Reazioni redox

•combustioni

•corrosioni

•fotosintesi

•metabolismo alimentare

•preparazione dei metalli

•......................................

cosa hanno in comune?

lo scambio di elettroni

Ossidazione

• originariamente: reazione di un elemento con l'ossigeno• oggi: perdita di elettroni

2 Mg + O2 → 2 MgO

Il metallo solido, magnesio, reagisce con l'ossigeno gassoso

dando ossido di magnesio solido, formato da ioni Mg2+ e O2-

L'atomo di magnesio si ossida. Perde 2 elettroni.

Riduzione

• originariamente: preparazione di un metallo dall'ossido• oggi: acquisto di elettroni

2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2

Gli ioni Fe3+, presenti in Fe2O3, si trasformano in atomi neutri

di ferro elementare

L'atomo di ferro si riduce. Acquista 3 elettroni.

Bilancio delle cariche

• Tutti gli elettroni persi in un'ossidazione devono essere acquistati in una riduzione

• Una reazione redox comprende sempre una ossidazione e una riduzione

2 NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2

Il bromo si trasforma da ione Br - (con 1 e- in più) a molecole neutre Br2. Perde un elettrone e si ossida.

Il cloro passa da molecola neutra Cl2 a ioni Cl -. Acquista e- e si riduce.

NUMERI DI OSSIDAZIONE

Il numero di ossidazione (N.O.) è una misura dello stato di ossidazione d’un elemento.

Il N.O. viene assegnato seguendo regole semplici con le quali si assegnano formalmente gli elettroni di un legame all’atomo più elettronegativo (meno metallico)

La somma dei N.O in un composto neutro è uguale a zero.

Il N.O. di uno ione monoatomico è uguale alla carica dello ione. La somma dei N.O. degli atomi in uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione.

Ogni atomo allo stato elementare ha sempre N.O. eguale a zero.

Il N.O. di F è sempre –1 . Il N.O. di O è sempre –2 tranne che nei perossidi ( O2

2 -, N.O = -1 ) , nei superossidi (O2- , N.O.= -1/2) e nel F2O ( N.O.= +2 ).

Il N.O. dell’ H è sempre eguale a +1 tranne che negli idruri metallici ( N.O.= -1 )

OSSIDAZIONE : processo in cui il N.O. di un elemento aumentaRIDUZIONE : processo in cui il N.O. di un elemento diminuisce

Regola fondamentaleLa somma dei n.o. di tutti gli atomi nella formula deve essere uguale alla carica dello ione (o a zero se la formula è neutra)

Regole pratiche• tutti gli elementi hanno n.o. = 0• negli ioni monoatomici il n.o. è la carica dello ione• il n.o. di H è +1 (tranne quando è legato a un metallo)• il n.o. di F è sempre -1• il n.o. di O è -2 (eccezioni: composti con F e con legami O-O)

Esempi di n. di ossidazione

• H2O H +1 O -2

• NaCl (Na+ Cl -) Na +1 Cl -1

• H2S H +1 S -2

• Al2S3 (Al3+ S2-) Al +3 S -2

• SO2 S +4 O -2

• SO42- S +6 O -2

• H2O2 H +1 O -1

Esempi di n. di ossidazione

• H2SO4 H +1 S +6 O -2

• KMnO4 K +1 Mn +7 O -2

• MnO4- Mn +7 O -2

• Fe2O3 Fe +3 O -2

• FeO Fe +2 O -2

• H2, O2, N2, Na, K, Mg, Fe, S, P4 tutti 0

• Cr2O72- Cr +6 O -2

Esempi di n. di ossidazione

• CH4 C - 4 H +1

• CO2 C +4 O -2

• C2H6 C - 3 H +1

• C2H6O C - 2 H +1 O -2

• CO C +2 O -2

• C2H4O2 C 0 H +1 O -2

• C6H6 C - 1 H +1

REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE

Nelle reazioni Redox uno o più elementi si ossidano (aumenta N.O.) e uno o più elementi si riducono (diminuisce N.O.).

L’ossidazione avviene mediante perdita di elettroni La riduzione avviene mediante acquisto di elettroni

2 Na + Cl2 2 NaCl 2 H2O 2 H2 + O2

0 0 +1 -1 +1 -2 0 0 Il sodio si è ossidatoIl cloro si è ridotto

L’idrogeno si è ridottoL’ossigeno si è ossidato

Una reazione Redox può essere sempre scomposta idealmente in due semi-reazioni

una di ossidazione ed una di riduzione

Na Na+ + e- (x 2)

Cl2 + 2 e- 2 Cl-

2 Na + Cl2 2 NaCl

Terminologia redox

Un ossidante Un riducente

si riduce si ossida

acquista elettroni cede elettroni

ha n.o. alto ha n.o. basso

diminuisce il n.o. aumenta il n.o.

2 Mg + O2 → 2 MgOriducente ossidante

Bilanciare

Cu(s) + Ag+(aq) → Cu2+

(aq) + Ag(s)

1 Cu a sx, 1 Cu a dx; 1 Ag a sx, 1 Ag a dx

è già bilanciata? NO! Carica tot. +1 a sx, +2 a dx

Raddoppiamo gli Ag+ a sx (e gli Ag a dx)

Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+

(aq) + 2 Ag(s)

Bilanciare

1. Identificare ossidante e riducente

2. Trovare n. elettroni acquistati e ceduti

3. Uguagliare elettroni acquistati e ceduti

4. Aggiustare i coefficienti per uguagliare:• n. di atomi di ciascun elemento• carica totale

2 NaI(aq) + 2 H2SO4(aq) + MnO2(s) Na2SO4(aq) + MnSO4(aq) + 2 H2O + I2(g)

2 I- + 4 H+ + MnO2

Mn2+ + 2 H2O + I2

Br2 (CCl4) + 2 KI (aq) 2 KBr (aq) + I2 (CCl4)

Br2 (CCl4) + 2 I- (aq)

2 Br- (aq) + I2 (CCl4)

Br2 (CCl4) + 2 KI (aq) 2 KBr (aq) + I2 (CCl4)

Br2 (CCl4) + 2 I- (aq)

2 Br- (aq) + I2 (CCl4)

Br2 (CCl4) + 2 KI (aq) 2 KBr (aq) + I2 (CCl4)

Br2 (CCl4) + 2 I- (aq)

2 Br- (aq) + I2 (CCl4)

Bilanciamento delle reazioni Redox

MnO4- + H+ + Br- Mn2+ + BrO3

- + H2O

Br- BrO3- + 6 e- bil elett

Br- BrO3- + 6 e- + 6 H+ bil cariche

Br- + 3 H2O BrO3- + 6 e- + 6 H+ bil masse

Ossidazione

(1)

MnO4- + 5 e- Mn2+ bil elett

MnO4- + 5 e- + 8 H+ Mn2+ bil cariche

MnO4- + 5 e- + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O bil masse

Riduzione

(2)

Si scompone la reazione in un due semi-reazioni :

Il numero di elettroni persi nella semi-reazione di ossidazione deve eguagliare il numero di elettroni acquistati nella semi-reazione di riduzione moltiplicando l’eq (1) per 5 e l’eq (2) per 6. Sommando e semplificando si ottiene :

5 Br- + 15 H2O 5 BrO3- + 30 e- + 30 H+

6 MnO4- + 30 e- + 48 H+ 6 Mn2+ + 24 H2O

6 MnO4- + 18 H+ + 5 Br- 6 Mn2+ + 5 BrO3

- + 9 H2O

(3)