Bilancio redox
Non riesco a bilanciare questa redox, chi mi aiuta?
Ce(IO3)4+ H2C2O4 ----> Ce2(C2O4)3+ CO2+ I2+ H2O
Grazie mille a tutti!
Grazie mille!! Tutto chiaro! :)
Comunque studio ingegneria chimica..
Ce(IO3)4+ H2C2O4 ----> Ce2(C2O4)3+ CO2+ I2+ H2O
Grazie mille a tutti!
Grazie mille!! Tutto chiaro! :)
Comunque studio ingegneria chimica..
Miglior risposta
Allora, io credo di averla bilanciata, perchè mi ritornano tutti i conti.
Ho fatto così: ho prima riscritto l'equazione scrivendo le sostanze in forma dissociata, con gli ioni che le formano dunque, ricordando che l'ossigeno con un non metallo può formare degli ioni. Da qui ho visto il numero d'ossidazione di ogni elemento e così ho scoperto chi si ossidava e chi si riduceva!
Per bilanciare la reazione ho seguito il metodo che si rifà un po' alla legge di Hess, che dice che una reazione può essere scritta anche come somma di reazioni, in quanto ogni reazione avviene seguendo vari step. In pratica mi sono scritto le reazioni che contenevano solo gli ioni che si ossidavano o riducevano e così ho bilanciato le cariche.
Inizio dal Cerio:
Questa parte è ovviamente da bilanciare e allora diventa:
Ora bilancio anche l'altra sostanza che si riduce così posso vedere la quantità finale di elettroni di cui hanno bisogno in totale queste sostanze per ridursi.
Vedi il numero di ossidazione di I a destra e sinistra: +5 e 0 (riduzione). Quindi un I ha bisogno di 5 elettroni per arrivare a 0. Noi abbiamo 2I dunque 10 elettroni sono necessari.
Ora però le cariche elettriche a destra e sinistra sono diverse e vanno bilanciate! ( le cariche sono 10 negative + 2 dello ione iodato a destra che fanno 12 negative, mentre a destra c'è una situazione di "neutralità elettrica" (passami il termine...) E noi per bilanciare le cariche negative aggiungiamo ioni H+ che sono positivi (ma lo dobbiamo fare da entrambe le parti altrimenti la massa non è più bilanciata). Quindi 12 H+ a destra e sinistra; tieni presente che da ione iodato passi alla molecola di iodio, quindi devi ricordarti dell'ossigeno che a destra ancora non c'è e ce lo devi mettere (a destra, in questo caso); però H+ e O(2-) insieme fanno l'acqua quindi di scrive a destra la quantità di molecole d'acqua e non i singoli ioni. Guarda caso abbiamo 12H+ e 6O(2-), esattamente 6 molecole d'acqua. Si arriva a:
Dopo questo fai la somma di queste due reazioni che si riducono, facendo in modo che i due tipi di ione possano reagire del tutto e formare la sostanza che è presente nella reazione, cioè
sommi queste due reazioni ed hai:
Bene siamo a metà dell'opera. Ora bisogna bilanciare solo la parte che si ossida! Ed è il carbonio che si ossida, vediamo come (scrivo la reazione già bilanciata per il carbonio, il procedimento per bilanciarla è lo stesso):
Ora dobbiamo fare in modo che dalla somma delle equazioni di riduzione e di ossidazione otterremo lo stesso numero di elettroni. Per farlo bisogna moltiplicare in questo modo:
Dove otterrai:
La quantità di elettroni è uguale e la puoi semplificare (si tratta pur sempre di un'equazione)
CI rimangono degli ioni da mettere insieme per ottenere le sostanze della reazione da cui siamo partiti. Devi notare che i 2 Ce(3+) a destra nella reazione di partenza sono legati a tre C2O4(2-) e quindi noi ne aggiungiamo tre da entrambe le parti così ora a sinistra ne hai 24 e non più 21. Tieni presente 2 H(+) vanno insieme ad un C2O4(2-) e guarda caso la quantità di H+ è doppia rispetto a C2O4(2-). Li scriviamo come acido e non più come ioni ed otterremo:
Spero di essere stato chiaro dopo aver scritto tutte queste formule... ;)
Una curiosità: che facoltà?
Ho fatto così: ho prima riscritto l'equazione scrivendo le sostanze in forma dissociata, con gli ioni che le formano dunque, ricordando che l'ossigeno con un non metallo può formare degli ioni. Da qui ho visto il numero d'ossidazione di ogni elemento e così ho scoperto chi si ossidava e chi si riduceva!
Per bilanciare la reazione ho seguito il metodo che si rifà un po' alla legge di Hess, che dice che una reazione può essere scritta anche come somma di reazioni, in quanto ogni reazione avviene seguendo vari step. In pratica mi sono scritto le reazioni che contenevano solo gli ioni che si ossidavano o riducevano e così ho bilanciato le cariche.
Inizio dal Cerio:
[math]Ce^{4+} \to Ce^{3+}[/math]
Questa parte è ovviamente da bilanciare e allora diventa:
[math]Ce^{4+} +1e^{-} \to Ce^{3+}[/math]
Ora bilancio anche l'altra sostanza che si riduce così posso vedere la quantità finale di elettroni di cui hanno bisogno in totale queste sostanze per ridursi.
[math]2IO_{3}^{-}\toI_2[/math]
(C'è il 2 davanti allo ione iodato perchè I2 è una molecola e la massa deve essere la stessa)Vedi il numero di ossidazione di I a destra e sinistra: +5 e 0 (riduzione). Quindi un I ha bisogno di 5 elettroni per arrivare a 0. Noi abbiamo 2I dunque 10 elettroni sono necessari.
[math]2IO_{3}^{-}+10e^{-} \to I_2[/math]
Ora però le cariche elettriche a destra e sinistra sono diverse e vanno bilanciate! ( le cariche sono 10 negative + 2 dello ione iodato a destra che fanno 12 negative, mentre a destra c'è una situazione di "neutralità elettrica" (passami il termine...) E noi per bilanciare le cariche negative aggiungiamo ioni H+ che sono positivi (ma lo dobbiamo fare da entrambe le parti altrimenti la massa non è più bilanciata). Quindi 12 H+ a destra e sinistra; tieni presente che da ione iodato passi alla molecola di iodio, quindi devi ricordarti dell'ossigeno che a destra ancora non c'è e ce lo devi mettere (a destra, in questo caso); però H+ e O(2-) insieme fanno l'acqua quindi di scrive a destra la quantità di molecole d'acqua e non i singoli ioni. Guarda caso abbiamo 12H+ e 6O(2-), esattamente 6 molecole d'acqua. Si arriva a:
[math]2IO_{3}^{-}+10e^{-}+12H^{+} \to I_2 +6H_2O[/math]
Dopo questo fai la somma di queste due reazioni che si riducono, facendo in modo che i due tipi di ione possano reagire del tutto e formare la sostanza che è presente nella reazione, cioè
[math]Ce(IO_3)_4[/math]
. Questo significa che devi moltiplicare la seconda di queste due reazioni per due. Il primo motivo è che un Ce(4+) ha bisogno di 4 IO3 per reagire completamente, il secondo motivo è che devi mantenere bilanciata la massa della reazione e quindi moltiplichi tuta la reazioncina per 2.[math]Ce^{4+} +1e^{-} \to Ce^{3+}[/math]
[math][2IO_{3}^{-}+10e^{-}+12H^{+} \to I_2 +6H_2O] x 2[/math]
sommi queste due reazioni ed hai:
[math]Ce(IO_{3})_4 +21e^{-}+24H^{+} \to Ce^{3+}+2I_2+12H_2O[/math]
Bene siamo a metà dell'opera. Ora bisogna bilanciare solo la parte che si ossida! Ed è il carbonio che si ossida, vediamo come (scrivo la reazione già bilanciata per il carbonio, il procedimento per bilanciarla è lo stesso):
[math]C_{2}O_{4}^{2-} \to 2CO_2+2e^{-}[/math]
Ora dobbiamo fare in modo che dalla somma delle equazioni di riduzione e di ossidazione otterremo lo stesso numero di elettroni. Per farlo bisogna moltiplicare in questo modo:
[math][Ce(IO_{3})_4 +21e^{-}+24H^{+} \to Ce^{3+}+2I_2+12H_2O]x2[/math]
[math][C_{2}O_{4}^{2-} \to 2CO_2+2e^{-}]x21[/math]
Dove otterrai:
[math]2Ce(IO_{3})_4 +42e^{-}+48H^{+}+21C_{2}O_{4}^{2-} \to 2Ce^{3+}+4I_2+24H_2O+42CO_2+42e^{-}[/math]
La quantità di elettroni è uguale e la puoi semplificare (si tratta pur sempre di un'equazione)
CI rimangono degli ioni da mettere insieme per ottenere le sostanze della reazione da cui siamo partiti. Devi notare che i 2 Ce(3+) a destra nella reazione di partenza sono legati a tre C2O4(2-) e quindi noi ne aggiungiamo tre da entrambe le parti così ora a sinistra ne hai 24 e non più 21. Tieni presente 2 H(+) vanno insieme ad un C2O4(2-) e guarda caso la quantità di H+ è doppia rispetto a C2O4(2-). Li scriviamo come acido e non più come ioni ed otterremo:
[math]2Ce(IO_{3})_4 +24H_2C_{2}O_{4} \to Ce_2(C_{2}O_{4})_3+4I_2+24H_2O+42CO_2[/math]
Spero di essere stato chiaro dopo aver scritto tutte queste formule... ;)
Una curiosità: che facoltà?
Miglior risposta
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