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. | Elemento che è soggetto ad una diminuzione del n.o.: | 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. | 8H++ 2NO3- + 6e g 2NO + 4H2O | 3Cu g 3Cu++ + 6e | Somma delle equazioni parziali: | 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++ |
???In questa equazione, lo iodio perde 6 elettroni (si ossida). Reagenti: | ClO3- + I- | Prodotti della reazione: | IO3 + Cl | 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 | Equazione parziale per l'agente ossidante: | ClO3- g Cl | Aggiungiamo H2O a sinistra per bilanciare gli atomi di ossigeno: | 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. | 6H+ + ClO3- +5e g Cl + 3H2O | Equazione parziale per l'agente riducente: | l- g IO3- | Aggiungiamo H2O a sinistra per bilanciare gli atomi di ossigeno: | l- + 3H20 g IO3- | 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. | l- g IO3 +5e | Il numero totale degli elettroni perduti dall'agente riducente deve essere uguale al numero degli elettroni acquistati dall'agente ossidante. | | | Somma delle equazioni parziali: | | Eliminiamo ciò che compare in tutti e due i membri: | |
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