6.1 Le reazioni di ossido-riduzione comportano un trasferimento di elettroni 6.2 Come bilanciare le reazioni redox con il metodo delle semireazioni 6.3

6.1 Le reazioni di ossido-riduzione comportano un trasferimento di elettroni6.2 Come bilanciare le reazioni redox con il metodo delle semireazioni6.3 I metalli si ossidano quando reagiscono con gli acidi6.4 Un metallo più reattivo «sposta» un metallo meno reattivo da un suo composto6.5 L'ossigeno molecolare è un ossidante molto potente6.6 Le reazioni redox seguono gli stessi principi stechiometrici delle altre reazioni

CAPITOLO

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6.1 Le reazioni di ossido-riduzione comportano un trasferimento di elettroni

6 • REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

Le reazioni che coinvolgono un trasferimento di elettroni sono chiamate reazioni di ossidoriduzione o reazioni redox:

• L’ossidazione indica la perdita di elettroni.• La riduzione indica il guadagno di elettroni.


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6 • LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI ELETTRONI

L’ossidazione e la riduzione si realizzano sempre simultaneamente.

Il numero totale di elettroni persi da una sostanza è sempre uguale al numero di elettroni guadagnati dall’altra.

In una reazione redox una sostanza deve accettare gli elettroni perduti da un’altra. Un esempio è la reazione tra sodio e cloro che produce cloruro di sodio:

Na Na+ + e- (ossidazione)Cl2 + 2e- 2Cl- (riduzione)


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La sostanza che accetta gli elettroni è l’agente ossidante.

La sostanza che cede elettroni è l’agente riducente.

L’agente ossidante si riduce e l’agente riducente si ossida, per esempio:

• 2 Na + Cl2 2 NaCl• Na è l’agente riducente perché perde elettroni e si ossida.• Cl2 è l’agente ossidante perché guadagna elettroni e si riduce.

Per individuare l’agente ossidante e l’agente riducente è conveniente applicare il sistema dei numeri di ossidazione.


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Regole per assegnare i numeri di ossidazione:

1. Il numero di ossidazione di un elemento libero è pari a zero.

2. Il numero di ossidazione di un qualsiasi ione monoatomico è pari alla carica dello ione.

3. La somma di tutti i numeri di ossidazione degli atomi presenti in una molecola o in uno ione poliatomico deve essere uguale alla carica della particella.

4. Il fluoro, nei suoi composti, ha numero di ossidazione –1.

5. L’idrogeno, nei suoi composti, ha numero di ossidazione +1.

6. L’ossigeno, nei suoi composti, ha numero di ossidazione –2.


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Se due regole entrano in conflitto si utilizza la regola con la maggiore priorità.

A volte i numeri di ossidazione sono frazionari.

Nei composti binari ionici con i metalli i non-metalli hanno un numero di ossidazione pari alla carica dell’anione.

Esempio: qual è il numero di ossidazione del Fe in Fe2O3?Analisi: Fe2O3 è un composto binario ionico, applichiamo la regole 3 e 6:

Fe: 2x O: 3(-2) = -60 = 2x + (-6) or x = +3 = numero di ossidazione di Fe.


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In termini di numeri di ossidazione:• L’ossidazione porta a un aumento del numero di ossidazione.• La riduzione porta a una diminuzione del numero di ossidazione.

I numeri di ossidazione permettono di individuare la specie che si ossida e quella che si riduce.


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6.2 Come bilanciare le reazioni redox con il metodo delle semireazioni


Molte reazioni redox si svolgono in soluzione acquosa: si tratta di reazioni ioniche. Per bilanciare l’equazione ioniche nette delle reazioni redox è conveniente seguire il metodo delle semireazioni:

1) L’ossidazione e la riduzione vengono divise in due equazioni chiamate semireazioni.2) Le semireazioni sono bilanciate separatamente:

• devono essere bilanciati sia gli atomi che le cariche;• per bilanciare le cariche aggiungiamo elettroni sul lato più positivo (o meno negativo) della reazione.

3) Si combinano le semireazioni bilanciate sommandole assicurandosi che il numero degli elettroni acquisiti sia uguale al numero degli elettroni perduti


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6 • COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI

Esempio: Bilancia la seguente equazione

)3Cu( )(2Al )(3Cu )Al( 2

3per seconda la e 2per nesemireazio prima la

iamomoltiplich quindi6 è multiplo comune minimo Il

)Cu( 2e )(Cu :Riduzione

3e Al )Al( :eOssidazion

:SOLUZIONE

redox. reazione una è Questa :ANALISI

)Cu( )(Al )(Cu )Al(

32

-2

-3

32

saqaqs

saq

s

saqaqs

+→+

→+

+→

+→+

++

+

+

++


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Molte reazioni redox avvengono in soluzioni acide o basiche

Regole per il bilanciamento in soluzione acida:

1. Dividere l’equazione in due semireazioni.2. Bilanciare gli atomi diversi da H e O.3. Bilanciare O aggiungendo H2O.4. Bilanciare H aggiungendo H+.5. Bilanciare le cariche aggiungendo e-.6. Eguagliare gli elettroni acquisiti e ceduti; poi sommare le due semireazioni. 7. Cancellare qualsiasi specie che sia uguale da entrambe le parti.


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Per bilanciare una reazioni redox in soluzione basica conviene considerarla inizialmente come se avvenisse in un ambiente acido e concludere il bilanciamento con tre passaggi.

Passaggi addizionali per bilanciare una reazione redox in ambiente basico:

8. Aggiungere a entrambi i lati dell’equazione un numero di OH- pari al numero di H+ presenti.9. Trasformare H+ e OH- in H2O.10. Eliminare H2O per quanto è possibile.11. Molte reazioni redox avvengono in soluzioni acide o basiche.


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Esempio: Bilancia la seguente equazione in soluzione basica

2223

-4

--242

2223

-4

-2

-242

2

223

-4

-2

-242

-

223

-42

-242

22--

4

--232

-242

-232

-242

-4

2MnOO2H6CO2MnO4OHO3C

iamoSemplifich

2MnOO4H6CO2MnO4OHO2HO3C

OH Formiamo

2MnO)OH4(H6CO2MnO4OHO2HO3C

OH oAggiungiam

2MnO4H6CO2MnOO2HO3C :netta Inonica

O2H MnO 3e 4H MnO

2e 4H 2CO O2H OC

:SOLUZIONE

o".convertiam" poi e acidasoluzione in avvenisse se come equazionel' Bilanciamo :ANALISI

CO MnO OC MnO

++→++

++→+++

+++→+++

++→++

+→++

++→+

+→+

−

−

−+−

+−

+

+


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6.3 I metalli si ossidano quando reagiscono con gli acidi


Gli ioni H+ degli acidi sono in grado di ossidare molti metalli:Esempio: Zn(s) + 2H+ Zn2+(aq) + H2(g)

Alcuni metalli si ossidano solo a contatto con acidi ossidanti. In questo caso è l’anione dell’acido che si riduce ossidando il metalli.

• Acidi non ossidanti: HCl(aq), H2SO4(aq) diluito a freddo; H3PO4(aq) e la maggior parte degli acidi organici.

• Acidi ossidanti: HNO3(aq) concentrato e diluito; H2SO4(aq) concentrato a caldo.


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Tabella degli acidi ossidanti:


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6.4 Un metallo più reattivo «sposta» un metallo meno reattivo da un suo composto


I metalli più reattivi spostano i metalli meno reattivi dai loro composti.

Una reazione in cui un elemento sostituisce un altro elemento in un composto viene detta reazione di spostamento.


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6 • UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA» UN METALLO MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO

La reazione degli ione rame con lo zinco:

Lo zinco è un metallo più attivo del rame. Ioni Cu2

+ (in blu) urtano con gli atomi di Zn metallico (in grigio)

catturando e-. Gli ioni Cu2

+ diventano atomi di Cu (in rosso-bruno) e aderiscono alla

superficie dello zinco. Gli ioni Zn2

+ (in giallo) prendono il posto degli ioni Cu2

+ in soluzione.


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6 • UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA» UN METALLO MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO

I metalli possono essere disposti secondo un ordine crescente di tendenza ad ossidarsi in una serie di attività. Serie di attività di alcuni metalli (e l’idrogeno):

Un metallo viene

spostato dai suoi

composti solo da

un metallo che

lo segue in

tabella.


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6.5 L'ossigeno molecolare è un ossidante molto potente


L’ossigeno reagisce con molte sostanze.

La combustione è una reazione tra una sostanza e O2 accompagnata da emissione di luce e calore.

I prodotti che si ottengono sono variabili in funzione della quantità di ossigeno presente

Combustione di idrocarburi


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6 • L'OSSIGENO MOLECOLARE È UN OSSIDANTE MOLTO POTENTE

Combustione di idrocarburi:

Anche i composti organici che contengono O producono CO2 e H2O:

O2HCOCH : O di limitata molto quantità

O4H2CO3O2CH :Odi limitata quantità

O2HCO2OCH :O di quantità isufficient

2242

2242

22242

+→+

+→+

+→+

O3H2CO3OOHHC 22252 +→+


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6 • L'OSSIGENO MOLECOLARE È UN OSSIDANTE MOLTO POTENTE

I composti organici che contengono S producono diossido di zolfo:

Molti metalli si corrodono o anneriscono quando entrano a contatto con l’ossigeno:

La maggior parte dei non metalli reagisce direttamente con O2:

222252 2SOO6H4CO9OSHH2C ++→+

322 O2Fe3O4Fe :ferro del Corrosione →+

2COO2C :O di limitata quantità

COOC :O di quantità isufficient

22

222

→+

→+


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6.6 Le reazioni redox seguono gli stessi principi stechiometrici delle altre reazioni


Le reazioni di redox sono più complicate delle reazioni di metatesi.

I problemi di stechiometria si affrontano nel modo già visto.

Le titolazioni redox sono particolarmente utili in analisi chimica.

Il punto finale di una titolazione redox viene indicato dal cambiamento di colore dei reagenti stessi.

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