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REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE. riducente ossidante.

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Presentazione sul tema: "REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE. riducente ossidante."— Transcript della presentazione:

1 REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE

2 riducente ossidante

3 In una reazione di ossido-riduzione: lossidante acquista elettroni e si riduce il riducente cede elettroni e si ossida Le due semireazioni, di ossidazione e di riduzione, possono avvenire separatamente (ad esempio nelle pile) ma non indipendentemente

4 Forza degli ossidanti e dei riducenti: è legata alla tendenza a dare (riducente) o ad acquistare (ossidante) elettroni

5

6

7 KMnO 4(aq) + K 2 S (aq) + HClO 4(aq) Mn(ClO 4 ) 2(aq) + SO 2(g) + KClO 4(aq) + H 2 O (l) Agente ossidante (si riduce): il permanganato, perché il Mn passa da stato di ossidazione +7 a +2 Agente riducente (si ossida): il solfuro, perché lo S passa da stato di ossidazione -2 a +4 Mn: Mn(+7) + 5e - Mn(+2) S: S(-2) S(+4) + 6e - X 6 X 5 Si assegnano i coefficiente stechiometrici alle specie in cui varia il numero di ossidazione KMnO 4(aq) + K 2 S (aq) + HClO 4(aq) Mn(ClO 4 ) 2(aq) + SO 2(g) + KClO 4(aq) + H 2 O (l)

8 KMnO 4(aq) + K 2 S (aq) + HClO 4(aq) Mn(ClO 4 ) 2(aq) + SO 2(g) + KClO 4(aq) + H 2 O (l) Quindi si bilanciano gli altri atomi: K (16 atomi a sinistra e 16 atomi a destra), Cl (28 atomi a destra e 28 atomi a sinistra), H (28 a sinistra e 28 a destra), O (136 a sinistra e 136 a destra) Abbiamo fatto: 1. Il bilancio elettronico 2. Il bilancio di massa

9 Reazione in forma ionica MnO 4 - (aq) + S 2- (aq) + H + (aq) Mn 2+ (aq) + SO 2(g) + H 2 O (l) Mn: Mn(+7) + 5e - Mn(+2) S: S(-2) S(+4) + 6e - X 6 X 5 MnO 4 - (aq) + S 2- (aq) + H + (aq) Mn 2+ (aq) + SO 2(g) + H 2 O (l) 6655 Bilanciamento delle cariche: 16 cariche negative a sinistra e 12 positive a destra quindi davanti ad H + bisogna mettere il coefficiente 28 ( = 28, perché si devono aggiungere 16 cariche negative che annullano quelle già presenti, più 12 positive per bilanciare le cariche presenti sulla destra) Bilancio di massa: 28 atomi di H a sinistra e 28 a destra 28 14

10 Molte volte, per le reazioni che avvengono in soluzione acquosa, si può omettere di indicare gli ioni H + (o OH - ) e lacqua, con lindicazione però che la reazione avviene in ambiente acido (o basico) Es: bilanciare la seguente reazione che avviene in ambiente acido MnO 4 - (aq) + S 2- (aq) Mn 2+ (aq) + SO 2(g) La reazione si scompone in due semireazioni: MnO 4 - (aq) + 5e - Mn 2+ (aq) S 2- (aq) SO 2(g) + 6e Le due semireazioni si bilanciano tenendo conto dellambiente acido, quindi aggiungendo ioni H + dove cè un difetto di carica positiva (o un eccesso di carica negativa):

11 MnO 4 - (aq) + 5e H + (aq) Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O (l) S 2- (aq) + 2 H 2 O (l) SO 2(g) + 6e H + (aq) Quindi le due semireazioni si moltiplicano rispettivamente per 6 e per 5 (elettroni scambiati nella reazione di ossido-riduzione): 6 MnO 4 - (aq) + 30e H + (aq) 6 Mn 2+ (aq) + 24 H 2 O (l) 5 S 2- (aq) + 10 H 2 O (l) 5 SO 2(g) + 30e H + (aq) 6 MnO 4 - (aq) + 5 S 2- (aq) + 28 H + (aq) 6 Mn 2+ (aq) + 5 SO 2(g) + 14 H 2 O (l)

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13 2

14 6 1, 6, 14H +, 6, 2, 7H 2 O

15 Esempi (2, 6, 5, 2, 10, 8, 2) (1, 2, 1, 1) Acido ossalico (3, 8, 3, 2, 4) (5, 1, 8, 5, 1, 4) (3, 1, 2, 1) (reazione redox di disproporzione)


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