Reazioni di ossidoriduzione (redox)

Reazioni di ossidoriduzione

In queste reazioni alcuni atomi perdono o acquistano il controllo – totale o

parziale – degli elettroni. Ciò è visibile nel cambiamento del numero di

ossidazione di reagenti e prodotti:

ossidazione: perdita di elettroni,

- riduzione: acquisto di elettroni (diminuzione del contenuto di ossigeno).

-

Chi si riduce è l’agente ossidante, cioè “strappa” elettroni al composto che si

ossida, che è l’agente riducente (cede elettroni).

Il numero di elettroni in gioco – quelli che vengono perduti o acquistati – deve

essere sempre uguale.

Casi particolari in cui lo zolfo (prima reazione) e l’azoto (seconda reazione) si

comportano sia da ossidanti che da riducenti -> reazioni di dismutazione:

(-2) (+6) 42- (0)

Es.: 2H S + S O  3S + H O

2 2

passando da -2 a 0 si ossida (perde elettroni),

- passando da +6 a 0 si riduce (acquista elettroni)

- (+4) (+5) (+2)

Es.: 3N O + H O  2HN O + N O

2 2 3

passando da +4 a +5 si ossida

- passando da +4 a +2 si riduce

-

Bilanciamento delle redox

È conveniente dividere la reazione di ossidoriduzione in due semireazioni di

ossidazione e di riduzione. Il numero di elettroni e di cariche nelle due

semireazioni deve essere uguale.

+ 2+

Es.: Zn + 2H  H + Zn

2

2+ -

ox: Zn  Zn + 2e (lo zinco perde 2 elettroni, quindi si ossida)

+ -

red: 2H + 2e  H (l’idrogeno acquista 2 elettroni, quindi si riduce)

2

Le reazioni sono già bilanciate, quindi si sommano:

+ - 2+ -

Zn + 2H + 2e  Zn + H + 2e

2 +

In soluzione acida devo aggiungere H e bilanciare con H O

2

(ac. ossalico)

(+7) 4- 2(+3) 2+ (+4)

Mn O + H C O  Mn + C O

2 4 2

(ione permanganato)

4-

MnO si riduce, mentre H C O si ossida:

2 2 4

- +

ox: H C O  2CO + 2e + 2H (x5)

2 2 4 2

4- - + 2+

red: MnO + 5e + 8H  Mn + 4H O (x2)

2

4- - + - + 2+

5H C O + 2MnO + 10e + 16H  10CO + 10e + 10H + 2Mn +8H O

2 2 4 2 2

4- + 2+

5H C O + 2MnO + 6H  10CO + 2Mn +8H O

2 2 4 2 2

-

In soluzione basica devo aggiungere OH e bilanciare con H O

2

(+3) (+1) - (+6) 42- -

Cr (OH) + Cl O  Cr O + Cl

3 -

Cr(OH) si ossida, mentre ClO si riduce:

3 - 42- -

ox: Cr(OH) + 5OH  CrO + 3e + 4H O (x2)

3 2

- - - -

red: ClO + 2e + H O  Cl + 2OH (x3)

2

- - - 42- - - -

2Cr(OH) + 10OH + 3ClO + 6e + 3H O  2CrO + 6e + 8H O + 3Cl + 6OH

3 2 2

- - 42- -

2Cr(OH) + 3ClO + 4OH  2CrO + 5H O + 3Cl

3 2

Classificazione dei composti inorganici

OSSIDI: l’elemento caratterizzante può essere un metallo o un non

 metallo, sempre legato all’ossigeno (l’ossigeno è un elemento molto

reattivo). Si tratta infatti di composti binari.

Se l’ossigeno è legato ad un metallo, si ha un ossido basico (Me O );

2 n

se l’ossigeno è legato ad un non metallo, si ha un ossido acido o

anidride (X O ).

2 n

Gli ossidi basici sono composti ionici, mentre gli ossidi acidi sono

composti covalenti (tra non metalli e ossigeno non c’è forte differenza di

elettronegatività).

In generale gli ossidi basici reagendo con l’acqua danno composti

basici detti idrossidi (contengono il gruppo OH), mentre gli ossidi acidi

reagendo con l’acqua danno composti acidi detti ossiacidi.

Ci sono comunque alcune eccezioni di ossidi che non reagiscono con

l’acqua, ad es. SiO (composto reticolare) o CO (non esiste il composto

2

H CO derivato da CO + acqua).

2 2

IDRURI: sono composti binari formati dall’idrogeno e da un metallo

 (molto poco elettronegativo). Sono gli unici composti (H Me) cui

n

l’idrogeno ha numero di ossidazione -1, ed è quindi uno ione negativo.

2+ -

Esempi di idruri sono LiH o MgH (Mg + 2H ).

2 +

IDRACIDI: sono composti binari acidi (liberano ioni H in acqua) formati

 dall’idrogeno e da un metallo piuttosto elettronegativo (alogeni o zolfo).

Derivano da quelle molecole in cui è possibile sostituire all’idrogeno uno

o più atomi di metallo.

Sono composti covalenti.

OSSIACIDI o ACIDI OSSIGENATI: sono composti ternari costituiti da

 idrogeno, non metallo (qualsiasi tranne il fluoro) e ossigeno. Un

esempio è l’acido carbonico, H CO .

2 3

IDROSSIDI: sono composti ternari formati da metallo (ione positivo),

 ossigeno e idrogeno (gruppo ossidrile) con formula generale Me(OH) .

n

Derivano dalla reazione di ossidi basici con l’acqua (sono infatti

composti basici).

SALI: prodotto della reazione di neutralizzazione tra un acido (idracido

 o ossiacido) e una base (idrossido).

Nomenclatura:

ossidi : “ossido di (nome del metallo o non metallo)” con gli opportuni

- prefissi. Esempio: CO (monossido di carbonio), SO (triossido di zolfo)

3

ecc.

Spesso un elemento presenta più valenze (ad es. l’azoto), quindi ci

possono essere più ossidi dello stesso elemento:

2(+5)

N O  ossido nitrico (o pentossido di biazoto o ossido di azoto (V)),

5

perché l’azoto ha il numero di ossidazione massimo

2(+3)

N O  ossido nitroso (o triossido di biazoto o ossido di azoto (III)),

3

perchè l’azoto ha il numero di ossidazione minimo.

idrossidi : “idrossido di (nome del metallo)” con gli opportuni prefissi.

- Per gli elementi che presentano più numeri di ossidazione:

(+1)

Cu OH  idrossido rameoso (o idrossido di rame (I))

(2+)

Cu (OH)  idrossido rameico (o idrossido di rame (II)).

2

idracidi : “acido (nome del metallo-idrico)”. Ad esempio: HCl (acido

- cloridrico),

H S (acido solfidrico) ecc.

2

ossiacidi : “acido (nome del metallo -ico o –oso)”. Ad esempio HNO

- (acidi nitroso) e HNO (acido nitrico). Alcuni elementi presentano più di

2

due numeri di ossidazione, per cui, oltre ai suffissi –ico e –oso, si

utilizzano i prefissi ipo- (per il composto a valenza minima) e per- (per il

composto a valenza massima). Un esempio sono gli acidi del cloro:

(+1)

HCl O  acido ipocloroso