Bilanciamento redox

Come si bilanciano le reazioni redox

Esistono due modi per bilanciare le reazioni di ossido-riduzione (redox):

1) metodo del numero di ossidazione;

2) metodo ione-elettrone (o metodo delle semireazioni).

In questo tutorial ci occuperemo del secondo metodo.

Bilanciamento delle reazioni redox: metodo delle semireazioni

Molte reazioni di ossido-riduzione hanno luogo in soluzione acquosa e si verificano tra ioni.

In questo caso è conveniente separare la reazione in due semireazioni: una di ossidazione e l'altra di riduzione.

Le due semireazioni vengono bilanciate separatamente e poi sommate per ottenere l'equazione ionica netta bilanciata.

Per il bilanciamento bisogna:

bilanciare gli elettroni (in modo tale da conservare degli elettroni scambiati)
bilanciare le cariche (in modo tale da conservare la carica elettrica)
bilanciare le masse (legge di Lavoisier)

Esempio:

Bilanciamo la seguente reazione in ambiente acido:

I⁻ + MnO₄⁻ → I₂ + Mn²⁺

1) Si attribuiscono i numeri di ossidazione ai vari elementi e si individuano le semireazioni di ossidazione e di riduzione.

Nel nostro caso il Manganese diminuisce il suo numero di ossidazione passando da +7 a +2 (reazione di riduzione) mediante un acquisto di 5 elettroni, mentre lo Iodio passa da -1 a 0 (reazione di ossidazione) perdendo 1 elettrone.

2) Si scrivono separatamente le due semireazioni.

I⁻ → I₂ (reazione di ossidazione)
MnO₄⁻ → Mn²⁺ (reazione di riduzione)

3) Se necessario si bilanciano gli elementi che partecipano alla reazione di ossidazione e di riduzione (nel nostro caso dobbiamo bilanciare lo iodio) e si determinano il numero di elettroni persi ed acquistati nelle due semireazioni.

2 I⁻ → I₂ + 2e⁻ (reazione di ossidazione)
Gli elettroni persi nella semireazione sono 2 (1 elettrone per ciascun atomo di Iodio)

MnO₄⁻ + 5e⁻ → Mn²⁺ (reazione di riduzione)

4) Si bilanciano le cariche utilizzando ioni H⁺ (ambiente acido) e, se necessario, si aggiungono molecole di acqua per bilanciare il numero di atomi di ossigeno.

Nel nostro caso la reazione di ossidazione non deve essere bilanciata in quanto presenta due cariche negative tra i reagenti e due cariche negative tra i prodotti.

2 I⁻ → I₂ + 2e⁻

La semireazione di riduzione invece presenta sei cariche negative tra i reagenti e 2 cariche positive tra i prodotti.

Per bilanciare le cariche della semireazione bisogna pertanto aggiungere 8 ioni H⁺ tra i reagenti:

8 H⁺ + MnO₄⁻ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O

Il numero di atomi di ossigeno è 4 sia a tra i reagenti che tra i prodotti.

5) Si eguagliano gli elettroni ceduti con quelli acquistati.

La semireazione di ossidazione va moltiplicata per 5 mentre la semireazione di riduzione va moltiplicata per 2.

(2I⁻ → I₂ + 2e⁻ ) x5

(8 H⁺ + MnO₄ ⁻ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O) x2

risulta pertanto:

10 I⁻ → 5 I₂ + 10 e⁻

16 H⁺ + 2MnO₄ ⁻ + 10 e⁻ → 2Mn²⁺ + 8 H₂O

6) Si sommano le due semireazioni e si semplificano gli elettroni.

10 I⁻ + 16 H⁺ + 2 MnO₄^- → 5 I₂ + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O

Nel caso che l'ambiente fosse stato basico, si procedeva nello stesso identico modo ma al punto 3 si dovevano bilanciare le cariche utilizzando ioni OH⁻.

Esempio:

Consideriamo la seguente reazione, fatta avvenire in ambiente basico:

Cl₂ + I⁻ + OH⁻ → Cl⁻ + IO₃⁻ + H₂O

Per bilanciarla si seguano esattamente i passaggi dettati in precedenza.

1) Si attribuiscono i numeri di ossidazione ai vari elementi e si individuano le semireazioni di ossidazione e di riduzione.

Il cloro Cl diminuisce il proprio numero di ossidazione passando da 0 a -1(reazione di riduzione).
Lo iodio I aumenta il proprio numero di ossidazione passando da -1 a +5 (reazione di ossidazione).

2) Si scrivono separatamente le due semireazioni.

Cl₂ → Cl⁻ (reazione di riduzione)

I⁻ → IO₃⁻ (reazione di ossidazione)

3) Se necessario si bilanciano gli elementi che partecipano alla reazione di ossidazione e di riduzione (nel nostro caso dobbiamo bilanciare il cloro) e si determinano il numero di elettroni persi ed acquistati nelle due semireazioni.

Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
I⁻ → IO₃⁻ + 6 e⁻

4) Si bilanciano le cariche utilizzando ioni OH⁻ (ambiente basico) e, se necessario, si aggiungono molecole di acqua per bilanciare il numero di atomi di ossigeno e di idrogeno.

Cl₂+ 2e⁻ → 2 Cl⁻

6 OH⁻ + I⁻ → IO₃⁻ + 6 e⁻ + 3 H₂O

5) Si eguagliano gli elettroni ceduti con quelli acquistati.

(Cl₂+ 2 e⁻ → 2 Cl⁻ ) x3

(6 OH⁻ + I⁻ → IO₃^1-+ 6 e⁻ + 3 H₂O) x1

risulta pertanto:

3 Cl₂ + 6 e⁻ → 6 Cl⁻

6 OH⁻ + I^-→ IO₃^1-+ 6 e⁻ + 3 H₂O)

Si sommano le due semireazioni e si semplificano gli elettroni.

3 Cl₂ + 6 OH⁻ + I⁻ → 6 Cl⁻ + IO₃⁻ + 3 H₂O

Esercizi sul bilanciamento di reazioni redox

Altri esercizi li puoi trovare qui: esercizi sul bilanciamento di reazioni redox.