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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.

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1 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 I metalli si ossidano quando reagiscono con gli acidi 6.4 Un metallo più reattivo «sposta» un metallo meno reattivo da un suo composto 6.5 L'ossigeno molecolare è un ossidante molto potente 6.6 Le reazioni redox seguono gli stessi principi stechiometrici delle altre reazioni CAPITOLO 6 Copyright © 2008 Zanichelli editore

2 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.

3 Copyright © 2008 Zanichelli editore 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) Cl 2 + 2e -  2Cl - (riduzione)

4 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI ELETTRONI 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 + Cl 2  2 NaCl Na è l’agente riducente perché perde elettroni e si ossida. Cl 2 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.

5 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI ELETTRONI 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 L’ossigeno, nei suoi composti, ha numero di ossidazione –2.

6 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI ELETTRONI 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 Fe 2 O 3 ? Analisi: Fe 2 O 3 è un composto binario ionico, applichiamo la regole 3 e 6: Fe: 2x O: 3(-2) = -6 0 = 2x + (-6) or x = +3 = numero di ossidazione di Fe.

7 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE COMPORTANO UN TRASFERIMENTO DI ELETTRONI 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.

8 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6.2 Come bilanciare le reazioni redox con il metodo delle semireazioni 6 REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE 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

9 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI Esempio: Bilancia la seguente equazione

10 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI 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 H 2 O. 4. Bilanciare H aggiungendo H Bilanciare le cariche aggiungendo e Eguagliare gli elettroni acquisiti e ceduti; poi sommare le due semireazioni. 7. Cancellare qualsiasi specie che sia uguale da entrambe le parti.

11 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI 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 H 2 O. 10. Eliminare H 2 O per quanto è possibile. 11. Molte reazioni redox avvengono in soluzioni acide o basiche.

12 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI Esempio: Bilancia la seguente equazione in soluzione basica

13 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6.3 I metalli si ossidano quando reagiscono con gli acidi 6 REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE Gli ioni H+ degli acidi sono in grado di ossidare molti metalli: Esempio: Zn(s) + 2H +  Zn 2+ (aq) + H 2 (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), H 2 SO 4 (aq) diluito a freddo; H 3 PO 4 (aq) e la maggior parte degli acidi organici. Acidi ossidanti: HNO 3 (aq) concentrato e diluito; H 2 SO 4 (aq) concentrato a caldo.

14 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO DELLE SEMIREAZIONI Tabella degli acidi ossidanti:

15 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6.4 Un metallo più reattivo «sposta» un metallo meno reattivo da un suo composto 6 REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE 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.

16 Copyright © 2008 Zanichelli editore 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 Cu 2 + (in blu) urtano con gli atomi di Zn metallico (in grigio) catturando e -. Gli ioni Cu 2 + diventano atomi di Cu (in rosso-bruno) e aderiscono alla superficie dello zinco. Gli ioni Zn 2 + (in giallo) prendono il posto degli ioni Cu 2 + in soluzione.

17 Copyright © 2008 Zanichelli editore 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.

18 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6.5 L'ossigeno molecolare è un ossidante molto potente 6 REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE L’ossigeno reagisce con molte sostanze. La combustione è una reazione tra una sostanza e O 2 accompagnata da emissione di luce e calore. I prodotti che si ottengono sono variabili in funzione della quantità di ossigeno presente Combustione di idrocarburi

19 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6 L'OSSIGENO MOLECOLARE È UN OSSIDANTE MOLTO POTENTE Combustione di idrocarburi: Anche i composti organici che contengono O producono CO 2 e H 2 O:

20 Copyright © 2008 Zanichelli editore 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 O 2 :

21 Copyright © 2008 Zanichelli editore 6.6 Le reazioni redox seguono gli stessi principi stechiometrici delle altre reazioni 6 REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE 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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