Le reazioni di ossidoriduzione (redox) · ossidante) acquista quegli elettroni, diminuendo il...
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Le reazioni di ossidoriduzione (redox)
Reazioni nelle quali si ha variazione del numero di ossidazione ( n. o. ) di ioni o atomi.
La specie chimica che si ossida(funge da riducente) cede elettroni ed aumenta il numero di ossidazione.
La specie chimica che si riduce (funge da ossidante) acquista quegli elettroni, diminuendo il
numero di ossidazione.
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Bilanciamento
In una reazione di ossidoriduzione il bilancio delle cariche deve essere
uguale a zero.Le reazioni redox possono essere
proposte in due modi: in forma molecolare ed in forma ionica.
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Redox in forma molecolare
In esse sono descritti tutti gli atomi, per lo più in forma di molecole
indissociate, che partecipano alla reazione complessiva, anche quelli
che non entrano nella redox, in quanto non subiscono variazioni del n.o. .
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Redox in forma ionica
Nelle reazioni redox in forma ionica sono riportati solo gli ioni e le molecole indissociate nelle quali avviene un
cambiamento del n.o.
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Redox in forma ionicaIn questo caso, tra i reagenti si trovano anche ioni H+ o ioni OH- ovvero molecole di H
2O a seconda che la
reazione avvenga in ambiente acido, basico o neutro; anche nei prodotti di reazione si trovano ioni
H+ , o ioni OH- ovvero molecole di H2O per il
bilanciamento complessivo delle cariche. Le molecole di H
2O possono provenire da combinazione
di ioni H+ con ossigeno ceduto dalla specie ossidante o dalla reazione 4OH→ 2H
2O + O
2
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Redox in forma Ionica
Quando possibile è, quindi, preferibile rendere le reazioni molecolari in forma ionica con il seguente
metodo:
1. Si attribuisce ad ogni atomo il n.o. e si verifica in quali esso subisca una variazione.
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2. Si dissociano in ioni le molecole in cui degli atomi abbiano subito modificazioni di n.o.
Questa dissociazione avviene per lo più per sali, acidi e basi mentre non si dissociano le
molecole biatomiche dei gas, gli ossidi di qualsiasi tipo ed alcune molecole binarie quali
NH3 , PH
3 .
3. Si osserva in quale ambiente avviene la reazione ( acido, basico o neutro ).
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4. Si scrive la reazione in forma ionica netta, comprendendo, quindi:
*Ioni e molecole in cui varia il n.o. *Ioni H+ o ioni OH- , ovvero molecole di H
2O a
seconda dell’ambiente di reazione. *Ioni H+ o ioni OH- , ovvero molecole di H
2O
per il bilanciamento delle cariche.
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Esempio
K2Cr
2O
7 + KI + HNO
3 → KNO
3 + Cr(NO
3)
3 + I
2 + H
2O
si assegnano i numeri di ossidazione:
K2
(+1)Cr2
(+6)O7
(-2) + K(+1)I(-1) + H(+1)N(+5)O3
(-2) → K(+1)N(+5)O
3(-2) + Cr(+3)(N(+5)O
3(-2))
3 + I
2(0) + H
2(+1)O(-2)
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Nel caso del K2Cr
2O
7 solo Cr modifica il n.o.
ma è necessario indicare tutto lo ione poliatomico Cr
2O
7+2 piuttosto che lo singolo
ione. Tale procedura si dovrà rispettare anche nel caso degli altri residui acidi (es. NO
3-,,
SO4
2- CO3
2- , etc.).
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L’ambiente è acido per presenza di HNO3 , per
cui si riportano gli ioni H+.
La reazione è così resa in forma ionica netta e non bilanciata:
Cr2O
72- + I - + H+ → Cr3+ + I
2 + H
2O .
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Bilanciamento delle redox con il metodo delle semireazioni
Bilanciare una reazione significa attribuire ad ogni sostanza presente i
coefficienti stechiometrici, in modo che sia possibile la conservazione
della massa e la conservazione delle cariche elettriche.
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il numero di atomi, per ogni specie chimica, presente nei reagenti deve
essere eguale al numero di atomi della stessa specie chimica presente nei
prodotti di reazione; la carica elettrica complessiva delle
sostanze reagenti deve essere uguale alla carica complessiva dei prodotti.
In altre parole:
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metodo delle semireazioni o metodo ionico-elettronico
Le procedure per il bilanciamento sono varie; quella che si basa sul metodo delle semireazioni o metodo ionico-elettronico può essere così descritta, utilizzando la reazione in ambiente acido già proposta:
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Esempio1: in ambiente acido
K2Cr
2O
7 + KI + HNO
3 → KNO
3 + Cr(NO
3)
3 + I
2 + H
2O
1) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:I - → I
2 ( ossidazione )
Cr2O
7-2 → Cr 3+ ( riduzione )
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2) Si bilanciano gli atomi e gli ioni; si indicano gli elettroni in movimento:
2I- → I2+ 2e
Cr2O
7-2 + 6e → 2Cr3+
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3) Se il numero di elettroni in gioco nelle due semireazioni non è uguale, si calcola il m.c.m. ( minimo comune multiplo ) dei due valori e lo si divide per il numero di
elettroni in ogni semireazione.
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l coefficiente ottenuto deve essere moltiplicato per il numero degli elettroni,
degli atomi e degli ioni di ciascuna semireazione:
m.c.m. tra 6 e 2 = 6 ; si divide questo valore per il numero degli elettroni nelle due semireazioni:
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6I - → 3I2 + 6e 6 : 2 = 3 (coeff. moltiplicatore )
Cr2O
7-2 + 6e → 2Cr3+ 6 : 6 = 1 ( non serve
moltiplicare )
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4) Essendo presente dell’ossigeno, è necessario bilanciarlo con delle molecole
di H2O:
6I - →3I2 + 6e
Cr2O
7-2 + 6e →2Cr3++ 7H
2O
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5) Si bilancia l’idrogeno dell’acqua con degli ioni H+ ( ambiente acido );
si controlla il bilanciamento delle cariche:6I - → 3I
2 + 6e
Cr2O
7-2 + 6e → 2Cr3+
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6) Si esegue la somma algebrica delle due semireazioni, effettuando le necessarie
semplificazioni:6I - →3I
2 + 6e
Cr2O
7-2 + 14H+ + 6e → 2Cr3+
------------------------------------------------------------
6I - + Cr2O
7-2 + 14H+ → 3I
2 + 2Cr3++ 7H
2O
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Forma molecolare
La reazione ionica è così bilanciata.
A questo punto è possibile scrivere la reazione bilanciata anche in forma molecolare:
K2Cr
2O
7 + 6KI + 14HNO
3 → 8KNO
3 +
2Cr(NO3)
3 + 3I
2 + 7H
2O .
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Esempio2: ambiente acido
Secondo quale reazione molecolare di ossidoriduzione il permanganato di potassio ossida
il solfato stannoso in ambiente solforico, riducendosi a solfato manganoso e ossidando il solfato stannoso a
solfato stannico.
-Tradurre l'enunciato del problema in reazione chimica:KMnO
4 + SnSO
4 + H
2SO
4 → MnSO
4 + Sn(SO
4)
2 + K2SO
4
+ H2O
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Controllare che le forme ossidate e ridotte dell'Ox e del Red siano bilanciate:
KMnO4 -----> MnSO4 Ox (Mn) bilanciato. SnSO4 ------> Sn(SO4)2 Rid (Sn) bilanciato.
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Calcolare i numeri di ossidazione di tutti gli elementi presenti:
KMnO4 +1+x+4.(-2)=0 x=-1+8=+7 N.O.(Mn)=+7
MnSO4 x+6+4.(-2)=0 x=-6+8=+2 N.O.(Mn)=+2
SnSO4 x+6+4.(-2)=0 x=-6+8=+2 N.O.(Sn)=+2
Sn(SO4)2 x+2.(+6)+8.(-2)=0x=12+16=+4 N.O.(Sn)=+4
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-Individuare l'Ox e il Red nelle forme ossidate ridotte: Ossidante: KMnO4 -----> MnSO4 Riducente: SnSO4 ------> Sn(SO4)2 -Calcolare i coefficenti dell'Ox e del Red nelle forme ossidata e ridotta: Coef.Ox =F.Oss.Red - F.Rid Red=(+4) - (+2)=4-2=+2 Coef.Red=F.Oss.Ox - F.Rid.Red=(+7) - (+2)=7-2=+5
2KMnO4 -----> 2MnSO4 5SnSO4 -------> 5Sn(SO4)2
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- Riscrivere la reazione, mettendo a posto i coefficienti trovati:
2KMnO4 + 5SnSO4 + H2SO4 -----> 2MnSO4 + 5Sn(SO4)2 + K2SO4 + H2O
- Calcolare le moli (M) dell'ambiente:
(H2SO4)= 2MnSO4 + 5Sn(SO4)2 + K2SO4 - 5SnSO4=2SO4= + 10SO4= + SO4= - 5SO4==13SO4= -
5SO4= = 8SO4= = 8H2SO4
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- Riscrivere la reazione mettendo all'ambiente il coefficiente trovato:
2KMnO4 + 5SnSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Sn(SO4)2 + K2SO4 + H20
- Calcolare le moli d'acqua: n°M(H2O)=(H1-H2)/2=((8x2)-0)/2=16/2=8=8H2O
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- Riscrivere la reazione, assegnando all'acqua il coefficiente trovato:
2KMnO4+5SnSO4+8H2SO4 → 2MnSO4+5Sn(SO4)2+K2SO4+8H2O - Ionizzare la reazione trovata:
2K++2MnO4-+5Sn+2+5SO4=+16H++8SO4=-->2Mn+2+2SO4=+5Sn+4+10SO4=+2K++SO4=+8H20
Semplificare e riscrivere:
2Mn04-+5Sn+2+16H+ -------------> 2Mn+2+5Sn+4+8H20
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a)- Il permanganato di potassio ossida il solfato stannoso secondo la seguente reazione
molecolare: 2KMnO4+5SnSO4+8H2SO4 →
2MnSO4+5Sn(S04)2+K2SO4+8H20 b)- L'anione permanganico ossida lo stagno
stannoso secondo la seguente reazione ionica:
2MnO4-+5Sn+2+16H+ → 2Mn+2+5Sn+4+8H20
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Ambiente Basico
La stessa procedura deve essere utilizzata anche nel caso di reazioni in
ambiente basicoSi consideri la reazione in ambiente
basico:
Cl2 + I - + OH - → Cl - + IO
3- + H
2O
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1) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:I - → IO
3-
Cl2 →2Cl-
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2) Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento:
I - → IO3
-+6e
Cl2 + 2e →2Cl-
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3) Si calcola il m.c.m. e con tale valore si bilanciano gli elettroni, modificando il numero degli atomi;
m.c.m. tra 6 e 2 = 6:
I - → IO3
-+6e 6 : 6 = 1 ( non serve moltiplicare )
3Cl2 + 6e →6Cl- 6 : 2 = 3 ( coeff. moltiplicatore )
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4) Si bilancia l’ossigeno con molecole di H
2O e l’idrogeno dell’acqua con ioni OH- (
ambiente basico ), controllando il bilanciamento delle cariche:
I - + 6OH - → IO3
- +6e + 3H2O
cariche: -7 -73Cl
2 + 6e → 6Cl - cariche: -6 -6
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5) Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni:
I - + 6OH - → IO3
- +6e + 3H2O
3Cl2 + 6e → 6Cl -
------------------------------------------------------------I - + 3Cl
2 + 6OH - → IO
3-+ 6Cl - + 3H
2O
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6) Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare
bilanciata:
3Cl2 + KI + 6KOH → 6KCl + KIO
3 + 3H
2O.
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Esempio2: ambiente basico
Secondo quale reazione ionica di ossidoriduzione lo iodato (IO
3-) ossida il
cromo cromico (Cr+3) in ambiente alcalino (OH-) dando ioduro (I-), cromato (CrO
4=)
ed acqua (H2O)?
IO3-+Cr+3+OH- →I-+CrO4=+H2O
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-ionizziamo la reazione data:
IO3-+ Cr+3 + yOH- → I- +CrO4-2 + zH2O -Controllo il bilanciamento dell' Ox e del
Red nelle forme Oss. E Rid.:
IO3- → I- Ox è Bilanciato
Cr+3 → CrO4= Red è bilanciato
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-Determino i numeri di ossidazione del Ox e del Red:
IO3- → I- x(I); x + 3.(-2) +1=0 x=+5 x(I) = -1
Cr+3 → CrO4= x(Cr);
x= +3 x(in CrO4=): x+4.(-2)+2=0 x = +6
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-Determino i coefficienti dell'Ox e del Red nelle forme ossidate e ridotte:
IO3- → I- Co Ox = 6 - 3 = 3 semplifico per 3 = 1
2Cr+3 → 2CrO4= Co Red = +5 - (-1) = +6 semplifico per 3 =2
- Riscrivo la reazione sopra ottenuta con i coefficienti trovati:
IO3- + 2Cr+3 + yOH- → I- + 2CrO4-2 + zH2O
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-Determino il n° di OH- calcolando y che bilancerà le cariche tra il 1° e 2° membro:
y = (I- + 2CrO4-2 + zH2O) - (-+ IO3 - +2Cr+3) = -1 + (-4) -(-1 +6)=-5-5 =-10 Coeff.= 10
IO3- + 2Cr+3 + 10OH- → I- + 2CrO4-2 + zH2O -Determino H2O:
(H2O) = (H1-H2):2 = (10H - 0H)/2= 10/2 = 5
IO3- + 2Cr+3 + 10OH- → I- + 2CrO4-2 + 5H2O
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Trasformo la reazione ionica in molecolare:
- Salifico gli anioni con il K e i cationi con OH- :
IO3- → KIO3 I- → KI
2Cr+3 → 2Cr(OH)3 2CrO4= → 2K2CrO4
y OH- → 10KOH zH2O → 5H2O
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- Scrivo la reazione fino ad ora trovata: KIO3 + 2Cr(OH)3 + 4KOH → KI + 2K2CrO4 + 5H2O
- Controllo se l'ambiente e l'acqua sono ben bilanciati: (KOH) = n°K 2°membro - n°K 1° membro = 5 - 1 = 4 =
4KOH (Bilanciamento esatto )
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- Calcolo l' acqua: (H2O) = (H1 - H2)/2 = (10-0)/2 = 10/2 = 5 =
5H2O - Riscrivo la reazione molecolare completa:
KIO3 +2Cr(OH)3 + 4KOH → KI + 2K2CrO4 + 5H2O
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- Scrivo la reazione ionica trovata e quella molecolare ottenuta:
IO3- + 2Cr+3 + 10 OH- → I- +2CrO4-2 + 5H2O Reazione ionica
KIO3 +2Cr(OH)3 + 4KOH → KI + 2K2CrO4 + 5H2O
Reazione molecolare
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Ambiente neutro
Lo stesso procedimento si utilizza in reazioni che avvengono in ambiente neutro:
AsO3
3- + I2 + H
2O → AsO
43- + H+ + I-
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1) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:
AsO33- → AsO
43-
I2 → 2I-
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2) Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento:
AsO3
3- → AsO43-+ 2e
I2 + 2e → 2I -
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3) Essendo uguale il numero degli elettroni in movimento non si deve
effettuare alcun bilanciamento.
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4) Si bilancia nei reagenti l’ossigeno con H
2O e nei prodotti l’idrogeno, così
aggiunto, con ioni H+, controllando il bilanciamento delle cariche:
AsO33- + H
2O → AsO
43-+ 2e + 2H+
+I2 + 2e → 2I -
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5) - Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni:
AsO33- + H
2O → AsO
43-+ 2e + 2H+
I2 + 2e → 2I -
-----------------------------------------------------------AsO
33- + I
2 + H
2O → AsO
43-+ 2I -+ 2H+
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Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare
bilanciata:
KAsO3 + I
2 + H
2O →KAsO
4 + 2HI .
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Disproporzione o Ossidoriduzione interna o Dismutazione
Reazione di ossidoriduzione in cui uno stesso composto in “parte si ossida e
in parte si riduce”, o un'ossidoriduzione in cui la “forma ossidata del l'ossidante
e la forma ridotta del riducente” danno come orma ridotta dell'Ox e come forma
ossidata del Red “uno stesso composto”.
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Calcolare il numero di ossidazione di tutte le specie chimiche presenti nei
diversi composti
Es: K2SO
4
n.o.O = - 2 n.o.K = +1[(+1) 2] + [x] + [(-2 ) 4] = 0⋅ ⋅x = n.o.S = +6
CaSO3; Na
2CO
3 ;CO
2; ZnCl
2; NH
3; NH
4Cl; CaF
2 ; SiO
2;
H2SO
4; Ba(OH)
2 ; O
2 ; Fe3+; NaHCO
3; NO
3-
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Completare e bilanciare le seguenti reazioni di ossido-riduzione:
Cr2O72 - + Br- → Br2 + Cr3+ (in ambiente acido)
Hg + HNO3 + HCl → HgCl2 + NO + H2O
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P + CO
MnO4- + Cl - → Mn2+ + Cl2 (in ambiente acido)
P4 + OH - → PH3 + H2PO2-