Redox SnS + H2O + HNO3 --> H2SnO3 + H2SO4 + NO

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marco_1004

2017-07-09 16:42

salve ragazzi ho un problema con questa redox:

SnS + H2O + HNO3 --> H2SnO3 + H2SO4 + NO

da svolgersi con metodo ionico elettronico. Ho dedotto che lo stagno si ossida (passa da +2 a +4), l'azoto si riduce (passa da +5 a +2) e lo zolfo si ossida (passa da -2 a + 6)

Ho spezzato prima in forme ioniche o molecolari in base al carattere elettrolitico:

NO3(-) + H(+)+ S(-)+ H2O + Sn(+) -----> NO + SnO3 (2-) + 2H(+) + SO4 (2-) + 2H(+)

 

poi ho proceduto al calcolo di ciascuna semi reazione:

1) Sn(+) + 3H2O -----> SnO3 (2-) + 6H(+) + 3e                 (x3)

2) NO3(-) + 4H(+) + 3e -----> NO + 2H2O                         (x10)

3) S(-)+ 4H2O ----> SO4 (2-) + 8H(+) + 7e                        (x3)

ho poi determinato i coefficienti per cui si deve moltiplicare ciascuna reazione (indicati già tra parentesi) 

Ora viene il problema, andando infatti a sommare le semireazioni ottengo:

10NO3(-) + 40H(+)+ 3S(-)+ 12H2O + 3Sn(+) + 9H2O -----> 10NO + 20H2O + 3SnO3 (2-) + 42H(+) + 3SO4 (2-) 

andando a semplificare:

10NO3(-) + 10H(+)+ 3S(-)+ 12H2O + 3Sn(+) + 9H2O -----> 10NO + 20H2O + 3SnO3 (2-) + 12H(+) + 3SO4 (2-)

Ora sugli appunti che dobbiamo aggiungere le specie chimiche elettronicamente non attive, ma quando ho scomposto io avevo degli ioni H(+), i quali però partecipano alla reazione quindi mi chiedevo se andassero aggiunti o meno... Mi potete delucidare questa cosa? 

Grazie a tutti

LuiCap

2017-07-09 17:16

Hai attribuito i corretti numeri di ossidazione agli elementi che si ossidano, ma poi nelle semireazioni di ossidazione li hai sbagliati :-(

L'SnS è un composto poco solubile in acqua, quindi anche nella forma ionica va scritto indissociato.

L'H2SnO3 è un acido debole, quindi anche nella forma ionica va scritto indissociato.

3 x (SnS + 7H2O --> H2SnO3 + SO4(2-) + 12H+ + 102-)

10 x (NO3- + 3e- + 4H+ --> NO + 2H2O)

------------------------------------------------------------------

3SnS + 10NO3- + 4H+ + H2O --> 3H2SnO3 + 3SO4(2-) + 10NO........... redox bilanciata in forma ionica

3SnS + 10HNO3 + H2O --> 3H2SnO3 + 3H2SO4 + 10NO.......................redox bilanciata in forma molecolare

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marco_1004

2017-07-09 17:37

Innanzitutto grazie mille della risposta, le volevo chiedere però alcuni chiarimenti riguardo ad alcuni dubbi.

Prima di tutto mi chiedevo come si fa a determinare se una specie si dissocia completamente in acqua o meno. 

Le riporto il procedimento che ci ha dato il professore per la risoluzione della redox 

Schermata 2017-07-09 alle 19.27.48.png
Schermata 2017-07-09 alle 19.27.48.png

In particolare non mi sono chiare le seguenti cose:

1) "Considerando le specie in forma ionica o molecolare" vuol dire che si devono considerare tutte in forma ionica o tutte in forma molecolare oppure che in base al tipo di composto (quindi se si dissocia o meno in acqua) si considera una delle due?

2) "Bilanciare la reazione globale considerando le specie che non prendono parte alla redox (non elettroattive)" 

Una volta arrivati all'espressione della redox in forma ionica come si procede?? 

ad esempio una volta giunti a questa:

3SnS + 10NO3- + 4H+ + H2O  3H2SnO3 + 3SO4(2-) + 10NO

dobbiamo sommare 6H+ a destra e sinistra per poterli combinare rispettivamente con i 10NO3- e con i 3SO4(2-) ?

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LuiCap

2017-07-09 18:35

Il metodo di bilanciamento delle redox indicato dal tuo docente è corretto.

Io in realtà ne uso un altro, ma il concetto generale non cambia: ogni semireazione deve essere bilanciata sia dal punto di vista del numero degli atomi, sia dal punto di vista delle cariche elettriche reali.

Qualsiasi reazione chimica dovrebbe sempre essere scritta indicando al pedice delle specie chimiche il loro stato fisico.

Per la redox da bilanciare in questione:

SnS(s) + HNO3(aq) + H2O(l) --> H2SnO3(aq) + H2SO4(aq) + NO(g)

Se gli stati fisici vengono omessi come di solito viene fatto, per i composti ionici ci si deve affidare ad altre conoscenze:

- gli acidi forti sono: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4 solo per la prima dissociazione (ma nelle redox si considera forte per entrambe le dissociazioni);

- tutti gli altri acidi sono deboli, compresi gli acidi organici;

- sono solubili in acqua i sali di sodio, potassio e ammonio;

- per i sali degli altri cationi occorre conoscere le regole generali di solubilità:

regole di solubilità.jpg
regole di solubilità.jpg

Per trasformare la redox in forma ionica bilanciata:

3SnS + 10NO3- + 4H+ + H2O --> 3H2SnO3 + 3SO4(2-) + 10NO

nella forma molecolare basta riassociare gli H+ e gli NO3- nei reagenti, posso aumentare gli H+, ma non gli NO3-:

3SnS + 10HNO3 + H2O --> 3H2SnO3 + 3SO4(2-) + 10NO

A questo punto riassocio gli H+ mancanti a destra (6) agli SO4(2-):

3SnS + 10HNO3 + H2O --> 3H2SnO3 + 3H2SO4 + 10NO

... ed il gioco è fatto!!!


Se non vuoi considerare un'unica semireazione di ossidazione, ne devi considerare due separate e poi sommarle:

S(2-) + 4H2O --> SO4(2-) + 8H+ + 8e-

Sn(2+) + 3H2O --> H2SnO3 + 4H+ + 2e-

--------------------------------------------------------------------

S(2-) + Sn(2+) + 7 H2O --> SO4(2-) + H2SnO3 + 12H+ + 10e-

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marco_1004

2017-07-09 19:09

perfetto grazie mille delle risposte. Ma se avessi diviso ad esempio H2SnO3 in 2H+ + SnO3 (2-) è sbagliato dal punto di vista formale o anche dal punto di vista matematico per cui il risultato non torna?? Per la seguente realzione Na2SO4 + Bi2(SO4)3 + Fe(SO4)3 ---> NaBiO3 + FeS + H2SO4 si ha che: 1) FeS non si ionizza 2) Bi2(SO4)3 si ionizza in Bi2(6+) + (SO4)3(6-) 3) Fe2(SO4)3 si ionizza in Fe2(6+)+ (SO4)3(6-) 4) Na2SO4 si ionizza in Na2 (2+) + SO4 (2-) 5) H2SO4 si ionizza in 2H+ + SO4 (2-) Corretto?? Per il NaBiO3 come ci si comporta??

LuiCap

2017-07-09 20:25

Ma se avessi diviso ad esempio H2SnO3 in 2H+ + SnO3 (2-) è sbagliato dal punto di vista formale o anche dal punto di vista matematico per cui il risultato non torna??

È sbagliato solo dal punto di vista formale.

Na2SO4 + Bi2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 ---> NaBiO3 + FeS + H2SO4

si ha che:

1) FeS non si ionizza

OK

2) Bi2(SO4)3 si ionizza in Bi2(6+) + (SO4)3(6-)

No, 2 Bi(3+) + 3 SO4(2-)

3) Fe2(SO4)3 si ionizza in Fe2(6+)+ (SO4)3(6-)

No, 2 Fe(3+) + 3 SO4(2-)

4) Na2SO4 si ionizza in Na2 (2+) + SO4 (2-)

No, 2 Na+ + SO4(2-)

5) H2SO4 si ionizza in 2H+ + SO4 (2-)

OK

Per il NaBiO3 come ci si comporta??

Nella tabella delle solubilità mancavano queste due importanti regole:

- tutti i sali dei metalli alcalini e dello ione ammonio sono solubili in acqua; l'unica eccezione è l'Li2CO3 che è insolubile in acqua;

- gli acidi forti sono: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4 (solo per la prima dissociazione), ma nelle redox si considera forte per entrambe le dissociazioni; tutti gli altri acidi, compresi quelli organici sono deboli.

Per il bilanciamento della redox io eseguo i seguenti passaggi:

R E D O X_5.jpg
R E D O X_5.jpg

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marco_1004

2017-07-09 22:19

Guarda tutto chiarissimo ad eccezione della ragione per cui si deve moltiplicare per 2. Tenendo conto del numero di ioni che si formano di ogni specie chimica, non avremmo dovuto effettuare tale moltiplicazione giusto??

LuiCap

2017-07-09 22:35

Seguendo il metodo delle due semireazioni indicato dal tuo docente i passaggi da eseguire sono:

R E D O X_6.jpg
R E D O X_6.jpg

Come vedi la redox risulta egualmente bilanciata, però nei prodotti compare l'Na2S che non era indicato nella redox iniziale non bilanciata.

In conclusione, senza voler peccare di presunzione, il mio metodo è più corretto ;-)


Se non si moltiplica per 2 la redox bilanciata in forma ionica si ottiene una redox bilanciata in forma molecolare con alcuni coefficienti non interi ;-)

R E D O X_7.jpg
R E D O X_7.jpg

marco_1004

2017-07-10 05:03

Come si fa a stabilire che in realtà è l' SO4 del ferro s reagire e non quello del sodio? Comunque tutto chiarissimo ;-) Quindi se non considero le quantità degli ioni non avrò sicuramente problemi poi nel passaggio a forma molecolare? Le volevo infine chiedere se esiste qualche libro che spiega in maniera molto dettagliata suddetto metodo perché su internet non sono riuscito a trovare nulla di approfondito La volevo ringraziare molto per l'aiuto che mi sta dando :-)

LuiCap

2017-07-10 10:42

Come si fa a stabilire che in realtà è l' SO4 del ferro s reagire e non quello del sodio?

È assolutamente inutile stabilirlo: non esistono molecole di Na2SO4, Fe2(SO4)3 e Bi2(SO4)3 perché sono composti ionici già allo stato fisico solido; in acqua si dissociano in Na+ Fe3+ Bi3+ e SO4(2-), perciò gli ioni SO4(2-) non appartengono più ad alcuno dei tre cationi.

Quindi se non considero le quantità degli ioni non avrò sicuramente problemi poi nel passaggio a forma molecolare?

Esatto.

Tutte le reazioni che coinvolgono composti ionici andrebbero scritte in forma ionica.

Esempio: reazione di doppio scambio:

Na3PO4 + Fe2(SO4)3 -->

Na+ + PO4(3-) + Fe3+ + SO4(2-) --> FePO4(s) + Na+ + SO4(2-)

La vera reazione che avviene è:

PO4(3-) + Fe3+ --> FePO4(s)

Gli ioni Na+ e SO4(2-) sono solo ioni spettatori che non partecipano alla reazione e restano liberi in soluzione acquosa.

Per il bilanciamento delle redox ti consiglio questi file:

http://online.scuola.zanichelli.it/chimicafacile/files/2011/02/esp71.pdf

http://online.scuola.zanichelli.it/ruffo_materia-files/RUFFO_chimica/Ruffo_Chimica_ossidoriduzione.pdf

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marco_1004

2017-07-12 16:35

ho un problema con questa redox:

K2MnO4 + H2O + CO3 --> MnO2 + KMnO4 + KHCO3

infatti il dubbio è che l'ambiente non sia acido ma neutro... in tal caso come si procede??

LuiCap

2017-07-12 16:52

Il KHCO3 è il sale che si forma dalla parziale salificazione dell'acido debole H2CO3 con la base forte KOH:

H2CO3 + KOH --> KHCO3 + H2O

H2CO3 + OH- --> HCO3- + H2O

Nei reagenti ci sono H2O e CO2, cioè H2CO3, quindi l'ambiente di reazione sarà debolmente acido.

Tutto questo però esula dal procedimento che bisogna eseguire per bilanciare la redox ;-)

marco_1004

2017-07-12 17:03

Quindi anche se in presenza di un acido debole possiamo comunque bilanciare con H+ ? 

Perchè il nostro docente è un po' pignolo sulla formalità  azz!

LuiCap

2017-07-12 17:05

... e allora bilancia con H2CO3 ;-)

marco_1004

2017-07-12 17:21

Perfetto!!


LuiCap ha scritto:

... e allora bilancia con H2CO3 ;-)

perchè con H2CO3??

LuiCap

2017-07-12 17:43

Hai scritto tu che il tuo docente è un po' pignolo sulla formalità...

... e allora, visto che non c'è un acido forte che possa liberare H+, la semireazione di riduzione va bilanciata con H2CO3.

Mostra per favore tutto il procedimento che esegui, grazie.

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marco_1004

2017-07-12 18:17

LuiCap ha scritto:

Hai scritto tu che il tuo docente è un po' pignolo sulla formalità...

... e allora, visto che non c'è un acido forte che possa liberare H+, la semireazione di riduzione va bilanciata con H2CO3.

Mostra per favore tutto il procedimento che esegui, grazie.

Ionizzata è cosi:

K2MnO4 + H2O + CO2 --> MnO2 + KMnO4 + KHCO3

K+ + MnO4(2-) + H2O + CO2 —> MnO2 + K+ + MnO4- + HCO3-

Però qui mi son bloccato.... H2CO3 va usato solo nei reagenti?

LuiCap

2017-07-12 18:30

Devi eseguire i passaggi che ti ho già scritto nell'ordine corretto. Il passaggio successivo è individuare chi si ossida e chi si riduce. L'H2CO3 viene dopo e va inserito nella semireazione in cui serve.

marco_1004

2017-07-12 18:40

è una disproporzione, MnO4(2-) si ossida e riduce.

MnO4(2-) + H2O + CO2 —> MnO2 + MnO4- + HCO3-

riduzione:

MnO4(2-) —> MnO2

Ossidazione (già bilanciata):

MnO4(2-) —> MnO4- + e-

per bilanciare la riduzione devo usare H2CO3, ma nei reagenti??

LuiCap

2017-07-12 19:09

H2CO3 altro non è che H2O e CO2 ;-)

Nella semireazione di riduzione devi fare i passaggi uno alla volta:

- inserisci 2 e- a sinistra:

MnO4(2-) + 2 e- --> MnO2

- bilanci le cariche negative mancanti a destra con HCO3(-):

MnO4(2-) + 2 e- --> MnO2 + 4 HCO3(-)

- bilanci a sinistra gli idrogeni, i carboni e gli ossigeni mancanti con ...???

MnO4(2-) + 2 e- + ................. --> MnO2 + 4 HCO3(-)

marco_1004

2017-07-12 19:22

bilanciamo con 2H2O e 4CO2 e quindi diventa

MnO4(2-) + 2 e- + 2H2O + 4CO2 --> MnO2 + 4 HCO3(-)

MnO4(2-) —> MnO4- + e-

3MnO4(2-) + 2H2O + 4CO2 --> MnO2 + 4 HCO3(-) + 2MnO4-

a questo punto sommiamo a destra e sinistra 6K+ ottenendo

3K2MnO4 + 2H2O + 4CO2 --> MnO2 + 4KHCO3 + 2KMnO4

corretto??

Ma se avessi bilanciato con H+ sarebbe stato molto sbagliato??

LuiCap

2017-07-12 19:30

Corretto :-)

Se avessi bilanciato con H+ secondo il tuo "docente pignolo" sarebbe stato formalmente non corretto.

Si fa tanta poca fatica a bilanciare con H2CO3 (H2O + CO2) anziché con H+ che ne vale la pena.

Io però non sono il tuo docente, questa domanda la devi porre a lui.


Ho però l'impressione che tu non capisca bene fino in fondo che H2CO3, HCO3- e CO3(2-) sono tre specie chimiche con caratteristiche acido-base diverse:

H2CO3 acido debole diprotico

HCO3- base debole monofunzionale

CO3(2-) base debole difunzionale

A parità di concentrazione, la base CO3(2-) è più forte della base HCO3(-)

In sostanza la disproporzione dello ione MnO4(2-) avviene in ambiente debolmente acido e, a fine reazione, l'ambiente è debolmente basico.

marco_1004

2017-07-12 21:05

LuiCap ha scritto:

Corretto :-)

Se avessi bilanciato con H+ secondo il tuo "docente pignolo" sarebbe stato formalmente non corretto.

Si fa tanta poca fatica a bilanciare con H2CO3 (H2O + CO2) anziché con H+ che ne vale la pena.

Io però non sono il tuo docente, questa domanda la devi porre a lui.


Ho però l'impressione che tu non capisca bene fino in fondo che H2CO3, HCO3- e CO3(2-) sono tre specie chimiche con caratteristiche acido-base diverse:

H2CO3 acido debole diprotico

HCO3- base debole monofunzionale

CO3(2-) base debole difunzionale

A parità di concentrazione, la base CO3(2-) è più forte della base HCO3(-)

In sostanza la disproporzione dello ione MnO4(2-) avviene in ambiente debolmente acido e, a fine reazione, l'ambiente è debolmente basico.

L'acido in soluzione libera un H+ e si forma HCO3- che rappresenta la sua base coniugata (mentre il suo acido coniugato è H3O+?), la seconda dissociazione però in pratica non si realizza giusto??

LuiCap

2017-07-12 21:48

H2CO3 + H2O <--> HCO3(-) + H3O+

acido 1...base 2.....base 1......acido 2

L'HCO3(-) è la base coniugata dell'acido H2CO3.

L'H3O+ è l'acido coniugato della base H2O.

Poiché l'equilibrio è spostato verso sinistra, significa che l'H3O+ è un acido molto più forte di H2CO3.

L'HCO3(-) in H2O può comportarsi sia da acido:

HCO3(-) + H2O <--> CO3(2-) + H3O+

acido 1...base 2.....base 1......acido 2

che da base:

HCO3(-) + H2O <--> H2CO3 + OH-

base 1......acido 2....acido 1...base 2

Ti propongo, sempre che tu abbia voglia e tempo, quest'altra redox da bilanciare:

(NH4)3PO4 + K2Cr2O7 + Fe(OH)2 --> KNO3 + Fe(OH)3 + Cr2O3 + K3PO4 + KOH + H2O

marco_1004

2017-07-13 09:44

Sono stato a colloquio con il professore e ho scoperto che è meno formale di quanto credevo quindi in ambiente neutro posso bilanciare con H2O e H+ tuttavia invece vuole che si scrivano separate le semireazioni....

Inoltre ha detto che sali formati da metalli e non metalli li possiamo considerare tutti ionizzati (e qui non sono d'accordo, in alcune redox ci sono elementi per cui leggendo su wikipedia pure se formati da sodio sono insolubili quindi come fanno a ionizzarsi in acqua... mah)

Detto questo mi stavo chiedendo una cosa, nel metodo da te adottato passando da forma molecolare o ionica potevamo trascurare i coefficienti degli ioni e poi procedere alla risoluzione scrivendo un unica reazione di ossidazione e una di riduzione. Invece per utilizzare il metodo del prof. devo tenere conto dei coefficienti degli ioni oppure posso trascurarli anche in quel caso??

LuiCap

2017-07-13 09:57

... in alcune redox ci sono elementi per cui leggendo su wikipedia pure se formati da sodio sono insolubili quindi come fanno a ionizzarsi in acqua...

Fammi un esempio.

Invece per utilizzare il metodo del prof. devo tenere conto dei coefficienti degli ioni oppure posso trascurarli anche in quel caso??

Come prima risposta mi viene da dire che devi considerarli ovviamente se partecipano alla redox, sarò più approfondita più tardi.

marco_1004

2017-07-13 10:32

ad esempio il solfuro di ferro (II) per il nostro professore essendo un sale con un metalli lo ionizziamo ma in acqua wikipedia riporta che è quasi insolubile https://it.wikipedia.org/wiki/Solfuro_ferroso

Io sinceramente con il tuo metodo mi trovavo veramente bene però è quel tipo di professore che il suo metodo è quello più bello e più efficace che sono ottusi fino al midollo  :-@

L'unico dubbio che ho riguardo al suo metodo è se sia appunto possibile trascurare i coefficienti stechiometrici degli ioni che si hanno nella reazione scritta in forma ionica 

Io gli ho fatto l'esempio di questa:

HgS + HNO3 --> Hg(NO3)2 + NO2 + S + H2O

chiedendo appunto se il solfuro di mercurio in acqua si ionizza o meno e lui mi ha detto che essendo un sale con un metallo lo devo considerare ionizzato, ma su wikipedia riporta insolubile quindi mi domandavo non è sbagliato come procedimento scriverlo ionizzato???

LuiCap

2017-07-13 12:17

Beh, allora dico che il tuo professore non è né pignolo, né formale, lo sono molto di più io ;-)

Egli non utilizza il metodo ionico-elettronico, ma un metodo misto tutto suo che porta ugualmente al bilanciamento corretto:

S(2-) --> S + 2e-

2 x (NO3(-) + 2H+ + 2e- --> NO2 + H2O

----------------------------------------------------------------

S(2-) + 2NO3(-) + 4H+ --> S + 2NO2 + Hg(NO3)2 + 2H2O

HgS + 4HNO3 --> S + 2NO2 + Hg(NO3)2 + 2H2O

L'equilibrio di solubilità dell'HgS solido in acqua è:

HgS(s) + H2O(l) <--> HgS(aq)

HgS(aq) --> Hg(2+) + S(2-)

La prima è una reazione di equilibrio molto spostata verso sinistra; la seconda è una reazione completa.

Questo significa che quella piccola parte di sale che si scioglie in acqua si dissocia completamente nei suoi ioni, però la maggior parte del composto si trova allo stato solido.

Io, che sono molto più formale del tuo professore, nella semireazione scrivo HgS(s), lui scrive Hg(2+) e S(2-).

https://youtu.be/AjImTuCBEOw

Si capisce che sono di Modena?!?! :-P

Prova a fare con il metodo del tuo professore la redox che ti ho scritto ieri sera.

marco_1004

2017-07-13 13:30

Però non mi è chiaro se ionizzando ad esempio As2S3 si deve scrivere 2As(3+) + 3S(2-) oppure se possiamo scrivere As(3+)+S(2-) Per la redox, finisco una del libro e ci provo subito ;-)

LuiCap

2017-07-13 13:53

Non cambia nulla, però considerando dall'inizio che ci sono 3S(2-) si eseguono meno passaggi:

As2S3+HNO3.jpg
As2S3+HNO3.jpg

marco_1004

2017-07-13 14:50

ecco la redox che mi avevi mandato :-D

Epson_13072017150949.jpg
Epson_13072017150949.jpg

Quindi considerando i coefficienti ci sono meno passaggi, perfetto!

senti un altra cosa, come si fa a capire quand'è necessario moltiplicare la reazione per due alla fine?

nel senso a volte mi impiccio nel riportare l'equazione in forma molecolare.... mi potresti spiegare dettagliatamente quali sono i passaggi da seguire? 

Di solito diciamo che vado un po ad occhio sommando a destra e sinistra le stesse quantità ma in alcuni casi mi son bloccato perchè era necessario prima moltiplicare la reazione per due altrimenti si avevano coefficienti non interi  :-(

LuiCap

2017-07-13 16:00

Il bilanciamento che hai eseguito è corretto.

Io ne ho svolto un altro... e anche questo risulta corretto anche se alcuni coefficienti stechiometrici risultano diversi dai tuoi ;-)

Bell'esempio che ho tirato fuori, non vorrei averti confuso le idee, non era mia intenzione Blush

redox in ambiente basico.jpg
redox in ambiente basico.jpg

Sta di fatto però che usando il "vero metodo" ionico-elettronico la readox bilanciata risulta uguale alla mia!!!

redox in ambiente basico_2.jpg
redox in ambiente basico_2.jpg

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marco_1004

2017-07-13 16:09

LuiCap ha scritto:

Il bilanciamento che hai eseguito è corretto.

Io ne ho svolto un altro... e anche questo risulta corretto anche se alcuni coefficienti stechiometrici risultano diversi dai tuoi ;-)

Bell'esempio che ho tirato fuori, non vorrei averti confuso le idee, non era mia intenzione Blush

Sta di fatto però che usando il "vero metodo" ionico-elettronico la readox bilanciata risulta uguale alla mia!!!

Quindi il vero metodo ionico elettronico prevede un unica reazione di ossidazione e una sola reazione di riduzione, giusto?

Su questo è stato però abbastanza chiaro, quando gli ho detto che scrivevo un unica reazione di ossidazione e un unica reazione di riduzione ha detto che non va bene (cosa non vera anzi è persino più corretto ;-) ma lasciamo perdere tanto era come parlare col muro)

Il bilanciamento che ho fatto è giusto usando il metodo "misto" usato dal professore??

LuiCap

2017-07-13 16:18

Sì, il metodo "misto" va bene, però io lo scriverei come nel primo allegato che ho messo.

Quanto sarei curiosa di scambiare due chiacchiere con il tuo professore...

marco_1004

2017-07-13 16:54

Ti do l'email, ti spacci per uno studente e chiedi dei chiarimenti in merito a qualche esercizio  :-D

marco_1004

2017-07-14 06:25

Se nella forma molecolare si ha una molecola del tipo Fe2(SO4)3 oppure Al2O3 si deve moltiplicare la forma ionica per due giusto? (con il metodo ionico elettroni puro intendo, quello con una sola reazione riduzione e una sola reazione di ossidazione)

LuiCap

2017-07-14 12:31

Non è detto, scrivi la reazione altrimenti rischio di farti degli esempi che non c'entrano nulla

Carolina

2018-03-19 15:53

LuiCap ha scritto:

Buonasera, ho un problema con questo esercizio:

Calcolare la quantità in grammi di S ottenibile avendo a disposizione 162,30 grammi di FeCl3 e 1056 mL di H2S misurati a c.n., secondo la reazione redox da bilanciare FeCl3+H2S=FeCl2+S+HCl

la redox bilanciata mi viene: 2FeCl3 + H2S= 2FeCl2+S+2HCl

reagente limitante mi viene H2S con 0,04 moli (n=PV/RT),

poi calcolando le moli di S e il peso finale , il risultato viene 1,2 grammi, dove sbaglio???

Il risultato finale dovrebbe essere 15,01

Come si fa a stabilire che in realtà è l' SO4 del ferro s reagire e non quello del sodio?

È assolutamente inutile stabilirlo: non esistono molecole di Na2SO4, Fe2(SO4)3 e Bi2(SO4)3 perché sono composti ionici già allo stato fisico solido; in acqua si dissociano in Na+ Fe3+ Bi3+ e SO4(2-), perciò gli ioni SO4(2-) non appartengono più ad alcuno dei tre cationi.

Quindi se non considero le quantità degli ioni non avrò sicuramente problemi poi nel passaggio a forma molecolare?

Esatto.

Tutte le reazioni che coinvolgono composti ionici andrebbero scritte in forma ionica.

Esempio: reazione di doppio scambio:

Na3PO4 + Fe2(SO4)3 -->

Na+ + PO4(3-) + Fe3+ + SO4(2-) --> FePO4(s) + Na+ + SO4(2-)

La vera reazione che avviene è:

PO4(3-) + Fe3+ --> FePO4(s)

Gli ioni Na+ e SO4(2-) sono solo ioni spettatori che non partecipano alla reazione e restano liberi in soluzione acquosa.

Per il bilanciamento delle redox ti consiglio questi file:

http://online.scuola.zanichelli.it/chimicafacile/files/2011/02/esp71.pdf

http://online.scuola.zanichelli.it/ruffo_materia-files/RUFFO_chimica/Ruffo_Chimica_ossidoriduzione.pdf

LuiCap

2018-03-19 16:15

La redox è bilanciata in modo corretto.

Anche i calcoli che hai svolto sono corretti, però le moli di H2S sono:

n H2S = 1 · 1,056 / 0,0821 · 273 = 0,0471 mol--> reagente limitante

n S = n H2S

m S = 0,0471 mol · 32,066 g/mol = 1,51 g

Sei certa di aver trascritto in modo corretto il volume di H2S???

Se fosse 10,56 L la massa di zolfo che si ottiene sarebbe di 15,1 g