Elettrochimica Reazioni di ossidoriduzione redox Reazioni in cui
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Elettrochimica
Reazioni di ossido-riduzione (redox) Reazioni in cui i reagenti si scambiano elettroni per formare i prodotti. Cu 2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+(aq) Zn(s) Zn 2+(aq) + 2 e- ossidazione Cu 2+(aq) + 2 e- Cu(s) riduzione
2 Cr. O 42 - + Cl- + 10 H 3 O+ 2 Cr 3+ + Cl. O 3 - + 15 H 2 O Cr. O 42 - + Fe + 8 H 3 O+ Cr 3+ + Fe 3+ + 12 H 2 O Cr. O 42 - + 8 H 3 O+ + 3 e- Cr 3+ + 12 H 2 O red Cl- + 9 H 2 O Cl. O 3 - + 6 H 3 O+ + 6 e- ox Fe 3+ + 3 e- ox
Numero di ossidazione Carica che l’atomo di un elemento assumerebbe nell’ipotesi che tutti gli elettroni impegnati nei legami si localizzino sull’atomo più “elettronegativo”. + - O + H 2 - O +
-1 0 +1 +3 +5 +7 Cl- — Cl 2 — Cl. O- — Cl. O 2 - — Cl. O 3 - — Cl. O 4 perde elettroni = ossidazione acquista elettroni = riduzione
- Tutti gli elementi allo stato neutro e da soli hanno numero di ossidazione 0. - L’ossigeno nei composti ha sempre numero di ossidazione – 2. (con l’eccezione di acqua ossigenata e perossidi). - L’idrogeno nei composti ha sempre numero di ossidazione +1. (con l’eccezione degli idruri dei metalli in cui è -1). - Litio, sodio, potassio, rubidio e cesio hanno sempre numero di ossidazione +1. - Berillio, magnesio, calcio, bario e stronzio hanno sempre numero di ossidazione +2. - Fluoro, cloro, bromo e iodio, se non c’è ossigeno, hanno sempre numero di ossidazione -1.
carica totale della molecola = somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi della molecola (+1) x (-2) H 3 PO 4 0 = 3×(+1) + x + 4×(-2); x = +5 (+1) x (-2) KHSO 4 x 0 = +1+1 + x + 4×(-2); x = +6 (-2) Cr 2 O 72 - -2 = 2 x + 7×(-2); x = +6
Da bilanciare: H 3 O + C 2 O 42 -(aq) + Mn. O 4 -(aq) CO 2(g) + Mn 2+(aq)
1) Individuare il numero di ossidazione di tutti gli elementi e riscrivere le reazioni separate di ox e red. 2) Aggiustare i coefficienti stechiometrici in modo da avere bilanciati gli atomi che si ossidano e quelli si riducono. 3) Aggiungere gli elettroni consumati o prodotti. 4) Bilanciare le cariche aggiungendo ioni H 3 O+, se si è in ambiente acido, oppure OH- se si è in ambiente basico. 5) Aggiungere H 2 O fino a bilanciare le masse totali. 6) Sommare le due semireazioni dopo averle moltiplicate per un fattore che renda uguale il numero degli elettroni scambiati.
Individuare il numero di ossidazione di tutti gli elementi e riscrivere le reazioni separate di ox e red. (+3) (-2) (+7) (-2) (+4) (-2) C 2 O 42 -(aq) + Mn. O 4 -(aq) CO 2(g) + Mn 2+(aq) ox: C 2 O 42 -(aq) CO 2(g) red: Mn. O 4 -(aq) Mn 2+(aq)
1) ox: C 2 O 42 - CO 2 red: Mn. O 4 - Mn 2+ 2) ox: C 2 O 42 - 2 CO 2 red: Mn. O 4 - Mn 2+ ox: red: 3) 4) 5) ( ( Individuare il numero di ossidazione di tutti gli elementi e scrivere le reazioni separate di ox e red. Aggiustare i coefficienti stechiometrici in modo da avere bilanciati gli atomi che si ossidano e quelli che si riducono. C 2 O 42 - 2 CO 2 + 2 e. Aggiungere gli elettroni consumati o prodotti. 2+ Mn. O 4 + 5 e Mn C 2 O 42 - 2 CO 2 + 2 e. Bilanciare le cariche aggiungendo Mn. O 4 - + 5 e- + 8 H 3 O+ Mn 2+ ioni H 3 O+ (ambiente acido). C 2 O 42 - 2 CO 2 + 2 e. Aggiungere H 2 O Mn. O 4 - + 5 e- + 8 H 3 O+ Mn 2+ + 12 H 2 O )× 5 C 2 O 42 - 2 CO 2 + 2 e. Mn. O 4 - + 5 e- + 8 H 3 O+ Mn 2+ + 12 H 2 O)× 2 Sommare le due semireazioni rendendo uguale il numero degli elettroni scambiati. 2 Mn. O 4 - + 16 H 3 O+ + 5 C 2 O 42 - 2 Mn 2+ +24 H 2 O + 10 CO 2
