Completa e bilancia la seguente reazione redox utilizzando i coefficienti minimi possibili. A questo punto somma i coefficienti di tutte le specie dell'equazione bilanciata (ricorda i coefficienti uguali a uno) e indica quanto vale questa somma. BrO3–(aq) + Sb3+(aq) → Br–(aq) + Sb5+(aq)         (soluzione acida)Domanda 40Rispostaa.4.b.12.c.13.d.17.e.Nessuna delle precedenti risposte è corretta.

Per bilanciare la reazione redox in ambiente acido, seguiamo i seguenti passaggi:

1. Suddividiamo la reazione in due semireazioni: una per l'ossidazione e una per la riduzione.

   Ossidazione: Sb3+ → Sb5+ Riduzione: BrO3– → Br–

2. Bilanciamo gli atomi diversi dall'ossigeno e dall'idrogeno in ciascuna semireazione. Per l'ossidazione, abbiamo già Sb bilanciato. Per la riduzione, abbiamo già Br bilanciato.

3. Bilanciamo gli atomi di ossigeno aggiungendo molecole d'acqua (H2O) al lato della reazione che manca di ossigeno. Per la riduzione, aggiungiamo 3 H2O al lato destro: BrO3– → Br– + 3H2O.

4. Bilanciamo gli atomi di idrogeno aggiungendo ioni idrogeno (H+) al lato della reazione che manca di idrogeno. Per la riduzione, aggiungiamo 6H+ al lato sinistro: 6H+ + BrO3– → Br– + 3H2O.

5. Bilanciamo la carica aggiungendo elettroni (e–) al lato della reazione con carica più positiva. Per l'ossidazione, aggiungiamo 2e– al lato destro: Sb3+ → Sb5+ + 2e–. Per la riduzione, aggiungiamo 6e– al lato sinistro: 6e– + 6H+ + BrO3– → Br– + 3H2O.

6. Moltiplichiamo le semireazioni per i numeri appropriati in modo che il numero di elettroni sia uguale in entrambe le semireazioni. Moltiplichiamo l'ossidazione per 3: 3Sb3+ → 3Sb5+ + 6e–.

7. Sommiamo le semireazioni e semplifichiamo per ottenere la reazione redox bilanciata: 6H+ + BrO3– + 3Sb3+ → Br– + 3H2O + 3Sb5+.

8. Infine, sommiamo i coefficienti di tutte le specie dell'equazione bilanciata: 6 (per H+) + 1 (per BrO3–) + 3 (per Sb3+) + 1 (per Br–) + 3 (per H2O) + 3 (per Sb5+) = 17.

Quindi, la risposta corretta è d. 17.