Redox
Ciao a tutti! Sto provando a risolvere un vecchio testo d'esame ed ho incontrato qualche difficoltà con una redox. La reazione è la seguente:
$Al + H_2SO_4 -> AlO_3 + H_2S$
Questo è il mio ragionamento:
come prima cosa ho determinato i numeri di ossidazione delle varie specie chimiche ed ho ottenuto:
$Al^0 + H^+1_2S^6+O_4^-2 -> Al^+3O_3^-2 + H^+1_2S^-2$
considerando che l'ossidante è quella specie che, riducendosi, acquista elettroni e diminuisce il numero di ossidazione, determino che l'alluminio funge da ossidante:
$Al^0 -> Al^+3$
viceversa, il riducente, si ossida cedendo elettroni e aumentando il numero di ossidazione. Quindi in questo caso dovrebbe essere lo zolfo:
$S^+6O_4^-2 -> S^-2$
Se non erro, $Al^+3$ dovrebbe acquistare 3 elettroni per divenire $Al$, mentre $S^+6O_4^-2$ ne perderebbe 4.
A questo punto un dubbio mi assale.. Sto facendo giusto? Qualcuno può darmi qualche dritta?
Grazie!!
$Al + H_2SO_4 -> AlO_3 + H_2S$
Questo è il mio ragionamento:
come prima cosa ho determinato i numeri di ossidazione delle varie specie chimiche ed ho ottenuto:
$Al^0 + H^+1_2S^6+O_4^-2 -> Al^+3O_3^-2 + H^+1_2S^-2$
considerando che l'ossidante è quella specie che, riducendosi, acquista elettroni e diminuisce il numero di ossidazione, determino che l'alluminio funge da ossidante:
$Al^0 -> Al^+3$
viceversa, il riducente, si ossida cedendo elettroni e aumentando il numero di ossidazione. Quindi in questo caso dovrebbe essere lo zolfo:
$S^+6O_4^-2 -> S^-2$
Se non erro, $Al^+3$ dovrebbe acquistare 3 elettroni per divenire $Al$, mentre $S^+6O_4^-2$ ne perderebbe 4.
A questo punto un dubbio mi assale.. Sto facendo giusto? Qualcuno può darmi qualche dritta?
Grazie!!
Risposte
ciao!!
Mi pare strano quel prodotto $AlO_3$...
So che esiste l'alluminato (di sodio) ma in questo caso avresti $AlO_3^(-3)$ che deriva dall'acido alluminico (se non mi sbaglio con il nome) $H_3AlO_3$.
In entrambi i casi l'alluminio ha NO =+3, mentre da quello che hai scritto tu sembrerebbe che Al sia addirittura +6!
(un'altro composto con O e Al è l'allumina, ma la formula è $Al_2O_3$ . Al è sempre +3 anche qui).
Non ricordo il prodotto che si ottiene per reazione dell'alluminio metallico con l'acido solforico, quindi non so dirti quale sia il prodotto... prova magari a ricontrollare l'esercizio (magari hai ragione tu, ma mi pare molto strano quel composto con Al +6!).
Per il resto, la definizione di agente riducente e ossidante è esatta, ma hai sbagliato a identificarli nella reazione: l'ossidante (cioè l'agente che provoca l'ossidazione, ovvero quello che si riduce) NON è l'alluminio, ma l'anione solfato; l'alluminio invece è l'agente riducente, ovvero quello che si ossida, passando ad $Al^(3+)$ (o $Al^(+6)$ dalla reaizone che hai scritto).
Infatti, se vai a vedere i potenziali standar di ossidoriduzione, vedrai che quello relativo all'alluminio ( Al3+ a dare Al) è ben più negativo di quella del solfato.
Il tuo problema è di bilanciare la reazione? Prima di spiegarti come farei, prova a controllare se c'è o no l'errore di cui parlavo...
alla prossima..
ciao
Mi pare strano quel prodotto $AlO_3$...
So che esiste l'alluminato (di sodio) ma in questo caso avresti $AlO_3^(-3)$ che deriva dall'acido alluminico (se non mi sbaglio con il nome) $H_3AlO_3$.
In entrambi i casi l'alluminio ha NO =+3, mentre da quello che hai scritto tu sembrerebbe che Al sia addirittura +6!
(un'altro composto con O e Al è l'allumina, ma la formula è $Al_2O_3$ . Al è sempre +3 anche qui).
Non ricordo il prodotto che si ottiene per reazione dell'alluminio metallico con l'acido solforico, quindi non so dirti quale sia il prodotto... prova magari a ricontrollare l'esercizio (magari hai ragione tu, ma mi pare molto strano quel composto con Al +6!).
Per il resto, la definizione di agente riducente e ossidante è esatta, ma hai sbagliato a identificarli nella reazione: l'ossidante (cioè l'agente che provoca l'ossidazione, ovvero quello che si riduce) NON è l'alluminio, ma l'anione solfato; l'alluminio invece è l'agente riducente, ovvero quello che si ossida, passando ad $Al^(3+)$ (o $Al^(+6)$ dalla reaizone che hai scritto).
Infatti, se vai a vedere i potenziali standar di ossidoriduzione, vedrai che quello relativo all'alluminio ( Al3+ a dare Al) è ben più negativo di quella del solfato.
Il tuo problema è di bilanciare la reazione? Prima di spiegarti come farei, prova a controllare se c'è o no l'errore di cui parlavo...
alla prossima..
ciao
Ciao mirko! In effetti hai ragione, ieri ho trovato un vecchio libro e mi ha fatto rendere conto che il composto non è $AlO_3$ ma dovrebbe essere $Al_2O_3$
Fondamentalmente il mio problema è il bilanciamento, però ieri ho trovato un metodo che penso di aver capito. La svolgo così mi puoi dire se è giusto o meno?
Riscrivo la reazione $Al + H_2SO_4 -> Al_2O_3 + H_2S$
determinando i vari numeri di ossidazione ho: $Al^0 + H^+1_2S^6+O_4^-2 -> Al^+3 +O_3^-2 + H^+1_2S^-2$
quindi cambiano il numero di ossidazione queste due specie:
$Al^0 -> Al^+3$ che si ossida perdendo 3 elettroni $Al^0 + 3e -> Al^+3$
$S^6 -> S^-2$ che si riduce acquistando 8 elettroni $S^6 -> S^-2+ 8e$
A questo punto determino il mcm tra 8 e 3, ossia 24. Divido il mcm per il numero di elettroni in gioco nelle due specie che partecipano alla reazione, quindi 24:3= 8 e 24:8= 3. Moltiplico il valore ottenuto nelle due semireazioni, in questo modo:
$8Al^0 -> 4 Al^+3 + 24e$
$3S^6 -> 3S^-2+ 24e$
Effettuando la somma algebrica tra le due semireazioni ottengo:
$8Al^0 + 3S^6 -> 4 Al^+3 + 3S^-2e$ Siccome ho un $Al_2O_3$, posso indicare lo ione $Al$ come $Al_2^+3$
In forma molecolare:
$8Al + 3H_2SO_4 -> 4Al_2O_3 + 3H_2S$
Come prova, conto il numero di atomi di idrogeno e di ossigeno presenti:
$H$: / + 3 -> / + 3
$O$: / + 12 -> 12 + /
La reazione è bilanciata.
E' giusto il mio ragionamento? Esiste un altro metodo per effettuare il bilanciamento?
Fondamentalmente il mio problema è il bilanciamento, però ieri ho trovato un metodo che penso di aver capito. La svolgo così mi puoi dire se è giusto o meno?
Riscrivo la reazione $Al + H_2SO_4 -> Al_2O_3 + H_2S$
determinando i vari numeri di ossidazione ho: $Al^0 + H^+1_2S^6+O_4^-2 -> Al^+3 +O_3^-2 + H^+1_2S^-2$
quindi cambiano il numero di ossidazione queste due specie:
$Al^0 -> Al^+3$ che si ossida perdendo 3 elettroni $Al^0 + 3e -> Al^+3$
$S^6 -> S^-2$ che si riduce acquistando 8 elettroni $S^6 -> S^-2+ 8e$
A questo punto determino il mcm tra 8 e 3, ossia 24. Divido il mcm per il numero di elettroni in gioco nelle due specie che partecipano alla reazione, quindi 24:3= 8 e 24:8= 3. Moltiplico il valore ottenuto nelle due semireazioni, in questo modo:
$8Al^0 -> 4 Al^+3 + 24e$
$3S^6 -> 3S^-2+ 24e$
Effettuando la somma algebrica tra le due semireazioni ottengo:
$8Al^0 + 3S^6 -> 4 Al^+3 + 3S^-2e$ Siccome ho un $Al_2O_3$, posso indicare lo ione $Al$ come $Al_2^+3$
In forma molecolare:
$8Al + 3H_2SO_4 -> 4Al_2O_3 + 3H_2S$
Come prova, conto il numero di atomi di idrogeno e di ossigeno presenti:
$H$: / + 3 -> / + 3
$O$: / + 12 -> 12 + /
La reazione è bilanciata.
E' giusto il mio ragionamento? Esiste un altro metodo per effettuare il bilanciamento?
Ciao Mirime!
Quello che hai usato tu è il metodo delle semireazioni.
Esiste un altro metodo:
prima di tutto individui gli elementi che cambiano il loro numero di ossidazione, in questo caso $Al$ e $S$
Poi calcoli la variazione del numero: $\DeltaAl=3$ e $\DeltaS=8$
Il $\DeltaAl$ ti indica il numero di moli dello zolfo, e viceversa.
La reazione ottenuta è questa: $8Al + 3H_2SO_4 \to 4Al_2O_3 + 3H_2S$
A questo punto dovresti bilanciare eventualmente gli altri elementi, ma in questo caso non ce n'è bisogno.
Spero sia tutto chiaro!
Quello che hai usato tu è il metodo delle semireazioni.
Esiste un altro metodo:
prima di tutto individui gli elementi che cambiano il loro numero di ossidazione, in questo caso $Al$ e $S$
Poi calcoli la variazione del numero: $\DeltaAl=3$ e $\DeltaS=8$
Il $\DeltaAl$ ti indica il numero di moli dello zolfo, e viceversa.
La reazione ottenuta è questa: $8Al + 3H_2SO_4 \to 4Al_2O_3 + 3H_2S$
A questo punto dovresti bilanciare eventualmente gli altri elementi, ma in questo caso non ce n'è bisogno.
Spero sia tutto chiaro!
ciao mirime!
Ti propongo il metodo che uso io.. secondo me è il più semplice di tutti, anche con reazioni complicate (magari di disproporzionamento o coproporzionamento).
Scomponi la reazione in due semireazioni (escludendo gli ioni spettatori se vuoi):
Al =>$Al_2O_3$ e $SO_4^(2-)$>$S^(-2)$ o volendo anche $H_2SO_4$=>$H_2S$
Ora segui questo schema:
1)bilanci eventualmente atomi diversi da O e H (qui serve solo per la semireazione di ossidazione di Al)
2)bilanci gli O usando molecoli di H2O
(quindi: $2Al + 3H_2O$=>$Al_2O_3$ e $H_2SO_4$=>$H_2S + 4H_2O$
3)bilanci gli H aggiungendo ioni $H^(+)$
(quindi $2Al + 3H_2O$=>$Al_2O_3 + 6H^(+)$ e $H_2SO_4 + 8H^(+)$=>$H_2S + 4H_2O$)
4)bilancio elettronico: aggingi elettroni per garantire il bilancio
(quindi: $2Al + 3H_2O+ 6e^(-)$=>$Al_2O_3 + 6H^(+)$ e $H_2SO_4 + 8H^(+)$=>$H_2S + 4H_2O+8e^(-)$)
controlla che gli elettroni devono essere dalla parte opposta nelle due semireazioni, per poi annullarsi
Ora, moltiplichi per un numero intero una e l'altra semireazione per eguagliare il numero di elettroni scambiati; poi sommi algebricamente il tutto per ottenere l'equazione bilanciata.
(quindi: *4 la prima e *3 la seconda otteniamo $8Al + 3H_2SO_4$ =>$4 Al_2O_3 +3H_2S$)
In questo caso le molecole di acqua e di H+ si elidono, ma in altri casi rimangono
P.S: la procedura che ho scritto vale in ambiente acido; se lavori in ambiente basico, applichi identico il procedimento, poi, dopo la somma, trasformi gli H+ "in OH- " aggiungendo semplicemente a destra e a sinistra tanti OH- quanti sono le moli di H+ risultanti (così che da un lato avrai H+ e OH- che si sommano a dare un certo numero di molecole di H2O)
Capito il procedimento?
ciao
Ti propongo il metodo che uso io.. secondo me è il più semplice di tutti, anche con reazioni complicate (magari di disproporzionamento o coproporzionamento).
Scomponi la reazione in due semireazioni (escludendo gli ioni spettatori se vuoi):
Al =>$Al_2O_3$ e $SO_4^(2-)$>$S^(-2)$ o volendo anche $H_2SO_4$=>$H_2S$
Ora segui questo schema:
1)bilanci eventualmente atomi diversi da O e H (qui serve solo per la semireazione di ossidazione di Al)
2)bilanci gli O usando molecoli di H2O
(quindi: $2Al + 3H_2O$=>$Al_2O_3$ e $H_2SO_4$=>$H_2S + 4H_2O$
3)bilanci gli H aggiungendo ioni $H^(+)$
(quindi $2Al + 3H_2O$=>$Al_2O_3 + 6H^(+)$ e $H_2SO_4 + 8H^(+)$=>$H_2S + 4H_2O$)
4)bilancio elettronico: aggingi elettroni per garantire il bilancio
(quindi: $2Al + 3H_2O+ 6e^(-)$=>$Al_2O_3 + 6H^(+)$ e $H_2SO_4 + 8H^(+)$=>$H_2S + 4H_2O+8e^(-)$)
controlla che gli elettroni devono essere dalla parte opposta nelle due semireazioni, per poi annullarsi
Ora, moltiplichi per un numero intero una e l'altra semireazione per eguagliare il numero di elettroni scambiati; poi sommi algebricamente il tutto per ottenere l'equazione bilanciata.
(quindi: *4 la prima e *3 la seconda otteniamo $8Al + 3H_2SO_4$ =>$4 Al_2O_3 +3H_2S$)
In questo caso le molecole di acqua e di H+ si elidono, ma in altri casi rimangono
P.S: la procedura che ho scritto vale in ambiente acido; se lavori in ambiente basico, applichi identico il procedimento, poi, dopo la somma, trasformi gli H+ "in OH- " aggiungendo semplicemente a destra e a sinistra tanti OH- quanti sono le moli di H+ risultanti (così che da un lato avrai H+ e OH- che si sommano a dare un certo numero di molecole di H2O)
Capito il procedimento?
ciao
Proverò a risolvere l'ossidoriduzione anche con il metodo che hai scritto! Per ora però devo dire che mi sono trovata bene con quello descritto sul libro di testo! 
Grazie mirko e grazie Titania! Siete stati gentilissimi e di grande aiuto!!
Grazie mirko e grazie Titania! Siete stati gentilissimi e di grande aiuto!!
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