Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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 Prof. Fulvio Baldanza Pagina 1 Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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. Prof. Fulvio Baldanza Pagina 2 Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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 Prof. Fulvio Baldanza Pagina 3 Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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. Prof. Fulvio Baldanza Pagina 4 Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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. Prof. Fulvio Baldanza Pagina 5 Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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) Prof. Fulvio Baldanza Pagina 6 Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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- Prof. Fulvio Baldanza Pagina 7 Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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- Prof. Fulvio Baldanza Pagina 8 Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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. Prof. Fulvio Baldanza Pagina 9 Le reazioni di ossido-riduzione – Bilanciamento www.fulviobaldanza.it 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. Prof. Fulvio Baldanza Pagina 10