n.o. Cu2+ = +2 n.o. I- = -1 n.o. Cu in CuI = +1 n.o. I in CuI = -1 n.o. I in I2 = 0
quindi le variazioni sono Cu+2 → Cu+1 e I-1 → I20. Pertanto:2 · (Cu+2 + e- = Cu+1) riduzione 2 I-1 = I20 + 2e- ossidazione
2 Cu2+ + 4 I- = 2 CuI + I2
In merito al coefficiente 4 davanti a I-, tieni presente che 2 di tali ioni si ossidano a iodio molecolare mentre altri 2 restano inalterati per combinarsi con Cu+. Nel secondo caso si ha:n.o. Fe in Fe(OH)2 = +2 n.o. O in Fe(OH)2 e in Fe(OH)3 = -2
n.o. O in O2 = 0 n.o. H = +1 n.o. Fe in Fe(OH)3 = +3
Fe+2 → Fe+3 O20 → O-2
4 · (Fe+2 = Fe+3 + e-) ossidazione O20 + 4e- = 2 O-2 riduzione
4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe(OH)3
Tieni presente che, per completare il bilanciamento di H e O quando si procede con il metodo della variazione del numero di ossidazione, si introducono molecole di acqua a sinistra o a destra della freccia di reazione in ragione delle necessità. Nel terzo caso si ha:n.o. Cr in Cr(OH)4- = +3 n.o. O in Cr(OH)4- e in CrO42- = -2
n.o. O in H2O2 = -1 n.o. H = +1 n.o. Cr in CrO42- = +6
Cr+3 → Cr+6 O-1 → O-2
2 · (Cr+3 = Cr+6 + 3e-) ossidazione 3 · (2 O-1 + 2e- = 2 O-2) riduzione
2 Cr(OH)4- + 3 H2O2 + 2 OH- = 2 CrO42- + 8 H2O
In questo caso, prima di procedere al bilanciamento di H e O, è necessario bilanciare la carica elettrica introducendo ioni OH- tra i reagenti; così facendo, si contano 4 cariche negative sia nel membro di sinistra sia in quello di destra. Quest’ultima reazione poteva essere bilanciata agevolmente anche utilizzando il metodo ionico-elettronico; dovevi però completare lo schema di reazione aggiungendo H2O tra i prodotti di reazione. Per ulteriori informazioni su questo metodo puoi consultare alcuni articoli pubblicati in precedenza, come, per esempio, “Un altro metodo per bilanciare le reazioni redox” del 17 novembre 2009.