LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE

Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento
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BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX
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.
1) METODO DELLA VARIAZIONE DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE
a) Si assegnano i n.o. alle specie chimiche nella reazione
b) Si individuano la specie che si ossida e quella che si riduce
c) Eventualmente si bilanciano le masse di questi due elementi in modo che figurino
nello stesso numero ad entrambi i membri dell’espressione chimica
d) Si calcolano le variazioni dei n.o. (∆n.o.) dell’ossidante e del riducente
e) Se il ∆n.o.riducente è diverso dal ∆n.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.
f) Si moltiplicano i coefficienti stechiometrici della specie che si ossida e di quella
che si riduce per i fattori trovati al punto e)
g) 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’ossidoriduzione. 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 ∆n.o. dell’ossidante e del riducente:
∆n.o.(Mn) = +2 – (+7) = -5
∆n.o.(I) = 2[0 – (-1)] = +2
Step e) Si calcola il minimo comune multiplo m.c.m. (5, 2) = 10
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Si moltiplica ∆n.o.(Mn) x 2 = -5 x 2 = -10 e ∆n.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:
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.
Quindi:
2KMn(+7)O4 + 10KI(-1) + H2SO4 → 2Mn(+2)SO4 + 5I2(0) + K2SO4 + H2O
Step g) si bilancia il potassio (K) :
2KMnO4 + 10KI + H2SO4 → 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + H2O
Si bilancia l’anione SO422KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + H2O
Si bilanciano gli atomi di idrogeno:
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O
Infine si bilanciano gli atomi di l’ossigeno:
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O
In questo caso già bilanciati.
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La reazione bilanciata è:
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 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’ossidoriduzione.
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 ∆n.o. dell’ossidante e del riducente.
∆n.o.(Cu) = +2 – 0 = +2
∆n.o.(N) = +2 – (+5) = -3
Step e) Si calcola il minimo comune multiplo m.c.m. (2, 3) = 6
Si moltiplica ∆n.o.(Cu) x 3 = +2 x 3 = +6 e ∆n.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)O3 → 3Cu(+2)(NO3)2 + 2N(+2)O + H2O
Step g) Si bilancia definitivamente l’N
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O
Si bilancia l’H
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
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L’ossigeno è già bilanciato.
La reazione bilanciata è:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2) 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.
a) Si assegnano i n.o. e si individuano le specie che partecipano alla reazione redox
b) Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione
c) 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.
d) Si calcola il numero di elettroni ceduto dal riducente ed acquistato dall’ossidante
e) Si eguagliano gli elettroni moltiplicando le due semireazioni per opportuni
coefficienti
f) 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)
a) Semireazione di Ossidazione.
Zn → Zn2+
Masse già bilanciate.
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Bilanciamo le cariche: l’atomo di Zn perde 2 elettroni (n.o. 0 → +2)
Zn → Zn2+ + 2eb) 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
c) 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+ + 8e8e- + 10H+ + 2NO3- → N2O + 5H2O
------------------------------------------------------------------------------8e- + 10H+ + 2NO3- + 4Zn → 4Zn2+ + N2O + 5H2O + 8ed) Semplificando:
8e- + 10H+ + 2NO3- + 4Zn → 4Zn2+ + N2O + 5H2O + 8e10H+ + 2NO3- + 4Zn → 4Zn2+ + N2O + 5H2O
Bilanciata.
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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
a) Semireazione di ossidazione.
N(+3)O2- → N(+5)O3Bilanciamo le masse tenendo conto che siamo in ambiente basico:
OH- + NO2- → NO3OH- + NO2- → NO3- + H+
OH- + NO2- → NO3- + H+ + OH2OH- + NO2- → NO3- + H+ + OHBilanciamo le cariche: l’atomo di N perde 2 elettroni (n.o. +3 → +5)
2OH- + NO2- → NO3- + H+ + OH- + 2eb) Semireazione di riduzione.
Mn(+7)O4- → Mn(+4)O2
Bilanciamo le masse:
MnO4- → MnO2 + 2OH2H+ + MnO4- → MnO2 + 2OH2OH- + 2H+ + MnO4- → MnO2 + 2OH2OH- + 2H+ + MnO4- → MnO2 + 4OHBilanciamo le cariche: l’atomo di Mn acquista 3 elettroni (n.o. +7 → +4)
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3e- + 2OH- + 2H+ + MnO4- → MnO2 + 4OHc) 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- + 6e6e- + 4OH- + 4H+ + 2MnO4- → 2MnO2 + 8OH----------------------------------------------------------------------------------------------6e- + 4OH- + 4H+ + 2MnO4- + 6OH- + 3NO2- → 2MnO2 + 8OH- + 3NO3- + 3H+ +
3OH- + 6ed) 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+ + 3OH4H2O + 2MnO4- + 6OH- + 3NO2- → 2MnO2 + 8OH- + 3NO3- + 3H2O
Semplifichiamo le molecole d’acqua
H2O + 2MnO4- + 6OH- + 3NO2- → 2MnO2 + 8OH- + 3NO3Semplifichiamo i gruppi OHH2O + 2MnO4- + 6OH- + 3NO2- → 2MnO2 + 8OH- + 3NO3H2O + 2MnO4- + 3NO2- → 2MnO2 + 2OH- + 3NO3-
Reazione bilanciata:
H2O + 2MnO4- + 3NO2- → 2MnO2 + 2OH- + 3NO3-
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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
a) Semireazione di ossidazione
Cl2(0) → Cl(+5)O3Bilanciamo le masse
Cl2 → 2ClO36OH- + Cl2 → 2ClO36OH- + Cl2 → 2ClO3- + 6H+
6OH- + Cl2 → 2ClO3- + 6H+ + 6OH12OH- + Cl2 → 2ClO3- + 6H+ + 6OHBilanciamo 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-
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b) Semireazione di riduzione
Cl2(0) → Cl-(-1)
Bilanciamo le masse
Cl2 → 2ClBilanciamo 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 → 2Clc) 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- + 10e10e- + 5Cl2 → 10Cl---------------------------------------------------------------------------------------------10e- + 12OH- + Cl2 + 5Cl2 → 10Cl- + 2ClO3- + 6H+ + 6OH- + 10ed) Semplifichiamo e trasformiamo dopo aver eliminato gli elettroni:
Trasformiamo gli ioni OH- e H+ in molecole d’acqua
12OH- + Cl2 + 5Cl2 → 10Cl- + 2ClO3- + 6H+ + 6OH12OH- + Cl2 + 5Cl2 → 10Cl- + 2ClO3- + 6H2O
Infine sommiamo tutte le molecole di cloro:
12OH- + 6Cl2 → 10Cl- + 2ClO3- + 6H2O
e) Riscriviamo l’equazione completa e bilanciata:
6Cl2 + 12NaOH → 2NaClO3 + 10NaCl + 6H2O
Notare che il sodio risulta bilanciato automaticamente.
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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.
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