Bilanciare una redox
Ciao a tutti, sono nuovo di questo forum e sono uno studente di ingegneria. Vi chiedo un aiuto e premetto che sto ancora studiando da poco chimica, pertanto chiedo scusa se scrivo qualche cavolata. Sto facendo un esercizio di chimica in cui devo bilanciare una reazione chimica lavorando in ambiente basico tramite il metodo delle semireazioni. Ho utilizzato gli appunti del corso seguendo le regole descritte, la reazione chimica è:
Fe(2+) + MnO2 -> Fe(3+) + Mn(++)

Scusate la lettura un pò "scomoda" per l'assenza di apici e pedici, i numerini tra parentesi sono la carica dello ione. Gli elementi in questione sono il ferro che si ossida aumentando il suo n.o. da 2 a 3 ed il manganese che si riduce abbassandosi il n.o. da 4 a 2. A questo punto ho scritto le due semireazioni considerando che il ferro cede 1 elettrone ed il manganese acquista 2 elettroni:
Fe(2+) -> Fe(3+) + e(-)
MnO2 + 2e(-) -> Mn(++)

Faccio il bilanciamento ionico aggiungendo a destra uno ione 2OH(-), in cui ho aggiunto il coefficiente 2 per bilanciare i due atomi di ossigeno presenti a sinistra. Inoltre aggiungo H2O a sinistra per bilanciare i due atomi di idrogeno presenti a destra.
Il m.c.m tra i valori dei due elettroni è 2. Pertanto i coefficienti stechiometrici degli elementi coinvolti nella reazione redox sono per il ferro 2, e per il manganese 1 (ho fatto il calcolo sapendo che tale valore si ottiene dal rapporto mcm/nr_elettroni). Moltiplicato questi valori per le rispettive semireazioni ottengo:
2Fe(2+) -> 2Fe(3+) + 2e(-)
H2O + MnO2 + 2e(-) -> Mn(++) + 2OH(-)

Infine sommando le due semireazioni e semplificando ricavo:
2Fe(2+) + H2O + 2e(-) + MnO2 -> 2Fe(3+) + 2e(-) + Mn(++) + 2OH(-)

segue:
Fe(2+) + H2O + MnO2 -> Fe(3+) + Mn(++) + 2OH(-)

Questo risultato non mi torna in quanto a destra ho 2 atomi di ossigeno, invece a sinistra ne ho 3, sperando che il resto del procedimento sia corretto. In ogni caso vi ringrazio anticipatamente.
Un saluto a tutti!
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L'errore è nella semireazione di riduzione del manganese: non devono essere bilanciati solo gli atomi degli elementi, ma anche le cariche elettriche, perciò:

2 x (Fe(2+) --> Fe(3+) + 1e-)
MnO2 + 2e- + 2H2O --> Mn(2+) + 4OH-
____________________________________________________
2Fe(2+) + MnO2 + 2H2O --> 2Fe(3+) + Mn(2+) + 4OH-

La stessa reazione può essere bilanciata anche in ambiente acido:

2 x (Fe(2+) --> Fe(3+) + 1e-)
MnO2 + 2e- + 4H+ --> Mn(2+) + 2H2O
____________________________________________________
2Fe(2+) + MnO2 + 4H+ --> 2Fe(3+) + Mn(2+) + 2H2O

Si si tratta di un semplice esercizio di bilanciamento di redox tutto è ok.

Se invece si tratta di un esercizio che va oltre, tieni presente che, in condizioni standard, entrambe le redox non sono spontanee.
Ciao
Luisa

Dal laboratorio se ne usciva ogni sera, e più acutamente a fine corso, con la sensazione di avere “imparato a fare una cosa”;
il che, la vita lo insegna, è diverso dall’avere “imparato una cosa”.
(Primo Levi)


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Ha ragione luisa! Ovviamente se una reazione involve 2 elettroni lo deve fare pure l'altra!
Proprio perché è una reazione di bilanciamento pure gli elettroni devono essere bilanciati.
Nulla si CREA, nulla si DISTRUGGE -Democrito & Lavoisier-
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Grazie mille per l'aiuto, siete molto gentili. Guardando la soluzione da proposta da Luisa, ineffetti ho sbagliato nel bilanciamento della semireazione del manganese. Io ho usato gli ioni solamente per bilanciare gli atomi degli elementi, senza tener conto erroneamente delle cariche. L'esercizio chiedeva solamente di bilanciare la reazione in questione utilizzando il metodo delle semireazioni ed in ambiente basico, una traccia d'esame di Chimica Generale. Scusate la domanda ovvia, quindi gli ioni H+ e OH-, in base all'ambiente, servono sia per bilanciare gli atomi degli elementi sia per bilanciare le cariche? Ad esempio, in ambiente acido, di quei 4H+, vi sono 2H+ che servono per bilanciare la carica negativa 2e- giusto?
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Esatto ;-)

      
      
Ciao
Luisa

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(2016-07-06, 19:13)LuiCap Ha scritto: Esatto ;-)

Perfetto, grazie anche degli appunti che hai allegato.

Fabio.
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