metodo ionico elettronico

Buonasera

questa reazione può essere risolta con il metodo ionico elettronico nel file allegato è risolta conoscendo il numero di ossidazione? Visto che ci sono 2 elementi nella stessa molecola che si ossidano come avrei potuto pocedere nello ionico elettronico? Ho usato quest'ultimo metodo solo quando c'era 1 solo elemento che si ossidava ma quando ce ne sono 2 come si svolge e che cosa cambia?

Scusami Rosa, negli appunti che hai allegato si capisce perfettamente il metodo di risoluzione:

a) si scrivono le due semireazioni di ossidazione che avvengono e poi si sommano;

b) si scrive la semireazione di riduzione che avviene;

c) si bilancia il numero di elettroni;

d) si sommano le due semireazioni.

Cosa chiedi che ti venga spiegato oltre a quello che c'è già scritto???

Quello usati nella spiegazione è il metodo di variazione del numero di ossidazione? Ho letto che ci sono 2 metodi di bilanciamento redox 1) metodo del numero di ossidazione 2)metodo ionico elettronico. Volevo risolvere l'esercizio con entrambi i metodi, e non sapevo se si può adoperare il metodo ionico quando abbiamo un composto con 2 elementi che si ossidano e non soltanto uno. Grazie

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Ho provato con il metodo ionico ma le semiossidazioni non mi vengono uguali mi viene diverso il numero di elettroni

Ma quondi come mai applicando il metodo ionico mi viene una semiossidazione diversa rispetto a quella che ottengo con il metodo di variazione del numero di ossidazione?

OT: in tutti i post che scrivi ci sono degli errori di battitura che storpiano le parole. Perché, per cortesia, non ti sforzi di rileggere e correggere quello che hai scritto???

Sì, scusi ricontrollerò le scritte. Grazie

Scusi se riapro il post: però se nel metodo ionico a priori il numero di ossidazione non mi serve comunque a posteriori devo trovarlo, cioè alla fine quali sono in sintesi le differenze tra i due metodi? Il problema è che non mi è molto chiara la differenza pratica so che quello ionico prevede subitoa dissociazione, solo in seguito bilancio. Però alla fine anche nel metodo ionico userò il numero di ox.

Grazie

Con il metodo ionico-elettronico devi trovare a posteriori il numero di ossidazione degli atomi coinvolti nella redox solo se l'esercizio te lo domanda; nella mia risposta n° 5 non ho scritto alcun numero di ossidazione per bilanciare la redox.

Con il metodo del numero di ossidazione bisogna stabilire fin dall'inizio i numeri di ossidazione degli atomi coinvolti; se nello stesso composto ci sono due atomi che cambiano il numero di ossidazione non conviene affatto dissociare il composto:

Oppure lo si può anche dissociare, ma diventa tutto un po' più complicato.

In ogni caso il bilanciamento finale della redox è lo stesso con tutti i metodi.

Ma senza numero di ossidazione nel metodo ionico elettronico come fa a mettere il coefficiente 2 davanti ad As? Bilancia la carica?

Rileggi Rosa, c'è scritto chiaramente che nel metodo ionico-elettronico bisogna prima bilanciare le masse degli atomi coinvolti nelle semireazioni e poi le cariche

perché io quando mettevo il coefficiente facevo il delta del numero di ox. Quindi mi illudevo di applicare il metodo ionico elettronico. E dopo bilanciavo le carice negative e positive. Quindi applicavo il metodo del numero di ox

Prof.ssa scusi mi sorge il dubbio su questa redox, applicando il metodo del numero di ox e non quello ionico quando si bilancia la semiox di S occorre scrivere SO3(2-) al fine di bilanciare anche O visto che sto in ambiente acido, oppure occorre scrivere solo S senza O. Non capisco perché nel secondo allegato che ho posto invece nella redox con NO si scriva la semiriduzione con N senza NO3 e senza NO.

Grazie

E infine questo era il mio tentativo ma sbagliato della redox

Il metodo di bilanciamento delle redox con la variazione del numero di ossidazione può essere, a sua volta, eseguito in due modi:

a) mettendo in evidenza nelle semireazioni solo gli atomi che cambiano il loro numero di ossidazione;

b) mettendo in evidenza nelle semireazioni gli ioni in cui ci sono atomi che cambiano il loro numero di ossidazione.

A me sembra di ripeterti sempre le stesse cose Ti sei fatta degli appunti tuoi con tutte le regole generali che in questi mesi ti ho spiegato e mostrato???

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Le semireazioni che hai scritto sono corrette.

Sbagli quando nella reazione bilanciata in forma molecolare introduci HCl fra i reagenti per creare l'ambiente acido.

Gli H+ sono forniti dall'acido perclorico (HClO4) che è un acido forte in cui il cloro ha n. di ox +7.

Se metti HCl, in cui il cloro ha n. di ox -1, introduci uno ione che non c'è fra i reagenti della reazione assegnata e allora tutti "i conti" saltano

Riprova.

Sì le ho copiate le cose che mi ha scritto.

Il problema è come faccio a sapere quali specie non posso scrivere in forma ionica? Perché sugli appunti scrissi "gli ossidi non possono essere separati bensì vanno presi con emtrambi gli elementi" temo di aver scritto una stupidaggine dalla fretta di scrivere

E qui torniamo alla chimica di base: classi di composti, elementi anfoteri, elettroliti forti e deboli, composti solubili e insolubili in acqua.

E dovrei scrivere pagine su pagine...

L'appunto che hai preso sugli ossidi è corretto

Ok allora questa parte ancora non sono arrivata a ri-studiarla: viste le difficoltà enormi che ho, avevo deciso di ristudiare tutto da zero quindi ho cominciato con la nomenclatura, mole e peso atomico, le redox, ecc. Mi sa che prima di fare le redox mi conviene rifare questi argomenti che ha menzionato. Come ringraziarla...grazie infinite mi dispiace non poter collaborare sul Forum come dovrebbe ricambiare chiunque usufruisca del forum e chieda aiuto; purtroppo però ho troppe difficoltà. Si figuri se posso dar consigli ad altri utenti

OT: Io sono sempre più convinta che dovresti sicuramente ri-studiare la chimica di base, ma usando un buon libro di chimica per le superiori e non un testo universitario.

Ho riguardato la parte delle regole di solubilità e quegli argomenti che ha menzionato chiedo scusa se sbaglio: in maniera sintetica ho provato a fare uno schema

1) sono solubili quasi tutti i sali dei metalli alcalini cioè del primo gruppo, sali ammonio, nitrati, acetati(perché gli acetati?), perclorati, cloruri, bromuri, ioduri, solfati tranne CaSO4 e BaSO4(perché?).

2)sono insolubili quasi tutti i sali di Ag, Pb, Hg, carbonati, cromati, solfuri, gli ossidi (ecco perché non potevo scrivere questi composti binari separati), fosfati, idrossidi, CaSO4 e BaSO4( forse per questo si scrive SO4(2-)? E non solo S?)

Le ragioni di questa solubilità sono da correlare alla dissociazione elttrolitica no?

Gli elettroliti forti ovvero le sostanze che si dissociano molto in ioni ,quando vengono disciolti in solventi ad alta costante dielettrica come H2O sono: quasi tutti i sali tranne quelli di Zn, Cd, Hg, Pb. Questi ultimi invece sono gli elementi che caratterizzano generalmente le sostanze che si dissociano parzialmente dette elettroliti deboli. Il valore della dissociazione mi è indicato da alfa=moli dissociate/moli iniziali.

Gli anfoteri invece sono quel tipo di elettrolita capace di dar luogo a due equilibri con H2O:

per esempio NaHA....Na(+)+HA(-)

HA-+ H2O doppia freccia A(2-)+ H3O+ ione ossonio

HA-+H20 doppia freccia H2A+ OH-

Quindi manifestano sia un comportamento acido sia basico.

Gli elettroliti anfoteri sono i sali derivati dalla parziale neutralizzazione di acidi diprotici perché così ho un H avanzato che può dare quei due equilibri. Sono elettroliti anfoteri anche gli amminoacidi.

La rimgrazio

Alcune regole che hai scritto sono corrette, altre no.

Quando si deve scrivere e bilanciare una reazione chimica, redox o non redox, che avviene in soluzione acquosa bisogna individuare le specie chimiche, ioni o sostanze molecolari, che realmente danno luogo alla reazione, cioè occorre "disfarsi" dei cosiddetti "ioni spettatori", cioè quegli ioni che sono presenti in soluzione acquosa ma che rimangono tali sia prima che dopo la reazione.

Per fare questo occorre conoscere lo stato fisico dei reagenti e dei prodotti, tenendo presente le seguenti regole generali di solubilità in acqua (ovviamente ci sono delle eccezioni che però non prendo in considerazione):

COMPOSTI IONICI (SALI BINARI E TERNARI E IDROSSIDI)

1) Cationi del Gruppo I e ione ammonio: formano sali solubili in acqua con tutti gli anioni.

2) Anioni acetato e nitrato: formano sali solubili con tutti i cationi.

3) Anioni cloruro, bromuro, ioduro: formano sali solubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi argento(I), mercurio(I), piombo(II)

4) Anione solfato: formano sali solubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi stronzio(II), bario(II), piombo(II).

5) Anioni carbonato e fosfato: formano sali insolubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi del Gruppo I e lo ione ammonio.

6) Anione idrossido: forma composti insolubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi del Gruppo I e lo ione ammonio.

7) Anione solfuro: forma sali insolubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi del Gruppo I e lo ione ammonio e con i cationi del Gruppo II.

8) Tutti gli altri anioni: non esiste una regolarità di comportamento per la loro solubilità in acqua.

COMPOSTI NON IONICI o MOLECOLARI (OSSIDI ACIDI, OSSIDI BASICI, OSSIACIDI, IDRURI)

Non formano ioni in acqua, ma reagiscono con l'acqua formando altri composti.

9) Ossidi acidi o anidridi (non metallo + ossigeno): reagiscono con l'acqua formando ossiacidi solubili in acqua; alcuni di questi idracidi sono completamente dissociati in acqua e perciò sono degli elettroliti forti:

Cl2O7(g) + H2O(l) --> 2 HClO4(aq)

HClO4(aq) --> H+ + ClO4(-) l'acido perclorico è un acido forte

N2O5(g) + H2O(l) --> 2 HNO3(aq)

HNO3(aq) --> H+ + NO3(-) l'acido nitrico è un acido forte

altri idracidi sono parzialmente dissociati in acqua e perciò sono degli elettroliti deboli:

Cl2O(g) + H2O(l) --> 2 HClO(aq)

HClO(aq) <--> H+ + ClO(-) l'acido ipocloroso è un acido debole

N2O3(g) + H2O(l) --> 2 HNO2(aq)

HNO2(aq) <--> H+ + NO2(-) l'acido nitroso è un acido debole

CO2(g) + H2O(l) --> H2CO3(aq)

H2CO3 <--> 2 H+ + CO3(2-) l'acido carbonico è un acido debole

10) Ossidi basici (metallo + ossigeno): reagiscono con l'acqua formando idrossidi; tutti gli idrossidi sono completamente dissociati in acqua e perciò sono degli elettroliti forti:

Na2O(s) + H2O(l) --> 2 NaOH(aq)

NaOH(aq) --> Na+ + OH- l'idrossido di sodio è una base forte

alcuni di questi idrossidi (vedi regola 6) sono poco solubili in acqua:

CaO(s) + H2O(l) --> Ca(OH)2(s)

Ca(OH)2(s) + H2O(l) <--> Ca(OH)2(aq) --> Ca2+ + 2 OH- l'idrossido di calcio è un elettrolita forte poco solubile in acqua

11) Ossidi anfoteri (elemento anfotero + ossigeno): gli elementi anfoteri sono quelli che si comportano sia da metalli che da non metalli e sono quelli che si trovano in genere vicino alla linea di demarcazione fra metalli e non metalli della tavola periodica; questi ossidi anfoteri possono formare in acqua sia degli ossiacidi:

As2O3(s) + H2O(l) --> 2 HAsO2(aq)

HAsO2(aq) <--> H+ + AsO2(-) l'acido arsenioso è un acido debole

che degli idrossidi:

As2O3(s) + 3 H2O(l) --> 2 As(OH)3(s)

As(OH)3(s) + H2O(l) <--> As(OH)3(aq) --> As3+ + 3 OH- l'idrossido arsenioso è un elettrolita forte poco solubile in acqua

12) Idruri (metallo + idrogeno; non metallo + idrogeno)

Non formano ioni in acqua.

Date queste regole (spero di non averne dimenticata qualcuna!!!) quando si deve scrivere una reazione in forma ionica si parte dal testo.

REAZIONI NON REDOX

reazione in soluzione acquosa tra idrossido di sodio e acido perclorico

Na+ + OH- + H+ + ClO4(-) --> Na+ + H2O + ClO4(-)

La "vera" reazione avviene tra gli ioni H+ e gli ioni OH-

reazione in soluzione acquosa tra cloruro di bario e nitrato di sodio

scrivo solo il tipo di ioni ma non il loro numero:

Ba2+ + Cl- + Na+ + NO3(-) --> Ba2+ + NO3(-) + Na+ + Cl-

in realtà non avviene alcuna reazione, ma sono un rimescolamento di ioni che già c'erano in acqua.

reazione in soluzione acquosa tra cloruro di bario e ortofosfato di potassio

scrivo solo il tipo di ioni ma non il loro numero:

Ba2+ + Cl- + Na+ + PO4(3-) --> Ba3(PO4)2(s) + Na+ + Cl-

solo ora bilancio la reazione:

3 Ba2+ + 2 PO4(3-) --> Ba3(PO4)2(s)

la "vera" reazione avviene tra gli ioni bario e gli ioni ortofosfato che si associano per dare un sale poco solubile in acqua; gli altri ioni fanno le "belle statuine", ovvero gli ioni spettatori e si possono tranquillamente cancellare nell'equazione chimica.

REAZIONI REDOX

Grazie mille per la spiegazione così completa

Spero di non limitarmi a copiare la spiegazione ma a capirla e memorizzarla...

LuiCap ha scritto:

Alcune regole che hai scritto sono corrette, altre no.

Quando si deve scrivere e bilanciare una reazione chimica, redox o non redox, che avviene in soluzione acquosa bisogna individuare le specie chimiche, ioni o sostanze molecolari, che realmente danno luogo alla reazione, cioè occorre "disfarsi" dei cosiddetti "ioni spettatori", cioè quegli ioni che sono presenti in soluzione acquosa ma che rimangono tali sia prima che dopo la reazione.

Per fare questo occorre conoscere lo stato fisico dei reagenti e dei prodotti, tenendo presente le seguenti regole generali di solubilità in acqua (ovviamente ci sono delle eccezioni che però non prendo in considerazione):

COMPOSTI IONICI (SALI BINARI E TERNARI E IDROSSIDI)

1) Cationi del Gruppo I e ione ammonio: formano sali solubili in acqua con tutti gli anioni.

2) Anioni acetato e nitrato: formano sali solubili con tutti i cationi.

3) Anioni cloruro, bromuro, ioduro: formano sali solubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi argento(I), mercurio(I), piombo(II)

4) Anione solfato: formano sali solubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi stronzio(II), bario(II), piombo(II).

5) Anioni carbonato e fosfato: formano sali insolubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi del Gruppo I e lo ione ammonio.

6) Anione idrossido: forma composti insolubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi del Gruppo I e lo ione ammonio.

7) Anione solfuro: forma sali insolubili con tutti i cationi, tranne che con i cationi del Gruppo I e lo ione ammonio e con i cationi del Gruppo II.

8) Tutti gli altri anioni: non esiste una regolarità di comportamento per la loro solubilità in acqua.

COMPOSTI NON IONICI o MOLECOLARI (OSSIDI ACIDI, OSSIDI BASICI, OSSIACIDI, IDRURI)

Non formano ioni in acqua, ma reagiscono con l'acqua formando altri composti.

9) Ossidi acidi o anidridi (non metallo + ossigeno): reagiscono con l'acqua formando ossiacidi solubili in acqua; alcuni di questi idracidi sono completamente dissociati in acqua e perciò sono degli elettroliti forti:

Cl2O7(g) + H2O(l) --> 2 HClO4(aq)

HClO4(aq) --> H+ + ClO4(-) l'acido perclorico è un acido forte

N2O5(g) + H2O(l) --> 2 HNO3(aq)

HNO3(aq) --> H+ + NO3(-) l'acido nitrico è un acido forte

altri idracidi sono parzialmente dissociati in acqua e perciò sono degli elettroliti deboli:

Cl2O(g) + H2O(l) --> 2 HClO(aq)

HClO(aq) >--> H+ + ClO(-) l'acido ipocloroso è un acido debole

N2O3(g) + H2O(l) --> 2 HNO2(aq)

HNO2(aq) >--> H+ + NO2(-) l'acido nitroso è un acido debole

CO2(g) + H2O(l) --> H2CO3(aq)

H2CO3 <--> 2 H+ + CO3(2-) l'acido carbonico è un acido debole

10) Ossidi basici (metallo + ossigeno): reagiscono con l'acqua formando idrossidi; tutti gli idrossidi sono completamente dissociati in acqua e perciò sono degli elettroliti forti:

Na2O(s) + H2O(l) --> 2 NaOH(aq)

NaOH(aq) --> Na+ + OH- l'idrossido di sodio è una base forte

alcuni di questi idrossidi (vedi regola 6) sono poco solubili in acqua:

CaO(s) + H2O(l) --> Ca(OH)2(s)

Ca(OH)2(s) + H2O(l) <--> Ca(OH)2(aq) --> Ca2+ + 2 OH- l'idrossido di calcio è un elettrolita forte poco solubile in acqua

11) Ossidi anfoteri (elemento anfotero + ossigeno): gli elementi anfoteri sono quelli che si comportano sia da metalli che da non metalli e sono quelli che si trovano in genere vicino alla linea di demarcazione fra metalli e non metalli della tavola periodica; questi ossidi anfoteri possono formare in acqua sia degli ossiacidi:

As2O3(s) + H2O(l) --> 2 HAsO2(aq)

HAsO2(aq) <--> H+ + AsO2(-) l'acido arsenioso è un acido debole

che degli idrossidi:

As2O3(s) + 3 H2O(l) --> 2 As(OH)3(s)

As(OH)3(s) + H2O(l) <--> As(OH)3(aq) --> As3+ + 3 OH- l'idrossido arsenioso è un elettrolita forte poco solubile in acqua

12) Idruri (metallo + idrogeno; non metallo + idrogeno)

Non formano ioni in acqua.

Date queste regole (spero di non averne dimenticata qualcuna!!!) quando si deve scrivere una reazione in forma ionica si parte dal testo.

REAZIONI NON REDOX

reazione in soluzione acquosa tra idrossido di sodio e acido perclorico

Na+ + OH- + H+ + ClO4(-) --> Na+ + H2O + ClO4(-)

La "vera" reazione avviene tra gli ioni H+ e gli ioni OH-

reazione in soluzione acquosa tra cloruro di bario e nitrato di sodio

scrivo solo il tipo di ioni ma non il loro numero:

Ba2+ + Cl- + Na+ + NO3(-) --> Ba2+ + NO3(-) + Na+ + Cl-

in realtà non avviene alcuna reazione, ma sono un rimescolamento di ioni che già c'erano in acqua.

reazione in soluzione acquosa tra cloruro di bario e ortofosfato di potassio

scrivo solo il tipo di ioni ma non il loro numero:

Ba2+ + Cl- + Na+ + PO4(3-) --> Ba3(PO4)2(s) + Na+ + Cl-

solo ora bilancio la reazione:

3 Ba2+ + 2 PO4(3-) --> Ba3(PO4)2(s)

la "vera" reazione avviene tra gli ioni bario e gli ioni ortofosfato che si associano per dare un sale poco solubile in acqua; gli altri ioni fanno le "belle statuine", ovvero gli ioni spettatori e si possono tranquillamente cancellare nell'equazione chimica.

REAZIONI REDOX

Ma nella reazione finale scritta in forma molecolare non devo aggiungere pure la molecola di H2O data dal testo? Quindi non dovrebbero venire 5H2O? Grazie

No Rosa, se nei prodotti metti 5 H2O, il numero degli atomi di H e di O si sbilanciano.

Una volta che hai bilanciato la reazione in forma ionica devi controllare che sia bilanciata:

A questo punto i coefficienti stechiometrici non li devi più modificare, ma devi soltanto ritrasformare gli ioni in composti molecolari:

Ah ecco, io invece pensavo che la molecola iniziale andasse aggiunta e occoresse ribilanciare ogni coefficiente

Prof.ssa mi ha chiesto nell'altro post in quale discussione fa riferimento all'allegato con la descrizione dei composti siccome il link non si apre , ricommento qui