BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX

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La determinazione degli esatti coefficienti stechiometrici delle reazioni redox è spesso oltremodo difficoltosa da eseguirsi con i metodi generali di bilanciamento.
Esistono però due metodi o tecniche che permettono di bilanciare in modo relativamente rapido e semplice questo tipo di reazioni.

METODO DELLA VARIAZIONE DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE

  1. Si assegnano i n.o. alle specie chimiche nella reazione
  2. Si individuano la specie che si ossida e quella che si riduce
  3. Eventualmente si bilanciano le masse di questi due elementi in modo che figurino nello stesso numero ad entrambi i membri dell’espressione chimica
  4. Si calcolano le variazioni dei n.o. (Δn.o.) dell’ossidante e del riducente
  5. Se il Δn.o.riducente è diverso dal Δn.o.ossidante si procede ad eguagliarli, moltiplicandoli per opportuni fattori in modo da ottenere come prodotti delle due moltiplicazioni il loro minimo comune multiplo (m.c.m.
  6. Si moltiplicano i coefficienti stechiometrici della specie che si ossida e di quella che si riduce per i fattori trovati al punto e)
  7. Si bilanciano tutte le altre specie atomiche bilanciando in sequenza i metalli, i non metalli, gli eventuali anioni poliatomici, l’idrogeno e infine l’ossigeno.

Esempio 1:

KMnO4 + KI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Step a) e b) si calcolano i n.o. e si determinano l’ossidante e il riducente.

KMn(+7)O4 + KI(-1) + H2SO4 → Mn(+2)SO4 + I2(0) + K2SO4 + H2O

Il Mn si riduce (n.o. +7 → +2)
Lo iodio si ossida (n.o. -1 → 0)

Step c) si bilanciano le masse (numero di atomi) delle specie coinvolte nell’ossido-riduzione. In questo caso basta aggiungere 2 come coefficiente al KI. Il Mn è già bilanciato

KMn(+7)O4 + 2KI(-1) + H2SO4 → Mn(+2)SO4 + I2(0) + K2SO4 + H2O

Step d) si calcolano i Δn.o. dell’ossidante e del riducente:
Δn.o.(Mn) = +2 – (+7) = -5
Δn.o.(I) = 2[0 – (-1)] = +2

Step e) Si calcola il minimo comune multiplo m.c.m. (5, 2) = 10
Si moltiplica Δn.o.(Mn) x 2 = -5 x 2 = -10 e Δn.o.(I) x 5 = +1(2) = +2 x 5 = +10

Se lo si preferisce è anche possibile eseguire tutte le operazioni di bilanciamento su uno schema come quello che segue:


bilanredox1.jpg

Step f) Si moltiplicano i coefficienti del Mn per 2 e i coefficienti dello iodio per 5 in modo da bilanciare le cariche elettroniche trasferite.


bilanredox2.jpg

Quindi:

2KMn(+7)O4 + 10KI(-1) + H2SO42Mn(+2)SO4 + 5I2(0) + K2SO4 + H2O

Step g) si bilancia il potassio (K) :
2KMnO4 + 10KI + H2SO42MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + H2O

Si bilancia l’anione SO42-
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO42MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + H2O

Si bilanciano gli atomi di idrogeno:
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO42MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O

Infine si bilanciano gli atomi di l’ossigeno:
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO42MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O
In questo caso già bilanciati.

La reazione bilanciata è:
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO42MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O

In genere, l’ossigeno è la “prova del nove” del bilanciamento, essendo in genere alla fine del procedimento, già bilanciato.

 

Esempio 2:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

In questo esempio indicherò soltanto i passaggi senza descriverli estesamente:
Step a) e b) si calcolano i n.o. e si determinano l’ossidante e il riducente.

Cu(0) + HN(+5)O3 → Cu(+2)(NO3)2 + N(+2)O + H2O

Step c) si bilanciano le masse (numero di atomi) delle specie coinvolte nell’ossido-riduzione.

Cu(0) + HN(+5)O3 → Cu(+2)(NO3)2 + N(+2)O + H2O

Le masse di entrambi gli elementi coinvolti sono bilanciate.

Step d) si calcolano i Δn.o. dell’ossidante e del riducente.
Δn.o.(Cu) = +2 – 0 = +2
Δn.o.(N) = +2 – (+5) = -3

Step e) Si calcola il minimo comune multiplo m.c.m. (2, 3) = 6
Si moltiplica Δn.o.(Cu) x 3 = +2 x 3 = +6 e Δn.o.(N) x 2 = -3 x 2 = -6

Step f) Si moltiplicano i coefficienti del Cu per 3 e i coefficienti di N per 2 in modo da bilanciare le cariche elettroniche trasferite.

3Cu(0) + 2HN(+5)O33Cu(+2)(NO3)2 + 2N(+2)O + H2O

Step g) Si bilancia definitivamente l’N
3Cu + 8HNO33Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

Si bilancia l’H
3Cu + 8HNO33Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

L’ossigeno è già bilanciato.
La reazione bilanciata è:

3Cu + 8HNO33Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

 

METODO DELLE SEMIREAZIONI

Questo metodo viene utilizzato per bilanciare reazioni che avvengono in soluzione acquosa e di cui si conosce l’ambiente acido o basico di reazione. In queste equazioni è comodo lavorare  sull’equazione ionica netta.

  1. Si assegnano i n.o. e si individuano le specie che partecipano alla reazione redox
  2. Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione
  3. Si bilanciano le masse di tutti gli elementi in ciascuna semireazione

In ambiente acido l’ossigeno viene bilanciato con un numero opportuno di molecole di H2O, bilanciando gli atomi di idrogeno in eccesso con H+.
In ambiente basico, l’ossigeno viene bilanciato con OH-, gli atomi di H in eccesso si bilanciano aggiungendo un numero opportuno di H+ che, essendo in soluzione basica, non possono esistere e quindi vengono bilanciati da un egual numero di ioni ossidrile OH- trasformandosi, alla fine del bilanciamento in tante molecole di H2O.

  1. Si calcola il numero di elettroni ceduto dal riducente ed acquistato dall’ossidante
  2. Si eguagliano gli elettroni moltiplicando le due semireazioni per opportuni coefficienti
  3. Si sommano membro a membro le due semireazioni e si semplificano eventuali termini che compaiono in entrambi i membri dell’espressione chimica, tenendo presente che in ambiente basico OH- + H+ = H2O

Ricordare che è importante conoscere il pH dell’ambiente di reazione.

 

Esempio 1: Reazione in ambiente acido

NO3-(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + N2O(g)

Calcoliamo i n.o. e individuiamo le specie ossidante e riducente:

N(+5)O3-(aq) + Zn(0)(s) → Zn2+(+2)(aq) + N2(+1)O(g)

  • Semireazione di Ossidazione.
  • Zn → Zn2+

    Masse già bilanciate.

    Bilanciamo le cariche: l’atomo di Zn perde 2 elettroni (n.o. 0 → +2)

    Zn → Zn2+ + 2e-

  • Semireazione di Riduzione.
  • NO3- → N2O

    Bilanciamo le masse tenendo conto che siamo in ambiente acido:

    2NO3- → N2O

    2NO3- → N2O + 5H2O

    10H++ 2NO3- → N2O + 5H2O

    Bilanciamo le cariche: i 2 atomi di N acquistano complessivamente 8 elettroni (n.o. +5 → +1)

    8e- + 10H++ 2NO3- → N2O + 5H2O

    Sommiamo membro a membro le due semireazioni bilanciate dopo aver eguagliato il numero di elettroni coinvolti. In questo caso basta moltiplicare per 4 tutti i termini della prima semireazione:

     

     4Zn → 4Zn2+ + 8e-

    8e- + 10H+ + 2NO3- → N2O + 5H2O
    ------------------------------------------------------------
    8e- + 10H+ + 2NO3-  + 4Zn → 4Zn2+ + N2O + 5H2O + 8e-

    Semplificando:

    8e- + 10H+ + 2NO3-  + 4Zn → 4Zn2+ + N2O + 5H2O + 8e-

    10H+ + 2NO3-  + 4Zn → 4Zn2+ + N2O + 5H2O

    Bilanciata.

     

    Esempio 2: Reazione in ambiente basico

    MnO4-+ NO2- + OH- → NO3- + MnO2

    Calcoliamo i n.o. e individuiamo le specie ossidante e riducente:

    Mn(+7)O4- + N(+3)O2- + OH- → N(+5)O3- + Mn(+4)O2

  • Semireazione di ossidazione.
  • N(+3)O2-  → N(+5)O3-

    Bilanciamo le masse tenendo conto che siamo in ambiente basico:

    OH- + NO2-  → NO3-

    OH- + NO2-  → NO3- + H+

    OH- + NO2-  → NO3- + H++ OH-

    2OH- + NO2-  → NO3- + H++ OH-

    Bilanciamo le cariche: l’atomo di N perde 2 elettroni (n.o. +3 → +5)

    2OH- + NO2-  → NO3- + H++ OH-+ 2e-

  • Semireazione di riduzione.
  • Mn(+7)O4- → Mn(+4)O2

    Bilanciamo le masse:

    MnO4- → MnO2 + 2OH-

    2H+ + MnO4- → MnO2 + 2OH-

    2OH-+ 2H+ + MnO4- → MnO2 + 2OH-

    2OH-+ 2H+ + MnO4- → MnO2 + 4OH-

    Bilanciamo le cariche: l’atomo di Mn acquista 3 elettroni (n.o. +7 → +4)

    3e- + 2OH-+ 2H+ + MnO4- → MnO2 + 4OH-

    Sommiamo membro a membro le due semireazioni bilanciate dopo aver eguagliato il numero di elettroni coinvolti. In questo caso moltiplicare per 3 i termini della prima semireazione e per 2 i termini della seconda:

                         6OH- + 3NO2-  → 3NO3- + 3H+ + 3OH- + 6e-

    6e- + 4OH- + 4H+ + 2MnO4-2MnO2 + 8OH-
    ---------------------------------------------------------------------
    6e- + 4OH- + 4H+ + 2MnO4- + 6OH- + 3NO2-  → 2MnO2 + 8OH- + 3NO3- + 3H+ + 3OH- + 6e-

    Semplifichiamo e trasformiamo dopo aver eliminato gli elettroni:

    Trasformiamo gli OH- e gli H+ in molecole d’acqua

    4OH-+ 4H+ + 2MnO4- + 6OH- + 3NO2-  → 2MnO2 + 8OH- + 3NO3- + 3H++ 3OH-

    4H2O + 2MnO4- + 6OH- + 3NO2-  → 2MnO2 + 8OH- + 3NO3- + 3H2O

    Semplifichiamo le molecole d’acqua

    H2O + 2MnO4- + 6OH- + 3NO2-  → 2MnO2 + 8OH- + 3NO3-

    Semplifichiamo i gruppi OH-

    H2O + 2MnO4- + 6OH- + 3NO2-  → 2MnO2 + 8OH-+ 3NO3-

    H2O + 2MnO4- + 3NO2-  → 2MnO2 + 2OH-+ 3NO3-

     

    Reazione bilanciata:

    H2O + 2MnO4- + 3NO2-  → 2MnO2 + 2OH-+ 3NO3-

     

    Esempio 3: bilanciamo una reazione di dismutazione

    Cl2 + NaOH → NaClO3 + NaCl + H2O

    Calcoliamo i n.o. e individuiamo le specie ossidante e riducente:

    Cl2(0) + NaOH → NaCl(+5)O3 + NaCl(-1) + H2O

    E’ una reazione di dismutazione o disproporzione: il cloro, si è ossidato in NaClO3 (n.o. 0 → +5) e si è ridotto in NaCl (n.o. 0 → -1).
    E’ inoltre una reazione che avviene in ambiente basico, data la presenza nei reagenti di NaOH

    Per comodità riscriviamo la reazione in forma ionica:

    Cl2(0) + Na+ + OH- → Na+ + Cl(+5)O3- + Na+ + Cl-(-1) + H2O

    Eliminiamo gli ioni spettatori (Na+) che non prendono parte direttamente alla reazione, e otteniamo l’equazione ionica netta:

    Cl2(0) + OH- → Cl(+5)O3- + Cl-(-1) + H2O

  • Semireazione di ossidazione
  • Cl2(0)Cl(+5)O3-

    Bilanciamo le masse

    Cl2 → 2ClO3-

    6OH- + Cl2 → 2ClO3-

    6OH- + Cl2 → 2ClO3- + 6H+

    6OH- + Cl2 → 2ClO3- + 6H++ 6OH-

    12OH- + Cl2 → 2ClO3- + 6H++ 6OH-

    Bilanciamo le cariche: ogni atomo di cloro perde 5 elettroni (n.o. 0 → +5), poiché nella reazione sono presenti 2 atomi il numero di cariche perse complessivo è 10.

    12OH- + Cl2 → 2ClO3- + 6H++ 6OH- + 10e-

  • Semireazione di riduzione
  • Cl2(0) → Cl-(-1)

    Bilanciamo le masse

    Cl2 2Cl-

    Bilanciamo le cariche: ogni atomo di cloro acquista 1 elettrone (n.o 0 → -1); poiché nella reazione sono presenti 2 atomi il numero totale di elettroni acquistati è 2.

    2e- + Cl2 2Cl-

    Sommiamo membro a membro le due semireazioni bilanciate dopo aver eguagliato il numero di elettroni coinvolti. In questo caso basta moltiplicare per 5 tutti i coefficienti della semireazione di riduzione.

     

    12OH- + Cl2 → 2ClO3- + 6H++ 6OH- + 10e-

      10e- + 5Cl2 10Cl-
    ------------------------------------------------------------------
    10e- + 12OH- + Cl2 + 5Cl2 10Cl- + 2ClO3- + 6H+ + 6OH- + 10e-

    Semplifichiamo e trasformiamo dopo aver eliminato gli elettroni:

    Trasformiamo gli ioni OH- e H+ in molecole d’acqua

    12OH- + Cl2 + 5Cl2 10Cl- + 2ClO3- + 6H+ + 6OH-

    12OH- + Cl2 + 5Cl2 10Cl- + 2ClO3-+ 6H2O

    Infine sommiamo tutte le molecole di cloro:

    12OH- + 6Cl2 10Cl- + 2ClO3-+ 6H2O

    Riscriviamo l’equazione completa e bilanciata:

    6Cl2 + 12NaOH → 2NaClO3 + 10NaCl + 6H2O


    Notare che il sodio risulta bilanciato automaticamente.

    Con il metodo delle semireazioni bisogna quindi lavorare su reazioni ioniche nette, non tenendo conto degli ioni spettatori che risultaranno bilanciati automaticamente al termine delle operazioni.