Benvenuti nell’articolo di oggi, in cui parleremo di un argomento fondamentale della chimica: il bilanciamento di una reazione redox in ambiente acido. Questo argomento è di grande importanza perché ci permette di comprendere come avvengono le reazioni chimiche tra sostanze che si riducono o si ossidano, e di bilanciare correttamente le equazioni chimiche per ottenere i giusti quantitativi di reagenti e prodotti.
In questo articolo, vi guideremo attraverso i passaggi necessari per bilanciare una reazione redox in ambiente acido, fornendo esempi dettagliati e spiegazioni chiare per aiutare a comprendere meglio questo argomento. Vi mostreremo inoltre come applicare le regole e le tecniche di bilanciamento per risolvere i problemi più comuni che potreste incontrare nel vostro percorso di studio.
Siamo certi che, grazie a questo articolo, sarete in grado di padroneggiare il bilanciamento di una reazione redox in ambiente acido e di applicare queste conoscenze in modo efficace per risolvere i problemi chimici più complessi.
Testo
Bilanciare, in ambiente acido, la seguente reazione redox:
Soluzione
Come primo passaggio si scrivono le due semi reazioni nel verso della reazione, quindi:
\(Sn^{+2} \rightarrow Sn^{+4}\)
\(MnO^-_4 \rightarrow Mn^{+2}\)
L’esempio delle semireazioni mette in evidenza come vengono scambiati gli elettroni tra reagenti e prodotti.
\(Sn^{+2} \rightarrow Sn^{+4}+2e^-\)
\(5e^-+Mn^{+7} \rightarrow Mn^{+2}\)
Questo ultimo passaggio ci permette di vedere se le cariche sono bilanciate, la lettera “e” sta per elettroni.
Come si può notare, il numero degli elettroni è sbilanciato per le due semireazioni. Precisamente la prima semireazione produce 2 elettroni, mentre la seconda ne richiede 5. il minimo comune multiplo tra 5 e 2 è 10, perciò per bilanciare bisognerebbe moltiplicare tutti i termini della prima semireazione per 5 e tutti i termini della seconda semireazione per 2. Quindi:
\(5Sn^{+2} \rightarrow 5Sn^{+4}+10e^-\)
\(10e^-+2Mn^{+7} \rightarrow 2Mn^{+2}\)
Una volta valutato che le cariche sono bilanciate, dobbiamo decidere se bilanciare la reazione redox in ambiente acido o basico. In questo caso opteremo per un’ambiente acido, come richiesto dal problema. Nella reazione redox verranno quindi sommate delle molecole di acqua e ioni \(H^+\) per bilanciare la reazione.
L’aggiunta di ioni \(H^+\) conferisce alla reazione redox la possibilità di formare molecole d’acqua, infatti considerando la seconda semireazione prima del bilanciamento di carica si ha:
\(H^++5e^-+MnO_4 \rightarrow Mn^{+2}+H_2O\)
Siccome il magnesio è legato a 4 ossigeni, ogni ossidazione di magnesio porterà sicuramente alla produzione di 4 molecole d’acqua. Per cui devono esserci 8 ioni idrogeno a compensare. Per cui:
\(8H^++5e^-+MnO_4 \rightarrow Mn^{+2}+4H_2O\)
Considerando ora il bilanciamento di carica è necessario moltiplicare tutti i termini per 2, come precedentemente affermato. Perciò:
\( 16H^++10e^-+2MnO_4 \rightarrow 2Mn^{+2}+8H_2O\)
Nella fase finale le due semireazioni si sommano, tenendo in considerazione sia il bilanciamento di carica che il bilanciamento della conta degli atomi. Si presti attenzione al fatto che i 10 elettroni a sinistra e i 10 elettroni a destra presenti nelle due semireazioni non vanno mostrati nella reazione finale.
Si ha quindi in definitiva per questa reazione redox:
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