Lic. classico”D.A. Azuni” - Sassari Prof. Paolo Abis

Reazioni Chimiche Tutti i diversi tipi di reazioni chimiche possono essere classificati in due sole categorie fondamentali: le reazioni che avvengono con trasferimento di protoni da una specie chimica ad un'altra, e quelle che avvengono con trasferimento di elettroni da un atomo ad un altro. Le prime sono le reazioni acido-base, mentre le seconde si chiamano reazioni di ossido-riduzione.

Ossidazione Nel linguaggio comune, con il termine di "ossidazione" si intende indicare le trasformazioni che subiscono i metalli (o anche altre sostanze) quando sono esposti all'aria per lungo tempo. Si dice ad esempio che il ferro si è ossidato quando si è formata la ruggine, oppure che il vino si è ossidato quando, per essere stata tappata male la bottiglia entro la quale avrebbe dovuto conservarsi, ha alterato le sue qualità organolettiche. Si tratta, in entrambi i casi, di trasformazioni causate dalla presenza dell'ossigeno. Nel caso del ferro, esso reagisce con l'ossigeno nel modo seguente: 4 Fe + 3 O2  --->  2 Fe2O3

Riduzione Allo stesso modo, si usa comunemente il termine di "riduzione" per indicare le trasformazioni di sottrazione dell'ossigeno da alcune sostanze. Si usa dire ad esempio che i metalli si ottengono dai loro minerali per riduzione. I minerali del ferro, che sono sostanzialmente degli ossidi, vengono infatti ridotti a ferro metallico utilizzando il carbone coke all'interno di grossi dispositivi a forma di tino detti "alti forni". La reazione che avviene in questi impianti può essere sintetizzata nel modo seguente:                                      Fe2O3 + 3 C  ---->  2 Fe + 3 CO

Reazioni di ossido-riduzione Se si osserva con attenzione l'ultima reazione che abbiamo scritto: Fe2O3 + 3 C  ---->  2 Fe + 3 CO si nota che oltre alla riduzione dell'ossido di ferro a ferro è avvenuta anche l'ossidazione del carbonio ad ossido. In effetti, si realizza contemporaneamente anche una riduzione. Le reazioni in cui avvengono contemporaneamente una reazione di ossidazione ed una di riduzione sono dette : reazioni di ossido-riduzione (o, più brevemente, reazioni redox). riduzione ossidazione

Cu2+(aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+(aq) Reazioni redox Se analizziamo le reazioni redox notiamo che nella ossidazione vi è sempre una molecola in cui un elemento che la costituisce perde uno o più elettroni e, contemporaneamente, vi è un’altra molecola in cui un elemento acquista elettroni. Cu2+(aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+(aq) Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- cede e- Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) acquista e- reaction of SnCl2 + Zn, and the Sn

Riducente-Ossidante La molecola in cui è contenuto l'atomo che perde elettroni e che quindi si ossida, si dice agente riducente (o semplicemente riducente), viceversa la molecola in cui è contenuto l'atomo che assume gli elettroni, riducendosi, viene detta agente ossidante (o semplicemente ossidante).

Riduzione-Ossidazione Cu2+(aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+(aq) agente riducente si ossida Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e cede e- agente ossidante Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) acquista e- si riduce animazione

Il concetto generale 2 Na + Cl2 ---> 2 NaCl Il concetto di ossido-riduzione oggi viene esteso a qualsiasi sostanza o elemento chimico che acquista o perde elettroni (indipendentemente dalla presenza o meno dell’ossigeno). Ad esempio la seguente reazione di sintesi è una reazione di ossido-riduzione: 2 Na + Cl2  --->  2 NaCl La trasformazione del sodio metallico in ione sodio, attraverso la perdita di elettroni (ossidazione) e, contemporaneamente, la trasformazione del cloro atomico in ione cloro, attraverso l'acquisto di elettroni (riduzione).

Il concetto generale

Reazioni redox Tutte le reazioni di combustione: CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) Reazioni di un metallo con un acido: Zn(s) + H2SO4(aq)  ZnSO4(aq) + H2(g) Reazioni di un metallo con un altro metallo: Zn(s) + CuSO4(aq)  Cu(s) + ZnSO4(aq)

Ossidanti e riducenti

Ricapitolando Ossidazione: Riduzione: Acquisto di ossigeno Perdita di elettroni Riduzione: Perdita di ossigeno Acquisto di elettroni Incremento del numero di ossidazione Riduzione del numero di ossidazione

Ossidato - acquista ossigeno 2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) Sarà una redox ? Mg  Mg2+ Ossidato – perde e- +2e- Mettiamo gli e- O  O2- Ridotto – acquista e- +2e- E’ una redox !!!

Molto Importante Non ci può essere ossidazione senza riduzione: gli elettroni non vanno in giro da soli! Tanti elettroni perde la specie che si ossida, tanti ne deve guadagnare quella che si riduce.

Il nostro esperimento 1 2 3 4

Cosa avviene ? Riduzione degli ioni Ag+ ad opera del rame metallico. Cu + Ag+ ----> Cu2+ + Ag

Cu(s) + 2AgNO3(aq)  Cu(NO3 )2(aq) + 2Ag(s) Ossidato? Ridotto? Completiamo la semi-reazione Cu  Cu2+ Ossidato – perde e- +2e- 2Ag+  2Ag Ridotto – acquista e- +2e-

Ricapitolando Ossidazione: Riduzione: Acquisto di ossigeno Perdita di elettroni Riduzione: Perdita di ossigeno Acquisto di elettroni Incremento del numero di ossidazione Riduzione del numero di ossidazione

... e il numero di ossidazione ? Per scoprire se una reazione chimica è o non è una reazione redox, è sufficiente controllare i numeri di ossidazione degli elementi che partecipano alla reazione. Il cambiamento del numero di ossidazione corrisponde infatti ad un trasferimento di elettroni da una specie chimica ad un'altra.

... e il numero di ossidazione ? Si definisce numero di ossidazione di un elemento, un numero, di solito intero, preceduto dal segno (+) o (-), che indica gli elettroni che un atomo ha acquistato (o ceduto). a) se un elemento ha aumentato il suo n.o. si è ossidato in quanto ad un aumento del numero di ossidazione corrisponde una perdita di elettroni. b) se un elemento ha diminuito il n.o., si è ridotto perché ad una diminuzione del numero di ossidazione corrisponde l'acquisto di elettroni.

Cu2+(aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+(aq) Numero di Ossidazione Cu2+(aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+(aq) si ossida Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e cede e- Aumenta il n. di ossidazione +2 Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) acquista e- si riduce Diminuisce il n. di ossidazione +2

H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H +1 O -2

H2 + ½ O2  H2O +1 H -2 O Ossidato? Ridotto? O H diminuzione H Ridotto? -2 O H incremento del n. di Ossidazione O diminuzione del n. di Ossidazione