Metodo ionico-elettronico per il bilanciamento delle
equazioni di ossido-riduzione
| 1-1 |
Pb + HNO2
g Pb++
+ NO + H20
|
Pb
|
1
|
1
|
H
|
1
|
2
|
N
|
1
|
1
|
O
|
2
|
2
|
In questa equazione, il Pb perde due elettroni (si ossida).
Reagenti:
|
Pb + HNO2
|
Prodotti della reazione:
|
Pb++
+ NO + H20
|
Agente ossidante:
|
HNO2
|
Agente riducente:
|
Pb, perché passa da n.o.0 a n.o.+2.
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Elemento che è soggetto ad una diminuzione del n.o.:
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N, passa da n.o.+3 a n.o +2
|
Equazione parziale per l'agente ossidante:
|
NO2-gNO
|
Aggiungiamo H2O a destra per bilanciare gli atomi di
ossigeno:
|
NO2-gNO+H2O
|
Aggiungiamo H+ a sinistra per bilanciare gli atomi di
idrogeno:
|
2H+ + NO2-gNO+H2O
|
Carica netta a sinistra:+2-1=+1, a destra: 0. Quindi deve essere
aggiunto 1 elettrone a sinistra.
|
2H+ + NO2-+ e gNO+H2O |
Equazione parziale per l'agente riducente:
|
PbgPb++
|
Carica netta a sinistra: 0, a destra:+2. Quindi devono essere aggiunti
2 elettroni a destra.
|
PbgPb+++2e |
Il numero totale degli
elettroni perduti dall'agente riducente deve essere uguale al numero degli
elettroni acquistati dall'agente ossidante. Perciò moltiplichiamo
per 2 l'equazione parziale per l'agente ossidante:
|
4H+ + 2NO2-+ 2e g2NO
+ 2H2O |
Somma delle equazioni parziali:
|
Pb + 4H+ + 2NO2-+ 2e gPb+++2NO + 2H2O+2e |
Eliminiamo ciò che compare in tutti e due i membri:
|
Pb + 4H+ + 2NO2- gPb+++2NO + 2H2O |
Combiniamo H+ con NO2:
|
Pb + 2H+ + 2HNO2 gPb+++2NO + 2H2O |
| 2-1 |
Ag+ + H2SO3 gAg +
H2SO4
|
Ag
|
1
|
1
|
H
|
2
|
2
|
S
|
1
|
1
|
O
|
3
|
4
|
In questa equazione, Ag acquista un elettrone (si riduce).
Reagenti:
|
Ag+ + (H+)2SO3=
|
Prodotti della reazione:
|
Ag + (H+)2SO4=
|
Agente ossidante (acquista 1 elettrone):
|
Ag+
|
Agente riducente (perde 2 elettroni):
|
SO3= (S passa da n.o.+4 a n.o +6)
|
Equazione parziale per l'agente ossidante:
|
Ag+ g Ag
|
Carica netta a sinistra: +1, a destra: 0. Quindi deve essere aggiunto
1 elettrone a sinistra.
|
Ag+ +e g Ag
|
Equazione parziale per l'agente riducente:
|
SO3= g
SO4=
|
Aggiungiamo H2O a sinistra per bilanciare gli atomi di
ossigeno:
|
SO3= + H2Og
SO4=
|
Aggiungiamo H+ a destra per bilanciare gli atomi di
idrogeno:
|
SO3= + H2Og
SO4= + 2H+
|
Carica netta a sinistra: (4-6)=-2, a destra: (+6-8)+2 = 0. Quindi
devono essere aggiunti 2 elettroni a sinistra.
|
SO3= + H2Og
SO4= + 2H+ + 2e
|
Il numero totale degli
elettroni perduti dall'agente riducente deve essere uguale al numero degli
elettroni acquistati dall'agente ossidante.
|
2Ag+ + 2e g 2Ag
|
Somma delle equazioni parziali:
|
2Ag+ + SO3= + H2O
+ 2e g 2Ag
+ SO4= + 2H+ + 2e
|
Eliminiamo ciò che compare in tutti e due i membri:
|
2Ag+ + SO3= + H2O
g 2Ag + SO4= +
2H+
|
Combiniamo (H+)2 con SO3 e SO3:
|
2Ag+ + H2SO3= +
H2O g 2Ag + H2SO4=
+ 2H+
|
| 3-1 |
Cu + NO3- + H+ g
Cu++ + NO + H2O
|
In questa equazione, Cu perde due elettroni (si ossida).
Reagenti:
|
Cu + NO3- + H+
|
Prodotti della reazione:
|
Cu++ + NO + H2O
|
Agente ossidante (si riduce, acquistando 3 elettroni):
|
NO3- (N, passa da n.o.+5 a n.o +2)
|
Agente riducente (si ossida, perdendo 2 elettroni):
|
Cu (Cu passa da n.o.0 a n.o +2)
|
Equazione parziale per l'agente ossidante:
|
NO3- g NO
|
Aggiungiamo H2O a sinistra per bilanciare gli atomi di
ossigeno:
|
NO3- g NO +2H2O
|
Aggiungiamo H+ a destra per bilanciare gli atomi di
idrogeno:
|
4H++ NO3- g NO +
2H2O
|
Carica netta a sinistra: +4+(+5-6)=+3, a destra: (+2-2)=0. Quindi
devono essere aggiunti 3 elettroni a sinistra.
|
4H++ NO3- + 3e g
NO + 2H2O
|
Equazione parziale per l'agente riducente:
|
Cu g Cu++
|
Carica netta a sinistra: (4-6)=-2, a destra: (+6-8)+2 = 0. Quindi
devono essere aggiunti 2 elettroni a destra.
|
Cu g Cu++ + 2e
|
Il numero totale degli
elettroni perduti dall'agente riducente deve essere uguale al numero degli
elettroni acquistati dall'agente ossidante.
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8H++ 2NO3- + 6e g
2NO + 4H2O
|
3Cu g 3Cu++ + 6e
|
Somma delle equazioni parziali:
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8H++ 2NO3- + 6e + 3Cu g
2NO + 4H2O + 3Cu++
+ 6e
|
Eliminiamo ciò che compare in tutti e due i membri:
|
8H++ 2NO3- + 3Cu g
2NO + 4H2O + 3Cu++
|
???
| 4-1 |
ClO3- + I- g
IO3 + Cl
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In questa equazione, lo iodio perde 6 elettroni (si ossida).
Reagenti:
|
ClO3- + I-
|
Prodotti della reazione:
|
IO3 + Cl
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Agente ossidante (Cl si riduce, acquistando 5 elettroni):
|
Cl passa da n.o+5 a n.o.0.
|
Agente riducente (I si ossida, perdendo 6 elettroni):
|
I passa da n.o.-1 a n.o. +5
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Equazione parziale per l'agente ossidante:
|
ClO3- g Cl
|
Aggiungiamo H2O a sinistra per bilanciare gli atomi di
ossigeno:
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ClO3- g Cl
+ 3H2O
|
Aggiungiamo H+ a destra per bilanciare gli atomi di
idrogeno:
|
6H+ + ClO3- g
Cl + 3H2O
|
Carica netta a sinistra: +6+(+5-6)=+5, a destra: 0. Quindi devono essere
aggiunti 5 elettroni a sinistra.
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6H+ + ClO3- +5e g
Cl + 3H2O
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Equazione parziale per l'agente riducente:
|
l- g IO3-
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Aggiungiamo H2O a sinistra per bilanciare gli atomi di
ossigeno:
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l- + 3H20 g
IO3-
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Aggiungiamo H+ a destra per bilanciare gli atomi di
idrogeno:
|
l- + 3H20 g
IO3- + 6H+
|
Carica netta a sinistra: -1, a destra: (+5-6)+6 = +5. Quindi aggiungiamo
5 elettroni a destra.
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l- g IO3
+5e
|
Il numero totale degli
elettroni perduti dall'agente riducente deve essere uguale al numero degli
elettroni acquistati dall'agente ossidante.
|
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Somma delle equazioni parziali:
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Eliminiamo ciò che compare in tutti e due i membri:
|
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