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Elettrochimica Elettrochimica. Reazioni in cui i reagenti si scambiano elettroni per formare i prodotti. Reazioni di ossido-riduzione (redox) Cu 2+ (aq)

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1 Elettrochimica Elettrochimica

2 Reazioni in cui i reagenti si scambiano elettroni per formare i prodotti. Reazioni di ossido-riduzione (redox) Cu 2+ (aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + 2 e -  Cu(s)riduzione Zn(s)  Zn 2+ (aq) + 2 e - ossidazione

3 2 CrO Cl H 3 O +  2 Cr 3+ + ClO H 2 O CrO Fe + 8 H 3 O +  Cr 3+ + Fe H 2 O CrO H 3 O e -  Cr H 2 Ored Cl H 2 O  ClO H 3 O e - ox Fe  Fe e - ox

4 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 + - O Numero di ossidazione

5 Cl - — Cl 2 — ClO - — ClO 2 - — ClO 3 - — ClO perde elettroni = ossidazione acquista elettroni = riduzione

6 - - L’ossigeno nei composti ha sempre numero di ossidazione –2. (con l’eccezione di acqua ossigenata e perossidi). - - Tutti gli elementi allo stato neutro e da soli hanno numero di ossidazione 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 Berillio, magnesio, calcio, bario e stronzio hanno sempre numero di ossidazione Fluoro,cloro, bromo e iodio, se non c’è ossigeno, hanno sempre numero di ossidazione -1.

7 H 3 PO 4 (+1) x (-2) carica totale della molecola somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi della molecola = 0 = 3×(+1) + x + 4×(-2); x = +5 KHSO 4 (+1) (+1) x (-2) 0 = x + 4×(-2); x = +6 Cr 2 O 7 2- x (-2) -2 = 2 x + 7×(-2); x = +6

8 C 2 O 4 2- (aq) + MnO 4 - (aq)  CO 2 (g) + Mn 2+ (aq) H3O+H3O+H3O+H3O+ Da bilanciare:

9 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.

10 C 2 O 4 2- (aq) + MnO 4 - (aq)  CO 2 (g) + Mn 2+ (aq) (+3) (-2) (+7) (-2) (+4) (-2) ox:C 2 O 4 2- (aq)  CO 2 (g) red:MnO 4 - (aq)  Mn 2+ (aq) Individuare il numero di ossidazione di tutti gli elementi e riscrivere le reazioni separate di ox e red.

11 ox:C 2 O 4 2-  CO 2 red:MnO 4 -  Mn 2+ 1) ox:C 2 O 4 2-  2 CO 2 red:MnO 4 -  Mn 2+ 2) 3) ox:C 2 O 4 2-  2 CO 2 + 2e - red:MnO e -  Mn 2+ ox:C 2 O 4 2-  2 CO 2 + 2e - red:MnO e H 3 O +  Mn 2+ 4) ox:C 2 O 4 2-  2 CO 2 + 2e - red:MnO e H 3 O +  Mn H 2 O 5) C 2 O 4 2-  2 CO 2 + 2e - 5 ( C 2 O 4 2-  2 CO 2 + 2e - )× 5 MnO e H 3 O +  Mn H 2 O2 ( MnO e H 3 O +  Mn H 2 O )× 2 2MnO H 3 O C 2 O 4 2-  2 Mn H 2 O + 10 CO 2 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. Aggiungere gli elettroni consumati o prodotti. Bilanciare le cariche aggiungendo ioni H 3 O + (ambiente acido). Aggiungere H 2 O Sommare le due semireazioni rendendo uguale il numero degli elettroni scambiati.


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