Capitolo 13
Reazioni chimiche
con trasferimento
di elettroni
13.1 Le reazioni di ossidoriduzione
comportano un trasferimento di elettroni
13.2 Come bilanciare le reazioni redox
con il metodo delle semireazioni
13.3 I metalli si ossidano quando
reagiscono con gli acidi
13.4 Un metallo più reattivo «sposta» un
metallo meno reattivo da un suo
composto
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13.1 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONECOMPORTANO UN
TRASFERIMENTO DI ELETTRONI
Le reazioni di combustione e di combinazione dei metalli con l’ossigeno a
formare ossidi, che sono state fra le prime reazioni studiate in chimica,
furono definite con la parola ossidazione. L’allontanamento
dell’ossigeno dagli ossidi metallici, per produrre i metalli allo stato
elementare, veniva invece definito come riduzione.
Col tempo si comprese che le reazioni con l’ossigeno sono casi particolari
di un fenomeno generale in cui gli elettroni si trasferiscono da una
sostanza all’altra e le reazioni di trasferimento elettronico furono
chiamate reazioni di ossidoriduzione o, più semplicemente, reazioni
redox (il termine proviene dall’unione delle abbreviazioni inglesi di
reduction e oxidation)
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Il termine ossidazione indica la perdita di elettroni da parte di un
reagente, mentre riduzione si riferisce al guadagno di elettroni da
parte di un altro reagente.
13.1 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONECOMPORTANO UN
TRASFERIMENTO DI ELETTRONI
Per esempio, la reazione fra sodio e cloro, che produce cloruro di sodio,
comporta una perdita di elettroni da parte del sodio (ossidazione del
sodio) e un guadagno di elettroni da parte del cloro (riduzione del cloro).
Possiamo esprimere questi cambiamenti sotto forma di equazioni in cui
gli elettroni sono rappresentati dal simbolo e-:
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L’ossidazione e la riduzione si realizzano sempre simultaneamente.
Nessuna sostanza può essere ossidata senza che un’altra, allo stesso
tempo, sia ridotta; il numero di elettroni persi da una sostanza è
sempre uguale al numero di elettroni guadagnati dall’altra.
Nella reazione tra sodio e cloro, per esempio, la reazione complessiva è:
13.1 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONECOMPORTANO UN
TRASFERIMENTO DI ELETTRONI
Quando due atomi di sodio si ossidano, perdono due elettroni, acquisiti
dagli atomi della molecola di cloro che si riducono a ioni cloruro.
Durante una reazione redox, quindi, una sostanza deve accettare gli
elettroni perduti da un’altra.
La sostanza che accetta gli elettroni viene detta agente ossidante
(o, più semplicemente, ossidante) perché favorisce l’ossidazione
dell’altra; allo stesso modo, la sostanza che cede gli elettroni è
l’agente riducente (o riducente) perché favorisce la riduzione
dell’altra.
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13.1 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONECOMPORTANO UN
TRASFERIMENTO DI ELETTRONI
Nel nostro esempio, il sodio è il riducente perché fornisce elettroni al
cloro, favorendone la riduzione: la conseguenza è che il sodio si ossida.
Al contrario, il cloro è l’ossidante poiché accetta gli elettroni dal sodio,
favorendone l’ossidazione: il cloro si riduce a ione cloruro. Questi due
importanti concetti possono essere facilmente memorizzati ricordando
che:
•l’agente riducente è la sostanza che si ossida;
•l’agente ossidante è la sostanza che si riduce.
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13.1 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONECOMPORTANO UN
TRASFERIMENTO DI ELETTRONI
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Le reazioni redox sono molto
comuni: avvengono nelle pile,
costruite in modo che gli elettroni
scambiati passino attraverso un
circuito esterno dove possono
fornire l’energia necessaria al
funzionamento di una lampadina o
di un computer; il metabolismo
dei nutrienti, che fornisce energia
al nostro organismo, si realizza
tramite reazioni redox; la
candeggina di uso domestico
agisce ossidando le sostanze che
macchiano i tessuti, rendendole
incolori o più facili da rimuovere
13.1 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONECOMPORTANO UN
TRASFERIMENTO DI ELETTRONI
► LE REDOX COMPORTANO VARIAZIONI NEI NUMERI DI
OSSIDAZIONE
A ogni elemento presente in un composto o in uno ione possiamo
associare un numero molto importante ai fini della nomenclatura, ossia
il numero di ossidazione.
Nelle redox, il trasferimento di elettroni tra ossidante e riducente
ha come conseguenza la variazione del numero di ossidazione degli
elementi coinvolti; pertanto, un’altra applicazione di questo concetto
consente la definizione dei termini ossidazione e riduzione nel modo più
generale possibile:
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una reazione redox è una reazione chimica in cui i numeri di
ossidazione subiscono delle variazioni: l’ossidazione porta a un
aumento del numero di ossidazione; la riduzione porta a una
diminuzione del numero di ossidazione.
13.1 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONECOMPORTANO UN
TRASFERIMENTO DI ELETTRONI
► LE REDOX COMPORTANO VARIAZIONI NEI NUMERI DI
OSSIDAZIONE
Applichiamo adesso questi concetti alla reazione dell’idrogeno con il
cloro. Per evitare di confondere i numeri di ossidazione con le cariche
elettriche, scriviamo i numeri di ossidazione sopra i simboli dei rispettivi
elementi nella formula:
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13.1 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONECOMPORTANO UN
TRASFERIMENTO DI ELETTRONI
► LE REDOX COMPORTANO VARIAZIONI NEI NUMERI DI
OSSIDAZIONE
Vediamo ora un altro esempio:
Attribuiamo ora i numeri di ossidazione ai reagenti e ai prodotti:
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13.1 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONECOMPORTANO UN
TRASFERIMENTO DI ELETTRONI
► LE REDOX COMPORTANO VARIAZIONI NEI NUMERI DI
OSSIDAZIONE
Da quanto visto deduciamo che nel KCl il cloro si ossida (aumenta il suo
numero di ossidazione e in MnO2 il manganese si riduce (diminuisce il
suo numero di ossidazione. L’agente riducente è KCl, mentre MnO2 è
l’agente ossidante.
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
In molte reazioni redox che avvengono in soluzione acquosa sono
coinvolti ioni: si tratta di reazioni ioniche.
Come per le reazioni di metatesi, nello studio delle reazioni redox
è utile scrivere le equazioni ioniche e ioniche nette. Il bilanciamento
delle equazioni ioniche nette relative alle reazioni redox risulta
particolarmente semplice se seguiamo il procedimento chiamato
metodo delle semireazioni.
Con il metodo delle semireazioni, i processi di ossidazione e riduzione
sono suddivisi in due equazioni, dette semireazioni, che vengono
bilanciate separatamente.
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Le semireazioni bilanciate sono quindi combinate tra loro per ottenere
l’equazione ionica netta correttamente bilanciata.
13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
Per illustrare l’applicazione del metodo, bilanciamo l’equazione ionica
netta della reazione in soluzione acquosa fra tricloruro di ferro, FeCl3, e
dicloruro di stagno, SnCl2, in cui il ferro viene ridotto a Fe2+ e lo stagno
ossidato a Sn4+. In questa reazione lo ione cloruro non interviene: è uno
ione spettatore.
Scriviamo l’equazione che mostra soltanto gli ioni coinvolti nella
reazione:
Il passaggio successivo consiste nel suddividere l’equazione in due
semireazioni, nel nostro caso una per lo stagno e una per il ferro:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
Adesso dobbiamo bilanciare ognuna di queste in modo da obbedire a
entrambi i criteri relativi alle equazioni ioniche bilanciate: devono
risultare bilanciati sia gli atomi sia le cariche.
In questo caso, gli atomi sono già bilanciati in ciascuna equazione
mentre le cariche non lo sono. Per bilanciare le cariche aggiungiamo
elettroni sul lato più positivo (o meno negativo) della semireazione.
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
Nella reazione redox complessiva il numero di elettroni acquisiti
deve essere uguale al numero di elettroni perduti (altrimenti gli
elettroni sarebbero un reagente o un prodotto, cosa che non può
accadere).
Da cui:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
Combinando le semireazioni bilanciate si ha:
Cancellando i 2e- a destra e a sinistra otteniamo l’equazione bilanciata
finale. In questo caso risultano bilanciati sia la carica che il
numero degli elettroni.
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► MOLTE REAZIONI REDOX
COINVOLGONO IONI H+ E OH-
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In molte reazioni redox condotte in
soluzione acquosa, gli ioni H+ e OH-,
così come l’acqua, giocano un ruolo
importante. Per esempio, se si
mescolano soluzioni di K2Cr2O7 e
FeSO4 in ambiente acido si osserva
che l’acidità della miscela diminuisce
a mano a mano che lo ione
dicromato, Cr2O72-, ossida lo ione
Fe2+.
Questo accade perché la reazione
usa H+ come reagente e produce
H2O come prodotto. In altre reazioni
viene consumato lo ione OH-; in
altre ancora, è l’acqua a comportarsi
da reagente.
13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► MOLTE REAZIONI REDOX COINVOLGONO IONI H+ E OH-
Un ulteriore aspetto importante è che in molti casi i prodotti (o
addirittura i reagenti) di una reazione redox sono diversi a seconda
dell’acidità dell’ambiente.
Lo ione MnO4-, per esempio, si riduce a ione Mn2+ in soluzione acida,
mentre in soluzione neutra o leggermente basica il prodotto della
reazione è il composto insolubile MnO2.
Quindi, prima di procedere nel bilanciamento è necessario conoscere
l’ambiente in cui si svolge la reazione.
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
Come abbiamo appena imparato, Cr2O72- reagisce con Fe2+ in soluzione
acida per dare Cr3+ e Fe3+ . Questa informazione ci consente di scrivere
la seguente equazione:
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Per bilanciare l’equazione possiamo procedere attraverso dei passaggi.
Come vedremo, il metodo delle semireazioni ci indicherà in che modo H+
e H2O sono implicati nella reazione, senza che sia necessario saperlo in
partenza.
13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
Ecco la procedura guidata passaggio per passaggio:
1. Dividere l’equazione in due semireazioni.
Iniziamo con lo scrivere le due semireazioni avendo cura di riportare le
formule complete degli ioni, come compaiono nell’equazione intera.
In ciascuna semireazione, a parte l’idrogeno e l’ossigeno, devono
comparire gli stessi elementi da entrambe le parti:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
2. Bilanciare gli atomi diversi da H e O.
Nella prima semireazione vi sono due atomi di cromo a sinistra e uno
solo a destra, quindi poniamo il coefficiente 2 davanti a Cr3+. Nella
seconda semireazione gli atomi sono già bilanciati:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
3. Bilanciare gli atomi di ossigeno aggiungendo H2O dalla parte
in cui vi è necessità di O.
Nella prima semireazione, a sinistra sono presenti sette atomi di
ossigeno mentre a destra nessuno. Aggiungiamo quindi 7H2O a destra
per bilanciare gli atomi di ossigeno.
Nella seconda semireazione non vi sono atomi di ossigeno, quindi non
dobbiamo apportare alcuna modifica:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
4. Bilanciare gli atomi di idrogeno aggiungendo H dalla parte in
cui vi è necessità di H.
Dopo aver aggiunto l’acqua, vediamo che nella prima semireazione vi è
uno sbilanciamento degli atomi di idrogeno: a destra ci sono 14H mentre
a sinistra non ce n’è alcuno. Aggiungiamo quindi 14H+ a sinistra per
bilanciare gli atomi di idrogeno:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
5. Bilanciare le cariche aggiungendo elettroni.
Calcoliamo, innanzitutto, la carica elettrica da ciascun lato. Per la prima
semireazione abbiamo:
La differenza algebrica tra le cariche nette presenti da ciascun lato è
uguale al numero di elettroni che devono essere aggiunti dalla parte più
positiva (o meno negativa). In questo caso, dobbiamo aggiungere 6e- a
sinistra:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
La semireazione è completa: è bilanciata sia per gli atomi sia per le
cariche. (Possiamo fare una verifica contando nuovamente le cariche da
entrambi i lati.)
Per bilanciare la seconda semireazione aggiungiamo un elettrone a
destra:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
6. Eguagliare gli elettroni acquisiti con quelli perduti e quindi
sommare le due semireazioni.
A questo punto abbiamo le due semireazioni bilanciate:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
Nella prima semireazione sono stati acquisiti sei elettroni mentre nella
seconda è stato perduto un solo elettrone.
Prima di sommare le due semireazioni dobbiamo pertanto moltiplicare
per 6 tutti i coefficienti della seconda semireazione:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
7. Cancellare qualsiasi specie che sia uguale da entrambe le
parti.
Questo è il passaggio finale. Vengono cancellati sei elettroni da entrambe
le parti per ottenere l’equazione finale. Osserviamo che sono bilanciati
sia gli atomi sia le cariche.
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► H+ E H2O AIUTANO A BILANCIARE LE REAZIONI REDOX IN
SOLUZIONE ACIDA
Ecco un riassunto di quanto detto nelle diapositive precedenti.
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Metodo delle semireazioni in soluzione acida
1. Dividere l’equazione in due semireazioni.
2. Bilanciare gli atomi diversi da H e O.
3. Bilanciare O aggiungendo H2O.
4. Bilanciare H aggiungendo H+.
5. Bilanciare la carica complessiva aggiungendo e- (elettroni).
6. Eguagliare gli elettroni acquisiti e ceduti, poi sommare le
semireazioni.
7. Cancellare qualsiasi specie che sia uguale da entrambe le parti.
13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► POCHI PASSAGGI IN PIÙ CONSENTONO DI BILANCIARE LE
REAZIONI REDOX IN SOLUZIONE BASICA
Nelle soluzioni basiche, la concentrazione degli ioni H+ è molto bassa; le
specie dominanti, che devono essere usate per bilanciare le semireazioni
in queste condizioni, sono H2O e OH-. Tuttavia, il sistema più semplice
per ottenere l’equazione bilanciata di una reazione redox in soluzione
basica consiste nel considerarla inizialmente come se avvenisse in
ambiente acido. Possiamo quindi bilanciare l’equazione con i sette
passaggi appena visti e concludere la procedura aggiungendo tre
passaggi che consentono di convertire l’equazione nella forma corretta
per una soluzione basica.
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► POCHI PASSAGGI IN PIÙ CONSENTONO DI BILANCIARE LE
REAZIONI REDOX IN SOLUZIONE BASICA
La conversione può essere facilmente effettuata perché H+ e OHreagiscono in rapporto 1:1 per dare H2O.
Passaggi addizionali del metodo delle semireazioni in
soluzione basica
8. Aggiungere a entrambi i lati dell’equazione un numero di OHpari al numero degli H+ presenti.
9. Trasformare H+ e OH- in H2O.
10. Eliminare H2O per quanto è possibile.
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► POCHI PASSAGGI IN PIÙ CONSENTONO DI BILANCIARE LE
REAZIONI REDOX IN SOLUZIONE BASICA
Supponiamo, per esempio, di voler bilanciare la seguente equazione in
soluzione basica:
Applicando i primi sette passaggi relativi alle soluzioni acide otteniamo:
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► POCHI PASSAGGI IN PIÙ CONSENTONO DI BILANCIARE LE
REAZIONI REDOX IN SOLUZIONE BASICA
La conversione in un’equazione corretta per la soluzione basica avviene
quindi applicando alcune regole (8-10).
8. Aggiungere a entrambi i lati dell’equazione un numero di OH
pari al numero degli H.
L’equazione per la soluzione acida presenta 2H+ a sinistra: aggiungiamo
quindi 2OH- da entrambi i lati.
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► POCHI PASSAGGI IN PIÙ CONSENTONO DI BILANCIARE LE
REAZIONI REDOX IN SOLUZIONE BASICA
9. Trasformare H e OH in H2O.
La parte sinistra contiene 2H+ e 2OH- che possono essere combinati per
formare 2H2O.
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13.2 COME BILANCIARE LE REAZIONI REDOX CON IL METODO
DELLE SEMIREAZIONI
► POCHI PASSAGGI IN PIÙ CONSENTONO DI BILANCIARE LE
REAZIONI REDOX IN SOLUZIONE BASICA
10. Eliminare H2O per quanto è possibile.
In questa equazione, si può eliminare una molecola di acqua da
entrambe le parti. L’equazione finale, bilanciata per una soluzione basica,
è:
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13.3 I METALLI SI OSSIDANO QUANDO REAGISCONO CON GLI
ACIDI
In generale, la reazione di un acido con un metallo è una reazione
redox in cui il metallo si ossida e l’acido si riduce.
La porzione dell’acido che si riduce dipende dalla natura dell’acido
stesso ma anche dal metallo.
Quando l’acido solforico reagisce con lo zinco, la reazione è la
seguente:
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13.3 I METALLI SI OSSIDANO QUANDO REAGISCONO CON GLI
ACIDI
L’idrogeno gassoso si sviluppa sotto forma di bollicine.
Possiamo seguire gli eventi della reazione assegnando i numeri di
ossidazione come abbiamo appreso in precedenza.
Nello schema che segue, la lettera Δ (lettera greca delta) indica il
cambiamento del numero di ossidazione:
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13.3 I METALLI SI OSSIDANO QUANDO REAGISCONO CON GLI
ACIDI
Il numero di ossidazione dello zinco passa da 0 a +2: lo zinco si ossida.
Il numero di ossidazione dell’idrogeno passa da +1 a 0: l’idrogeno si
riduce.
Possiamo ottenere un quadro più chiaro scrivendo l’equazione ionica
netta. L’acido solforico è un acido forte e in soluzione acquosa esiste in
forma ionica. Allo stesso modo, il solfato di zinco è un sale solubile cioè
un elettrolita forte, che può essere scritto in forma completamente
dissociata. L’equazione diviene:
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13.3 I METALLI SI OSSIDANO QUANDO REAGISCONO CON GLI
ACIDI
Eliminando gli ioni spettatori ricaviamo l’equazione ionica netta:
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Quindi lo ione H+ dell’acido è l’agente
ossidante.
Molti metalli, al pari dello zinco,
reagiscono con gli acidi e vengono
ossidati dagli ioni H+ attraverso reazioni
che producono un sale del metallo e
idrogeno gassoso
13.3 I METALLI SI OSSIDANO QUANDO REAGISCONO CON GLI
ACIDI
La tendenza a perdere elettroni varia molto da un metallo all’altro.
La mostra figura che i metalli dei Gruppi IA e IIA sono quelli che si
ossidano più facilmente, con una tendenza crescente all’aumentare del
periodo. Ciò concorda con l’andamento dell’elettronegatività, che è
minima per gli elementi in basso a sinistra nella tavola periodica.
Nella figura si osserva anche che i metalli meno facilmente ossidabili
sono soprattutto gli elementi di transizione al centro della tavola. L’oro
e il platino sono, in assoluto, quelli meno reattivi e vengono perciò
utilizzati nella manifattura dei gioielli e a livello industriale (metalli
nobili).
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13.3 I METALLI SI OSSIDANO QUANDO REAGISCONO CON GLI
ACIDI
In alcuni casi, come con il ferro e lo zinco, lo ione idrogeno è un
ossidante abbastanza forte da ossidare gli atomi metallici in soluzione
acida e produrre H2. Al contrario, gli ioni idrogeno non sono
sufficientemente forti da ossidare metalli come il rame.
Alcuni acidi sono detti acidi ossidanti e, in questi casi, gli anioni sono
ossidanti più forti di H+ . L’acido nitrico ne è un esempio: in soluzione
acquosa esso libera ioni H+ e NO3-. Lo ione nitrato è un ossidante più
forte dello ione idrogeno ed è pertanto la specie che si riduce quando
l’acido nitrico reagisce con un metallo.
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13.3 I METALLI SI OSSIDANO QUANDO REAGISCONO CON GLI
ACIDI
Essendo un ossidante più forte di H+ , NO3- riesce ad attaccare metalli
che non sono ossidati da H+ . Se una moneta di rame viene immersa
in acido nitrico concentrato, essa reagisce energicamente. Il prodotto
gassoso di colore rosso-bruno che si libera è diossido di azoto, NO2,
ottenuto dalla riduzione dello ione NO3-. L’equazione molecolare di
questa reazione è:
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13.3 I METALLI SI OSSIDANO QUANDO REAGISCONO CON GLI
ACIDI
Se scriviamo l’equazione ionica netta e assegniamo i numeri di
ossidazione, possiamo comprendere facilmente quali sono il riducente e
l’ossidante:
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Lo ione nitrato si riduce mentre il rame si ossida. Lo ione nitrato è
quindi l’agente ossidante e il rame è il riducente. Notiamo che in questa
reazione non si forma idrogeno gassoso. Gli ioni H+ di HNO3
partecipano alla reazione ma entrano semplicemente a far parte delle
molecole d’acqua, senza che avvenga un cambiamento del loro numero
di ossidazione.
13.4 UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA»UN METALLO
MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO
Lo svolgimento di idrogeno gassoso dalla reazione di un metallo con un
acido è un caso particolare di reazione di sostituzione o spostamento.
Una reazione di questo tipo avviene anche quando un metallo sposta un
altro metallo dai suoi composti. Nella figura possiamo vedere che una
barretta lucidata di zinco metallico, immersa in una soluzione di solfato
di rame, col passare del tempo si copre di un deposito rosso-bruno di
rame metallico; analizzando la soluzione troviamo che, oltre agli ioni
rame che non hanno reagito, questa contiene anche ioni zinco.
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13.4 UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA»UN METALLO
MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO
I risultati di questo esperimento possono essere espressi dall’equazione:
I cambiamenti redox che avvengono in questa reazione sono evidenziati
nell’equazione ionica netta. Solfato di rame e solfato di zinco sono
entrambi sali solubili, quindi sono completamente dissociati. Tenendo
conto che lo ione solfato è uno ione spettatore, abbiamo:
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13.4 UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA»UN METALLO
MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO
Osserviamo che lo zinco ha ridotto lo ione rame a rame metallico,
mentre lo ione rame ha ossidato lo zinco metallico a ione zinco. In
questo processo, gli ioni zinco hanno preso il posto degli ioni rame nel
sale e, quindi, nella soluzione. Nella figura possiamo vedere ciò che
avviene, a livello atomico, sulla superficie della barretta di zinco durante
la reazione.
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13.4 UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA»UN METALLO
MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO
Lo zinco, «più attivo», sostituisce un altro elemento «meno attivo». È
facile, inoltre, dimostrare che la reazione inversa non si verifica. Se una
barretta lucidata di rame viene immersa in una soluzione di solfato di
zinco, la sua superficie rimane lucente per molto tempo.
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13.4 UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA»UN METALLO
MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO
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In altre parole, un elemento
che ha maggior tendenza a
ossidarsi sposta dai suoi
composti un altro elemento
che si ossida meno
facilmente. La tendenza a
ossidarsi di due metalli può
essere stabilita con semplici
esperimenti.
Confrontando i risultati
ottenuti su molte coppie, i
metalli possono essere
disposti secondo un ordine
crescente di tendenza a
ossidarsi, nella
cosiddetta serie di attività
.
13.4 UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA»UN METALLO
MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO
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In base al criterio
utilizzato per
ordinare i metalli
nella tabella, quelli
che si trovano in
basso sono ossidati
con maggior facilità
(cioè sono più attivi)
rispetto a quelli
posizionati in alto.
Ciò significa che un
metallo viene
spostato dai suoi
composti soltanto da
un metallo che lo
segue nella tabella.
13.4 UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA»UN METALLO
MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO
Notiamo che nella serie di attività è compreso anche l’idrogeno. I
metalli che seguono l’idrogeno sono in grado di spostarlo da soluzioni
che contengono H+; questi sono i metalli capaci di reagire con gli acidi
comuni trattati in precedenza. Al contrario, i metalli che precedono
l’idrogeno nella tabella non reagiscono con questi acidi, nei quali lo
ione H+ è l’ossidante più forte.
I metalli che si trovano più in basso nella tabella si ossidano con
estrema facilità e sono, pertanto, agenti riducenti molto energici. Sono
così reattivi da ridurre l’idrogeno presente nella molecola d’acqua.
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13.4 UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA»UN METALLO
MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO
Il sodio, per esempio, reagisce vigorosamente con l’acqua liberando
H2. L’equazione è:
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13.4 UN METALLO PIÙ REATTIVO «SPOSTA»UN METALLO
MENO REATTIVO DA UN SUO COMPOSTO
Come possiamo osservare nell’esempio che segue, la serie di attività
della ci consente di prevedere l’andamento delle reazioni redox di
spostamento
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