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Reazioni redox combustioni corrosioni fotosintesi metabolismo alimentare preparazione dei metalli...................................... cosa hanno in comune?

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Presentazione sul tema: "Reazioni redox combustioni corrosioni fotosintesi metabolismo alimentare preparazione dei metalli...................................... cosa hanno in comune?"— Transcript della presentazione:

1 Reazioni redox combustioni corrosioni fotosintesi metabolismo alimentare preparazione dei metalli cosa hanno in comune? lo scambio di elettroni

2 Ossidazione originariamente: reazione di un elemento con l'ossigeno oggi: perdita di elettroni 2 Mg + O 2 2 MgO Il metallo solido, magnesio, reagisce con l'ossigeno gassoso dando ossido di magnesio solido, formato da ioni Mg 2+ e O 2- L'atomo di magnesio si ossida. Perde 2 elettroni.

3 Riduzione originariamente: preparazione di un metallo dall'ossido oggi: acquisto di elettroni 2 Fe 2 O C 4 Fe + 3 CO 2 Gli ioni Fe 3+, presenti in Fe 2 O 3, si trasformano in atomi neutri di ferro elementare L'atomo di ferro si riduce. Acquista 3 elettroni.

4 Bilancio delle cariche Tutti gli elettroni persi in un'ossidazione devono essere acquistati in una riduzione Una reazione redox comprende sempre una ossidazione e una riduzione 2 NaBr + Cl 2 2NaCl + Br 2 Il bromo si trasforma da ione Br - (con 1 e - in più) a molecole neutre Br 2. Perde un elettrone e si ossida. Il cloro passa da molecola neutra Cl 2 a ioni Cl -. Acquista e - e si riduce.

5 NUMERI DI OSSIDAZIONE Il numero di ossidazione (N.O.) è una misura dello stato di ossidazione dun elemento. Il N.O. viene assegnato seguendo regole semplici con le quali si assegnano formalmente gli elettroni di un legame allatomo più elettronegativo (meno metallico) La somma dei N.O in un composto neutro è uguale a zero. Il N.O. di uno ione monoatomico è uguale alla carica dello ione. La somma dei N.O. degli atomi in uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione. Ogni atomo allo stato elementare ha sempre N.O. eguale a zero. Il N.O. di F è sempre –1. Il N.O. di O è sempre –2 tranne che nei perossidi ( O 2 2 -, N.O = -1 ), nei superossidi (O 2 -, N.O.= -1/2) e nel F 2 O ( N.O.= +2 ). Il N.O. dell H è sempre eguale a +1 tranne che negli idruri metallici ( N.O.= -1 ) OSSIDAZIONE : processo in cui il N.O. di un elemento aumenta RIDUZIONE : processo in cui il N.O. di un elemento diminuisce

6 Regola fondamentale La somma dei n.o. di tutti gli atomi nella formula deve essere uguale alla carica dello ione (o a zero se la formula è neutra) Regole pratiche tutti gli elementi hanno n.o. = 0 negli ioni monoatomici il n.o. è la carica dello ione il n.o. di H è +1 (tranne quando è legato a un metallo) il n.o. di F è sempre -1 il n.o. di O è -2 (eccezioni: composti con F e con legami O-O)

7 Esempi di n. di ossidazione H 2 OH +1O -2 NaCl (Na + Cl - )Na +1Cl -1 H 2 SH +1S -2 Al 2 S 3 (Al 3+ S 2- )Al +3S -2 SO 2 S +4O -2 SO 4 2- S +6O -2 H 2 O 2 H +1O -1

8 Esempi di n. di ossidazione H 2 SO 4 H +1S +6O -2 KMnO 4 K +1Mn +7O -2 MnO 4 - Mn +7O -2 Fe 2 O 3 Fe +3O -2 FeOFe +2O -2 H 2, O 2, N 2, Na, K, Mg, Fe, S, P 4 tutti 0 Cr 2 O 7 2- Cr +6O -2

9 Esempi di n. di ossidazione CH 4 C - 4H +1 CO 2 C +4O -2 C 2 H 6 C - 3H +1 C 2 H 6 OC - 2H +1O -2 COC +2O -2 C 2 H 4 O 2 C 0H +1O -2 C 6 H 6 C - 1H +1

10 REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE Nelle reazioni Redox uno o più elementi si ossidano (aumenta N.O.) e uno o più elementi si riducono (diminuisce N.O.). Lossidazione avviene mediante perdita di elettroni La riduzione avviene mediante acquisto di elettroni 2 Na + Cl 2 2 NaCl2 H 2 O 2 H 2 + O Il sodio si è ossidato Il cloro si è ridotto Lidrogeno si è ridotto Lossigeno si è ossidato Una reazione Redox può essere sempre scomposta idealmente in due semi-reazioni una di ossidazione ed una di riduzione Na Na + + e - (x 2) Cl e - 2 Cl - 2 Na + Cl 2 2 NaCl

11 Terminologia redox Un ossidanteUn riducente si riducesi ossida acquista elettronicede elettroni ha n.o. altoha n.o. basso diminuisce il n.o.aumenta il n.o. 2 Mg+ O 22 MgO riducenteossidante

12 Bilanciare Cu (s) + Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + Ag (s) 1 Cu a sx, 1 Cu a dx; 1 Ag a sx, 1 Ag a dx è già bilanciata? NO! Carica tot. +1 a sx, +2 a dx Raddoppiamo gli Ag + a sx (e gli Ag a dx) Cu (s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag (s)

13 Bilanciare 1.Identificare ossidante e riducente 2.Trovare n. elettroni acquistati e ceduti 3.Uguagliare elettroni acquistati e ceduti 4.Aggiustare i coefficienti per uguagliare: n. di atomi di ciascun elemento carica totale

14 2 NaI(aq) + 2 H 2 SO 4 (aq) + MnO 2 (s) Na 2 SO 4 (aq) + MnSO 4 (aq) + 2 H 2 O + I 2 (g) 2 I H + + MnO 2 Mn H 2 O + I 2 Br 2 (CCl 4 ) + 2 KI (aq) 2 KBr (aq) + I 2 (CCl4) Br 2 (CCl 4 ) + 2 I - (aq) 2 Br - (aq) + I 2 (CCl4) Br 2 (CCl 4 ) + 2 KI (aq) 2 KBr (aq) + I 2 (CCl4) Br 2 (CCl 4 ) + 2 I - (aq) 2 Br - (aq) + I 2 (CCl4) Br 2 (CCl 4 ) + 2 KI (aq) 2 KBr (aq) + I 2 (CCl 4 ) Br 2 (CCl 4 ) + 2 I - (aq) 2 Br - (aq) + I 2 (CCl 4 )

15 Bilanciamento delle reazioni Redox MnO H + + Br - Mn BrO H 2 O Br - BrO e - bil elett Br - BrO e H + bil cariche Br H 2 O BrO e H + bil masse Ossidazione (1) MnO e - Mn 2 + bil elett MnO e H + Mn 2 + bil cariche MnO e H + Mn H 2 O bil masse Riduzione (2) Si scompone la reazione in un due semi-reazioni : Il numero di elettroni persi nella semi-reazione di ossidazione deve eguagliare il numero di elettroni acquistati nella semi-reazione di riduzione moltiplicando leq (1) per 5 e leq (2) per 6. Sommando e semplificando si ottiene : 5 Br H 2 O 5 BrO e H + 6 MnO e H + 6 Mn H 2 O 6 MnO H Br - 6 Mn BrO H 2 O (3)


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