Dubbio sulla semireazione di riduzione (CrO4.)2-..Cr((OH)4)-
Dubbio sulla semireazione di riduzione
(CrO4.)2-..Cr((OH)4)-

 ho un dubbio sul bilanciamento delle semireazioni di riduzione:per favore
potrei sapere se sia corretto sottrarre sottrarre due molecole di H20 per bilanciare gli OH- della
(CrO4)2meno.....Cr((OH)4)-?
È sbagliato procedere così:

(CrO4)2-+3e....Cr+4OH-   -2H20
devo togliere due molecole di H20 per bilanciare la semireazione?
Il n.o del cromo passa da +6a +3? 



(La semireazione deriva dalla redox basica

CrO4)2- +  ( SO3)2- + H2O......Cr((0H)4)-+(SO4)2-  +(OH)-)

Grazie mille
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Lo ione cromato CrO4(2-) non si riduce a ione cromico Cr(3+) ma a ione complesso [Cr(OH)4]- in cui il cromo ha n.o. +3:

   
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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Rosa
Per bilanciare le semiriduzioni quindi bisogna sempre aggiungere a sinistra H2O?
La ringrazio davvero tanto
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Nelle semireazioni in ambiente basico si usano gli ioni OH- per bilanciare le cariche reali e l'H2O per bilanciare gli atomi di idrogeno:
Semi-red: elettroni e H2O a sx, ioni OH- a dx
Semi-ox: elettroni e H2O a dx, OH- a sx

Nelle semireazioni in ambiente acido si usano gli ioni H+ per bilanciare le cariche reali e l'H2O per bilanciare gli atomi di idrogeno:
Semi-red: elettroni e H+ a sx, ioni H2O a dx
Semi-ox: elettroni e H+ a dx, H2O a sx
Ciao
Luisa

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Rosa
Scusi ma perché vengono 3 H2O?
Dove sbaglio?
Semiriduzione:
CrO4- + 4H2O+3e.....Cr(OH)4)- +4OH-
Semiossidazione
SO3+2OH-...(.SO4)2-+2e+H2O
Moltiplico per l'inverso delle cariche
2(CrO4)2-+ 3SO3+(8H2O+1H2Odata dal testo)+6OH-........
2[Cr(OH)4]- +8OH+OH- +3SO4+3H2O
Alla fine non vengono 6 molecole di H2O e 3OH-?
La ringrazio
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Scusami, ho sbagliato a fare la sottrazione delle molecole di H2O Blush
8 H2O nei reagenti - 3 H2O nei prodotti = 5 H2O nei reagenti

   

Non devi sommare il coefficiente stechiometrico dell'H2O e dell'OH- con quello presente nel testo.
Il testo della reazione ti dice solo quali specie chimiche sono presenti nei reagenti e nei prodotti: il loro numero lo ricavi con le semireazioni e con il successivo bilanciamento degli elettroni, non delle cariche.
Ogni semireazione deve essere bilanciata prima di bilanciare gli elettroni della redox.
Ciao
Luisa

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La ringrazio scusi sto provando a svolgerne una simile per vedere se ho capito- però è acida:
(CrO4)2-+H2O2+H+....(Cr)3+ +H2O+ O2

Non capisco come possano coesistere la riduzione e l'ossidazione dell'ossigeno:
Semiriduzioni:
CrO4)2- +3e-+8H+...(Cr)3+ +4H2O
H2O2+e+2H+...H2O+H2O
Ho aggiunto a destra come mi ha detto l'H2O.
Poi ho scritto l'ossidazione dell'ossigeno, ma penso di sbagliare perché mi sembra strano che questo elemento una volta si ossidi e uma si riduca(scusi l'ignoranza):

CrO4+2H2O.....3O2+2e-+4H+
Ora moltiplico le riduzioni per 2 ma l'ossidazione la moltiplico per 3 oppure per 1? Grazie infinite e scusi il disturbo
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Sulla carta questa redox può essere bilanciata in due modi:

   

Quello che accade in pratica dipende dai potenziali elettrochimici delle specie coinvolte, cosa che non ti viene richiesta in questo tipo di esercizi che riguardano unicamente la tecnica di bilanciamento di una reazione redox.
Ciao
Luisa

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Quindi l'ossigeno si riduice e si ossida nello stesso tempo?La ringrazio
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Le reazioni di ossidoriduzione in cui un elemento si ossida e si riduce nello stesso tempo prendono il nome di dismutazioni o disproporzioni.
Un esempio tipico è proprio la reazione di autodecomposizione del perossido di idrogeno (acqua ossigenata) in cui l'ossigeno con n.o. -1 si ossida a 0 e si riduce a -2:
semi-ox... H2O2 --> O2 + 2 H+ + 2 e-
semi-red.. H2O2 + 2H+ + 2 e- --> 2 H2O
-----------------------------------------------------
redox.......2 H2O2 --> O2 + 2 H2O

Altro esempio, lo iodio a n.o. -1 si ossida a 0 e lo iodio a n.o. +5 si riduce a 0:
semi-ox... 5 x (I- --> 1/2 I2 + e-)
semi-red...1 x (IO3(-) + 6 H+ + 5 e- --> 1/2 I2 + 3 H2O)
-------------------------------------------------------------
redox.......5 I- + IO3(-) + 6 H+ --> I2 + 3 H2O

Tornando alla redox in oggetto, credo che dei due metodi di bilanciamento che ti ho scritto il più veritiero sia il primo.
Ciao
Luisa

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