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flavio
2016-08-26 17:18
Salve, potreste aiutarmi con il bilanciamento di questa redox:
posto la redox con il mio svolgimento:
non riesco a capire dove sbaglio.Potreste aiutarmi?
Grazie mille in anticipo.
LuiCap
2016-08-26 18:27
Questo è il bilanciamento in forma molecolare:
Quest'altro è il bilanciamento in forma ionica:
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flavio
2016-08-28 13:29
Scusa se disturbo ancora.
Quindi se bilancio I devo moltiplicare anche gli elettroni, in questo caso per 3? In questo modo intendo:
I3 --> (I + 6 e) x 3
Grazie in anticipo.
RhOBErThO
2016-08-28 13:47
Sì, perchè il numéro di elettroni scambiati si riferisce ad un atomo di iodio, se ne hai tre devi moltiplicare per tre il numéro di elettroni.
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LuiCap
2016-08-28 14:01
Certo, ogni atomo di iodio con n° di ox -1 perde 6e- e si ossida a iodio con n° di ox +5.
Non è corretto scrivere I3 perché non esiste, come non esiste lo ione I5+
Non devi confondere il n° di ossidazione che è una carica formale, con la carica di uno ione che è invece una carica reale.
Infatti il numero di ossidazione si scrive sopra all'atomo con il segno algebrico che precede il valore numerico (-1), mentre la carica di uno ione si scrive all'apice dello ione con il segno algebrico che segue il valore numerico (1-), omettendo il valore numerico se è unitario:
IO3-
SO42-
Il linguaggio scientifico segue regole ben precise e rigorose.
L'unico modo veramente corretto per scrivere questa semireazione è scriverla in forma ionica:
3 x (I- + 3 H2O --> IO3- + 6 H+ + 6 e-)
quindi:
3 I- + 9 H2O --> 3 IO3- + 18 H+ + 18 e-
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