Problema
Bilanciare la seguente reazione redox:
$I_2+H_2O_2\rightarrow HIO_3+H_2O$
Svolgimento
Per bilanciare la reazione redox procediamo per step.
step 1
Individuiamo quali elementi variano il loro numero di ossidazione (n.o.) nel passaggio da reagenti a prodotti.
Nel nostro caso il n.o. dello iodio passa da $0$ in $I_2$ a $+5$ in $HIO_3$, cioè si ossida.
Mentre il n.o. dell’ossigeno passa da $-1$ in $H_2O_2$ a $-2$ in $H_2O$, cioè si riduce.
Step 2
Scriviamo in forma dissociata la reazione di partenza, per evidenziare quali specie sono coinvolte nella reazione.
$I_2+H_2O_2\rightarrow H^+ +IO_3^-+H_2O$
STEP 3
Scriviamo due semireazioni, la prima di ossidazione e la seconda di riduzione:
$I_2 \rightarrow IO_3^-$
$H_2O_2\rightarrow H_2O$
STEP 4
Bilanciamo gli elementi che si ossidano e si riducono nelle due semireazioni.
Nel nostro caso dovremo quindi bilanciare lo iodio aggiungendo un coefficiente $2$ davanti a $IO_3^-$ e bilanciare l’ossigeno aggiungendo un coefficiente $2$ davanti a $H_2O$. Otteniamo:
$I_2 \rightarrow 2IO_3^-$
$H_2O_2\rightarrow 2H_2O$
STEP 5
Bilanciamo il numero di elettroni dovuti all’ossidazione e alla riduzione.
Nella semireazione di ossidazione lo iodio passando da n.o. $0$ a $+5$ cederà $5e^-$ per ogni atomo, quindi aggiungeremo ai prodotti $10e^-$.
Nella semireazione di riduzione l’ossigeno passando da n.o. $-1$ a $-2$ acquisterà $1e^-$ per ogni atomo, quindi aggiungeremo ai reagenti $2e^-$.
$I_2 \rightarrow 2IO_3^-+10e^-$
$H_2O_2+2e^- \rightarrow 2H_2O$
step 6
Bilanciamo la carica elettrica tra reagenti e prodotti in ciascuna semireazione.
Siccome la reazione avviene in ambiente acido ($HIO_3$) bilanceremo le cariche con la specie $H^+$.
La semireazione di ossidazione possiamo bilanciarla aggiungendo $12H^+$ tra i prodotti e $6H_2O$ tra i reagenti per bilanciare idrogeno e ossigeno.
Per bilanciare quella di riduzione aggiungiamo $2H^+$ tra i reagenti.
$I_2 +6H_2O\rightarrow 2IO_3^-+10e^-+12H^+$
$H_2O_2+2e^- +2H^+\rightarrow 2H_2O$
STEP 7
Moltiplichiamo i coefficienti stechiometrici delle semireazioni per avere lo stesso numero di $e^-$ in entrambe le semireazioni.
Nel nostro caso moltiplicheremo $\times 5$ la seconda e lasceremo com’è la prima.
$I_2 +6H_2O \rightarrow 2IO_3^-+10e^-+12H^+$
$5H_2O_2+10e^- +10H^+\rightarrow 10H_2O$
STEP 8
Sommiamo le due semireazioni.
$I_2 +6H_2O+5H_2O_2+10e^- +10H^+\rightarrow 2IO_3^-+10e^-+12H^+ + 10H_2O$
Da cui semplificando $e^-$, $H^+$ e $H_2O$ otteniamo la reazione bilanciata:
$I_2 +5H_2O_2 \rightarrow 2IO_3^-+2H^+ + 4H_2O$
STEP 9
Ricostruiamo la reazione non dissociata di partenza.
La nostra reazione redox bilanciata sarà:
$I_2 +5H_2O_2 \rightarrow 2HIO_3 + 4H_2O$