Bilanciamento di una redox scritta in forma ionica
Esercizio sul bilanciamento di una redox scritta in forma ionica
Bilanciare la seguente reazione redox:
MnO4− + H+ + H2O2 → Mn2+ + O2 + H2O
Svolgimento
Si stabiliscono dapprima quali specie chimiche subiscono variazione del loro numero di ossidazione: il manganese passa da +7 a +2 e pertanto acquista 5 elettroni.
Gli ossigeni dell'acqua ossigenata passano da numero di ossidazione -1 a zero, perdendo due elettroni per molecola.
Affinché gli elettroni scambiati siano uguali, è necessario considerare la riduzione di 2 molecole di MnO4− e la contemporanea ossidazione di 5 molecole di H2O2; pertanto si ha:
2 MnO4− + H+ + 5 H2O2 → 2 Mn2+ + 5 O2 + H2O
Si passa, quindi, al bilancio di massa dell'ossigeno che richiede la formazione di 8 molecole di H2O
2 MnO4− + H+ + 5 H2O2 → 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
e quello dell'idrogeno che richiede la presenza di 6 H+, essendo 10 gli idrogeni forniti dall'H2O2:
2 MnO4− + 6 H+ + 5 H2O2 → 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
La reazione è bilanciata!
Quindi la reazione bilanciata è la seguente:
2 MnO4− + 6 H+ + 5 H2O2 → 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
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