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    Come bilanciare le equazioni redox

    Le reazioni di ossidazione-riduzione, o "redox", rappresentano una delle principali classificazioni di reazione in chimica. Le reazioni implicano necessariamente il trasferimento di elettroni da una specie all'altra. I chimici si riferiscono alla perdita di elettroni come ossidazione e al guadagno di elettroni come riduzione. Il bilanciamento di un'equazione chimica si riferisce al processo di regolazione dei numeri di ciascun reagente e prodotto in modo che i composti sui lati sinistro e destro della freccia di reazione - rispettivamente i reagenti e i prodotti - contengano lo stesso numero di ciascun tipo di atomo . Questo processo rappresenta una conseguenza della prima legge della termodinamica, secondo la quale la materia non può essere né creata né distrutta. Le reazioni redox fanno un ulteriore passo avanti questo processo bilanciando anche il numero di elettroni su ciascun lato della freccia perché, come gli atomi, gli elettroni possiedono massa e sono quindi governati dalla prima legge della termodinamica.

      Scrivi l'equazione chimica sbilanciata su un pezzo di carta e identificare le specie ossidate e ridotte esaminando le cariche sugli atomi. Ad esempio, si consideri la reazione sbilanciata di ione permanganato, MnO4 (-), dove (-) rappresenta una carica sullo ione di uno negativo, e ione ossalato, C2O4 (2-) in presenza di un acido, H (+) : MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. L'ossigeno assume quasi sempre una carica di due negativi nei composti. Pertanto, MnO4 (-), se ogni ossigeno mantiene una carica negativa di due e la carica complessiva è negativa, il manganese deve presentare una carica di sette positivi. Il carbonio in C2O4 (2-) presenta allo stesso modo una carica di tre positivi. Dal lato del prodotto, il manganese possiede una carica di due positivi e il carbonio è quattro positivi. Pertanto, in questa reazione, il manganese si riduce perché la sua carica diminuisce e il carbonio si ossida perché aumenta la sua carica.

      Scrivi reazioni separate - chiamate mezze reazioni - per i processi di ossidazione e riduzione e includi gli elettroni. Il Mn (+7) in MnO4 (-) diventa Mn (+2) assumendo cinque elettroni aggiuntivi (7 - 2 \u003d 5). Qualsiasi ossigeno in MnO4 (-), tuttavia, deve diventare acqua, H2O, come sottoprodotto, e l'acqua non può formarsi con atomi di idrogeno, H (+). Pertanto, i protoni, H (+) devono essere aggiunti al lato sinistro dell'equazione. La semi-reazione bilanciata ora diventa MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, dove e rappresenta un elettrone. Allo stesso modo la semireazione di ossidazione diventa C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.

      Equilibrare la reazione generale assicurando che il numero di elettroni nelle semireazioni di ossidazione e riduzione siano uguali. Continuando l'esempio precedente, l'ossidazione dello ione ossalato, C2O4 (2-), coinvolge solo due elettroni, mentre la riduzione del manganese ne comporta cinque. Di conseguenza, l'intera mezza reazione di manganese deve essere moltiplicata per due e l'intera reazione di ossalato deve essere moltiplicata per cinque. Ciò porterà il numero di elettroni in ogni mezza reazione a 10. Le due mezze reazioni ora diventano 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O e 5 C2O4 (2 -) - 10 e → 10 CO2.

      Ottieni l'equazione globale bilanciata sommando le due mezze reazioni bilanciate. Si noti che la reazione di manganese include il guadagno di 10 elettroni, mentre la reazione di ossalato comporta la perdita di 10 elettroni. Gli elettroni quindi si annullano. In termini pratici, ciò significa che cinque ioni ossalato trasferiscono un totale di 10 elettroni a due ioni permanganato. Quando viene sommata, l'equazione bilanciata complessiva diventa 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, che rappresenta un'equazione redox bilanciata.

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