Le reazioni di ossidoriduzione
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| ossidazione | 3Cu ¾®3Cu2+ + 6e |
| riduzione | 2NO3- + 8H+ + 6e ¾® 2NO + 4H2O |
| ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ | |
| 3Cu + 2NO3- + 8H+ ¾® 3Cu2+ + 2NO + 4H2O |
Si tratta una piccola quantità di rame ( Cu ) con alcuni
mL di acido nitrico ( HNO3 ) sol. 1:3. Si osserva lo sviluppo di un gas di colore bruno, il biossido di
azoto ( NO2 ),dovuto alla immediata reazione dell' ossido di azoto ( NO ) con
l'O2 dell'aria ( 2NO + O2
¾® 2NO2
);
contemporaneamente si forma una soluzione azzurra di nitrato di rame II [ Cu(NO3)2 ] .
2) - Reazione tra l'acido nitrico concentrato ed il rame:
Cu + 2HNO3 + 2HNO3
¾® Cu(NO3)2 +
2NO2
+ 2H2O
ovvero, in forma ionica:
| ossidazione | Cu ¾® Cu2+ + 2e |
| riduzione | 2NO3- + 4H+ + 2e ¾® 2NO2 + 2H2O |
| ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ | |
| Cu + 2HNO3 + 4H+ ¾® Cu2+ + 2NO2 + 2H2O |
Si opera come nell'esperienza precedente, utilizzando acido nitrico
( HNO3 ) sol. 65 %. Si ha
sviluppo di biossido di azoto ( NO2 ) e formazione di una soluzione azzurra di nitrato di rame II [ Cu(NO3)2 ] .
3) - Ossidazione del Ferro II a Ferro III da parte dell'acido
nitrico:
3FeSO4 + 3HNO3 + HNO3 ¾® Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
ovvero, in forma ionica:
| ossidazione | 3Fe2+ ¾® 3Fe3+ + 3e |
| riduzione | NO3- + 4H+ + 3e ¾® NO + 2H2O |
| ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ | |
| 3Fe2+ + NO3- + 4H+ ¾® 3Fe3+ + NO + 2H2O |
Si preparano due provette contenenti ciascuna una punta di spatola di solfato di ferro II ( FeSO4 ) e 2 o 3 mL di acqua distillata; si prepara anche una provetta contenente una punta di spatola di solfato di ferro III [ Fe2( SO4 )3 ] e 2 o 3 mL di acqua distillata.
Una delle provette con la soluzione di ioni Fe2+ e quella con gli ioni Fe3+ servono da " bianco " e si riconoscono precipitando i
rispettivi idrossidi con NaOH
sol. 4 M; l' idrossido di ferro II [ Fe( OH )2
] presenta il caratteristico color verde mela mentre l' idrossido di
ferro III [ Fe( OH )3
]
un color rosso mattone.
Si procede alla reazione di ossidoriduzione ponendo nella restante provetta con la soluzione di solfato di ferro II 1 o 2 mL di acido nitrico sol. 1:2 e si riscalda con attenzione.
A reazione avvenuta si evidenzia l'avvenuta ossidazione di Fe2+ a Fe3+ precipitando con NaOH 4 M l'idrossido di ferro III che presenta,
come visto nel
" bianco " un colore rosso mattone.
Per le reazioni di precipitazione descritte vedere la scheda " Le
reazioni chimiche ".
4) - Ossidazione dello zinco ad opera dell'acido cloridrico:
Zn + 2HCl ¾® ZnCl2 + H2
ovvero, in forma ionica:
| ossidazione | Zn ¾® Zn2+ + 2e |
| riduzione | 2H+ + 2e ¾® H2 |
| ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ | |
| Zn + 2H+ ¾® Zn2+ + H2 |
Si pone poco zinco ( Zn ) in una provetta e lo si fa
reagire con alcuni mL di acido cloridrico ( HCl ) sol. 1:2 . Si evidenzia un
imponente sviluppo di idrogeno ( H2 ), che è possibile riconoscere per la sua elevata infiammabilità, avvicinando,
con cautela, un fiammifero alla bocca della provetta. Al termine della reazione resterà
una soluzione acquosa di cloruro di zinco ( ZnCl2 ).
5) - Riduzione del manganese VII a manganese II ad opera dell'acido
cloridrico:
2KMnO4 + 6HCl + 10HCl
¾® 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2
+ 8H2O
ovvero, in forma ionica:
| ossidazione | 10Cl - ¾® 5Cl2+ 10e |
| riduzione | 2MnO4- + 16H+ ¾® 2Mn2++ 10e + 8H2O |
| ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ | |
| 10Cl - + 2MnO4- + 16H+ ¾® 2Mn2+ + 5Cl2+ 8H2O |
Si pongono 2 o 3 mL di soluzione diluita, ad es. 0.01 M, di permanganato
di potassio ( KMnO4 )
in una provetta; a questi si aggiunge 1 mL circa di acido cloridrico ( HCl )
sol. 1:2 e si agita con cautela. Dopo pochi secondi la soluzione viola , caratteristica
del manganese VII scolorirà fino a divenire quasi incolore o debolmente rosa,
indicando la riduzione a manganese II. La contemporanea ossidazione di Cl
- a cloro ( Cl2 ) elementare sarà, per
contro, difficilmente evidenziabile se non per l'odore tipico del gas.
6) - Reazione tra il solfato di rame e lo ioduro di potassio:
2CuSO4 + 2KI +2KI ¾® 2CuI ¯ + 2K2SO4 + I2
ovvero, in forma ionica:
| ossidazione | 2I - ¾® I2+ 2e |
| riduzione | 2Cu2+ + 2e ¾® 2Cu+ |
| ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ | |
| 2I - + 2Cu2+ ¾® I2 + 2Cu+ |
Si fanno reagire alcuni mL delle due soluzioni, ad esempio a titolo 0.1
M, in una provetta. Si nota subito il formarsi di un precipitato bruno di CuI, ioduro
di rame II per riduzione del Cu2+ a Cu+ . Lo iodio
elementare che si forma nella contemporanea ossidazione da I
- resta in soluzione. La presenza dello stesso sarà facilmente evidenziabile
aggiungendo alcune gocce di salda d'amido ed agitando energicamente la provetta: in
breve apparirà la tipica colorazione bluastra, indicante la presenza di iodio .
7) - Reazione tra ioduro di potassio e bromo in soluzione:
2KI + Br2 ¾®2KBr + I2
ovvero, in forma ionica:
| ossidazione | 2I - ¾® I2 + 2e |
| riduzione | Br2 + 2e ¾® 2Br - |
| ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ | |
| 2I - + Br2 ¾® I2+ 2Br - |
Si fanno reagire, in una provetta, 1 o 2 mL di ioduro di potassio ( KI ), ad es. a titolo 0.1 M, con altrettanta soluzione acquosa satura di bromo ( Br, acqua di bromo ) che presenta un caratteristico colore bruno.
Il cambiamento di colore dell'acqua di bromo indicherà l'avvenuta
riduzione a Br -.
L'ossidazione di I - ad iodio ( I2 ) elementare sarà evidenziabile aggiungendo alcune gocce di salda d'amido.
8) - Ossidazione del sodio ad opera dell' acqua:
2Na + 2H2O
¾® 2NaOH + H2
ovvero, in forma ionica:
| ossidazione | 2Na ¾® 2Na+ + 2e |
| riduzione | 2H2O + 2e ¾® H2 + 2OH - |
| ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ | |
| 2Na + 2H2O ¾® 2Na+ + H2 + 2OH - |
Si riempie un becker da 250 mL di acqua e si pone nello stesso un
pezzettino di sodio, coprendo con una reticella amiantata. La reazione sarà molto
veloce e, a causa del calore che si sviluppa, non è da escludersi che l'idrogeno (H2) possa
incendiarsi. La formazione di idrossido di sodio ( NaOH )in soluzione può
essere messa in risalto con un indicatore, ad esempio, con alcune gocce di fenolftaleina,
che virerà al colore viola.