizziamo ioni OH- e molecole di acqua.
Si procede:
Gli ioni H+ da un lato si combinano con gli ioni ossidrile e formano molecole di acqua e dall’altro lato della reazione rimarranno.
L’eccesso di acqua si elimina.
3. Verifichiamo che masse e cariche siano bilanciate.
Lo ione permanganato è un forte agente ossidante che viene usato nelle titolazioni redox come indicatore a causa del suo intenso colore viola. In soluzione basica reagisce con lo ione ossalato formando ione carbonato e diossido di manganese :
MnO4- + C2O42- -> MnO2 +CO32-
1. Dividiamo in semireazioni
MnO4- -> MnO2
C2O42- -> CO32-
e bilanciamo masse e cariche
riduzione 3e- + 4H+ + MnO4- -> MnO2 + 2H2O
ossidazione 2H2O + C2O42- -> 2CO32- + 2e + 4H+
2. Moltiplichiamo ogni semireazione per un numero intero in modo da
eguagliare gli elettroni acquistati con gli elettroni ceduti, sommiamo le due semireazioni ed otteniamo:
2MnO4- + 2 H2O + 3 C2O42- -> 2MnO2 + 6 CO32- + 4 H+
3. Poiché siamo in soluzione basica, aggiungiamo ioni ossidrile da entrambi i lati per neutralizzare gli ioni H+
4 OH- + 2MnO4- + 2 H2O + 3 C2O42- -> 2MnO2 + 6 CO32- + 4 H+ + 4 OH-
a destra diventano 4 molecole di acqua, di cui due si semplificano con quelle a sinistra.
Otteniamo cosi l’equazione bilanciata:
4 OH- + 2MnO4- + 3 C2O42- -> 2MnO2 + 6 CO32- + 2 H2O
4. Controlliamo che masse e cariche sono bilanciate
Per verificare se abbiamo capito bilanciamo la reazione tra ioni permanganato e ioni ioduro che dà biossido di manganese e ioni iodato in soluzione basica.
Bilanciamento in ambiente basico: un esempio
Consideriamo che 2,05 mL di una soluzione di permanganato di potassio 1 x 10-3 M reagiscono completamente con una soluzione di ossalato di calcio in ambiente acido secondo la reazione:
MnO4- + C2O42- -> Mn2+ + CO2
Calcolare la quantità in grammi di anidride carbonica che si forma e la sua concentrazione espressa come molarità.
Come si procede:
Quando avviene un movimento netto di carica elettronica da un reagente ad un altro è in corso una reazione di ossidoriduzione.
La forza motrice della reazione è fornita dal fatto che l’attrazione di un reagente per gli elettroni è più intensa di quella dell’altro reagente.
L’acquisto di elettroni (riduzione) e la cessione di elettroni (ossidazione) avvengono simultaneamente.
Per riconoscere un processo redox si usano i numeri di ossidazione.
La specie che viene ossidata è l’agente riducente; quella che viene ridotta è l’agente ossidante.
E’ utile esercitarsi utilizzando il test Lezione 10 riportato nel materiale supplementare.
1. La materia: proprietà e composizione
2. L'atomo. La tavola periodica
3. Nomenclatura di composti molecolari e ionici
8. Concentrazione delle soluzioni
9. Reazioni in soluzione acquosa
10. Reazioni di ossidoriduzione
11. L'atomo
12. Configurazione elettronica
13. Legame chimico. Strutture di Lewis
14. Strutture di risonanza. Teoria VSEPR
15. Teoria del legame covalente
16. Forze intermolecolari e stati della materia
17. Cinetica chimica
18. Trasferimenti di energia coinvolti nelle reazioni chimiche