Chimica: ossido-riduzioni
Salve a tutti,
sto studiando le ossido-riduzioni ed ho un dubbio. Se ho ad esempio questa reazione redox:
$SnCl_2+HIO_3+HCl \to SnCl_4+HI+H_2O$
la scrivo in forma dissociata:
$Sn^+ + (Cl^-)+ H^+ + IO^-_3 + HCl \to Sn^+ + (Cl^-)+H^+ + (I^-) + H_2O $
devo togliere $Cl^-$ e $H^+ $perchè si ripetono sia a destra che a sinistra; devo togliere anche $HCl$ perchè "non serve" (ho trovato così scritto sui miei appunti, immagino che volesse significare che lo posso togliere perchè non viene coinvolto nelle reazioni di ossidazione e riduzione, correggetemi se sbaglio); $H_2O$ lo devo togliere? Se sì, per lo stesso motivo di $HCl$?
Poi, questo immagino che lo capirò dopo che saprò la risposta alla prima domanda, ma intanto lo scrivo: quando vado a scrivere separatamente le semireazioni, è corretto scrivere così (non ancora bilanciata) quella di riduzione?
$IO^-_3 + 6e \to I^- $ le eventuali molecole d'acqua le devo aggiungere quando faccio il bilanciamento delle masse? (so che devo aggiungere poi anche ioni positivi, ma è questa cosa dell'acqua che non ho capito bene)
Grazie come sempre in anticipo
Valentina
sto studiando le ossido-riduzioni ed ho un dubbio. Se ho ad esempio questa reazione redox:
$SnCl_2+HIO_3+HCl \to SnCl_4+HI+H_2O$
la scrivo in forma dissociata:
$Sn^+ + (Cl^-)+ H^+ + IO^-_3 + HCl \to Sn^+ + (Cl^-)+H^+ + (I^-) + H_2O $
devo togliere $Cl^-$ e $H^+ $perchè si ripetono sia a destra che a sinistra; devo togliere anche $HCl$ perchè "non serve" (ho trovato così scritto sui miei appunti, immagino che volesse significare che lo posso togliere perchè non viene coinvolto nelle reazioni di ossidazione e riduzione, correggetemi se sbaglio); $H_2O$ lo devo togliere? Se sì, per lo stesso motivo di $HCl$?
Poi, questo immagino che lo capirò dopo che saprò la risposta alla prima domanda, ma intanto lo scrivo: quando vado a scrivere separatamente le semireazioni, è corretto scrivere così (non ancora bilanciata) quella di riduzione?
$IO^-_3 + 6e \to I^- $ le eventuali molecole d'acqua le devo aggiungere quando faccio il bilanciamento delle masse? (so che devo aggiungere poi anche ioni positivi, ma è questa cosa dell'acqua che non ho capito bene)
Grazie come sempre in anticipo
Valentina
Risposte
Ciao valentina92,
anche a me interessa la chimica e ragiono volentieri con te, però non ho capito la domanda di fondo:
che cosa vuoi sapere di una redox: quali elementi si ossidano e quali si riducono? Quanti sono e come si spostano gli elettroni? Vuoi bilanciarla?
Proviamo a fare un esercizio, con tutta la traccia?
anche a me interessa la chimica e ragiono volentieri con te, però non ho capito la domanda di fondo:
che cosa vuoi sapere di una redox: quali elementi si ossidano e quali si riducono? Quanti sono e come si spostano gli elettroni? Vuoi bilanciarla?
Proviamo a fare un esercizio, con tutta la traccia?
No, l'acqua non la devi togliere, anche se non partecipa nello scambio di elettroni, perchè è importante per bilanciare gli idrogeni e gli ossigeni. l'acido cloridrico lo puoi togliere, serve solo a far capire che la reazione in ambiente acido, e quindi poi le cariche le bilancerai aggiungendo ioni H+
Lascio a voi la gioia di bilanciare questa reazione
Lascio a voi la gioia di bilanciare questa reazione
Per prima cosa grazie ad entrambi per avermi risposto di nuovo 
Comunque lo scopo di tutto questo è di scrivere la reazione bilanciata in modo corretto, in effetti non lo avevo specificato!
Dunque, ricapitolando: so che cosa si ossida e cosa si riduce, lo stagno si ossida perchè il n.o. passa da +2 a +4, mentre lo iodio si riduce perchè il n.o. passa da +5 a -1. Dopo aver distinto queste due reazioni all'interno della redox, l'ho scritta in forma dissociata e mi è rimasto $Sn^+ + IO^-_3 \to Sn^+ + (I^-) + H_2O$ perchè ho tolto quello che ho detto prima, e ho lasciato l'acqua; a questo punto voglio scrivere separatamente le due semireazioni, e scrivo
$Sn^+ \to Sn^+ + 2e$
quella di ossidazione, e
$IO^-_3 + 6e \to (I^-) + H_2O$
quella di riduzione, giusto? Però non sono sicura che l'acqua vada qui, come faccio a sapere che non va in quella di ossidazione? Oppure adesso devo considerare solo chi si ossida e chi si riduce, e devo considerarla alla fine?
Prima di proseguire con il ragionamento insieme (per vedere se l'ho capito) con i bilanciamenti, posso sapere questa cosa?
Comunque lo scopo di tutto questo è di scrivere la reazione bilanciata in modo corretto, in effetti non lo avevo specificato!
Dunque, ricapitolando: so che cosa si ossida e cosa si riduce, lo stagno si ossida perchè il n.o. passa da +2 a +4, mentre lo iodio si riduce perchè il n.o. passa da +5 a -1. Dopo aver distinto queste due reazioni all'interno della redox, l'ho scritta in forma dissociata e mi è rimasto $Sn^+ + IO^-_3 \to Sn^+ + (I^-) + H_2O$ perchè ho tolto quello che ho detto prima, e ho lasciato l'acqua; a questo punto voglio scrivere separatamente le due semireazioni, e scrivo
$Sn^+ \to Sn^+ + 2e$
quella di ossidazione, e
$IO^-_3 + 6e \to (I^-) + H_2O$
quella di riduzione, giusto? Però non sono sicura che l'acqua vada qui, come faccio a sapere che non va in quella di ossidazione? Oppure adesso devo considerare solo chi si ossida e chi si riduce, e devo considerarla alla fine?
Prima di proseguire con il ragionamento insieme (per vedere se l'ho capito) con i bilanciamenti, posso sapere questa cosa?
le hai scritte bene le due semireazioni... l'acqua va dove c'è l'ossigeno, quindi hai fatto bene a metterlo lì
Ok, bene: passando adesso ai bilanciamenti, per prima cosa, se bilancio prima le cariche o le masse o gli elettroni è la stessa cosa? cioè, l'ordine con cui bilancio queste cose è indifferente? Mettiamo ad esempio che voglio bilanciare le cariche: la prima semireazione, cioè quella di ossidazione, non mi sembra bilanciata, perchè da lì vedo che a sinistra c'è una carica positiva, mentre a destra c'è una carica positiva più i due elettroni, di cui uno compensa la carica positiva, e quindi è come se a sinistra ci fosse una carica negativa; io la bilancerei, però sul quaderno mi vedo scritto "la semireazione di ossidazione è già bilanciata", e non capisco perchè; forse è qualcosa legato ai numeri di ossidazione che ha lo stagno prima a sinistra e poi a destra? Però non so, in che modo?
Allora, con ordine: no, non è uguale bilanciare prima le masse o le cariche e poi gli elettroni, vanno bilanciati sempre prima gli elettroni.
2) Hai sbagliato a scrivere i segni, pensavo fosse un errore di battitura ma evidentemente l'hai copiata male.lo stagno nella tua reazione passa da +2 a +4, quindi +4 + 2 e = +2 infatti lòe cariche sonobilanciate, come le masse.
Però devi moltiplicare tutta la semireazione per 3, perchè lo iodato prende 6 elettroni. inoltre nella remireazione dello iodato devi aggiungere 6 H+ sennò le cariche non sono bilanciate.
Insomma, per concludere, la reazione bilanciata è : 3Sn2+ + IO3- + 6H+ = I- + 3Sn4+ + 3H2O
2) Hai sbagliato a scrivere i segni, pensavo fosse un errore di battitura ma evidentemente l'hai copiata male.lo stagno nella tua reazione passa da +2 a +4, quindi +4 + 2 e = +2 infatti lòe cariche sonobilanciate, come le masse.
Però devi moltiplicare tutta la semireazione per 3, perchè lo iodato prende 6 elettroni. inoltre nella remireazione dello iodato devi aggiungere 6 H+ sennò le cariche non sono bilanciate.
Insomma, per concludere, la reazione bilanciata è : 3Sn2+ + IO3- + 6H+ = I- + 3Sn4+ + 3H2O
Ah capito, pensavo fosse la stessa cosa, quindi prima elettroni, poi cariche e poi masse... Ma che segni ho sbagliato a scrivere? Intendi dire che avrei dovuto scrivere :
$Sn^(+4) -> Sn^(+2) + 2e^-$ ?
$Sn^(+4) -> Sn^(+2) + 2e^-$ ?
no al contrario, Sn2+ -> Sn(4+) + 2e-
Ah si si si certo, hai ragione, mi sono sbagliata. Adesso mi ritrovo e mi torna tutto. Ti ringrazio della pazienza!
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