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Reazioni ed Equazioni Chimiche
Reazione chimica
• Trasformazione di una o più sostanze (REAGENTI) in una o più sostanze (PRODOTTI)
Equazioni chimiche
• Traduzione scritta delle reazioni chimiche
• Per scrivere un’equazione chimica è necessario conoscere le formule chimiche di tutti i
reagenti e di tutti i prodotti di reazione.
a A + b B → l L + m M
• Le sostanze A e B sono i reagenti
• Le sostanze L e M sono i prodotti
• Il simbolo → indica che i reagenti si trasformano completamente nei prodotti. Se la
reazione è incompleta si usa una doppia freccia. ( )
• I numeri a, b, l, m che precedono le formule sono i coefficienti stechiometrici
Coefficienti stechiometrici :
sono numeri generalmente interi (solo in qualche caso sono frazionari) che indicano il numero
di atomi, molecole, ioni, ecc. di reagenti e di prodotti che partecipano alla reazione
¡ rappresentano il numero di moli dei reagenti e dei prodotti
¡
Le reazioni chimiche possono essere divise in due classi:
a)
reazioni che avvengono senza trasferimento di elettroni (reazioni di scambio, reazioni di
neutralizzazione, reazioni di dissociazione)
Es: Ba2+(aq) + 2 Cl –(aq) + 2 Ag+(aq) + 2 NO3–(aq) → 2 AgCl(s) + Ba2+(aq) + 2 NO3–(aq)
Considerando che il solido AgCl è un solido ionico, formato da ioni Ag+ e Cl–, si può osservare che
durante la reazione nessuno degli ioni cambia la propria struttura elettronica.
b)
reazioni che avvengono con trasferimento di elettroni (reazioni di ossido-riduzione o redox)
Es:
Cu2+(aq) + SO42 –(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq) + SO42 –(aq)
Si può osservare che alcune specie cambiano la propria struttura elettronica: l’atomo di Zn da
neutro si trasforma in ione Zn2+; lo ione Cu2+ si trasforma in atomo neutro Cu. Tali trasformazioni
comportano necessariamente uno scambio di elettroni:
Zn → Zn2+ + 2 e–
Cu2+ + 2 e – → Cu
NOTA: E’ possibile scrivere, in basso a destra, lo stato fisico in cui si trovano i reagenti ed i prodotti:
• (g) indica che la sostanza è gassosa
• (l) indica che la sostanza è liquida
• (s) indica che la sostanza è solida
• (aq) indica una soluzione acquosa della sostanza
BILANCIAMENTO DI UNA REAZIONE CHIMICA
L’equazione chimica ha un significato quantitativo solo quando è bilanciata , cioè quando vengono posti
davanti ai reagenti ed ai prodotti gli opportuni coefficienti stechiometrici.
PER REAZIONI CHE AVVENGONO SENZA TRASFERIMENTO DI ELETTRONI, i coefficienti
stechiometrici devono soddisfare i seguenti principi:
principio di conservazione della massa
principio di conservazione della carica (per le equazioni chimiche scritte in forma ionica)
Principio di conservazione della massa: il numero totale degli atomi di tutti gli elementi presenti nei
prodotti di reazione deve essere uguale al numero totale degli atomi di tutti gli elementi presenti
nei reagenti.
Principio di conservazione della carica: la somma algebrica delle cariche degli ioni presenti nei reagenti
deve essere uguale alla somma algebrica delle cariche degli ioni presenti nei prodotti.
REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE
Una reazione in cui avvengono scambi di elettroni può essere formalmente
scomposta in due semi-reazioni distinte, una di ossidazione e l’altra di riduzione.
Viene definita ossidazione una semireazione in cui una specie chimica perde
elettroni e riduzione una semireazione in cui una specie chimica acquista
elettroni.
Nella reazione: Cu2+(aq) + SO42 –(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq) + SO42 –(aq)
sono individuali le due semi-reazioni:
Zn → Zn2+ + 2 e–
semi-reazione di ossidazione
Cu2+ + 2 e – → Cu
semi-reazione di riduzione
Un’ossidazione può avvenire solo se contemporaneamente avviene una riduzione.
Viene chiamata ossidante la specie che acquista elettroni (cioè quella che si
riduce) e riducente quella che perde elettroni (cioè quella che si ossida).
BILANCIAMENTO DI UNA OSSIDO-RIDUZIONE
PER REAZIONI CHE AVVENGONO CON TRASFERIMENTO DI ELETTRONI, i coefficienti
stechiometrici devono soddisfare:
BILANCIAMENTO ELETTRONICO
principio di conservazione della massa
principio di conservazione della carica (per le equazioni chimiche scritte in forma ionica)
BILANCIAMENTO ELETTRONICO: in una reazione di ossido-riduzione il numero di elettroni ceduti
dalla specie riducente deve essere uguale al numero di elettroni acquistati dalla specie ossidante
Il bilanciamento elettronico costituisce la prima operazione da eseguire per il bilanciamento di una
ossido-riduzione; solo successivamente vengono applicati i principi di conservazione della massa e della
carica, come nel caso di reazioni che avvengono senza trasferimento di elettroni.
Il bilanciamento elettronico viene effettuato attraverso:
Ò la determinazione dei numeri di ossidazione di tutte le specie che partecipano alla reazione;
Ò la individuazione delle specie che cambiano il proprio numero di ossidazione (specie ossidante e
riducente);
Ò la scelta degli opportuni coefficienti stechiometrici che permettano di eguagliare il numero degli
elettroni coinvolti nelle due semireazioni.
REGOLE PER IL CALCOLO DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE
1.
Il numero di ossidazione (n.o.) di un atomo di qualsiasi specie chimica allo stato elementare è
zero.
Es: Na, Fe, C, H2, Cl2, P4, S8
2.
Il n.o. di qualsiasi ione monoatomico è uguale alla carica dello ione:
Es: Na+ n.o.=+1;
3.
Ba2+ n.o.=+2;
Fe3+ n.o.=+3;
Br- n.o.= -1;
S2- n.o.= -2.
Il n.o. dell’idrogeno nei suoi composti è sempre +1, eccetto che negli idruri in cui è -1.
Es: n.o.H=+1
n.o.H= -1
4.
n.o.=0
in HCl, H2O, HNO3, NH3, NH4+
in NaH,
CaH2,
B2H6
Il n.o. dell’ossigeno nei suoi composti è generalmente –2, eccetto che nei perossidi in cui è –1 e
nel composto con il fluoro in cui è +2.
Es: n.o.O= -2
in
H2O, BaO, H2SO4, Cl2O5
n.o.O= -1
in
H2O2, Na2O2
n.o.O= +2 in
OF2
REGOLE PER IL CALCOLO DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE
5.
La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in un composto neutro deve essere zero.
6.
La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi presenti in uno ione poliatomico (es. NH4+, SO42-,
PO43-)
deve essere uguale alla carica dello ione.
7.
Gli elementi dei gruppi I, II, III del sistema periodico nei loro composti hanno n.o. sempre
positivo che si identifica con il numero del gruppo di appartenenza.
Es: gruppo I
8.
n.o.=+1;
gruppo II n.o.=+2;
gruppo III n.o.=+3
Il n.o. massimo di un atomo di un elemento non può essere superiore al numero del gruppo di
appartenenza
Es:
gruppo IV n.o.max =+ 4;
gruppo V n.o. max = +5;
gruppo VI n.o. max = +6;
gruppo VII n.o. max = +7
Esempi di bilanciamento di ossido-riduzioni
1.
KMnO4 + SnSO4
+ H2SO4 → Sn(SO4)2
+
MnSO4 +
H 2O
+ K2SO4
BILANCIAMENTO ELETTRONICO:
Ò vengono determinati i numeri di ossidazione:
(+1) (+7) (–2 )
(+2)(+6 )(–2)
(+1) (+6 )(–2)
(+4 )(+6 )(–2)
+ H2SO4 → Sn(SO4)2
K MnO4 + SnSO4
(+2 ) (+6 )(–2)
+
MnSO4 +
(+1) (–2)
(+1) (+6) (–2)
H 2O
+ K2SO4
H 2O
+ K2SO4
ÒMn e Sn variano il proprio numero di ossidazione
Ò vengono individuate le due semireazioni ed il numero di elettroni in gioco:
(+7)
(+2)
(+4)
+ H2SO4 → Sn(SO4)2
KMnO4 + SnSO4
(+2)
+
MnSO4 +
(+5 e-)
(-2 e-)
Ò vengono individuati i due numeri per cui moltiplicare le due semireazioni in modo che gli elettroni coinvolti
siano in numero uguale. Questi due numeri diventano i coefficienti stechiometrici per i corrispondenti
reagenti
(+7)
(+2)
(+4)
2 KMnO4 + 5 SnSO4
+ H2SO4 → Sn(SO4)2
(+5 e-)
(+2)
+
MnSO4 +
H 2O
+ K2SO4
x2
(-2 e-)
x5
Ò si procede al bilanciamento di massa:
2 KMnO4 + 5 SnSO4
+ 8 H2SO4 → 5 Sn(SO4)2
+ 2 MnSO4 + 8 H2O
+ K2SO4