Reazioni di ossido-riduzione e reazioni chimiche in generale

Prof. Panunzi mentre a destra della reazione si trovano i

prodotti(C + D).

Ciascuna reazione chimica è spiegata sperimentalmente, questo significa

che non si può scrivere una reazione senza conoscere i reagenti e i

prodotti.

In ogni reazione vanno scritte le formule di ciascuna sostanza o il simbolo

che le rappresenta. In base alle variazioni di fase si possono distinguere:

Reazioni omogenee: sono reazioni in cui non sono apprezzabili

 variazioni di fase della materia. Sciogliendo lo zucchero nel caffè si

avvia una reazione omogenea in quanto si apprezza una sola fase

che è quella liquida.

Reazioni eterogenee: sono reazioni in cui sono apprezzabili

 variazioni di fase della materia. Si hanno reazioni di questo tipo, ad

esempio, quando sono presenti in soluzione i precipitati (non tutte

le sostanze si disciolgono completamente).

In base alla variazione del numero di ossidazione si distinguono le

reazioni redox, che ammettono variazioni del numero di

ossidazione, da tutte le altre, che, non ammettono variazioni del

numero di ossidazione, e che a loro volta, si classificano in: 1

Reazioni di scambio : sono quelle reazioni in cui si ha il passaggio

 di un elemento da una molecola ad un’altra. Questa è una reazione

di scambio: FeO + Mg → Fe + MgO

Reazioni di sintesi: sono reazioni in cui si forma un unico prodotto

 da più reagenti. È il caso dell’acqua.

+O →

2 H 2 H O

2 2 2

Reazioni di decomposizione : sono reazioni quasi sempre

 esplosive in quanto un singolo reagente causa la produzione di più

prodotti. Sono reazioni molto violente.

Reazioni di doppio scambio : sono reazioni in cui si ha uno

 scambio di due ioni tra due elementi o molecole. Si presentano in

questo modo : +CB

AB+CD → AD

Reazioni Acido - base : sono reazioni che portano sempre alla

 produzione di un sale. I reagenti sono un acido(ph˂7) e una base

(ph˃7). L’acido cloridrico reagisce con l’idrossido di sodio formando

il cloruro di sodio che si discioglie ovviamente in acqua.

−¿+ H O

2

¿

+ ¿Cl ¿

HCl+ NaOH → Na

Reazioni di spostamento: sono reazioni in cui un prodotto di

 reazione si “sposta” cioè si allontana dalla reazione.

Principio di conservazione della massa

È indispensabile conoscere questo principio per bilanciare qualsiasi

reazione chimica. Questo principio afferma che la materia non si crea e

nemmeno la si può distruggere. La materia può solo trasformarsi. In

effetti bruciando della legna, essa non viene distrutta bensì passa dallo

stato solido a quello gassoso.

In una reazione chimica quindi, il numero di atomi dei reagenti è uguale

al numero di atomi dei prodotti. Tornando all’esempio precedente si può

dire che il numero di atomi della legna è uguale al numero di atomi del

fumo generato dalla sua combustione.

Si può quindi affermare che la massa dei reagenti e dei prodotti non

varia in una reazione. C+O →C O

2 2 2

Facendo reagire carbonio e ossigeno si produce anidride carbonica. Come

si può osservare, si ha che, sia a sinistra che a destra ci sono 2 atomi di

ossigeno e uno di carbonio.

Principio di conservazione delle cariche

In una reazione chimica non solo le masse dei reagenti sono uguali a

quelle dei prodotti, infatti tale principio di “conservazione” andrebbe

applicato anche alle cariche presenti. Si ha infatti che le cariche presenti

a sinistra, ovvero le cariche dei reagenti, devono essere uguali alle

cariche presenti a destra, ossia le cariche dei prodotti.

¿+3

3+ H O

2 ¿

+¿ →1 Fe ¿

(OH ) +

1 Fe 3 H

3

Come si può osservare a sinistra sono presenti 3 cariche positive, e

quindi anche a destra sono presenti 3 cariche positive.

In rosso sono evidenziati i coefficienti stechiometrici della reazione. I

coefficienti stechiometrici sono quei coefficienti che bilanciano la

reazione. Una reazione dunque è bilanciata se sia a destra che a sinistra

della reazione si ha lo stesso numero di atomi e cariche. Infatti

nell’esempio sopraindicato si hanno 3 cariche positive a sinistra e a

destra, e 6 atomi di idrogeno e uno di ferro sia a sinistra che a destra.

Le reazioni di ossido-riduzione

Le reazioni di ossido-riduzione sono reazioni in cui c’è un trasferimento di

elettroni da un elemento all’altro.

In una reazione di ossido-riduzione, detta anche reazione redox, il

numero di elettroni ceduti da una specie deve essere uguale al numero di

elettroni acquistati dall’altra specie. In base a tale criterio si possono

trovare i coefficienti stechiometrici delle reazioni redox. Prima però

bisogna capire quale specie chimica cede elettroni, e quale li acquista.

si ossida

La sostanza che cede elettroni e si dice riducente;

si riduce

La sostanza che acquista elettroni e si dice ossidante.

Si osservi : 2+¿ 3+¿

e

¿ ¿

Fe Fe

Il ferro è uno di quegli elementi che con molta facilità tende a cedere i

suoi elettroni. Il ferro quindi tende ad essere riducente. Si hanno diversi 3

2+¿

tipi di ossidi di ferro in natura. Nel caso in cui sia a reagire con

¿

Fe 3+¿

l’ossigeno avremo ossido ferroso. Nel caso in cui sia a reagire con

¿

Fe

l’ossigeno, si avrà l’ossido ferrico.

Per riconoscere una reazione redox è molto utile considerare se c’è o

meno variazione del numero di ossidazione di un elemento (ricordando

che tutti gli elementi allo stato molecolare hanno numero di ossidazione

uguale a zero). In questo caso:

−¿ +

→ CuI I 2

¿

¿+I

2+ ¿

Cu

Si ha che lo iodio a destra ha n.O=0 mentre a sinistra vale n.O=-1. Si può

affermare che questa sia una reazione redox.

Bilanciamento reazioni di ossido-riduzione

Per bilanciare le reazioni di ossido-riduzione occorre, come del resto per

bilanciare qualsiasi reazione chimica, fare una prima analisi, osservando

cioè il tipo di reazione che si ha di fronte,ed eventualmente se sono

presenti ioni. Si è già visto come riconoscere le redox da tutte le altre

tipologie di reazioni, per cui senza dilungarsi più di tanto si può

schematizzare il bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione in tre

step:

1. Bilanciamento delle masse: la prima cosa da fare è applicare i

coefficienti stechiometrici dopo aver individuato sia il riducente che

l’ossidante;

2. Bilanciamento delle cariche : bisogna bilanciare le cariche

positive o negative opportunamente in ambiente acido o basico. Nel

caso in cui si volesse bilanciare in ambiente acido allora bisogna

+¿

aggiungere l’ idrogenione ( ). Nel caso in cui si volesse

¿

H

bilanciare in ambiente basico, bisogna aggiungere il gruppo

−¿

ossidrile ( );

¿

OH

3. Bilanciamento atomi di idrogeno e ossigeno : avendo

bilanciato in ambiente acido o basico, si saranno aggiunti a sinistra

o a destra atomi di idrogeno e ossigeno che vanno bilanciati. Si

aggiungono quindi molecole di acqua tante quante servono per

controbilanciare la presenza di idrogenioni o gruppi ossidrili presenti

nel sistema di reazione. 4

Esempio: ¿

3+ ¿

−¿+ Fe ¿

Cl 2+¿ →Cl

¿

−¿+ Fe

¿

O 3

La prima cosa da considerare è il tipo di reazione. Si tratta di una

reazione di ossido-riduzione in quanto il cloro cambia numero di

ossidazione così come il ferro. Intuitivamente, a vista, si vede

chiaramente che il n.O del ferro a sinistra vale 2 e a destra vale 3. Allo

stesso modo per il cloro. A sinistra vale +5 mentre a destra vale -1.

A questo punto si individuano ossidante e riducente. Cedendo elettroni

(sei) il cloro è il riducente mentre acquistandone uno, il ferro è

l’ossidante. Si applicano allora i coefficienti stechiometrici, assegnando il

coefficiente 6 alle specie del ferro, mentre si applica il coefficiente 1 alle

specie contenenti cloro. Al primo step si avrà:

3+¿ ¿

−¿+6 Fe ¿

2+¿ →1 Cl

¿

−¿+6 Fe

¿

1 Cl O 3

Anche se le masse sono bilanciate, risultano non bilanciate le cariche. A

sinistra si avranno 11 cariche positive mentre a destra si avranno 17

cariche positive. Si potrebbe bilanciare in ambiente acido aggiungendo

cioè 6 cariche positive (idrogenioni) a sinistra; oppure si potrebbe

bilanciare in ambiente basico aggiungendo 6 cariche negative a destra

(gruppi ossidrili). Al secondo step si avrà:

3+¿ ¿

−¿+ 6 Fe ¿

+¿ →1 Cl (in ambiente acido)

¿

2+¿+6 H ¿

−¿+ 6 Fe

¿

1 Cl O 3

3+¿+¿ ¿

−¿+6 Fe −¿

¿ 6 (In ambiente basico)

2+¿ →1 Cl ¿

O H

¿

−¿+6 Fe

¿

1 Cl O 3

A questo punto non resta che bilanciare gli atomi di idrogeno ed ossigeno

aggiungendo acqua. Al terzo step si avrà: 5

3+¿+3 H O

2 ¿

−¿+6 Fe ¿

+¿ →1 Cl (In ambiente acido)

¿

2+¿+6 H ¿

−¿+6 Fe

¿

1Cl O 3

3+¿+¿ ¿

−¿+ 6 Fe −¿

¿ 6 (In ambiente basico)

2+¿+3 H O →1 Cl ¿

OH

2 ¿

−¿+ 6 Fe

¿

1 Cl O 3

I coefficienti stechiometrici indicano i rapporti molari secondo cui i

reagenti reagiscono nella produzione dei prodotti. Ad esempio:

+ +

CaC O 2 HCl →Ca Cl H O+C O

3 2 2 2

In questo caso, da una mole di carbonato di calcio e da due moli di acido

cloridrico si ottengono una mole di dicloruro di calcio, una mole di acqua

e una mole di anidride carbonica secondo questi rapporti:

1:2 .

→1 :1:1

Il rendimento delle reazioni

Quando si scrive una reazione chimica si presuppone che tutti i reagenti

reagiscano nella formazione dei prodotti secondo i coefficienti

stechiometrici descritti dalla reazione. In laboratorio può non succedere

sempre così. Potrebbe accadere, ad esempio, che una parte dei reagenti

venga consumata da una reazione “concorrente” (che si svolge

contemporaneamente), oppure potrebbe accadere che, la reazione non si

completi ovvero non avviene completamente, quindi una parte dei

reagenti non si trasforma in prodotti. Infine, potrebbe anche succedere

che molte reazioni si