Le reazioni redox sono un classico della Chimica e vengono studiate sia alle superiori sia all’università. Saperle bilanciare è quindi un passo che tutti gli studenti devono affrontare, vediamo in questo articolo come fare.
Alla fine dell’articolo trovate i link per gli esercizi
INTRODUZIONE
Le reazioni chimiche si dividono in un mucchio di classi diverse, ciascuna con le proprie caratteristiche. Una delle divisioni più importanti che si può fare è quella che riguarda la distinzione tra reazioni chimiche che coinvolgono trasferimento di elettroni, chiamate reazioni redox, e quelle dove non c’è trasferimento di elettroni.
Come ben sappiamo, in Natura esistono tutta una serie di elementi che non sono presenti come atomi ma esistono come ioni, basta pensare al comunissimo sale da cucina, il cloruro di sodio (NaCl) è appunto composto da ioni Na+ e Cl–. Per ottenere questi 2 ioni è necessario che il Sodio perda un elettrone e che il Cloro ne acquisti uno, ecco che abbiamo un trasferimento elettronico.
Date 2 reazioni, come facciamo a sapere in quale delle 2 avviene il trasferimento elettronico, e di conseguenza qual è una reazione redox, e in quale invece non c’è trasferimento?
Le 2 reazioni proposte a prima vista non ci dicono se avviene o meno trasferimento di elettroni, per capirlo bisogna assegnare i numeri di ossidazione. Ho preparato degli articoli in cui viene discusso cos’è il numero di ossidazione e come si ricava, consiglio di dare un’occhiata se avete difficoltà:
Una volta assegnati i numeri di OX. notiamo subito che nella prima reazione il numero sopra Na passa da 0 a +1 mentre H passa da +1 a 0. Nella seconda reazione invece tutte le specie chimiche mantengono il loro numero di ossidazione e quindi non c’è trasferimento di elettroni, non è una reazione redox.
Un domanda del tutto sensata è “c’è differenza nel bilanciare una reazione redox da una non-redox?“
La risposta è sì, esistono delle differenze anche importanti per quanto riguarda il bilanciamento di questi 2 tipi di reazioni.
Come 1° passaggio è quindi necessario assegnare i numeri di ossidazione per vedere se si tratta di una reazione redox oppure no.
OSSIDAZIONE E RIDUZIONE
Riprendiamo ancora la reazione che abbiamo visto essere redox per analizzare alcune cose.
Notiamo che non tutte le specie hanno cambiato il proprio numero di ossidazione, solo una specie ha aumentato il suo numero di OX. mentre solo un’altra l’ha abbassato.
Risulta utile usare una dicitura più chiara per riferisti a queste 2 specie visto che sono le protagoniste della reazione.
La specie che aumentata il suo numero di OX. si dice che ha subito OSSIDAZIONE.
La specie che ha ridotto il suo numero di OX. si dice che ha subito RIDUZIONE.
Grazie a questa dicitura possiamo anche capire cosa significa la parola REDOX. Questa parola deriva da 2 parole inglesi, REDuction, che significa riduzione, e OXidation, che significa ossidazione. Combinando i prefissi di queste 2 parole si ottiene la parola REDOX.
In pratica la reazioni redox sono quelle reazioni dove avviene l’ossidazione di una specie chimica e la riduzione di un’altra specie. L’ossidazione e la riduzione, cioè il cambiamento del numero di OX., avvengono perchè c’è un trasferimento di elettroni tra le 2 specie.
Na perde un elettrone mentre H ne acquista uno.
IL BILANCIAMENTO
Assegnato il numero di OX. a tutte le specie e individuato poi quale elemento si ossida e quale si riduce passiamo alla parte pratica, bilanciamo questa reazione.
Nei bilanciamenti delle reazioni normali abbiamo visto che la quantità di atomi di un certo tipo doveva essere uguale tra i prodotti e i reagenti, se non si rispettava questa condizione la reazione non era bilanciata. Se trovo che ho 4 atomi di Ossigeno tra i reagenti mentre tra i prodotti ne ho 5 allora non ho bilanciato bene. Devo fare in modo di avere o 5 da tutte e due le parti oppure 4 da tutte e due le parti.
Lo stesso identico discorso vale anche per le reazione redox, per poter affermare che una reazione redox sia bilanciata devo avere lo stesso numero di atomi dello stesso tipo da tutte e 2 le parti della reazione. Non basta però, per quanto riguarda le reazioni redox devo anche stare attento perchè bisogna bilanciare anche gli elettroni.
Il numero di elettroni che l’ossidante perde deve essere identico al numero di elettroni che la specie riducente acquista, non può essere altrimenti se voglio fare un bilanciamento. Per questo motivo le reazioni redox risultano essere più complicate, richiedono un passaggio in più.
Giusto per complicare un po’ di più tutta la faccenda è necessario anche bilanciare la quantità totale di cariche elettriche. Per esempio se tra i reagenti in totale ho 3 cariche negative allora è necessario che anche i prodotti abbiamo 3 cariche negative in totale.
Per bilanciare una reazione redox esistono svariate tecniche ma indubbiamente quella più usata è la tecnica delle semireazioni, sarà la tecnica che vedremo in questo articolo.
Prendiamo in mano la reazione vista prima e cerchiamo di bilanciarla insieme.
1° passaggio: Le semireazioni
Come primissimo passaggio per bilanciare una reazione redox, ovviamente dopo aver assegnato i numeri di ossidazione, è quello di capire chi si ossida e chi si riduce.
Nel nostro esempio abbiamo quindi visto che Na si ossida e che H si riduce, bene, prendiamo questa informazione e usiamola per semplificarci il bilanciamento.
Facciamo 2 colonne dove mettiamo da una parte la specie che si ossida e dall’altra la specie che si riduce. Scriviamo in maniera chiara da quale numero di OX. si parte e a quale si arriva.
OSSIDAZIONE
Na → Na1+
RIDUZIONE
H1+→ H
Questo passaggio non è fondamentale ma è utile per vedere meglio chi si ossida e chi si riduce.
Una volta fatto questo, possiamo passare alle così detta semireazioni, cosa sono? Le semireazioni sono un piccolo trucchetto che consiste nel considerare le reazioni di ossidazione e riduzione come 2 reazioni separate e di bilanciarle individualmente. Una volta che ho bilanciato le 2 semireazioni posso unirle in un’unica reazione.
Le 2 semireazioni prendono il nome di semireazione di ossidazione e semireazione di riduzione, in base ovviamente se si riferisce alla specie che si ossida o che si riduce.
- Semireazione di ossidazione:
- Na → NaOH
Quando scriviamo le semireazioni è necessario mettere la specie chimica in tutto il suo insieme, per questo ho messo NaOH e non Na1+. Per far avvenire questo passaggio ho bisogno che Na perda un elettrone (che indicheremo con e–), per far vedere che lo perde metto gli elettroni tra i prodotti. Il numero davanti a e– dipende da quanti elettroni perde, in questo caso solo 1.
1) Na → NaOH + 1e–
A questo punto ho bilanciato Na e ho bilanciato e–. Nella semireazione compaiono anche atomi di O e di H, come bilancio queste 2 specie? Per bilanciarle è necessario aggiungere H2O tra i reagenti, perchè proprio H2O e non un altro composto? Tutte le reazioni redox che vedremo verranno svolte in soluzione acquose e di conseguenza l’acqua gioca un ruolo fondamentale.
2) Na + H2O → NaOH + e–
Aggiungendo H2O ho bilanciato gli atomi di O così ne ho 1 da tutte e due le parti, mi restano da bilanciare gli H. Ora ne ho 2 di H tra i reagenti e solo 1 tra i prodotti, come faccio? Non posso aggiungere un 2 davanti a NaOH perchè dovrei poi modificare sia Na che O. Per bilanciare H devo aggiungere H+ tra i prodotti. In questo modo bilancio sia gli H e bilancio sia le cariche. Tra i reagenti la carica elettrica totale è 0, lo stesso valore devo averlo anche tra i prodotti.
3) Na + H2O → NaOH + e– + H+
Se ora conto tutti gli atomi mi accorgo che è tutto bilanciato. Passiamo ora alla semireazione di riduzione.
- Semireazione di riduzione:
- H+ → H2
In questo caso abbiamo la riduzione di H che passa da +1 a 0. In certi casi, e questo ne è un esempio, non è richiesto scrivere per forza la specie chimica nel suo complesso. Al posto di H+ avrei dovuto scrivere H2O ma la situazione sarebbe stata più complicata. Lasciando scritto H+ mi semplifico il bilanciamento. Notiamo subito che abbiamo 2 atomi di H tra i prodotti ma solo 1 atomo tra i reagenti. Aggiungiamo quindi un 2 davanti ad H+.
4) 2H+ → H2
Per far avvenire questa reazione è necessario che H+ prenda degli e–. Quanti? Siccome H passa da +1 a 0 allora avrà bisogno di 1e–. Di H+ però ne ho 2 quindi sarà necessario avere 2e–. Siccome questa volta gli e– vengono acquistati bisogna metterli tra i reagenti.
5) 2H+ + 2e– → H2
In questo modo ho bilanciato sia le cariche sia gli atomi.
2° passaggio: Elettroni uguali
Ora che abbiamo bilanciato le 2 semireazioni possiamo pensare di unirle insieme, per fare questo è necessario però che gli elettroni delle 2 semireazioni siamo uguali, vedremo poi il perchè.
Le nostre 2 semireazioni sono:
Na + H2O → NaOH + e– + H+
2H+ + 2e– → H2
La prima ha solo 1e– mentre la seconda ne ha 2 di e–. Per ottenere lo stesso valore posso pensare di moltiplicare tutta la semireazione di ossidazione X2. In questo modo ottengo 2e–.
2Na + 2H2O → 2NaOH + 2e– + 2H+
Faccio questo passaggio tutte le volte che le 2 semireazioni non hanno gli stessi elettroni, cosa che accade molto spesso.
3° passaggio: Unisco le semireazioni e semplifico
A questo punto posso unire le 2 semireazioni in un unica grande reazione, come faccio?
Tutti i reagenti da una parte e tutti i prodotti dall’altra parte.
2Na + 2H2O → 2NaOH + 2e– + 2H+
+
2H+ + 2e– → H2
2Na + 2H2O + 2H+ + 2e– → 2NaOH + 2e- + 2H+ + H2
Una volta ottenuta la reazione unica non ci resta che semplificare tutto quello che possiamo. Per prima cosa semplifichiamo gli e–, per farlo è quindi necessario che a desta e a sinistra ci sia la stessa quantità. Ecco perchè abbiamo fatto il passaggio che porta ad avere lo stesso numero di elettroni nelle 2 semireazioni.
In questo caso possiamo anche semplificare H+ e quello che ci rimane è:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
La reazione ora è bilanciata nella maniera giusta, tutti gli atomi tornano e abbiamo la stessa carica elettrica totale da tutte e 2 le parti.
PER FINIRE
La reazione che abbiamo appena visto non è una delle più semplici ma ci ha permesso di vedere in dettaglio tutti i passaggi che che sono necessari per bilanciare le reazioni redox.
Di seguito sono proposti una serie di esercizi di bilanciamento redox spiegati e non spiegati, a difficoltà crescente. Consiglio per chi sta studiando di provare prima a guardare gli esercizi spiegati e poi di provare da solo a risolvere quelli non spiegati.
Esercizi spiegati: FACILE – INTERMEDIO – DIFFICILE
Esercizi non spiegati: FACILE – INTERMEDIO – DIFFICILE
