REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE

riducente ossidante

In una reazione di ossido-riduzione: l’ossidante acquista elettroni e si riduce il riducente cede elettroni e si ossida Le due semireazioni, di ossidazione e di riduzione, possono avvenire separatamente (ad esempio nelle pile) ma non indipendentemente

Forza degli ossidanti e dei riducenti: è legata alla tendenza a dare (riducente) o ad acquistare (ossidante) elettroni

+7 -2 KMnO4(aq) + K2S(aq) + HClO4(aq) Mn(ClO4)2(aq) + SO2(g) + KClO4(aq) + H2O(l) +4 +2 Agente ossidante (si riduce): il permanganato, perché il Mn passa da stato di ossidazione +7 a +2 Agente riducente (si ossida): il solfuro, perché lo S passa da stato di ossidazione -2 a +4 Mn: +7 +2 Mn(+7) + 5e- Mn(+2) S: -2 +4 S(-2) S(+4) + 6e- X 6 X 5 Si assegnano i coefficiente stechiometrici alle specie in cui varia il numero di ossidazione 6 KMnO4(aq) + K2S(aq) + HClO4(aq) Mn(ClO4)2(aq) + SO2(g) + KClO4(aq) + H2O(l) 5 6 5

Il bilancio elettronico Il bilancio di massa 6 KMnO4(aq) + K2S(aq) + HClO4(aq) Mn(ClO4)2(aq) + SO2(g) + KClO4(aq) + H2O(l) 5 28 6 5 16 14 Quindi si bilanciano gli altri atomi: K (16 atomi a sinistra e 16 atomi a destra), Cl (28 atomi a destra e 28 atomi a sinistra), H (28 a sinistra e 28 a destra), O (136 a sinistra e 136 a destra) Abbiamo fatto: Il bilancio elettronico Il bilancio di massa

Reazione in forma ionica -2 +2 +4 +7 MnO4-(aq) + S2-(aq) + H+(aq) Mn2+(aq) + SO2(g) + H2O(l) Mn: +7 +2 Mn(+7) + 5e- Mn(+2) S: -2 +4 S(-2) S(+4) + 6e- X 6 X 5 6 MnO4-(aq) + S2-(aq) + H+(aq) Mn2+(aq) + SO2(g) + H2O(l) 5 6 5 14 28 Bilanciamento delle cariche: 16 cariche negative a sinistra e 12 positive a destra quindi davanti ad H+ bisogna mettere il coefficiente 28 (16 + 12 = 28, perché si devono aggiungere 16 cariche negative che annullano quelle già presenti, più 12 positive per bilanciare le cariche presenti sulla destra) Bilancio di massa: 28 atomi di H a sinistra e 28 a destra

Molte volte, per le reazioni che avvengono in soluzione acquosa, si può omettere di indicare gli ioni H+ (o OH-) e l’acqua, con l’indicazione però che la reazione avviene in ambiente acido (o basico) Es: bilanciare la seguente reazione che avviene in ambiente acido MnO4-(aq) + S2-(aq) Mn2+(aq) + SO2(g) +7 -2 +2 +4 La reazione si scompone in due semireazioni: MnO4-(aq) + 5e- Mn2+(aq) S2-(aq) SO2(g) + 6e- Le due semireazioni si bilanciano tenendo conto dell’ambiente acido, quindi aggiungendo ioni H+ dove c’è un difetto di carica positiva (o un eccesso di carica negativa):

MnO4-(aq) + 5e- + 8 H+(aq) Mn2+(aq) + 4 H2O(l) S2-(aq) + 2 H2O(l) SO2(g) + 6e- + 4 H+(aq) Quindi le due semireazioni si moltiplicano rispettivamente per 6 e per 5 (elettroni scambiati nella reazione di ossido-riduzione): 6 MnO4-(aq) + 30e- + 48 H+(aq) 6 Mn2+(aq) + 24 H2O(l) 5 S2-(aq) + 10 H2O(l) 5 SO2(g) + 30e- + 20 H+(aq) 6 MnO4-(aq) + 5 S2-(aq) + 28 H+(aq) 6 Mn2+(aq) + 5 SO2(g) + 14 H2O(l)

6

2

6 1, 6, 14H+, 6, 2, 7H2O

(reazione redox di disproporzione) Esempi Acido ossalico (2, 6, 5, 2, 10, 8, 2) (1, 2, 1, 1) (3, 8, 3, 2, 4) (5, 1, 8, 5, 1, 4) (3, 1, 2, 1) (reazione redox di disproporzione)