Reazioni di ossidoriduzione che coinvolgono il perossido di idrogeno. Perossido di idrogeno

Reazioni di ossidoriduzione che si verificano in presenza di perossido di idrogeno (soluzione acquosa di perossido di idrogeno - H₂oh_2(ac)) costituiscono un caso particolare che deve essere analizzato separatamente, principalmente per quanto riguarda il suo equilibrio. Questo perché gli ossigeni nel perossido di idrogeno, che hanno Nox pari a -1, possono ossidarsi o ridursi.

Ad esempio, vediamo due casi in cui si comporta prima come agente ossidante (riducente) e poi come agente riducente (ossidante):

• agente ossidante: ogni volta che il perossido di idrogeno viene ridotto, agendo come agente ossidante, genera acqua come prodotto.

Se aggiungiamo una soluzione di perossido di idrogeno ad una soluzione contenente ioni ioduro (I^-) in ambiente acido avremo:

H₂oh_2(ac) + io^-_(Qui) +H⁺_(Qui) → H₂oh₍₁₎ + io_2(i)

Vedi che si formano acqua e iodio. Ma per verificare se il perossido di idrogeno ha effettivamente agito come agente ossidante e ridotto, osservare la determinazione dei numeri di ossidazione (NOx):*

L'ossigeno Nox del perossido di idrogeno è diminuito da -1 a -2, dato che ha ricevuto 1 elettrone. Tuttavia, poiché abbiamo due ossigeni in ciascuna molecola di perossido di idrogeno (H₂oh₂), la variazione di Nox sarà pari a 2.

Quindi, come mostrato nel testo “Bilanciamento redox”, un passaggio necessario per bilanciare le reazioni con il metodo redox è invertire i valori delle variazioni di Nox dei coefficienti, in questo caso, come segue:

* H₂oh₂ = 2 (∆Nox) = 2 → 2 sarà il coefficiente di I^-;

* IO^-= ∆Nox = 1 → 1 sarà il coefficiente di H₂oh₂.

Quindi, abbiamo:

1 ora₂oh_2(ac) + 2 I^-_(Qui) + H⁺_(Qui) → H₂oh₍₁₎ + io_2(i)

Colpire gli altri coefficienti bilanciando per prove:

• Poiché ci sono due atomi di ossigeno nel 1° membro, il coefficiente dell'acqua nel 2° membro deve essere uguale a 2. E poiché ci sono anche due ioni ioduro nel 1° membro, il coefficiente di iodio nel 2° membro sarà 1. Non dimenticare che dobbiamo moltiplicare l'indice per il coefficiente per trovare la quantità corretta di atomi e ioni in ciascun membro:

1 ora₂oh_2(ac) + 2 I^-_(Qui) +H⁺_(Qui) → 2 ore₂oh₍₁₎ + 1 io_2(i)

• Ora resta solo da bilanciare il catione idrogeno del 1° membro, e il suo coefficiente dovrà essere uguale a 2, perché nel 2° membro ha 4 idrogeni e nel 1° membro ne ha già due:

1 ora₂oh_2(ac) + 2 I^-_(Qui) +2 H⁺_(Qui) → 2 ore₂oh₍₁₎ + 1 io_2(i)

• agente riducente: ogni volta che il perossido di idrogeno si ossida, agendo da riducente, genera ossigeno (O₂) come prodotto.

Un esempio in cui il perossido di idrogeno si riduce è quando entra in contatto con il permanganato di potassio (KMnO₄). Questa sostanza ha un colore viola molto caratteristico, ma quando viene a contatto con l'acqua ossigenata diventa incolore. Questo perché tutto il manganese presente nello ione MnO₄^- della soluzione di permanganato si riduce dando luogo allo ione Mn²⁺, come mostrato di seguito:

^{+1 -1 +7 -2 +1 0 +2 +1 -2}
H₂oh₂ + MnO₄^-+ H⁺ → Il₂ + Mn²⁺+ H₂oh

Calcolando il Nox, vediamo che l'ossigeno nel perossido di idrogeno in realtà si ossida e provoca la riduzione del manganese:

Come nell'esempio precedente, il ∆Nox dell'acqua ossigenata sarà pari a 2, poiché ci sono due ossigeni e ognuno perde un elettrone. Pertanto, abbiamo:

* O₂ = 2 (∆Nox) = 2 → 2 sarà il coefficiente di MnO₄^-;

*MnO₄^- = ∆Nox = 5 → 5 sarà il coefficiente di O₂.

E come tutti O₂ deriva dal perossido di idrogeno, le due sostanze hanno lo stesso coefficiente:

5 H₂oh₂ + 2MnO₄^-+ H⁺ → 5 oh₂ + Mn²⁺+ H₂oh

Equilibratura con il metodo di prova, abbiamo:

5 ore₂oh₂ + 2 MnO₄^-+ 6 H⁺ → 5 O₂ + 2 minuti²⁺+ 8 H₂oh

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* Per qualsiasi domanda su come calcolare il numero di ossidazione (Nox) di atomi e ioni in una reazione, leggere il testo “Determinazione del numero di ossidazione (Nox)”.

di Jennifer Fogaça
Laureato in Chimica

Fonte: Scuola Brasile - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao-envolvendo-agua-oxigenada.htm