lezione 1 2010
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Prima parteIntroduzione alla chimica. Struttura e composizione
dell’atomo. Stechiometria
Prof. Stefano Piotto
Università di Salerno
Prima parte
1. Presentazione del Corso. Finalità didattiche ed organizzazione
2. Materia e sostanza.
3. Atomo e particelle atomiche: elettrone, protone e neutrone.
4. Numero atomico ed isotopi.
5. Formule chimiche.
6. Bilanciamenti di materia
7. Calcoli stechiometrici
8. Reagenti in eccesso e in difetto
9. Formule minime e molecolari
10. Cenni sull’elettronegatività
11. Numero di ossidazione
12. Reazioni redox
13. Bilanciamento
Orari lezioni CTF
Lunedì Martedì Mercoledì Giovedì Venerdì
14-16 14-16 11-13
Orario ricevimento
Lunedì Martedì Mercoledì Giovedì Venerdì
11-12 11-12
Informazioni sul corso
Testi consigliati• K. W. Whitten - Chimica generale, Piccin €43.89 • Kotz, Treichel, Weaver, Chimica, Edises €49.00• Oxtoby, Gillis, Nachtrieb - Chimica Moderna, Edises. €40.00• Bertini, Mani - Stechiometria, Casa Editrice Ambrosiana
• Giomini; Balestrieri; Giustizi - Fondamenti di Stechiometria, Edises.
Dove trovare il materiale
Sito principale del corso: http://chimicagenerale.wordpress.comSito docente: http://www.farmacia.unisa.it/Area_Didattica/Fisica/piotto/didattica.php
Come [email protected] 089-969795
Come funziona l’esame
40% prova scritta
20% prova intercorso
40% orale
Perché l’Università/CTF?
Prospettive e sbocchi occupazionali
Costo università
Appelli e rappresentanti degli studenti
Veloci con media bassa o fuori corso con 110?
Raccomandati e non raccomandati
Metodo di studio
Come affrontare (e superare) le prive scritte e orali?
Rappresentanti degli studenti
Prospettive e sbocchi occupazionali
Dipende dalla propensione individuale e dalle capacità:
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Fascia Costo in euro
Costo orario in
euro
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Quanto costa l’università?
Under US$10,000 Athens State UniversityArkansas Tech UniversityNational UniversityAdams State CollegeInternational CollegeWilmington CollegeOur Lady of the Lake CollegeWalsh College
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Between US$10,000 and US$ 15,000
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Between US$15,000 and US$ 20,000
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Florida International UniversityClarke CollegeBaker UniversityBethany CollegeTabor CollegeColumbia Union CollegeSuffolk UniversityHillsdale CollegeNorthwood UniversityCrown CollegeSaint John's UniversityCollege of Saint MaryHastings CollegeSouthern New Hampshire UniversityUniversity of New HampshireCaldwell CollegeCedarville University
Concordia University - PortlandWarner Pacific CollegeColumbia CollegeDakota Wesleyan UniversityUniversity of Sioux FallsBelmont UniversityKing CollegeUnion UniversitySaint Edward's UniversitySouthwestern UniversityWestminster CollegeUniversity of CharlestonCarroll CollegeLakeland CollegeMount Mary CollegeCentral CollegeGardner-Webb UniversityTaylor University
US$25,000 -
US$30,000
University of RedlandsSanta Clara UniversityEckerd CollegeFairfield UniversityLawrence University
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The College of WoosterUniversity of Puget SoundClarkson University
Above US$30,000
Bates CollegeColby College
Boston UniversityKenyon College
Reed College
• Recognize from the start that chemistry is a subject that requires a lot of time and work. Be committed to investing the time and effort that the course demands. You have to be an active, aggressive student to do well in chemistry. You cannot afford to be passive in these courses.
• Remember that learning chemistry is your own responsibility. The professor will help you out as much as possible, but the professor can't learn it for you. It's just like peeing. Someone can show you to a toilet, but you have to pee for yourself
• Arrive on time and don't leave early. Don't miss class if you can possibly avoid it.• Sit as close to the front of the classroom as you can. Old high school habits may
dictate that you sit in the back of the room so that the teacher won't catch you fooling around. But this is college and you won't be fooling around. If you sit up front, you will see better, hear better, and generally be more alert.
• When the professor is working problems on the board, you may be tempted to think, "Oh, that's easy. I understand that. I don't need to do those problems." Don't be fooled! Watching the professor or your tutor or your friends work a problem is not the same as doing it yourself. Simply watching someone else play the piano or use a typewriter or play tennis would not enable you to play the piano or type or play tennis. You have to practice it yourself. Chemistry requires a lot of practice. YOU HAVE TO DO IT YOURSELF.
Dr. Brenna E. Lorenz Division of Natural Sciences University of Guam
DON'T FALL INTO THESE COMMON TRAPS• thinking that you don't need the prerequisites;• skipping class and
getting the notes from friends;• showing up for class only on quiz days;• showing up for the quiz and then leaving;• copying someone else's work;• thinking that you can understand the material without working lots of
problems;• putting off studying until the night before the exam;• disappearing from the class after getting one good grade;• expecting to be able to catch up after missing much of the semester;• expecting to be allowed to do an extra credit project to salvage a failing
grade at the end of the semester;• expecting the professor not to count all the quizzes or homework you
missed;• expecting to pass even if you have all failing grades.
Dr. Brenna E. Lorenz Division of Natural Sciences University of Guam
Come fare bene nel corso e nell’esame di Chimica Generale
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1. Peso atomico e molecolare
2. Mole
3. Massa molare e peso molecolare
4. Reazioni chimiche
5. Bilanciamento coefficienti stechiometrici
La concezione atomica della materia: le leggi di massa
• Legge di conservazione della massa• Legge della composizione definita e
costante• Legge delle proporzioni multiple
Legge di conservazione della massa
“La massa totale delle sostanze rimane invariata durante una reazione chimica”(Lavoisier, XVIII secolo)
Esempio: metabolismo del glucosio
180 g di glucosio 264 g di diossido di carbonio
+ +
192 g di ossigeno 108 g di acqua
372 g di reagenti 372 g di prodotti
In realtà, le variazioni di massa connesse alle reazioni chimiche ordinarie sono così piccole da risultare inapprezzabili. Però, nelle reazioni nucleari le variazioni di massa possono essere misurate facilmente.
Legge della composizione definita e costante
“Indipendentemente dalla sua fonte, un particolare composto chimico è costituito dagli stessi elementi negli stessi rapporti in massa”(J.-L. Proust, XVIII secolo)
Pertanto, nota la frazione in massa di un elemento in un composto, è possibile calcolare la massa effettiva dell’elemento in un qualsiasi campione di quel composto:
massa dell’elementonel campione =
massa del compostonel campione x
frazione in massa dell’elemento nel composto
22
Esempio: calcolo della massa di un elemento in un composto
Il carbonato di calcio (CaCO3) è un composto costituito da calcio, carbonio e ossigeno.
L’analisi indica che 40.0 g di carbonato di calcio contengono 16.0 g di calcio, 4.8 g di carbonio e 19.2 g di ossigeno.
Quanti g di calcio sono contenuti in un campione di 25 kg di carbonato di calcio?
massa di calcionel campione
=massa del campione di carbonato di calcio
xfrazione in massa del calcio nel composto
10 kg = 25 kg x 16g / 40g = 0.4
Legge delle proporzioni multiple
“Se due elementi A e B reagiscono per formare due composti, le differenti masse di B che si combinano con una massa fissa di A possono essere espresse come rapporto di numeri interi piccoli”(Dalton, XVIII secolo)
Esempio. Consideriamo due composti formati da carbonio e ossigeno, aventi le seguenti composizioni in massa:Ossido I: 57.1% O e 42.9% C g di O / g di C = 57.1 / 42.9 = 1.33Ossido II: 72.7% O e 27.3% C g di O / g di C = 72.7 / 27.3 = 2.66
2.66 g di O / g di C in ossido II 21.33 g di O / g di C in ossido I 1
La struttura dell’atomo
10-10 m
10-14 m
Perché crediamo agli atomi?
48 atomi di Fe sono stati disposti a formare un recinto. Le onde nel centro rappresentano gli elettroni di superficie che sono rimasti “confinati”.
Atomi di Cs e I su Cu
Atomi di Ni
Superficie di Cu (111). Ci sono due difetti sulla superficie, probabilmente atomi diversi.
Perché crediamo agli atomi?
Proprietà delle tre particelle subatomiche fondamentali
Carica Massa
Nome (simbolo)
relativa assoluta(C)
relativa(uma)*
Assoluta(g)
Posizione nell’atomo
Protone (p+) 1+ + 1.602 x 10-19 1.00727 1.67262 x 10-24 nucleo
Neutrone (n0) 0 0 1.00866 1.67493 x 10-24 nucleo
Elettrone (e-) 1- -1.602 x 10-19 0.00054858 9.10939 x 10-28 all’esterno del nucleo
* l’unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a 1.660540 x 10-24 g.
Numero atomico, numero di massa e simbolo atomico
Il numero atomico (Z) di un elemento è uguale al numero di protoni nel nucleo di ciascuno dei suoi atomi. Atomi con lo stesso numero di protoni hanno proprietà identiche.
Il numero di massa (A) di un elemento è il numero totale di protoni e di neutroni nel nucleo.
Numero di neutroni N = A - Z
XA
Z
Numero di massa(numero di p+ +
numero di n0)
Numero atomico(numero di p+)
Simbolo dell’elemento
La Tavola Periodica
Isotopi e masse atomiche
Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero atomico ma non lo stesso numero di massa. Si dicono isotopi di un elemento gli atomi dell’elemento che hanno differenti numeri di neutroni e quindi differenti numeri di massa.
Poiché le proprietà chimiche sono determinate principalmente dal numero di elettroni, tutti gli isotopi di un elemento hanno un comportamento chimico quasi identico.
La massa atomica (o peso atomico) è la somma delle masse di tutte le particelle che compongono l'atomo.
L’unità di massa atomica (simbolo: uma) è definita pari a 1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12. E’ chiamata anche Dalton (simbolo: Da).
La massa atomica di un elemento viene espressa come media delle masse dei suoi isotopi naturali ponderata secondo le rispettive abbondanze.
La materia
Gli elementi possono essere costituiti da:
Atomi isolati (gas nobili) Molecole discrete (H2, O2, P4, S8) Insieme di atomi legati fra loro da legami covalenti (Carbonio in
diamante e grafite) Insieme di atomi tenuti insieme da legame metallico (Na, Al, Fe)
Elementi (atomi tutti uguali fra loro)Sostanze pure
Composti (atomi diversi in rapporti ben Miscele definiti)
La formula di un elemento si indica con il simbolo dell’atomo e (nel caso in cui l’elemento sia formato da molecole) da un indice pari al numero di atomi legati
Le formule chimicheI composti possono essere costituiti da:
• Molecole discrete (CO2, CH4, H2O)• Insieme di atomi diversi legati fra loro da legami covalenti
(Silice SiO2)• Insieme di ioni di carica opposta tenuti insieme da legame
ionico (NaCl)
Solo per i composti costituiti da molecole discrete la formula chimica indica sia il tipo che il numero di atomi che costituiscono la molecola.
Per i composti costituiti da un insieme continuo di atomi la formula è empirica, cioè indica solo il tipo di atomi e in quale rapporto essi sono presenti.
Anche per le sostanze di tipo ionico la formula è empirica
Tipi di formule chimiche
In una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici numerici indicano la specie e il numero di ciascun atomo presente nella più piccola unità di sostanza.
1. La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula empirica HO poiché contiene 1 parte in massa di H per ogni 16 parti in massa di O.
2. La formula molecolare mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula molecolare H2O2.
3. La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami tra di essi. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula di struttura
H—O—O—H.
Peso atomico
Peso atomico: È il rapporto tra il peso dell’atomo considerato e il peso di un atomo di riferimento al quale si assegna un peso arbitrario
Peso di riferimento = 1/12 del peso dell’atomo di carbonio con numero di massa 12 (12C)
Es. l’atomo di ossigeno 16O ha massa relativa pari a 15.999, cioè una massa pari a 15.999 volte quella di 1/12 di 12C, e cioè = 15.999/12 di 12C
n.b.Il termine peso viene spesso usato al posto di massa, che sarebbe più corretto
Peso atomico e peso molecolare
Se si prende 1/12 di 12C come unità di misura, il peso atomico diventa uguale al suo peso atomico assoluto, espresso in tale unità di misura.
Unità di misura della massa atomica è il dalton (unità di massa atomica):
1 dalton (u.m.a.) = 1,66 x 10-24 g
Peso molecolare:
Somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che costituiscono la molecola
(solo per composti costituiti da molecole discrete)
La mole
La mole (simbolo: n; unità di misura: mol) è definita come la quantità di sostanza che contiene tante unità elementari (atomi, molecole, ioni, …) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di 12C.Tale numero è conosciuto come numero di Avogadro (o costante di Avogadro) ed è indicato con il simbolo NA.
La mole, a differenza della massa, tiene conto della struttura a particelle della materia: una mole di una qualunque sostanza contiene lo stesso numero di unità elementari, cosa che non accade per 1 kg di qualunque sostanza.
NA = 6.022 x 1023 mol-1
La mole
La mole
Massa molare (Peso molecolare)
La massa in grammi di una mole di qualunque sostanza è espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso atomico, il peso molecolare o il peso formula.
La massa di una mole di 12C è 12 g per definizione. Dato che la massa atomica media del carbonio è 12.011 volte 1/12 di quella del nuclide 12C, anche la massa di 1 mole di carbonio sarà 12.011 volte 1/12 della massa di una mole del nuclide 12C, cioè 12.011 g
La IUPAC definisce massa molare (M) il rapporto fra massa e quantità di sostanza.
m (g) M n (mol)
Il peso molecolare è: PM = m (g)/n (mol)
Indicando con PM il peso molecolare di una sostanza pura, il numero di moli n, contenuto in una massa m di tale sostanza, è dato da:
n (moli) = m (g)
PM (g/mole)
La massa in grammi è:m (g) = PM(g/mol) x n (mol)
Il peso molecolare di una specie chimica è pari, come valore numerico, alla somma dei pesi atomici degli atomi che costituiscono la formula, e si esprime in g/mole
Esempi:
1. Il peso atomico del germanio Ge è 72,59 dalton; 72,59 g di Ge corrispondono ad 1 mole di atomi di Ge e contengono 6,022x1023 atomi.
2. 1 mole di atomi di mercurio (Hg, P.A. = 200,61) corrisponde a: 1mole x 200,61g/mole = 200,61 g
3. 223,36 g di Fe (P.A. = 55,84) corrispondono a: 223,36(g)/55,84(g/mole) = 4 moli di atomi di Fe
4. 1kg di acqua (H2O, P.M.=18) corrisponde a: 1000 (g)/18,00(g/mole) = 55,5 moli
Reazioni chimiche
“Un’equazione chimica è un enunciato, in formule, che esprime le identità e le quantità delle sostanze che partecipano ad una trasformazione chimica o fisica.”
Affinché l’equazione rappresenti correttamente queste quantità, deve essere bilanciata, ossia nei due membri dell’equazione deve comparire lo stesso numero di atomi di ciascuna specie.
reagenti prodotti
Bilanciamento di una reazione
Si uguaglia il numero di atomi di ciascuna specie in ciascun membro dell’equazione utilizzando opportuni coefficienti stechiometrici (mediante bilanciamento per tentativi o bilanciamento analitico degli elementi).Si parte dal composto più complesso (quello con il massimo numero di atomi o di differenti specie di atomi) e si arriva a quello meno complesso.
Esempio:
__ Mg + __ O2 __ MgO
__ Mg + __ O2 1 MgO
1 Mg + __ O2 1 MgO
1 Mg + 1/2 O2 1 MgO
La scelta dei coefficienti è regolata da alcune convenzioni:
si preferiscono i coefficienti costituiti dai numeri interi più piccoliil coefficiente 1 è implicito e viene normalmente omesso
L’equazione finale indica anche lo stato fisico di ciascuna sostanza o se essa sia disciolta in acqua. I simboli usati per denotare questi stati sono:
solido: (s)liquido: (l)gas: (g)soluzione acquosa: (aq)
La reazione dell’esempio precedente si scrive:
2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
I coefficienti stechiometrici si riferiscono
sia a singole entità chimiche sia a moli di entità chimiche.
Riguardo al procedimento di bilanciamento, si devono tener presenti i seguenti punti essenziali:
– un coefficiente opera su tutti gli atomi nella formula che lo segue
– nel bilanciamento di un’equazione, le formule chimiche non possono essere modificate
– non si possono aggiungere altri reagenti o prodotti– un’equazione bilanciata rimane tale anche moltiplicando tutti
i coefficienti stechiometrici per lo stesso fattore
Bilanciamento analitico degli elementi
a C4H10 (l) + b O2 (g) c CO2 (g) + d H2O (g)si bilancia C: 4 a = csi bilancia H: 10 a = 2 dsi bilancia O: 2 b = 2 c + d
Ponendo a =1, si ricavano i valori degli altri coefficienti:b = 13/2; c = 4; d = 5
a HNO3 (aq) + b H2S (g) c S (s) + d NO (g) + e H2O (l)
si bilancia H: a + 2 b = 2 esi bilancia N: a = dsi bilancia O: 3 a = d + esi bilancia S: b = c
Ponendo a =1, si ricavano i valori degli altri coefficienti:
b = 3/2; c = 3/2; d = 1; e = 2
Perché i coefficienti siano numeri interi, essi devono essere tutti moltiplicati per 2, ottenendo:
2 HNO3 (aq) + 3 H2S (g) 3 S (s) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)
Reazioni da bilanciare
SiO2 + C SiC + CO
Na + H2O H2 + NaOH
H2 + N2 NH3
Cr + HCl CrCl2 + H2
C8H18 + O2CO2 + H2O
HNO3 + CaCO3 CO2 + H2O + Ca(NO3)2
Un po’ di esercizi…
Percentuale in pesoK4Fe(CN)6
Composizione percentuale degli elementi
Quanti gr di Fe sono presenti in 30g di composto puro
Mg2SiO4
Composizione percentuale degli elementi, di MgO e SiO2
Quanta silice è contenuta in 1ton di ortosilicato che contiene il 95% di Mg2SiO4
Un po’ di esercizi…
• Formula minima
Un composto ha dato all’analisi i seguenti risultati:
C 76.93%
H 5.12%
N 17.95%
Qual è la formula minima?
• Formula molecolare
• Purezza dei campioni
La formula molecolare di un composto è uguale o un multiplo intero della formula minima (o empirica)
La percentuale di purezza indica la massa percentuale di una specifica sostanza in un campione impuro.
Es. calcolare la massa di NaOH presente in 45.2g di NaOH al 98.2%
Reagente in eccesso e in difetto
•Il reagente in difetto (reagente limitante) è quello che in una reazione quantitativa si consuma completamente.
• 1CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O • 16g 48g
Corrispondono a
1 mole 1.5 moli
Il rapporto tra le moli necessario per una reazione completa deve essere pari al rapporto stechiometrico (nell’esempio ½)
n (CH4) = 1 mole > 1 in questo caso il rapporto in
n (O2) 1.5 moli 2 moli è superiore al rapporto
stechiometrico CH4 è in eccesso e l’ossigeno è limitante
Esercizio 1
• Bilanciare la seguente reazione chimica e calcolare quanti grammi di CO2 si ottengono facendo reagire 2.00 g di CH4 con 3.00 g di O2. (p.a. C=12.01; p.a. O=16.00; p.a. H=1.008)
CH4 + O2 CO2 + H2O
Esercizio 2
• Bilanciare la seguente reazione chimica (per tentativi) e calcolare quanti grammi di CO2 si ottengono facendo reagire 4.00 g di O2 con 8.00 g di C6H12O6.(p.a. C=12.01; p.a. O=16.00; p.a. H=1.008)
O2 + C6H12O6 CO2 + H2O
Esercizio 3
• Calcolare i grammi di MgBr2 che si ottengono quando si mettono a reagire 48.02 g di AlBr3 con 38.53 g di MgSO4, secondo la seguente reazione da bilanciare (bilanciare mediante bilanciamento analitico dei singoli elementi):
• a AlBr3 + b MgSO4 → c Al2(SO4)3 + d MgBr2
(p.a. Al = 26.98; p.a. Br = 79.92; p.a. O = 16.00;
p.a. Mg = 24.32; p.a. S = 32.07)
Esercizio 4
• Calcolare i grammi di Al2(SO4)3 che si ottengono quando si mettono a reagire 33.34 g di AlCl3 con 46.88 g di Na2SO4, secondo la seguente reazione da bilanciare (bilanciare mediante bilanciamento analitico dei singoli elementi):
• a AlCl3 + b Na2SO4 → c Al2(SO4)3 + d NaCl
(p.a. Al = 26.98; p.a. Cl = 35.46; p.a. Na = 22.99; p.a. S = 32.07; p.a. O = 16.00)
Esercizio 5
• Calcolare i grammi di Mg3(PO4)2 che si ottengono quando si mettono a reagire 21.11 g di Mg2SiO4 con 30.49 g di AlPO4, secondo la seguente reazione da bilanciare (bilanciare mediante bilanciamento analitico dei singoli elementi):
• a Mg2SiO4 + b AlPO4 → c Mg3(PO4)2 + d Al4(SiO4)3
(p.a. Mg = 24.32; p.a. Si = 28.09; p.a. O = 16.00; p.a. Al = 26.98; p.a. P = 30.98)
Esercizio 6
• Un composto organico, di peso molecolare 186.132, è costituito dal 38.71 % in peso di carbonio, 4.87 % di idrogeno, 25.79 % di ossigeno, 30.62% di fluoro. Si calcoli la formula molecolare del composto.
(p.a. C = 12.01; p.a. H = 1.008 ;
p.a. F = 19.00; p.a. O =16.00).
Esercizio 7
1) Un composto organico, di peso molecolare 120.156, è costituito dal 39.98 % in peso di carbonio, 10.07 % di idrogeno, 26.63 % di ossigeno, 23.32 % di azoto. Si calcoli la formula molecolare del composto.
(p.a. C = 12.01; p.a. H = 1.008 ;
p.a. N = 14.01; p.a. O =16.00).
Elettronegatività
Si definisce “elettronegatività” di un atomo la sua relativa tendenza ad attrarre verso di sé i cosiddetti “elettroni di legame”, ossia quegli elettroni che lo tengono unito
ad un altro atomo per formare una molecola. L’elettronegatività aumenta lungo un periodo (da sinistra verso destra) e diminuisce lungo un gruppo (dall’alto verso il basso).
I motivi di questo andamento sono i seguenti:
L’aumento che si verifica andando verso destra in un periodo deriva dalle sempre più ridotte dimensioni degli atomi, per cui c’è un minore effetto di schermo e quindi una maggiore attrazione degli elettroni;
La diminuzione che si ha, invece, scendendo lungo un gruppo deriva sia dall’aumento delle dimensioni atomiche sia dall’aumento dell’effetto schermo.
Numero di ossidazioneÈ la carica (positiva o negativa) che l’atomo avrebbe se gli elettroni di legame non fossero condivisi bensì fossero trasferiti completamente dalla specie meno elettronegativa (più in basso a sinistra nella tavola periodica) a quella più elettronegativa (più in alto a destra).
Tutte le sostanze elementari (Na, He, O2, Cl2, ecc.) hanno n.o. = 0
Tutti gli ioni monoatomici (K+, Cl-, S2-, O2-, Fe3+, ecc.) hanno n.o. uguale alla carica dello ione
La somma dei valori dei numeri di ossidazione degli atomi in un composto neutro è uguale a 0
La somma dei valori dei numeri di ossidazione degli atomi in uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione
Numero di ossidazione
Gruppo IA: n.o. = +1 Gruppo IIA: n.o. = +2 Idrogeno: n.o. = +1 (se combinato con i non
metalli)
n.o. = -1 (se combinato con i metalli e il B)
Fluoro: n.o. = -1 Ossigeno: n.o. = -2
n.o. = -1 (nei perossidi) Gruppo VIIA: n.o. = -1
Esempi. calcolare il numero di ossidazione delle seguenti specie:
MnO4-, KClO4, HAsO3
2-, K2Cr2O7, HCrO4-, Na3AsO3, Al2(SO4)3,
Na2SO3, Ca3(PO4)2
Reazioni di OSSIDO-RIDUZIONE o redox
• L’OSSIDAZIONE consiste nell’aumento del numero di ossidazione e corrisponde alla perdita di elettroni.
• La RIDUZIONE consiste nella diminuzione del numero di ossidazione e corrisponde ad un acquisto di elettroni.
In una reazione chimica gli elettroni non vengono né creati né distrutti
L’ossidazione e la riduzione avvengono sempre simultaneamente e nella stessa misura
Reazioni redox
Classificazione delle reazioni Redox
Bilanciamento delle reazioni REDOX
