Reazioni ioniche in soluzione acquosa e reazioni di ossidoriduzione
Qualcuno sa spiegarmi le reazioni ioniche in soluzione acquosa e le redox perfavore?
Miglior risposta
Ciao Dema,
innanzitutto occorre dire che le reazioni ioniche avvengono SOLO in soluzione, ottenendo un processo di dissociazione per alcune sostanze.
In una reazione ionica vengono riportati solo gli ioni effettivamente partecipanti alla reazione. Ad esempio:
In tal caso è chiaro che l'ossido di alluminio
Da qui si procederà al bilancio della reazione.
L'alluminio
A tal punto si procede come per qualsiasi bilanciamento di reazione, in cui il numero delle cariche deve essere uguale in entrambi i membri, così come per il numero degli atomi.
Per quanto riguarda le redox, si parla di reazioni chimiche in cui le specie chimiche reagenti si scambiano elettroni.
Facciamo riferimento a due particolari definizioni:
- riducente, nonché la specie che cede elettroni e si ossida;
- ossidante, la specie che acquista elettroni e si riduce.
Ti pongo un altro esempio:
Lo zinco si comporta da riducente, in quanto ha ceduto elettroni ad
La rappresentazione generica di una reazione di ossido-riduzione, sarà pertanto la seguente:
Per facilitarti la comprensione, ti invito a dare un'occhiata agli appunti presenti sulla nostra piattaforma:
https://www.skuola.net/chimica/organica/
A presto :hi
innanzitutto occorre dire che le reazioni ioniche avvengono SOLO in soluzione, ottenendo un processo di dissociazione per alcune sostanze.
In una reazione ionica vengono riportati solo gli ioni effettivamente partecipanti alla reazione. Ad esempio:
[math] Al_{2}O_{3} + OH^{-} + H_{2}O[/math]
- > [math] Al(OH)_{4}^{-}[/math]
In tal caso è chiaro che l'ossido di alluminio
[math] Al_{2}O_{3}[/math]
, quando si trova in soluzione in presenza di uno ione (in tal caso [math] OH^{-} [/math]
), reagisce e si trasforma anch'esso in ione [math] Al(OH)_{4}^{-}[/math]
. Da qui si procederà al bilancio della reazione.
L'alluminio
[math] Al [/math]
necessita della formazione di due ioni [math] Al(OH)_{4}^{-}[/math]
.[math] Al_{2}O_{3} + OH^{-} + H_{2}O[/math]
- > [math] 2 Al(OH)_{4}^{-}[/math]
A tal punto si procede come per qualsiasi bilanciamento di reazione, in cui il numero delle cariche deve essere uguale in entrambi i membri, così come per il numero degli atomi.
Per quanto riguarda le redox, si parla di reazioni chimiche in cui le specie chimiche reagenti si scambiano elettroni.
Facciamo riferimento a due particolari definizioni:
- riducente, nonché la specie che cede elettroni e si ossida;
- ossidante, la specie che acquista elettroni e si riduce.
Ti pongo un altro esempio:
[math] Zn + H^{+} [/math]
- > [math] Zn^{2+} + H_{2} [/math]
Lo zinco si comporta da riducente, in quanto ha ceduto elettroni ad
[math]H^{+}[/math]
, trasformandolo così in idrogeno elementare [math]H_{2}[/math]
, mentre [math]H^{+}[/math]
, acquistando elettroni, diviene ossidante, ossidando lo zinco a [math]Zn^{2+}[/math]
.La rappresentazione generica di una reazione di ossido-riduzione, sarà pertanto la seguente:
[math] Red_{1} + Ox_{2} [/math]
- > [math] Ox_{1} + Red_{2} [/math]
Per facilitarti la comprensione, ti invito a dare un'occhiata agli appunti presenti sulla nostra piattaforma:
https://www.skuola.net/chimica/organica/
A presto :hi
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