Ossidoriduzione

Appunti di Stechiometria per Chimica
Numero d’ossidazione
Si definisce numero d’ossidazione la carica
complessiva di un atomo (differenza tra protoni
ed elettroni dell’atomo), ottenuta assegnando,
solo dal punto di vista formale, gli elettroni dei
legami covalenti polari all’atomo più
elettronegativo coinvolto nel legame.
Nel caso in cui gli atomi coinvolti nel legame
sono dello stesso elemento (uguale
elettronegatività) gli elettroni sono equamente
condivisi tra i due atomi che formano il legame
covalente puro e sono conseguentemente
assegnati in modo uguale ai due atomi.
Esempio O2
Ad entrambi gli atomi d’ossigeno sono assegnati
6 elettroni. L’ossigeno che è del sesto gruppo (sei
elettroni di valenza) ha quindi un numero
d’ossidazione pari a 0 nell’ossigeno molecolare.
Tutte le sostanze elementari hanno numero
d’ossidazione pari a 0.
Esempio H2O
L’ossigeno è più elettronegativo dell’idrogeno
quindi tutti e quattro gli elettroni di legame
possono essere assegnati formalmente
all’ossigeno che ha quindi 8 elettroni, 2 in più
dell’ossigeno neutro, quindi il suo numero
d’ossidazione è -2, mentre gli idrogeni sono
formalmente senza elettroni e hanno quindi un
numero d’ossidazione pari a +1.
Esempio perossido d’idrogeno (acqua ossigenata)
H2O2
Possiamo assegnare a ciascun ossigeno le proprie
coppie di non legame, la coppia di legame
condivisa con l’idrogeno (causa la maggiore
elettronegatività) e uno degli elettroni di legame
O-O (legame covalente puro). Il risultato è che
ciascun ossigeno ha formalmente 7 elettroni di
valenza, uno in più dell’atomo d’ossigeno neutro,
quindi il numero d’ossidazione è pari a -1, mentre
ciascun idrogeno ha un numero d’ossidazione
pari a +1.
Esempio di composto con diversi stati di
ossidazione per lo stesso elemento
Acido perossosolforico (acido di Caro) H2SO5
Se assegniamo gli elettroni di valenza coinvolti
nei legami chimici all’atomo più elettronegativo
del legame, gli atomi di idrogeno rimangono
senza elettroni e quindi con una carica positiva
+1. Questa carica rappresenta il numero di
ossidazione dell’idrogeno. Tutti gli elettroni di
valenza dello zolfo vengono assegnati agli
ossigeni più elettronegativi ai quali si lega.
Conseguentemente lo zolfo assume una carica
positiva pari a +6, che rappresenta il numero di
ossidazione dello zolfo. Gli atomi di ossigeno
coinvolti nel legame covalente puro O-O hanno
ciascuno 7 elettroni (due coppie di non legame
una coppia di legame che deriva dai legami
covalenti polari che coinvolgono l’atomo di zolfo
o l’atomo di idrogeno e un elettrone del legame
covalente puro la cui coppia viene equamente
suddivisa tra i due atomi di ossigeno).
La carica di questi due atomi di ossigeno è quindi
pari a -1 (un elettrone in più rispetto agli elettroni
di valenza dell’ossigeno neutro) . Il numero di
ossidazione è quindi per questi atomi -1. Mentre i
restanti tre atomi di ossigeno sono circondati da 8
elettroni e assumono una carica negativa pari a -2
che rappresenta lo stato di ossidazione per questi
atomi.
Quindi lo stato di ossidazione medio per
l’ossigeno nel perossosolforico è -8/5.
Ossidoriduzioni
Se aggiungiamo una barra di rame metallico in
una soluzione che contiene ioni argento (Ag+)
dopo un po’ di tempo si noterà
contemporaneamente la formazione di un
composto chiaro sulla superficie del metallo e la
comparsa di una colorazione azzurra della
soluzione.
Il solido chiaro è argento metallico, mentre il
colore azzurro della soluzione è causato dalla
presenza di ioni rame (Cu2+) (FILMATO)
E’ avvenuta la seguente reazione:
Cu + 2Ag+
Cu2+ + 2Ag
In questa reazione abbiamo due specie che
cambiano il loro stato d’ossidazione:
Il rame metallico aumenta il suo numero
d’ossidazione
passando
da
0
nella
forma
metallica a +2 nello ione rame, mentre lo ione
argento diminuisce il suo numero d’ossidazione
passando da +1 nello ione a 0 nella forma
metallica.
Questo processo avviene quindi mediante il
trasferimento degli elettroni dalla specie rame
metallico alla specie ione argento.
Le reazioni che comportano il trasferimento
d’elettroni, da una specie ad un'altra, sono
chiamate reazioni d’ossidoriduzione.
La specie che perde gli elettroni (in questo caso
il rame metallico) è la specie che si ossida
(aumenta il suo numero d’ossidazione), mentre la
specie che acquista gli elettroni (in questo caso
gli ioni argento) è la specie che si riduce
(diminuisce il suo numero di ossidazione).
La specie che si ossida è chiamata anche
riducente in quanto trasferisce gli elettroni alla
specie che si riduce, mentre la specie che si
riduce è a sua volta un ossidante in quanto fa
perdere gli elettroni alla specie che si ossida.
Nel bilanciare un’equazione chimica che descrive
una
reazione
d’ossidoriduzione,
si
deve
considerare che gli elettroni sono sempre
completamente trasferiti tra le specie che si
ossidano e si riducono e non compaiono mai né
come prodotti né come reagenti.
OSSIDANTI UTILIZZATI IN
LABORATORIO
Due
reagenti
ossidanti
molto
utilizzati
in
laboratorio sono lo ione permanganato (MnO4-)
e lo ione bicromato (Cr2O72-)
Lo ione MnO4- in ambiente fortemente acido si
riduce ad ione Mn2+, mentre in ambiente più
basico passa a biossido di manganese MnO2.
Lo ione bicromato è in equilibrio con lo ione
cromato secondo la reazione:
Cr2O72- +2OH-
2CrO42- + H2O
In ambiente acido è presente lo ione bicromato,
mentre in ambiente basico è presente lo ione
cromato.
Entrambe le specie si riducono ad ione Cr3+.
Bilanciamento delle ossidoriduzioni.
Bilanciamento sia in forma molecolare
(masse) che ionica (masse e cariche) con:
il metodo delle semireazioni
il metodo della variazione del n. di ossidazione
Il metodo delle semireazioni
Al (s) + Zn2+ (aq)
Al (s)
Al3+ (aq) + Zn (s)
Al3+ (aq) + 3e- | x 2
Zn2+ (aq) + 2e-
Zn (s) | x 3
ossidazione
riduzione
2Al (s)
2Al3+ (aq) + 6e-
3Zn2+ (aq) + 6e2Al (s) + 3Zn2+ (aq)
3Zn (s)
2Al3+ (aq) + 3Zn (s)
Il metodo della variazione del numero di
ossidazione
Al: -3e- (ox)
Al (s) + Zn2+ (aq)
Zn: +2e- (red)
2 Al (s) + 3 Zn2+ (aq)
Al3+ (aq) + Zn (s)
2 Al3+ (aq) + 3 Zn (s)