Redox a circuito

[pepp1995]

Ho incontrato una strana redox, in pratica arrivo al punto ultimo di dover bilanciare H e O ma non mi riesce

Reazione Cu +H2SO4CuSO4+SO2+H2O

Metodo utilizzato:
1)Prodotto ad incrocio
2) Bilancio atomi  2Cu+2H2SO42CuSO4+2SO2+2H2O semplifico il 2   Cu+H2SO4CuSO4+SO2+H2O (punto di partenza ? )
3) H: 2=2
    O: 4=7  non posso aggiungere h2O

Come si bilancia?

[LuiCap]

Cu Cu²⁺ + 2e-
SO4^2- + 2e- + 4H⁺ SO2 + 2H2O

---

Cu + SO4^2- + 4H⁺ Cu²⁺ + SO2 + 2H2O
che trasformata in forma molecolare diventa:
Cu + H2SO4 + 2HCl CuCl2 + SO2 + 2H2O

Questo perché, in condizioni standard, la redox che avverrebbe sarebbe questa:
SO2 + 2H2O SO4^2- + 4H⁺ + 2e- E° = 0,17 V
Cu²⁺ + 2e- Cu E° = 0,34 V

---

SO2 + 2H2O + Cu²⁺ SO4^2- + 4H⁺ +Cu

Per aumentare il potenziale della semicella SO4^2-/SO2 ad un valore superiore a 0,34 V occorre aumentare la concentrazione di H+ e perciò diminuire il pH

[pepp1995]

Premettendo che al corso mi sono stati fatti 2,3 esempi di redox risolte col metodo del prodotto ad incroncio , può spiegarmi come ha ragionato?
Inoltre mi chiedo: "questo metodo  da lei utilizzato ,va applicato in particolari situazioni (ergo cosa mi fa capire di dover utilizzare questo metodo e non altri?)"

[LuiCap]

Ci sono tanti metodi che si possono utilizzare per bilanciare una reazione redox.
Tutti però devono condurre allo stesso risultato: reagenti e prodotti bilanciati dal punto di vista delle cariche reali e delle masse.
Tutti i metodi vanno bene.
Personalmente ritengo che il metodo con le semireazioni (che si trovano nella serie dei potenziali normali di riduzione) che ho utilizzato sia quello che rispecchia realmente le specie chimiche esistenti in soluzione e permette di ricavare i prodotti, dati i soli reagenti e l'ambiente di reazione. Può essere utilizzato con qualsiasi reazione.

[pepp1995]

Vorrei poter capire cosa erro col metodo del mio corso,sarebbe in grado di bilanciare la reazione con un metodo analogo a questo ?
es:
Ho la reazione: (CrO4)2−+H2O2=Cr3++O2

Innanzitutto vado a cercare ossidante e riducente, tramite i numeri di ossidazione. Noto che:
1) il Cromo passa da 6 a 3, quindi intervengono 3 elettroni nello scambio.
2) l'Ossigeno passa da -2 a 0, quindi intervengono 2 elettroni nello scambio. Come  notato, il "salto" di valori è preso tra quello minore e quello maggiore tra tutti (infatti qui l'ossigeno, nel perossido di idrogeno, passa anche a -1, che però non è massimo o minimo e quindi non viene considerato).

A questo punto utilizzo la regola del prodotto ad intreccio : scambio i due valori, nel senso che a tutti i composti aventi Cromo metti un 2 davanti, a tutti quelli aventi ossigeno ci metti un 3 davanti. La reazione diventa:
2(CrO4)2−+3H2O2=2Cr3++3O2.

Procedo ora con il bilancio delle cariche: al primo termine ho un complessivo di -4, al secondo un complessivo di +6. Ci serviranno quindi 10 ioni idrogeno, per avere da entrambe le parti un +6. Li aggiungo, bilanciando con acqua al secondo termine, ottenendo:
10H++2(CrO4)2−+3H2O2=2Cr3++3O2+H2O.

Da qui infine vedo se tutti gli elementi combaciano a livello quantitativo: mi accorgo che per bilanciare l'idrogeno mi servirebbero 8 molecole di acqua, perché al primo termine ho 16 atomi di H. Mettendo 8H2O nella formula, trovo che anche l'ossigeno così facendo combacia e si bilancia, perché da entrambe le parti ne hai 14. Quindi ho risolto la redox, che nella forma finale è:

10H++2(CrO4)2−+3H2O2=2Cr3++3O2+8H2O.

[LuiCap]

Il tuo metodo porta a dei risultati corretti, quindi è giusto, solo che ti costringe ad un "avanti e indietro" che con in metodo che utilizzo io non c'è.
Ti scrivo i passaggi nell'ordine in cui li eseguo io, poi prova a vedere quale metodo ti è più congeniale.

   

[LuiCap]