salve, allora ho questo esercizio:
MnO4^- freccia Mn^2+
Abbiamo come numeri di ossidazione da +7 a +2: reazione di riduzione
Sul libro mi dice, poichè il manganese viene ridotto da 7 a 2, bisogna aggiungere 5 elettroni al lato sinistro
PErchè? Non ho capito questa spiegazione
Ci sono molti concetti dietro questa spiegazione:
- cos'è il numero di ossidazione di un elemento
- cos'è la carica reale di uno ione monoatomico e/o poliatomico
- cosa sono la riduzione e l'ossidazione
- bilanciamento di massa e di carica delle reazioni chimiche
Se non hai ancora studiato questi argomenti è difficile che tu possa comprendere la spiegazione che ti fornisce il libro.
ho studiato tutti i punti, ho dubbi solo sulla bilanciamente della massa e delle reazioni chimiche
Bilanciamento di massa di una reazione chimica significa che il numero degli atomi di ciascun elemento deve essere uguale nei reagenti e nei prodotti. Lo si ottiene utilizzando i coefficienti stechiometrici.
Bilanciamento di carica di una reazione chimica significa che il numero delle cariche reali dovute agli ioni e agli elettroni (particelle aventi carica negativa) deve essere uguale nei reagenti e nei prodotti. Lo si ottiene mettendo e- e ioni H+ fra i reagenti in una reazione di riduzione che avviene in ambiente acido, oppure e- fra i reagenti e ioni OH- fra i prodotti in una reazione di riduzione che avviene in ambiente basico.
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Il numero di ossidazione +7 del manganese nello ione permanganato MnO4- è la carica formale che c'è sul manganese quando forma legami chimici con altri elementi; il segno positivo della carica significa che cede formalmente i suoi elettroni di valenza ad atomi più elettronegativi ed in totale ne cede 7.
Lo ione manganoso Mn2+ ha invece una reale carica positiva 2+ che conincide per segno e valore numerico con il numero di ossidazione del manganese che è +2.
Per far sì che il numero di ossidazione del manganese passi da +7 a +2 è necessario addizionare 5 elettroni, cioè 5 cariche reali negative, fra i reagenti:
+7 + (-5) = +2
MnO4- + 5e- --> Mn2+
A questo punto però abbiamo 6 cariche negative reali nei reagenti e 2 cariche positive reali nei prodotto; non è possibile, perciò dobbiamo eseguire il bilanciamento di carica della reazione di riduzione addizionando 8 cariche positive fra i reagenti:
-6 +8 = +2
Queste cariche positive vengono addizionate come H+:
MnO4- + 5e- + 8H+ --> Mn2+
Le cariche reali sono sistemate, mentre il numero degli atomi degli elementi no: mancano 8 atomi di idrogeno e 4 atomi di ossigeno nei prodotti. Eseguiamo quindi il bilanciamento di massa della reazione di riduzione addizionando 4 molecole di H2O nei prodotti:
MnO4- + 5e- + 8H+ --> Mn2+ + 4H2O
Adesso tutto torna: cariche reali, numero e tipo di atomi
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grazie mille, spiegazione chiarissima. Allora nella spiegazione della professoressa non mi è chiara una cosa, tra le regole di bilanciamento di reazioni redox
Bilanciare l'ossigeno con l'H20
Bilanciare l'idrogeno con H^+
Neutralizzare con Oh^- se è basico
Io ho capito questo: quando ci sono reazioni di ossidazione,gli elettroni si aggiungono a destra
quando ci sono reazioni di riduzione, gli elettroni si aggiungono a sinistra
Ho capito bene?
Stella, io continuo a pensare che tu debba prendere delle lezioni private per recuperare gli argomenti di base che, pur studiandoli ora, non hai per niente chiari.
Se nella semireazione di ossidazione la specie A perde 2e- e la specie B nella semireazione di riduzione deve acquistare 3e-, mi pare chiaro che ciò non sia possibile.
Si deve quindi fare il minimo comune multiplo fra il n° degli elettroni scambiati e renderli uguali in entrambe le semireazioni.
Quindi si deve moltiplicare per 3 tutta la semireazione di ossidazione e per 2 la semireazione di riduzione:
3 x (A --> A2+ + 2e-)
2 x (B3+ + 3e- --> B)
Poi devi sommare membro a membro le due semireazioni come si fa con un'equazione algebrica:
3A + 2B3+ + 6e- --> 3A2+ + 2B + 6e-
Quello che rimane è:
3A + 2B3+ --> 3A2+ + 2B
In questo modo nella reazione totale di ossidoriduzione bilanciata hai:
bilancio di carica: 6 cariche positive a sx e 6 cariche positive a dx, OK
bilancio di massa: 3 atomi di A a sx e a dx, 2 atomi di B a sx e a dx, OK
mi sto muovendo per prendere contatti con un professore di chimica, speriamo bene, cmq credo che piano piano qualche esercizio mi riesce
segnato tutto, ora provo qualche esercizio
HNO2 + HI freccia NO + I2
HNO2 freccia NO ======= ( n. ossidazione da 3 1 2 ) riduzione
HI freccia I2=========== ( n. ossidazione da -1 a 0) ossidazione
e^- +HNO2 freccia NO
HI freccia I + e^-
fin qui va bene?
Va più o meno bene
HNO2 + e- + H+ --> NO + H2O
2HI --> I2 + 2e- + 2H+
Ogni semireazione deve essere bilanciata sia per la carica che per la massa.
Solo dopo aver fatto questo puoi proseguire per ricavare la reazione totale di ossido riduzione.
Devi aver chiaro in testa l'ordine dei passaggi che devi eseguire
stella ha scritto:
Io ho capito questo: quando ci sono reazioni di ossidazione,gli elettroni si aggiungono a destra
quando ci sono reazioni di riduzione, gli elettroni si aggiungono a sinistra
Ho capito bene?
Questa è una regola che vale SEMPRE.
Ad esempio, nella seguente semireazione di riduzione:
Fe3+ + 1e- --> Fe2+
il numero di ossidazione del ferro nello ione ferrico (+3) coincide con la carica reale dello ione (3+), così come il numero di ossidazione del ferro nello ione ferroso (+2) coincide con la carica reale dello ione (2+).
In questo caso la semireazione è già bilanciata e non devi aggiungere altro.
stella ha scritto:
grazie mille, spiegazione chiarissima. Allora nella spiegazione della professoressa non mi è chiara una cosa, tra le regole di bilanciamento di reazioni redox
Bilanciare l'ossigeno con l'H20
Bilanciare l'idrogeno con H^+
Neutralizzare con Oh^- se è basico
In alcuni casi, oltre alla regola prima scritta, bisogna aggiungerne altre.
Ad esempio, nella seguente semireazione di riduzione:
Fe2O3 + 2e- --> 2Fe2+
In questo caso l'Fe2O3 è un composto, quindi una molecola neutra, in cui ci sono 2 atomi di ferro aventi ciascuno numero di ossidazione +3.
La prima cosa che si deve fare è bilanciare gli atomi di ferro a sx e a dx mettendo un 2 davanti allo ione Fe2+, quindi in totale il numero di elettroni che devi mettere a sx è 2.
Però non è finita così, perché a sx ci sono 3 atomi di ossigeno e 2 cariche negative, mentre a dx ci sono 0 atomi di ossigeno e 4 cariche positive, ovvero la reazione di riduzione non è bilanciata sia dal punto di vista della massa che della carica.
Come proseguire?
Se sei in ambiente acido così:
Fe2O3 + 2e- + 6H+ --> 2Fe2+ + 3H2O
Se sei in ambiente basico così:
Fe2O3 + 2e- + 3H2O --> 2Fe2+ + 6OH-
tutto chiaro, ho segnato tutto sul quaderno, un solo piccolo dubbio. Cosa si intende per ambiente acido e basico?
Guglie95
2015-11-09 10:53
Ambiente acido è quando la concentrazione di H+ è prevalente su quella di OH-
Basico è il caso opposto.
Ti consiglio uno studio di base secondo questo schema:
1- I numeri e le scienze sperimentali
2- Come è fatta la materia: miscugli e sostanze
3- Le trasformazioni degli stati di aggregazione
4- Le leggi dei gas
5- Le sostanze si trasformano: le reazioni chimiche
6- Gli elementi e la teoria atomica della materia
7- La massa degli atomi e delle molecole
8- Il linguaggio della chimica: simboli, formule, equazioni chimiche
9- La tavola periodica: famiglie di elementi, elettroni e proprietà degli elementi, i composti
10- I nomi dei composti: regole di nomenclatura
11- La mole
12- Le soluzioni
13- Come sono fatti gli atomi
14- Il legame chimico tra gli atomi
15- Forze tra molecole e proprietà della materia
16- Reazioni chimiche ed energia
17- La velocità delle reazioni chimiche
18- L'equilibrio chimico
19- Perché avvengono le reazioni chimiche
20- Acidi e basi
21- Le reazioni di ossido-riduzione
22- Elettrochimica
I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: luigi_67
grazie mille, gentilissima, li farò prima degli eventuali esercizi
Stella, questo è in pratica il programma che si fa al biennio di tutti gli ITI (3 ore in prima, 3 ore in seconda), cioè il programma di due anni scolastici, all'incirca 200 ore di lezione.
Bisogna "digerirlo" prima di affrontare qualsiasi corso di studi superiore.