REAZIONI DI

OSSIDO-RIDUZIONE

riducente

ossidante

In una reazione di ossido-riduzione:

• l’ossidante acquista elettroni e si riduce

• il riducente cede elettroni e si ossida

Le due semireazioni, di ossidazione e di riduzione, possono avvenire separatamente (ad esempio nelle

pile) ma non indipendentemente

Forza degli ossidanti e dei riducenti:

è legata alla tendenza a dare (riducente) o ad acquistare (ossidante) elettroni

KMnO4(aq) + K2S(aq) + HClO4(aq)

Mn(ClO4)2(aq) + SO2(g) + KClO4(aq) + H2O(l)

+7 -2

+2 +4

Agente ossidante (si riduce): il permanganato, perché il Mn passa da stato di ossidazione +7 a +2

Agente riducente (si ossida): il solfuro, perché lo S passa da stato di ossidazione -2 a +4

Mn: +7 +2 Mn(+7) + 5e- Mn(+2)

S: -2 +4 S(-2) S(+4) + 6e -

X 6

X 5

Si assegnano i coefficiente stechiometrici alle specie in cui varia il numero di ossidazione

KMnO4(aq) + K2S(aq) + HClO4(aq)

Mn(ClO4)2(aq) + SO2(g) + KClO4(aq) + H2O(l)

6

6

5

5

KMnO4(aq) + K2S(aq) + HClO4(aq)

Mn(ClO4)2(aq) + SO2(g) + KClO4(aq) + H2O(l)

6

6

5

5

Quindi si bilanciano gli altri atomi: K (16 atomi a sinistra e 16 atomi a destra), Cl (28 atomi a destra e 28 atomi a sinistra), H (28 a sinistra e 28 a destra), O (136 a sinistra e 136 a destra)

16

28

14

Abbiamo fatto:

1. Il bilancio elettronico

2. Il bilancio di massa

Reazione in forma ionica

MnO4-(aq) + S2-

(aq) + H+(aq) Mn2+

(aq) + SO2(g) + H2O(l)

+7 -2 +2 +4

Mn: +7 +2 Mn(+7) + 5e- Mn(+2)

S: -2 +4 S(-2) S(+4) + 6e -

X 6

X 5

MnO4-(aq) + S2-

(aq) + H+(aq) Mn2+

(aq) + SO2(g) + H2O(l)6 65 5

Bilanciamento delle cariche: 16 cariche negative a sinistra e 12 positive a destra quindi davanti ad H+ bisogna mettere il coefficiente 28 (16 + 12 = 28, perché si devono aggiungere 16 cariche negative che annullano quelle già presenti, più 12 positive per bilanciare le cariche presenti sulla destra)

Bilancio di massa: 28 atomi di H a sinistra e 28 a destra

28 14

Molte volte, per le reazioni che avvengono in soluzione acquosa, si può omettere di indicare gli

ioni H+ (o OH-) e l’acqua, con l’indicazione però che la reazione avviene in ambiente acido (o basico)

Es: bilanciare la seguente reazione che avviene in ambiente acido

MnO4-(aq) + S2-

(aq) Mn2+(aq) + SO2(g)

La reazione si scompone in due semireazioni:

MnO4-(aq) + 5e- Mn2+

(aq)

S2-(aq) SO2(g) + 6e-

+7 +2-2 +4

Le due semireazioni si bilanciano tenendo conto dell’ambiente acido, quindi aggiungendo ioni H+ dove c’è un difetto di carica positiva (o un eccesso di carica negativa):

MnO4-(aq) + 5e- + 8 H+

(aq) Mn2+(aq) + 4 H2O(l)

S2-(aq) + 2 H2O(l) SO2(g) + 6e- + 4 H+

(aq)

Quindi le due semireazioni si moltiplicano rispettivamente per 6 e per 5 (elettroni scambiati nella reazione di ossido-riduzione):

6 MnO4-(aq) + 30e- + 48 H+

(aq) 6 Mn2+(aq) + 24 H2O(l)

5 S2-(aq) + 10 H2O(l) 5 SO2(g) + 30e- + 20 H+

(aq)

6 MnO4-(aq) + 5 S2-

(aq) + 28 H+(aq) 6 Mn2+

(aq) + 5 SO2(g) + 14 H2O(l)

6

2

61, 6, 14H+, 6, 2, 7H2O

Esempi

KMnO4(aq) + HCl(aq) + H2C2O4(aq)

MnCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l) + KCl(aq)

(2, 6, 5, 2, 10, 8, 2)

Zn(s) + HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) (1, 2, 1, 1)

Acido ossalico

Cu(s) + HNO3(aq) Cu(NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(l) (3, 8, 3, 2, 4)

Fe++

(aq) + MnO4-(aq) + H

+(aq) Fe

+++(aq) + Mn

++(aq) + H2O(l)

(5, 1, 8, 5, 1, 4)

NO2(g) + H2O(l) HNO3(aq) + NO(g) (3, 1, 2, 1)

(reazione redox di disproporzione)