Quanti OH(-) in Cr(OH)3+IO3(-)+OH(-)
Buongiorno
volevo sapere per favore come si debbano bilanciare gli OH(-) nelle redox basiche, per esempio: 
Cr(OH)3 + IO3(-)+OH(-).....Cr04(2-)+I(-)+ H2O
Il testo è già in forma ionica. Quando vado a scrivere la semiossidazione di Cr(3+) devo considerare anche l'OH(-) dato dal testo?
Cr(3+)  + OH- .....    CrO4(2-) + 3e
Gli OH- si aggiungono per bilanciare le cariche negative, a destra ci sono 5 cariche negative quindi a sinistra aggiungo 5OH-? Questi 5OH meno si sommano al singolo OH(-) presente nella traccia? E in seguito, come occorre bilanciare gli ossigeni attraverso H2O?


mi dispiace sembrare la parassita del forum che posta continuamente dubbi ma per me è un'occasione per colmare delle lacune, ho migliorato un po' nel bilanciamento delle redox acide però sono ancora in difficoltà con le basiche.

Vi ringrazio, ringrazio davvero tanto la docente del Forum
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Se il testo fornisce già la reazione redox da bilanciare in forma ionica significa che le specie scritte non vanno ulteriormente dissociate ;-)

Nel testo fornito mancano delle informazioni importanti, supponendo che si conoscano già, ovvero gli stati fisici delle specie coinvolte:
- Idrossido cromico: è un composto poco solubile in acqua, quindi va scritto Cr(OH)3(s) perché questa è la sua forma prevalente in soluzione acquosa
- Ione iodato: come per tutti gli ioni, che possono esistere solo in soluzione acquosa, andrebbe scritto IO3-(aq); per gli ioni lo stato fisico può essere omesso
- Ione idrossido: come sopra, andrebbe scritto OH-(aq); anche in questo caso lo stato fisico può essere omesso
- Ione cromato: come sopra, andrebbe scritto CrO42-(aq); anche in questo caso lo stato fisico può essere omesso
- Ione ioduro: come sopra, andrebbe scritto I-(aq); anche in questo caso lo stato fisico può essere omesso
- Acqua: è un composto liquido poco dissociato in soluzione acquosa, quindi va scritto H2O(l)

Cr(OH)3(s) + IO3- + OH- --> CrO42- + I- + H2O(l)


Il testo si legge in questo modo:
In ambiente basico per ioni idrossido, lo ione iodato ossida l'idrossido cromico solido a ione cromato, riducendosi a ione ioduro e formando acqua liquida.

In ciascuna semireazione in ambiente basico le operazioni da fare sono nell'ordine:
- bilanciare, se necessario, il numero degli atomi che cambiano il numero di ossidazione
- addizionare gli elettroni, a destra nelle semi-ox, a sx nelle semi-red
- addizionare gli ioni OH- dalla parte opposta a quella degli elettroni per bilanciare il numero delle cariche reali
- addizionare H2O dalla stessa parte degli elettroni per bilanciare gli atomi di ossigeno

   
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”.
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Rosa
La ringrazio scrivo il risultato; dopo aver moltiplicato per l'inverso delle cariche la semiossidazione ela semiriduzione, rispettivamente per 6 e 3 ovvero 2 e 1 si ottiene:
2Cr(OH)3(s)+10 OH(-)+3H2O+IO3(-)....2(CrO4)(2-)+8H2O+I(-)+6OH-
ovvero
2CrOH)3(s)+IO3(-)+4OH(-)....2CrO4(2-)+I(-)+5H2O
Grazie mille trovo utilissimo questo sito!
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Ok, la redox bilanciata in forma ionica è corretta :-)
Saresti in grado di trasformarla in forma molecolare utilizzando composti di sodio e/o di potassio???
Ciao
Luisa

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2Cr(OH)3+ KIO3+ 4KOH....2K2CrO4(2-)+KI+5H2O?
La ringrazio
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Perfetto :-)

Prova a bilanciare anche queste altre redox in ambiente basico:

1) Zn(s) + H2O(l) + NaOH(aq) --> Na2[Zn(OH)4](aq) + H2(g)

2) Ca(NO3)2(aq) + Al(s) + NaOH(aq) --> NH3(g) + Na3AlO3(aq) + Ca(OH)2(s) + H2O(l)
Ciao
Luisa

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La ringrazio per la disponibilità; procedo con i miei dubbi sulla prima reazione:
l'idrogeno si riduce e si ossida (come nella reazione di dismutazione che ha già spiegato)?
Ho scritto la semiossidazione:
Zn+6OH-......[Zn(OH)4](2-)+ 4e+H2O
Ma non mi è chiaro se la carica che assume lo ione tetraidrossido di zinco sia 2- perché non riesco a bilanciare gli ossigeni. A destra le cariche negative non sono 4e +2(-)=6 ? (perciò ho aggiunto 6OH-)
È sbagliato dire che lo zinco cede quattro elettroni perché si ossida?
Grazie mille
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Semiossidazione
Come giustamente hai scritto, la carica dello ione complesso è 2-, quindi il numero di ossidazione dello zinco è +2; la semireazione è:

Zn + 4 OH- --> [Zn(OH)4](2-) + 2e-

Semiriduzione
Una parte dell'idrogeno resta con n.o. +1, mentre un'altra parte si riduce a n.o. 0:
L'inizio della semireazione è:
H2O + 2e- --> H2
Prova a completarla tu.
Ciao
Luisa

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Semiriduzione:
H2O+2e+H2O....H2+2(OH-)
Moltiplico per l'inverso delle cariche
2Zn(s)+8OH(-)+4H2O+4e....2[Zn(OH)4]+2H2+4OH- ?
La ringrazio tantissimo ancora
Cordiali saluti
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No, nella redox bilanciata non ci possono restare degli elettroni vaganti in giro :-(
Lo scopo di un qualsiasi metodo di bilanciamento è proprio quello di far sì che gli elettroni ceduti dalla specie che si ossida siano uguali a quelli acquistati dalla specie che si riduce: in questo modo il numero degli elettroni è uguale a sx e a dx e si possono eliminare.

In questo caso nella semireazione di ossidazione vengono ceduti 2e- e nella semireazione di riduzione vengono acquistati 2e-, quindi le due semireazioni non vanno moltiplicate per nessun fattore.
Avevo già notato negli esercizi precedenti questa tua espressione: "moltiplico per l'inverso delle cariche"; credo sia questo che ti fa sbagliare il bilanciamento.

Ammettiamo che in una generica reazione redox nella semireazione di ossidazione vengano ceduti 8e- e nella semireazione di riduzione vengano acquistati 6e-:

semi-ox (....... --> .... + 8e-)
semi-red (.... + 6e- --> ....)

Si deve calcolare il minimo comune multiplo fra 8 e 6:
8 = 2^3
6 = 2^1 x 3^1
m.c.m. = 2^3 x 3^1 = 24

24 : 8 = 3
24 : 6 = 4

semi-ox 3 x (....... --> .... + 8e-)
semi-red 4 x (.... + 6e- --> ....)

In questo modo nella redox bilanciata ci sono 24e- a sx e 24e- a dx che possono essere eliminati.
Ciao
Luisa

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