Metodo ionico elettronico PDF

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Il metodo di bilanciamento ionico-elettronico o delle semireazioni Un metodo per bilanciare le reazioni redox particolarmente semplice ed utile (seppur limitato alle reazioni in soluzioni elettrolitiche acquose) è il metodo cosiddetto ionico elettronico o delle semireazioni. Il metodo si basa sui seguenti punti: 1) individuazione dei numeri di ossidazione delle specie coinvolte; 2) individuazione dell’ossidante e del riducente; 3) determinazione delle semireazioni delle specie redox; 4) eventuale bilanciamento di carica aggiungendo H+ in ambiente acido o OH- in ambiente alcalino; 5) eventuale bilanciamento della massa per aggiunta di molecole di H2O; 6) somma delle semireazioni una volta moltiplicate per i coefficienti necessari ad avere il minimo comune multiplo di elettroni scambiati ed eliminazione dei termini simili. Il metodo è più semplice di quello mostrato in precedenza perché permette di separare la semireazione di ossidazione da quella di riduzione per effettuare il bilanciamento globale una volta accertati il numero di elettroni scambiati e le specie in gioco, consentendo di escludere le specie spettatrici, ossia quelle che non subiscono cambiamenti nel loro numero di ossidazione durante la reazione. Inoltre si possono utilizzare le tabelle dei potenziali redox standard in soluzione per individuare le semireazioni. Si rimanda al capitolo dedicato all’elettrochimica per la trattazione esaustiva dei potenziali redox. Utilizziamo ora gli stessi esempi di reazioni presenti nel testo, bilanciandole con il metodo ionico elettronico. 1° esempio aNaOH + bNaClO + cI2 → dNaIO3 + f NaCl + gH2O avendo in precedenza individuato la specie ossidante in NaClO e, nello specifico lo ione ClO-, visto che lo ione Na+ è spettatore, non cambiando numero di ossidazione, e come riducente I2, passiamo scrivere le semireazioni: ClO- +H2O + 2e- → Cl- + 2OH- perché Cl passa da +1 a -1. I2 + 12OH- → 2 IO3- + 6H2O + 10e- perché I passa da 0 a +5. essendo il minimo comune multiplo degli elettroni 10, moltiplichiamo la prima semireazione per 5 e sommiamo membro a membro: 5x(ClO- +H2O + 2e- → Cl- + 2OH-) I2 + 12OH- → 2 IO3- + 6H2O + 10e______________________________ 2OH- + 5ClO- + I2 → 2IO3- + 5Cl- +H2O La reazione così è bilanciata e anche più corretta da un punto di vista chimico rispetto alla (2’), dato che in soluzione le specie sono presenti come ioni e non come specie indissociate. In ogni modo, per riottenere la (2’), è sufficiente aggiungere gli ioni spettatori necessari (di carica opposta, in questo caso solo Na+) agli ioni presenti nell’equazione sopra. 2° esempio aSO2 + bNaIO3 +cH2O → dNaI + eH2SO4 in questo caso l’ossidante NaIO3 (o meglio IO3-) e il riducente è SO2, quindi le semireazioni sono: IO3- + 6H+ + 6e- → I- + 3H2O perché I passa da +5 a -1. SO2 + 2H2O → SO42- + 4H+ + 2e- perché S passa da +4 a +6. il minimo comune multiplo degli elettroni è 6, quindi: IO3- + 6H+ + 6e- → I- + 3H2O 3x(SO2 + 2H2O → SO42- + 4H+ + 2e-)

______________________________ 3SO2 + IO3- + 3H2O → I- + 6H+ + 3SO423° esempio aH2S + bHNO3 → cH2SO4 + dNO2 + f H2O Ossidante: HNO3 (NO3-). Riducente: H2S. NO3- + 2H+ + e- → NO2 + H2O perché N passa da +5 a +4. H2S + 4H2O → SO42- + 10 H+ + 8e- perché S passa da -2 a +6. Minimo comune multiplo degli elettroni: 8. Quindi: 8x(NO3- + 2H+ + e- → NO2 + H2O) H2S + 4H2O → SO42- + 10 H+ + 8e_______________________________ 6H+ + H2S + 8NO3- → SO42- + 8NO2 + 4H2O 4° esempio aK2Cr2O7 + bC + cH2SO4 → dCr2(SO4)3 + fCO2 + gK2SO4 + hH2O Ossidante K2Cr2O7 (Cr2O72-). Riducente: C. Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O perché Cr passa da +6 a +3 C + 2H2O → CO2 + 4H+ + 4e- perché C passa da 0 a +4. Minimo comune multiplo degli elettroni: 12. Quindi: 2x(Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ 7H2O) 3x(C+2H2O → CO2 + 4H+ + 4e-) _______________________________ 2Cr2O72- + 3C + 16H+ → 4Cr3+ + 3CO2 + 8H2O 5° esempio aAs2S3 + bHClO3 + cH2O → dH3AsO4 + fH2SO4 + gHCl Ossidante: HClO3 (ClO3-). Riducente As2S3. ClO3- + 6H+ +6e- → Cl- + 3H2O perché Cl passa da +5 a -1. As2S3 + 20H2O → 2AsO43- + 3SO42- + 28e- + 40H+ perché As passa da +3 a +5 e S da -2 a +6. Minimo comune multiplo degli elettroni: 84. Quindi: 14x(ClO3- + 6H+ +6e- → Cl- + 3H2O) 3x(As2S3 + 20H2O → 2AsO43- + 3SO42- + 28e- + 40H+) _______________________________ 3As2S3 +14ClO3- +18H2O → 6AsO43- + 9SO42- +14Cl- +36H+ 6° esempio aK2MnO4 + bCO2 + cH2O → dKMnO4 + fMnO2 + gKHCO3 Trattandosi di una disproporzione, la stessa specie (K2MnO4 o meglio MnO42-) agisce sia da ossidante che da riducente. Le due semireazioni sono: MnO42- + 2e- + 2H2O +4CO2→ MnO2 + 4HCO3- perché Mn passa da +6 a +4. MnO42- → MnO4- + e- perché Mn passa da +6 a +7. Minimo comune multiplo degli elettroni: 2.

Quindi: MnO42- + 2e- + 2H2O +4CO2 → MnO2 + 4HCO3-2x(MnO42- → MnO4- + e-) _________________________________________ 3MnO42- + 4CO2 + 2H2O → 2MnO4- + MnO2 + 4HCO3-...