Esercizi Bilanciamenti Redox – Spiegati (facile)

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Bilanciare le seguenti reazioni redox con il metodo delle semireazioni.

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1

HCl + Fe ======> FeCl₂ + H₂

Come prima cosa per bilanciare una reazione redox è necessario attribuire il numero di OX. a tutti gli elementi nelle diverse specie. Per sapere come determinare il numero di ossidazione rimando agli articoli dedicati.

A questo punto bisogna determinare qual è la specie che si ossida e qual è quella che si riduce. Il numero di OX. di Fe aumenta passando da 0 a +2, quindi si ossida, di conseguenza H non può fare altro che ridursi.

Individuato quindi chi si ossida e chi si riduce possiamo passare alle semireazioni.

• Semireazione di ossidazione:
  • Fe → Fe²⁺ + 2e^–

Il Ferro passando da un numero di ossidazione iniziale di 0 a +2 ha perso 2 elettroni, questi elettroni vanno scritti a destra per bilanciare la carica totale, e importantissimo ricordarsi che i reagenti e i prodotti devono avere la stessa carica totale.

• Semireazione di riduzione:
  • 2H⁺ + 2e^– → H₂

Gli elettroni che arrivano dalla semireazione di ossidazione vengo presi dagli H⁺ i quali si riducono. É necessario mettere un 2 davanti ad H⁺ perchè la molecola di H₂ contiene appunto 2 atomi. Siccome ogni atomo di H passa da +1 a 0 prende un elettrone, di atomi ne abbiamo 2 quindi bisogna avere 2 elettroni in totale per ridurre tutti gli H necessari.

Siccome Cl non modifica il suo numero di OX. non è importante inserirlo all’interno delle semireazioni, andrà poi bilanciato solo alla fine.

Il numero di elettroni tra le 2 semireazione è lo stesso, non ci resta che sommare direttamente le 2 reazione e otteniamo:

Fe + 2H⁺ + 2e^– ======> Fe²⁺ + H₂ + 2e^–

Siccome sia a destra che a sinistra abbiamo lo stesso numero di elettroni possiamo toglierli.

Ora la reazione sarebbe anche bilanciata ma per completezza aggiungiamo anche Cl. Tra i reagenti figurano 2H⁺ i quali derivano da 2 molecole di HCl. Tra i prodotti abbiamo 2 atomi di Cl i quali derivano dai 2 atomi di Cl dei reagenti.

Fe + 2HCl ======> FeCl₂ +H₂

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2

Sb₂S₃ + Fe ======> FeS + Sb

Passiamo ora a una reazione con un passaggio in più. Prima di tutto scriviamo sempre i numeri di OX.

Notiamo che il numero di OX. di Fe aumenta, quindi si ossida, mentre il numero di OX. di Sb diminuisce, quindi si riduce.

Passiamo ora alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • Fe → Fe²⁺ + 2e^–

Il discorso è analogo all’esercizio 1

• Semireazione di riduzione:
  • 2Sb³⁺ + 6e^– → 2Sb

Tra i reagenti sono presenti 2 ioni Sb³⁺ mentre tra i prodotti solo 1, bisogna quindi mettere un 2 anche davanti a Sb. Per ridurre da +3 a 0 uno ione Sb³⁺ è necessario dargli 3 elettroni, siccome di ioni ne abbiamo 2 per ridurre il tutto sono necessari in totale 6e^–.

Anche in questo caso S è stato tenuto fuori perchè non partecipa direttamente alla reazione visto che il suo numero di OX. non cambia.

Sorge ora un altro problema, durante l’ossidazione abbiamo ottenuto 2e^– mentre nella riduzione sono necessari 6e^– per bilanciare in maniera esatta. Per far sì che il numero di elettroni sia uguale tra le 2 semireazioni è necessario moltiplicare la reazione di ossidazione X3 così da ottenere 6e^–, facendo questo devo moltiplicare anche i coefficienti di tutte le specie presenti, otteniamo quindi:

3Fe → 3Fe²⁺ + 6e^–

A questo punto possiamo sommare le 2 semireazione e otteniamo:

3Fe + 2Sb³⁺ + 6e^– ======> 3Fe²⁺ + Sb + 6e^–

Togliamo via gli elettroni e possiamo ora aggiungere anche gli atomi di S sapendo che per ogni 2 ioni Sb³⁺ ci sono 3 ioni S^2-. A sinistra sono presenti 3 atomi di S e a destra ho bisogno proprio di 3 atomi di S, il tutto si bilancia da solo.

Sb₂S₃ + Fe ======> 3FeS + 2Sb

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3

O₂ + F₂ ======> OF₂

Eccoci davanti a un composto molto insolito dove l’Ossigeno ha un numero di ossidazione positivo. Come nei 2 esercizi precedenti determiniamo il numero di ossidazione delle specie presenti.

In questo caso abbiamo che l’Ossigeno si ossida mente il Fluoro si riduce.

Passiamo ora alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • O₂ → 2O²⁺ + 4e^–

La molecola di Ossigeno contiene 2 atomi di O quindi è necessario mettere 2 davanti ai singoli ioni O²⁺. Ogni singolo atomo di O perde 2 elettroni per diventare ione O²⁺ ma siccome abbiamo 2 atomi di O in totale otteniamo 4 elettroni.

• Semireazione di riduzione:
  • F₂ + 2e^– → 2F^–

La molecola di Fluoro è anche essa formata da 2 atomi quindi mettiamo un 2 davanti a F^–. Ogni atomo di F per ridursi a F^– deve acquistare un elettrone, siccome abbiamo 2 atomi saranno necessari 2e^– in totale.

Gli elettroni non sono uguali tra le 2 semireazioni quindi bisogna moltiplicare X2 la semireazione di riduzione e otteniamo:

2F₂ + 4e^– → 4F^–

A questo punto possiamo sommare le 2 semireazioni e otteniamo:

2F₂ + O₂ + 4e- ======> 4F^– + 2O²⁺ + 4e-

Ora possiamo mettere insieme gli ioni presenti nei prodotti:

2F₂ + O₂ ======> 2OF₂

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4

H₂SO₄ + Al ======> Al₂(SO₄)₃ + H₂

Andiamo ad attribuire il numero di OX. a tutte le specie presenti.

Notiamo che Al si ossida passando da 0 a +3 mentre H si riduce passando da +1 a 0.

Passiamo alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • Al → Al³⁺ + 3e^–

La semireazione di ossidazione è molto semplice, abbiamo Al che perde 3 elettroni e diventa uno ione con un numero di ossidazione pari a 3+.

• Semireazione di riduzione:
  • 2H⁺ + 2e^– → H₂

La semireazione di riduzione consiste nel fare acquistare un e^– ad uno ione H⁺ perchè il numero di ossidazione passa da +1 a 0, siccome servono 2 H⁺ per bilanciare l’equazione servono anche 2e^–.

Le 2 semireazioni hanno un numero di elettroni diversi tra di loro, per di più i coefficienti non sono uno multiplo dell’altro come nel esercizio 2 e 3. In questo caso per ottenere lo stesso numero di elettroni nelle 2 semireazioni è necessario trovare il minimo comune multiplo tra 2 e 3, che in questo caso è 6.

Bisogna quindi ottenere un numero di elettroni totale pari a 6 per ciascuna semireazione, per farlo bisogna moltiplicare l’ossidazione X2 e la riduzione X3.

Otteniamo quindi:

Ora che il numero di elettroni è uguale possiamo sommare le 2 semireazioni e otteniamo:

2Al + 6H⁺ + 6e^– ======> 3H₂ + 2Al³⁺ + 6e^–

Ora possiamo inserire anche la parte mancate, cioè SO₄^2-. I 6 ioni H⁺ derivano da 3 molecole di H₂SO₄ quindi possiamo mettere un 3 davanti a questo composto. Nei prodotti notiamo che per ogni 2 ioni Al³⁺ abbiamo appunto bisogni di 3 ioni SO₄^2-. Anche in questo caso si bilanciano da soli i composti che non sono coinvolti nella redox.

2Al + 3H₂SO₄ ======> Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

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5

KClO₃ ======> KCl + O₂

I numeri di ossidazione sono:

Troviamo quindi che 2 elementi appartenenti alla stessa molecola subiscono uno una riduzione e l’altro un’ossidazione. In particolare il Cl si riduce passando da +5 a -1 mentre O si ossida passando da -2 a 0.

Passiamo alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • 3O^2- → 3\2O₂ + 6e^–

Siccome non ci piace usare le frazioni moltiplichiamo tutta la semireazione X2 così da avere solo numeri interi, otteniamo:

• Semireazione di ossidazione:
  • 6O^2- → 3O₂ + 12e^–

In questo modo sia a destra che a sinistra abbiamo 6 atomi di Ossigeno. Ogni atomo di O perde 2 e^–, se consideriamo tutti e 6 gli O otteniamo 12e^–.

• Semireazione di riduzione:
  • Cl⁵⁺ + 6e^– → Cl^–

Per passare da +5 a -1 occorre dare al Cl 6e^–.

Il numeri di elettroni tra le 2 semireazioni non è uguale quindi moltiplichiamo X2 la semireazione di riduzione e otteniamo:

2Cl⁵⁺ + 12e^– → 2Cl^–

A questo punto è possibile sommare le 2 semireazioni per ottenere:

2Cl⁵⁺ + 6O^2- + 12e^– ======> 2Cl^– + 3O₂ + 12e^–

Ovviamente gli ioni che figurano tra i reagenti, Cl⁵⁺ e O^2- sono direttamente riconducibili alla formula KClO₃. In particolare avendo 2 atomi di Cl e 6 di O possiamo mettere un 2 davanti a KClO₃.

Se mettiamo un 2 davanti a KClO₃ significa che avremo 2 atomi di K tra i reagenti. Avendo 2 ioni Cl^– tra i prodotti questi verranno appunto bilanciati con i 2K⁺.

Otteniamo quindi che la reazione bilanciata è:

2KClO₃ ======> 2KCl +3O₂

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6

NH₃ + O₂ ======> NO + H₂O

Il numero di ossidazione di queste specie è:

N si ossida passando da -3 a +2 mentre O si riduce passando da 0 a -2, notiamo anche che O è presente in tutte e 2 i composti.

Passiamo alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • N^3- → N²⁺ + 5e^–

In questo caso non bisogna bilanciare N visto che sia a destra che a sinistra compare una volta, scriviamo soltanto i 5 elettroni persi.

• Semireazione di riduzione:
  • O₂ + 4e^– → 2O^2-

L’O è presente come molecola biatomica quindi mettiamo un 2 davanti a O^2- così da bilanciare gli atomi. Ogni atomo di O acquista 2 elettroni per passare da 0 a -2, siccome di atomi ne ho 2 bisogna fornire 4e^–.

Il numero di e^– nelle 2 semireazioni non è uguale quindi bisogna trovare il minimo comune multiplo tra 4 e 5 che risulta essere 20. Bisogna quindi far in modo che le 2 semireazioni abbiamo un totale di 20e^– ciascuna, per fare questo moltiplichiamo X4 l’ossidazione e X5 la riduzione e otteniamo:

A questo punto possiamo sommare le 2 semireazioni e otteniamo:

4N^3- + 5O₂ + 20e^– ======> 10O^2- + 4N²⁺ + 20e^–

Prima di mettere gli H cerchiamo di capire quante molecole di NO dovremmo ottenere così sappiamo quanti O^2- restano da potersi combinare con H.

Avendo 4 atomi di N tra i prodotti siamo sicuro che otteniamo 4 molecole di NO, dei 10 O^2- di partenza rimangono ancora 6 O^2- che andranno a combinarsi con 12 atomi di H per fare 6 molecole di H₂O. Tra i reagenti abbiamo sempre 4 atomi di N che derivano da 4 molecole di NH₃, le quali contengono proprio 12 atomi di H, ecco che la reazione ora è bilanciata.

Aggiungendo anche gli H si ottiene:

4NH₃ + 5O₂ ======> 4NO +6H₂O