Reazioni redox combustioni corrosioni fotosintesi metabolismo alimentare preparazione dei metalli ...................................... cosa hanno in comune? lo scambio di elettroni

Ossidazione originariamente: reazione di un elemento con l'ossigeno oggi: 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 O2- L'atomo di magnesio si ossida. Perde 2 elettroni.

Riduzione 2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2 originariamente: preparazione di un metallo dall'ossido oggi: 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 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 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 H2O H +1 O -2 NaCl (Na+ Cl -) Na +1 Cl -1 H2S H +1 S -2 Al2S3 (Al3+ S2-) Al +3 S -2 SO2 S +4 O -2 SO42- S +6 O -2 H2O2 H +1 O -1

Esempi di n. di ossidazione H2SO4 H +1 S +6 O -2 KMnO4 K +1 Mn +7 O -2 MnO4- Mn +7 O -2 Fe2O3 Fe +3 O -2 FeO Fe +2 O -2 H2, O2, N2, Na, K, Mg, Fe, S, P4 tutti 0 Cr2O72- Cr +6 O -2

Esempi di n. di ossidazione CH4 C - 4 H +1 CO2 C +4 O -2 C2H6 C - 3 H +1 C2H6O C - 2 H +1 O -2 CO C +2 O -2 C2H4O2 C 0 H +1 O -2 C6H6 C - 1 H +1

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 2 H2O 2 H2 + O2 0 0 +1 -1 +1 -2 0 0 Il sodio si è ossidato Il cloro si è ridotto L’idrogeno si è ridotto L’ossigeno si è ossidato Una reazione Redox può essere sempre scomposta idealmente in due semi-reazioni una di ossidazione ed una di riduzione Na Na+ + e- (x 2) Cl2 + 2 e- 2 Cl- 2 Na + Cl2 2 NaCl

Terminologia redox Un ossidante Un riducente si riduce si ossida acquista elettroni cede elettroni ha n.o. alto ha n.o. basso diminuisce il n.o. aumenta il n.o. 2 Mg + O2 → 2 MgO riducente ossidante

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 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) 2 KBr (aq) + I2 (CCl4) Br2 (CCl4) + 2 I- (aq) 2 Br- (aq) + I2 (CCl4) Br2 (CCl4) + 2 KI (aq) 2 KBr (aq) + I2 (CCl4) Br2 (CCl4) + 2 I- (aq) 2 Br- (aq) + I2 (CCl4) Br2 (CCl4) + 2 KI (aq) 2 KBr (aq) + I2 (CCl4) Br2 (CCl4) + 2 I- (aq) 2 Br- (aq) + I2 (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 Br- BrO3- + 6 e- + 6 H+ bil cariche Br- + 3 H2O BrO3- + 6 e- + 6 H+ bil masse Ossidazione (1) Riduzione (2) MnO4- + 5 e- Mn2+ bil elett MnO4- + 5 e- + 8 H+ Mn2+ bil cariche MnO4- + 5 e- + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O 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 : 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 Br- 6 Mn2+ + 5 BrO3- + 9 H2O (3)