Eva chiede di completare la seguente reazione redox:
Cr3+ + H2O2 + OH- →
Rispondo così:
Per individuare i prodotti di una reazione redox è necessario, prima di tutto, stabilire quale specie potrà ossidarsi e quale ridursi. A tale scopo si fa ricorso al potenziale standard di riduzione, E°: la specie con il maggior valore di E° si riduce e provoca l’ossidazione dell’altra specie.
Consultando la tabella dei potenziali standard di riduzione si rileva che l’E° per l’acqua ossigenata è +1,78 V;
tutte le reazioni che coinvolgono lo ione Cr3+ hanno, invece, E° minore. Possiamo quindi affermare che l’acqua ossigenata si riduce e, così facendo, provoca l’ossidazione del Cr+3 a Cr6+ (lo stato di ossidazione superiore del cromo). Quando il cromo è nello stato di ossidazione +6 è quasi sempre legato ad atomi di ossigeno: la specie predominante in ambiente basico è lo ione cromato, CrO42-. La reazione completa, pertanto, è:
Cr3+ + H2O2 + OH- → CrO42- + H2O
Per bilanciarla applichiamo in successione le tappe seguenti:
- scrivere separatamente la semireazione di riduzione e quella di ossidazione
H2O2 → H2O
Cr3+ → CrO42-
- bilanciare gli atomi diversi da idrogeno e ossigeno: l'unico è il cromo, già bilanciato
- poiché la reazione avviene in ambiente basico, bilanciare gli atomi di ossigeno aggiungendo 2 ioni OH- per ogni atomo di ossigeno che manca; contemporaneamente, dall’altra parte della semireazione aggiungere 1 molecola di H2O. Semplificare poi le specie che si ripetono da una parte e dall’altra della freccia:
H2O2 + (H2O) → (H2O) + 2OH-
Cr3+ + 8OH- → CrO42- + 4H2O
- bilanciare la carica elettrica aggiungendo elettroni:
H2O2 + 2e- → 2OH-
Cr3+ + 8OH- → CrO42- + 4H2O + 3e-
- bilanciare il numero di elettroni persi e acquistati:
3×﴾H2O2 + 2e- → 2OH-﴿
2×﴾Cr3+ + 8OH- → CrO42- + 4H2O + 3e-﴿
- sommare membro a membro e semplificare:
3H2O2 + 2Cr3+ + 16OH- → 6OH- + 2CrO42- + 8H2O
L’equazione bilanciata, pertanto, è la seguente:
3H2O2 + 2Cr3+ + 10OH- → 2CrO42- + 8H2O