bilanciamento di una redox
Salve, potreste aiutarmi con il bilanciamento di questa redox:

posto la redox con il mio svolgimento:

non riesco a capire dove sbaglio.Potreste aiutarmi?

Grazie mille in anticipo.


AllegatiAnteprime
   
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Questo è il bilanciamento in forma molecolare:

   

Quest'altro è il bilanciamento in forma ionica:

   
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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flavio
Scusa se disturbo ancora.

Quindi se bilancio I devo moltiplicare anche gli elettroni, in questo caso per 3? In questo modo intendo:

I3 --> (I + 6 e) x 3

Grazie in anticipo.
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Sì, perchè il numéro di elettroni scambiati si riferisce ad un atomo di iodio, se ne hai tre devi moltiplicare per tre il numéro di elettroni.
_________________________________________
When you have excluded the impossible, whatever remains, however improbable, must be the truth.
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flavio
Certo, ogni atomo di iodio con n° di ox -1 perde 6e- e si ossida a iodio con n° di ox +5.

Non è corretto scrivere I3 perché non esiste, come non esiste lo ione I5+
Non devi confondere il n° di ossidazione che è una carica formale, con la carica di uno ione che è invece una carica reale.
Infatti il numero di ossidazione si scrive sopra all'atomo con il segno algebrico che precede il valore numerico (-1), mentre la carica di uno ione si scrive all'apice dello ione con il segno algebrico che segue il valore numerico (1-), omettendo il valore numerico se è unitario:
IO3-
SO42-
Il linguaggio scientifico segue regole ben precise e rigorose.

L'unico modo veramente corretto per scrivere questa semireazione è scriverla in forma ionica:
3 x (I- + 3 H2O --> IO3- + 6 H+ + 6 e-)
quindi:
3 I- + 9 H2O --> 3 IO3- + 18 H+ + 18 e-
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”;
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