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Valeria Costantino » 10.Reazioni di ossidoriduzione


Reazioni di ossido-riduzione

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.


Ossidanti e riducenti I

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 e riducenti II

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+).


Come si riconosce una reazione redox

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.

Calcolo del numero di ossidazione

Linee guida per il calcolo del numero di ossidazione:

  • ogni elemento allo stato elementare ha n.o. = 0;
  • in un composto ionico binario il n. o. corrisponde alla carica ionica;
  • per la maggior parte degli elementi dei gruppi principali il n. o. corrisponde al numero del gruppo (eccezioni O e F);
  • il fluoro ha sempre n.o. = -1;
  • l’ossigeno ha n.o. = -1 nei perossidi; n.o. = -2 in tutti gli altri composti eccetto quelli con il fluoro;
  • la somma algebrica dei n.o. in un composto neutro deve essere zero; in uno ione poliatomico deve essere uguale alla carica dello ione.

Numero di ossidazione I


Numero di ossidazione II


Test di verifica: determinare il numero di ossidazione

Determinare il numero di ossidazione di:

  • alluminio nell’ossido di alluminio;
  • fosforo nell’acido fosforoso;
  • fluoro nell’acido fluoridrico;
  • zolfo nello ione solfito e nello ione solfato;
  • manganese nello ione permanganato;
  • manganese nel biossido di manganese;
  • cromo nello ione dicromato;
  • cloro nell’acido perclorico;
  • carbonio nell’idrogenocarbonato di sodio;
  • azoto nello ione nitrito e nel biossido di azoto;
  • ferro nell’ossido ferroso.

Bilanciare con il metodo delle semireazioni

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:

  • ogni reazione redox può essere considerato come la somma di una semireazione di ossidazione ed una semireazione di riduzione;
  • gli elettroni ceduti in una semireazione sono acquistati nell’altra;
  • anche se le due semireazioni sono considerate separatamente, la cessione e l’acquisto di elettroni avviene simultaneamente.

Come si procede

1. Dividere la reazione in due semi-reazioni:

  • bilanciare in ciascuna gli elementi diversi da ossigeno ed idrogeno;
  • bilanciare gli atomi di ossigeno aggiungendo acqua;
  • bilanciare gli atomi di idrogeno aggiungendo H+;
  • bilanciare le cariche aggiungendo elettroni.

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

Bilanciare con il metodo delle semireazioni

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).

Bilanciamento in ambiente basico I

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:

  • bilanciando come visto in precedenza;
  • dopo aver eguagliato gli elettroni acquistati con quelli ceduti ed aver sommato le due semireazioni (punti 1 e 2 dello schema precedente), si aggiungono ioni OH- tanti quanti sono gli ioni H+ presenti in entrambi i lati della direzione.

Bilanciamento in ambiente basico II

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.

Bilanciamento in ambiente basico: un esempio I

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-

Bilanciamento in ambiente basico: un esempio II

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+

Bilanciamento in ambiente basico: un esempio III

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

Problema di verifica I

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.

Problema di verifica II

Come si procede:

  • bilanciare la reazione in ambiente acido per individuare i corretti coefficienti stechiometrici;
  • impostare il rapporto stechiometrico e calcolare le moli di anidride carbonica ottenuta;
  • trasformare le moli in grammi;
  • dividere le moli per il volume per ottenere la concentrazione espressa in M.

Riepilogando


Riepilogo redox

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.


Obiettivi lezione 10

  • Riconoscere una reazione redox;
  • individuare il numero di ossidazione per ciascuna specie che vi partecipa;
  • bilanciare in ambiente acido e basico con il metodo delle semi-reazioni;
  • effettuare calcoli stechiometrici quando la reazione considerata è un redox.

E’ utile esercitarsi utilizzando il test Lezione 10 riportato nel materiale supplementare.

I materiali di supporto della lezione

test

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