ox: C 2 O 4 2

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
+
H
2O
+
-1
0
+1
+3
+5
+7
Cl- — Cl2 — ClO- — ClO2- — ClO3- — ClO4perde 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)
H3PO4
0 = 3×(+1) + x + 4×(-2); x = +5
(+1) (+1) x (-2)
KHSO4
x
0 = +1+1 + x + 4×(-2); x = +6
(-2)
Cr2O72-
-2 = 2 x + 7×(-2); x = +6
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.
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)
1)
ox: C2O42-  CO2
red: MnO4-  Mn2+
2)
ox: C2O42-  2 CO2
red: MnO4-  Mn2+
3)
4)
5)
ox:
red:
ox:
red:
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.
C2O42-  2 CO2 + 2eAggiungere gli elettroni consumati o prodotti.
2+
MnO4 + 5 e  Mn
C2O42-  2 CO2 + 2eBilanciare le cariche aggiungendo
MnO4- + 5 e- + 8 H3O+ Mn2+ ioni H3O+ (ambiente acido).
ox: C2O42-  2 CO2 + 2ered: MnO4- + 5 e- + 8 H3O+ Mn2+ + 12 H2O
(C2O4  2 CO2 + )×5
(MnO4- + 5 e- + 8 H3O+  Mn2+ + 12 H2O)×2
2-
2e-
Aggiungere H2O
Sommare le due
semireazioni rendendo
uguale il numero degli
elettroni scambiati.
2MnO4- + 16 H3O+ + 5 C2O42-  2 Mn2+ +24 H2O + 10 CO2