Dubbio esercizio con reazione da bilanciare

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newjack

2015-09-20 21:00

Calcolare quanti grammi di KCl sono necessari per far reagire 300 g di MnO2 con un eccesso di H2SO4, secondo la reazione (da bilanciare)

MnO2 + KCl + H2 SO4 --> Mn SO4 + K2 (SO4) + H2O + Cl2.

Quando dice "da bilanciare" si intende solo bilanciare la massa?

Beefcotto87

2015-09-20 21:10

Ma cos'è, uno è maleducato e gli altri sentono il bisogno di imitarlo? Ma ti sembra educato venire qui e chiedere senza un grazie o un "per favore"?

LuiCap

2015-09-20 22:41

newjack ha scritto:

Quando dice "da bilanciare" si intende solo bilanciare la massa?

In una reazione chimica non si bilancia mai la massa, ma il numero degli atomi e le cariche elettriche dei reagenti e dei prodotti.

La reazione in questione è una redox!!!

newjack

2015-09-21 07:11

Chiedo scusa se sono sembrato scortese, non era mia intenzione.

Più tardi provo a risolvere l'esercizio e posterò i miei passaggi.

Grazie :-)

LuiCap gentile come sempre <3

newjack

2015-09-21 09:08

Allora, mi bilancio la redox

MnO2 + KCl + H2 SO4 --> Mn SO4 + K2 (SO4) + H2O + Cl2

Noto che il cloro si riduce, passando da NO +1 a NO =0

Lo zolfo ha NO -6 sia in (H2 SO4) che in (K2 (SO4))

Il manganese ha NO -4 a sinistra

Il dubbio è con il solfato manganoso, non so come ricavare il numero di ossidazione.

Grazie a chi risponderà :-)

Guglie95

2015-09-21 09:28

Se non sai ricavare un semplicissimo numero di ossidazione ti consiglio di andare ad aprire il libro e studiare!  asd

Io andrei a vedere i messaggi recenti in esercizi, in uno di quelli luicap ha rispsto in modo molto esauriente (il tuo stesso problema dei numeri d'ossidazione)

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LuiCap

2015-09-21 09:46

Stavo per scrivere la stessa cosa di Guglie95.

In effetti prima di affrontare le reazioni redox devi rivedere tutta la teoria sul numero di ossidazione: significato e come si calcola.

I numeri do ossidazione che hai scritto tu sono tutti sbagliati, quelli corretti (segno e valore numerico) sono quelli che ho scritto in rosso sopra ciascun elemento della reazione.

I numeri verdi sono invece i coefficienti stechiometrici della reazione redox bilanciata.

redox_.jpg
redox_.jpg

Il bilanciamento corretto con le semireazioni è questo:

redox__.jpg
redox__.jpg


n° di ox.jpg
n° di ox.jpg

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newjack

2015-09-21 10:53

Grazie LuiCap :-)

In effetti i miei errori sul NO del cloro e del manganese sono dovuti un po alla fretta di scrivere, tant'è che sul quaderno li ho scritti bene.

Quello dello zolfo invece no!

Quindi posso considerare Mn SO4 come Mn (SO4) quindi con pedici =1?

Perchè anche così non arrivo al numero di ossidazione corretto :-/

Grazie

LuiCap

2015-09-21 11:25

In effetti usare la strategia dei "pedici" quando sono entrambi uguali a 1 conduce ad un risultato sbagliato per il calcolo del numero di ossidazione.

Lo ione solfato è il residuo acido derivante dall'acido solforico H2SO4, cioè la parte della molecola senza i due H+ che si sono staccati, quindi è SO42-.

Di conseguenza, essendo la molecola del solfato manganoso MnSO4 neutra, il numero di ossidazione del manganese non può che essere +2.

(+2) + (+6) + (4·-2) = 0

Guglie95

2015-09-21 11:29

Il fatto è che esistono alcune regole note sui numeri d'ossidazione degli elementi

Ad esempio il gruppo dei metalli alcalini ha sempre +1, mentre gli alcalino terrosi hanno sempre +2

Anche l'ossigeno ha -1 -2 +2 a seconda del composto in cui si trova.

newjack

2015-09-21 11:43

Grazie a entrambi!

Guglie95, conosco le regole che dici ma prima ho semplicemente sbagliato ad applicarle.


In realtà vorrei approfittare della vostra bontà per chiedere un'altra cosa (giuro che ho cercato in giro ma non ho trovato una risposta esauriente)

Io uso il metodo delle semireazioni per bilanciare una redox, anche se si può fare direttamente sull'equazione intera.

Quindi, mi trovo gli elementi che partecipano alla redox e li scrivo separatamente;

Dopodichè:

1 bilancio gli atomi che si ossidano e che si riducono;

2 aggiungo gli elettroni consumati e prodotti;

3 bilancio la carica aggiungendo ioni H+;

4 bilancio la massa aggiungendo H2O;

5 moltiplico per un coefficiente che renda uguali il numero di elettroni scambiati;

6 sommo le due semireazioni e semplifico.

Capita a volte (anzi spesso) che ci siano elementi che non prendono parte alla redox. Come li devo trattare? In quale delle semireazioni li devo considerare? Oppure non li considero e quando metto insieme le due semireazioni devo bilanciare tutto?

Guglie95

2015-09-21 12:06

Bilanci i reattivi redox e poi seguendo la logica gli altri cercando di ottenere da entrambi i lati le stesse quantuta di atomi

LuiCap

2015-09-21 13:51

newjack ha scritto:

1 bilancio gli atomi che si ossidano e che si riducono;

2 aggiungo gli elettroni consumati e prodotti;

3 bilancio la carica aggiungendo ioni H+;

4 bilancio la massa aggiungendo H2O;

5 moltiplico per un coefficiente che renda uguali il numero di elettroni scambiati;

6 sommo le due semireazioni e semplifico.

Capita a volte (anzi spesso) che ci siano elementi che non prendono parte alla redox. Come li devo trattare? In quale delle semireazioni li devo considerare? Oppure non li considero e quando metto insieme le due semireazioni devo bilanciare tutto?

Io farei queste modifiche:

3' se la redox avviene in ambiente acido, bilancio la carica aggiungendo H+ dalla stessa parte degli elettroni;

4' se la redox avviene in ambiente acido, bilancio il numero di atomi di H e O aggiungendo H2O dalla parte opposta degli elettroni;

3" se la redox avviene in ambiente basico, bilancio la carica aggiungendo OH- dalla parte opposta degli elettroni;

4" se la redox avviene in ambiente basico, bilancio il numero di atomi di H e O aggiungendo H2O dalla stessa parte degli elettroni;

7 trasformo la reazione bilanciata dalla forma ionica alla forma molecolare aggiungendo nei reagenti e nei prodotti i composti che non prendono parte alla redox e li bilancio.

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