Elettrochimica Elettrochimica

Reazioni di ossido-riduzione (redox) Reazioni in cui i reagenti si scambiano elettroni per formare i prodotti. Cu2+(aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn2+(aq) Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- ossidazione Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) riduzione

2 CrO42- + Cl- + 10 H3O+ ® 2 Cr3+ + ClO3- + 15 H2O CrO42- + Fe + 8 H3O+ ® Cr3+ + Fe3+ + 12 H2O CrO42- + 8 H3O+ + 3 e- ® Cr3+ + 12 H2O red Cl- + 9 H2O ® ClO3- + 6 H3O+ + 6 e- ox Fe ® Fe3+ + 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 + 2- O H + -

Cl- — Cl2 — ClO- — ClO2- — ClO3- — ClO4- -1 +1 +3 +5 +7 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.

somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi della molecola carica totale della molecola somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi della molecola = (+1) x (-2) H3PO4 0 = 3×(+1) + x + 4×(-2); x = +5 (+1) (+1) x (-2) KHSO4 0 = +1+1 + x + 4×(-2); x = +6 x (-2) Cr2O72- -2 = 2 x + 7×(-2); x = +6

C2O42-(aq) + MnO4-(aq)  CO2(g) + Mn2+(aq) Da bilanciare: H3O+ C2O42-(aq) + MnO4-(aq)  CO2(g) + Mn2+(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 H3O+, se si è in ambiente acido, oppure OH- se si è in ambiente basico. 5) Aggiungere H2O 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.

C2O42-(aq) + MnO4-(aq)  CO2(g) + Mn2+(aq) Individuare il numero di ossidazione di tutti gli elementi e riscrivere le reazioni separate di ox e red. (+3) (-2) (+7) (-2) (+4) (-2) C2O42-(aq) + MnO4-(aq)  CO2(g) + Mn2+(aq) ox: C2O42-(aq)  CO2(g) red: MnO4-(aq)  Mn2+(aq)

(MnO4- + 5 e- + 8 H3O+  Mn2+ + 12 H2O)×2 ox: C2O42-  CO2 Individuare il numero di ossidazione di tutti gli elementi e scrivere le reazioni separate di ox e red. 1) red: MnO4-  Mn2+ ox: C2O42-  2 CO2 red: MnO4-  Mn2+ 2) Aggiustare i coefficienti stechiometrici in modo da avere bilanciati gli atomi che si ossidano e quelli che si riducono. 3) ox: C2O42-  2 CO2 + 2e- red: MnO4- + 5 e-  Mn2+ Aggiungere gli elettroni consumati o prodotti. ox: C2O42-  2 CO2 + 2e- red: MnO4- + 5 e- + 8 H3O+ Mn2+ 4) Bilanciare le cariche aggiungendo ioni H3O+ (ambiente acido). ox: C2O42-  2 CO2 + 2e- red: MnO4- + 5 e- + 8 H3O+ Mn2+ + 12 H2O 5) Aggiungere H2O (C2O42-  2 CO2 + 2e- )×5 (MnO4- + 5 e- + 8 H3O+  Mn2+ + 12 H2O)×2 2MnO4- + 16 H3O+ + 5 C2O42-  2 Mn2+ +24 H2O + 10 CO2 Sommare le due semireazioni rendendo uguale il numero degli elettroni scambiati.