Reazioni redox
•combustioni
•corrosioni
•fotosintesi
•metabolismo alimentare
•preparazione dei metalli
•......................................
cosa hanno in comune?
lo scambio di elettroni
Ossidazione
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originariamente:
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oggi:
reazione di un elemento con l'ossigeno
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 O2L'atomo di magnesio si ossida. Perde 2 elettroni.
Riduzione
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originariamente:
•
oggi:
preparazione di un metallo dall'ossido
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
( O22 -, 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 aumenta
RIDUZIONE : processo in cui il N.O. di un elemento diminuisce
Regola fondamentale
La 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
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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
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H2O
NaCl (Na+ Cl -)
H2S
Al2S3 (Al3+ S2-)
SO2
SO42H2O2
H +1
Na +1
H +1
Al +3
S +4
S +6
H +1
O -2
Cl -1
S -2
S -2
O -2
O -2
O -1
Esempi di n. di ossidazione
•
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•
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H2SO4
H +1
S +6
O -2
KMnO4
K +1
Mn +7
O -2
MnO4Mn +7
O -2
Fe2O3
Fe +3
O -2
FeO
Fe +2
O -2
H2, O2, N2, Na, K, Mg, Fe, S, P4 tutti 0
Cr2O72Cr +6
O -2
Esempi di n. di ossidazione
•
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CH4
CO2
C2H6
C2H6O
CO
C2H4O2
C6H6
C-4
C +4
C-3
C-2
C +2
C 0
C-1
H +1
O -2
H +1
H +1
H +1
H +1
O -2
O -2
O -2
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
0Il sodio si0è ossidato +1 -1
Il cloro si è ridotto
Una reazione Redox può essere sempre
scomposta idealmente in due semi-reazioni
una di ossidazione ed una di riduzione
2 H2 O
2 H2 + O2
+1
-2
L’idrogeno
si è0ridotto 0
L’ossigeno si è ossidato
Na
Na+ + e-
Cl2 + 2 e-
2 Na + Cl2
(x 2)
2 Cl-
2 NaCl
Terminologia redox
Un ossidante
si riduce
acquista elettroni
ha n.o. alto
diminuisce il n.o.
2 Mg
riducente
Un riducente
si ossida
cede elettroni
ha n.o. basso
aumenta il n.o.
+ O2 →
ossidante
2 MgO
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.
2.
3.
4.
Identificare ossidante e riducente
Trovare n. elettroni acquistati e ceduti
Uguagliare elettroni acquistati e ceduti
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)
22 KBr
KBr (aq)
(aq) ++ II22 (CCl4)
(CCl4)
Br2 (CCl4) + 2 I- (aq)
22 Br
Br-- (aq)
(aq) ++ II22 (CCl4)
(CCl4)
Bilanciamento delle reazioni Redox
MnO4- + H+ + Br-
Mn2+ + BrO3- + H2O
Si scompone la reazione in un due semi-reazioni :
Br-
BrO3- + 6 e-
bil elett
Ossidazione
Br-
BrO3- + 6 e- + 6 H+
bil cariche
(1)
Br- + 3 H2O
Riduzione
(2)
BrO3- + 6 e- + 6 H+
MnO4- + 5 eMn2+
MnO4- + 5 e- + 8 H+
Mn2+
MnO4- + 5 e- + 8 H+
Mn2+ + 4 H2O
bil masse
bil elett
bil cariche
bil masse
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 :
(3)
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 Br6 Mn2+ + 5 BrO3- + 9 H2O