Le reazioni di ossido-riduzione

Presentazione sul tema: "Le reazioni di ossido-riduzione"— Transcript della presentazione:

1 Le reazioni di ossido-riduzione
CAPITOLO Le reazioni di ossido-riduzione 22 Indice Reazioni di ossido-riduzione Numeri di ossidazione Reazioni di ossido-riduzione in soluzione Come riconoscere le reazioni di ossido-riduzione Ossidanti e riducenti nelle reazioni redox Bilanciamento delle reazioni redox: metodo del numero di ossidazione Bilanciamento delle reazioni redox: metodo delle semireazioni Reazioni di disproporzione (o di dismutazione) Mappa concettuale: Ossidazione e riduzione Calcoli nelle reazioni redox Reattività degli elementi: competizione per gli elettroni Mappa concettuale: Le reazioni di ossido-riduzione

2 Reazioni di ossido-riduzione
1 Reazioni di ossido-riduzione Le reazioni chimiche che portano alla formazione di composti ionici sono reazioni di ossido-riduzione e avvengono con trasferimento di elettroni. Una reazione in cui una specie chimica, atomo o ione, perde elettroni è detta di ossidazione.

3 Reazioni di ossido-riduzione
1 Reazioni di ossido-riduzione Una reazione in cui una specie chimica, atomo o ione, acquista elettroni è detta di riduzione. Una ossidazione si verifica sempre contemporaneamente ad una riduzione: reazioni di questo tipo sono dette di ossido-riduzione o reazioni redox. Nelle reazioni chimiche che portano alla formazione di composti covalenti non si verifica trasferimento di elettroni. In questi composti il doppietto elettronico condiviso è più spostato verso l’atomo più elettronegativo.

4 2 Numeri di ossidazione A ciascun atomo di una molecola o di uno ione si assegna un numero (positivo o negativo), il numero di ossidazione (n.o.) che è in relazione con la perdita o l’acquisto reale o apparente di elettroni rispetto all’atomo isolato. I numeri di ossidazione permettono di seguire il trasferimento degli elettroni durante una reazione. È possibile assegnare il numero di ossidazione ad un atomo in un composto applicando semplici regole.

5 Ad esempio, il n.o. di Fe2+ è +2, il n.o. di Br– è –1, ecc.
Numeri di ossidazione Regole per assegnare i numeri di ossidazione 1. Gli atomi allo stato elementare (non combinato) come Na, Al, Fe, hanno numero di ossidazione zero. 2. Gli ioni monoatomici hanno un numero di ossidazione che è uguale in grandezza e nel segno alla carica dello ione. Ad esempio, il n.o. di Fe2+ è +2, il n.o. di Br– è –1, ecc. 3. L’idrogeno nei suoi composti ha numero di ossidazione +1. Nel caso in cui H è combinato con un elemento più elettronegativo, come LiH, il suo n.o. è −1. 4. L’ossigeno nei suoi composti ha numero di ossidazione –2. Invece nei perossidi, come H2O2, ha n.o. −1 e in OF2 assume il valore +2 perché il fluoro è l’elemento più elettronegativo.

6 2 Numeri di ossidazione 5. Gli alogeni nei loro composti hanno numero di ossidazione −1. Quando sono combinati con l’ossigeno, possono assumere più valori positivi del numero di ossidazione. Il n.o. del fluoro è sempre −1. 6. In un composto elettricamente neutro, la somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi è uguale a zero. 1 3 (Ogni N ha n.o. = —— di –1). In NaN3 la somma dei numeri di ossidazione è zero. +1 –1 7. Negli ioni poliatomici la somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi è uguale alla carica dello ione.

7 Reazioni di ossido-riduzione in soluzione
3 Reazioni di ossido-riduzione in soluzione NH3 + ClO−  NH2Cl + OH− L’ammoniaca e la candeggina (soluzione di ipoclorito di sodio) non devono mai essere miscelate perché reagiscono formando cloramina (NH2Cl), un gas molto pericoloso. L’acido muriatico (soluzione di HCl) e la candeggina non devono mai essere miscelati perché reagiscono formando cloro, un gas molto pericoloso. 2H+ + ClO− + Cl−  Cl2 + H2O Fe + 2 H+  Fe2+ + H2 Il ferro reagisce con l’acido cloridrico con formazione di idrogeno e di una soluzione di FeCl2.

8 Reazioni di ossido-riduzione in soluzione
3 Reazioni di ossido-riduzione in soluzione Il concetto di numero di ossidazione conduce ad una definizione operativa dei termini ossidazione e riduzione. riduzione Fe(s) + 2 H+(aq)  Fe2+(aq) + H2(g) ossidazione Una semireazione in cui un atomo aumenta il numero di ossidazione è detta di ossidazione. Una semireazione in cui un atomo abbassa (diminuisce) il numero di ossidazione è detta di riduzione.

9 Come riconoscere le reazioni di ossido-riduzione
4 Come riconoscere le reazioni di ossido-riduzione Una reazione è detta di ossido-riduzione se vi è variazione del numero di ossidazione di due differenti elementi che partecipano alla reazione. La reazione tra magnesio e cloro che dà cloruro di magnesio è una reazione di ossido-riduzione perché sia il magnesio che il cloro variano il loro numero di ossidazione. Mg Cl2  Mg Cl– –1

10 Ossidanti e riducenti nelle reazioni redox
5 Ossidanti e riducenti nelle reazioni redox Se vi è variazione del numero di ossidazione di due differenti elementi una reazione è detta di ossido-riduzione. In una reazione redox è detta: - riducente la specie chimica che rilascia elettroni e provoca la riduzione di un’altra specie chimica. - ossidante la specie chimica che acquista elettroni e provoca l’ossidazione di un’altra specie chimica Cu(s) Ag+(aq)  Cu2+(aq) Ag(s) agente riducente agente ossidante

11 Bilanciamento delle reazioni redox: metodo del numero di ossidazione
6 Bilanciamento delle reazioni redox: metodo del numero di ossidazione Per il bilanciamento segui i seguenti passaggi: a. Assegna i numeri di ossidazione agli atomi. b. Traccia un ponte tra gli atomi che hanno variato il numero di ossidazione. c. Uguaglia gli elettroni ceduti e acquistati. d. Bilancia la reazione in termini di massa.

12 Bilanciamento delle reazioni redox: metodo delle semireazioni
7 Bilanciamento delle reazioni redox: metodo delle semireazioni Per le reazioni di ossido-riduzione in soluzione acquosa è conveniente eseguire il bilanciamento con il metodo delle semireazioni. Per il bilanciamento segui i seguenti passaggi: a. Scrivi la reazione da bilanciare in forma ionica netta e assegna i numeri di ossidazione. b. Scrivi separatamente le due semireazioni di ossidazione e di riduzione. c. Bilancia la carica ionica addizionando ioni H+ (soluzione acida) o ioni OH (soluzione basica). d. Bilancia gli atomi di idrogeno addizionando molecole di H2O. e. Moltiplica ciascuna semireazione per un appropriato numero intero in modo che gli elettroni ceduti siano uguali a quelli acquistati. f. Somma le due semireazioni e cancella le specie identiche.

13 Reazioni di disproporzione (o di dismutazione)
8 Reazioni di disproporzione (o di dismutazione) Nelle reazioni di disproporzione la stessa sostanza subisce sia l’ossidazione che la riduzione. −1 Cl OH−  ClO− Cl− H2O cloro ione ipoclorito ione cloruro

14 Mappa concettuale: Ossidazione e riduzione
Una reazione REDOX consiste di due semireazioni Ossidazione Riduzione Agente riducente Gli atomi rilasciano elettroni Gli atomi acquistano elettroni Agente ossidante Il numero di ossidazione aumenta Il numero di ossidazione diminuisce

15 Calcoli nelle reazioni redox
9 Calcoli nelle reazioni redox Per conoscere la quantità di un ossidante o di un riducente di una soluzione si esegue una titolazione. In una reazione redox, quando si raggiunge il punto equivalente, conoscendo il volume e la molarità del titolante, si calcolano le moli corrispondenti. Quindi si usa il fattore stechiometrico per calcolare la quantità in moli dell’altra sostanza.

16 Calcoli nelle reazioni redox
9 Calcoli nelle reazioni redox Nelle reazioni redox i calcoli possono essere risolti applicando il concetto di mole o quello di equivalente. Se si applica il concetto di equivalente si esegue la seguente uguaglianza: equivalenti dell’ossidante = equivalenti del riducente Se si conosce la massa (g) di una sostanza: massa (g) equivalenti = massa equivalente

17 Calcoli nelle reazioni redox
9 Calcoli nelle reazioni redox Per massa equivalente di un ossidante o di un riducente s’intende la massa molare della sostanza diviso il numero degli elettroni che appare nella semireazione corrispondente. La relazione che intercorre tra molarità (M) e normalità (N) è: N = M  z dove z è il numero degli elettroni ceduti o acquistati da una specie chimica nella semireazione interessata.

18 Reattività degli elementi: competizione per gli elettroni
10 Reattività degli elementi: competizione per gli elettroni Le reazioni di ossido-riduzione possono essere considerate come una competizione tra due reagenti per il possesso degli elettroni. È possibile costruire una scala in cui gli ioni dei metalli sono disposti secondo la loro capacità decrescente ad acquistare elettroni. Per via sperimentale si trova che: Ag+  Cu2+  Zn2+ scala di riduzione Se, invece, si considera la capacità degli elementi a cedere elettroni, cioè ad ossidarsi, la scala diventa: Zn  Cu  Ag scala di ossidazione

19 Mappa concettuale: Le reazioni di ossido-riduzione
Numero di ossidazione Un numero di ossidazione assegnato a ciascun elemento di un composto al fine di seguire il trasferimento degli elettroni durante una reazione LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE Sono discusse in termini di variazione del numero di ossidazione di ciascun reagente Calcoli nelle reazioni redox Si può applicare il metodo delle moli o quello degli equivalenti Reattività degli elementi Capacità degli atomi o degli ioni di acquistare o cedere elettroni Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione Si utilizza il metodo del numero di ossidazione o delle semireazioni