Esercizi Bilanciamenti Redox – Spiegati (intermedio)

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Bilanciare le seguenti reazioni redox con il metodo delle semireazioni.

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Sn + HNO₃ ======> SnO₂ + NO₂ + H₂O

Per prima cosa assegniamo il numero di ossidazione a tutti gli elementi presenti.

Notiamo subito che lo Stagno si ossida passando da 0 a +4 mentre l’Azoto si riduce passando da +5 a +4.

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

• Semireazione di ossidazione:
  • Sn → Sn⁴⁺ + 4e^–

Sn in totale perde 4 elettroni perchè passa dal numero di Ox. 0 a +4.

• Semireazione di riduzione:
  • 2HNO₃ + 2e^– → 2NO₂ + H₂O

In questo caso la semireazione di riduzione si complica un po’. N è presente sotto forma di HNO₃ e si riduce per dare NO₂, questo ultimo composto non presenta H quindi in qualche modo bisogna far comparire gli atomi di H anche tra i prodotti. Notiamo anche che tra HNO₃ e NO₂ c’è anche un O di differenza. H e O per potersi bilanciare correttamente devono reagire tra di loro e il composto che formano è appunto H₂O.

Come regola generale possiamo affermare che è necessario aggiungere H₂O nella parte dove manca H. L’acqua si forma sempre perchè è molto stabile come composto e perciò la sua formazione è molto favorita.

Dopo aver aggiunto H₂O dalla parte giusta si procede al bilanciamento degli atomi stando attenti al numero di e^– che bisogna aggiungere. Gli O non vengono bilanciati perchè compaiono anche in SnO₂ di cui parleremo poi.

Il numero di e^– tra le 2 semireazioni non è uguale quindi non è possibile farle comunicare. Bisogna far in modo che entrambe abbiamo lo stesso numero di e^– e per farlo in questo caso moltiplichiamo la semireazione di riduzione X2 e otteniamo:

4HNO₃ + 4e^– → 4NO₂ + 2H₂O

Ora che abbiamo lo stesso numero di elettroni possiamo sommare le 2 semireazioni per ottenere:

Sn + 4HNO₃ + 4e^– ======> 4NO₂ + 2H₂O + Sn⁴⁺ 4e^–

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

Ovviamente Sn⁴⁺ deriva da SnO₂ e possiamo sostituire questo composto nella reazione. Ora la reazione è bilanciata e ogni atomo compare a destra e a sinistra nella stessa quantità.

Sn + 4HNO₃ ======> 4NO₂ + 2H₂O + SnO₂

2

XeO₃ + I^– + H⁺ ======> I₂ + Xe + H₂O

Scriviamo i numeri di Ox. di questa insolita reazione che coinvolge il Xenon.

Come ci si poteva aspettare Xe si riduce, da +6 a 0, mentre I^– si ossida, passando da -1 a 0.

Passiamo ora alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • 2I^– → I₂ +2e^–

Ogni singolo atomo di I perde 1e^–, siccome lo Iodio esiste come molecole biatomica, cioè I₂, è necessario far reagire 2 ioni I^– i quali perderanno in totale 2e^–.

• Semireazione di riduzione:
  • XeO₃ + 6H⁺ + 6e^– → Xe +3H₂O

Xe è presente come XeO₃ il quale darà poi origine a Xe, notiamo che mancano gli atomi di O tra i prodotti, per bilanciare O possiamo introdurre delle molecole di H₂O a destra. Mettiamo un coefficiente 3 davanti ad H₂O così da bilanciare gli atomi di O. Ora però mi ritrovo a destra con degli atomi di H che non ho a sinistra, come faccio? Per bilanciare H posso pensare di aggiungere tra i reagenti la specie H⁺, in particolare aggiungerò 6H⁺ così da bilanciare il tutto.

L’aggiunta di H⁺, che ovviamente deriva da un acido, permette alla REDOX di avvenire. Si parla quindi in questo caso di reazione in ambiente acido.

Il numero di elettroni tra le 2 semireazioni non è identico e quindi moltiplichiamo la semireazione di ossidazione X3 così da avere 6e^– da tutte e 2 le parti, otteniamo:

6I^– → 3I₂ +6e^–

A questo punto possiamo sommare le 2 semireazioni:

XeO₃ + 6H⁺+ 6I^– + 6e^–======> Xe + 3I₂ + 3H₂O + 6e^–

La reazione risulta quindi essere già bilanciata e possiamo riscriverla senza gli elettroni.

XeO₃ + 6H⁺+ 6I^– ======> Xe + 3I₂ + 3H₂O

3

Cl₂ + I^– + OH^– + K⁺ ======> KCl + KIO₃ + H₂O

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

Vediamo che Cl passa da 0 a -1 quindi si riduce, di conseguenza I si deve ossidare, infatti passa a -1 a +5.

Passiamo alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • I^– + 6OH^– → IO₃^– + 3H₂O + 6e^–

Lo ione I^– si ossida diventando IO₃^–, abbiamo quindi l’ingresso di 3 atomi di O tra i prodotti. Per bilanciare anche tra i reagenti gli atomi di O posso aggiungere degli ioni OH^– visto che nella reazione di partenza compare appunto questa specie. Ora però ho aggiunto anche degli atomi di H tra i reagenti e per bilanciarli anche tra i prodotti dovrò aggiungere H₂O.

Lo Iodio ossidandosi cede 6e^– e questi andranno a finire tra i prodotti. Per mettere i coefficienti alle varie specie chimiche focalizziamoci sulle cariche. A destra ho in totale 7 cariche negative e lo spesso numero deve essere presente anche a sinistra. Posso quindi pensare di aggiungere un 6 davanti a OH^– così da avare le cariche giuste. Non mi conviene andare ad aumentare i coefficienti di I^– o di IO₃^– perchè sarebbe un circolo vizioso. Ora posso aggiungere un 3 davanti a H₂O così da bilanciare anche H.

• Semireazione di riduzione:
  • Cl₂ + 2e^– → 2Cl^–

Il Cl acquista 1e^– per passare da 0 a -1 ma Cl esiste come Cl₂ quindi avrà bisogno di 2 elettroni per bilanciare il tutto.

Moltiplico X3 la semireazione di riduzione così da ottenere 6e^– in tutte e 2 le semireazioni.

3Cl₂ + 6e^– → 6Cl^–

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

3Cl₂ + I^– + 6OH^– + 6e^– ======> 6Cl^– + IO₃^– + 3H₂O + 6e^–

Notiamo che tra i reagenti abbiamo 7 cariche negative e 7 cariche negative sono presenti anche tra i prodotti, questo ci fornisce una sicurezza in più sul fatto che la reazione è bilanciata correttamente.

3Cl₂ + I^– + 6OH^– ======> 6Cl^– + IO₃^– + 3H₂O

4

H₃PO₃ + H⁺ + Zn ======> Zn²⁺ + H₂O + PH₃

I numeri di ossidazione sono i seguenti:

Notiamo che la specie che si ossida e Zn passando da 0 a +2 mentre P si riduce passando da +3 a -3

Passiamo ora alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • Zn → Zn²⁺ + 2e^–

Lo Zinco ossidandosi passa da 0 a +2 quindi perde 2e^–.

• Semireazione di riduzione:
  • H₃PO₃ + 6H⁺ + 6e^– → PH₃ + 3H₂O

Il P riducendosi passa da +3 a -3, in totale ha bisogno di 6e^–. P compare tra i reagenti come H₃PO₃ e tra i prodotti come PH₃, ovviamente mancano gli O. Per bilanciare O mettiamo 3H₂O tra i prodotti, una volta bilanciati P e O possiamo vedere quanti H mancano e aggiungerli sotto forma di H⁺ tra i reagenti.

Il numero di elettroni non è uguale quindi bisogna moltiplicare X3 la semireazione di ossidazione per ottenere:

3Zn → 3Zn²⁺ + 6e^–

A questo punto possiamo sommare le 2 semireazione e otteniamo:

H₃PO₃ + 6H⁺ + 3Zn + 6e- ======> 6e- + 3Zn²⁺ + PH₃ + 3H₂O

Anche in questo caso abbiamo bilanciato le cariche, 6+ a sinistra e 6+ a destra.

Riscriviamo la reazione senza elettroni e otteniamo:

H₃PO₃ + 6H⁺ + 3Zn ======> 3Zn²⁺ + PH₃ + 3H₂O

5

H₂AsO₄^– + Br^– + H⁺ ======> H₂AsO₃^– + Br₂ + H₂O

I numeri di ossidazione sono:

Il Br subisce ossidazione passando da -1 a 0 mentre As si riduce passando da +5 a +3

Passiamo alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • 2Br^– → Br₂ + 2e^–

Il Br subisce ossidazione e passando da -1 a 0 perde un e^–. Siccome la molecola di Br è biatomica abbiamo bisogno di 2 ioni Br^– i quali cederanno complessivamente 2e^–.

• Semireazione di riduzione:
  • H₂AsO₄^– + 2H⁺ + 2e^– → H₂AsO₃^– + H₂O

In questo caso sia la molecola di partenza che quella di arrivo dove è presente As presentano sia H che O, è necessario comunque aggiungere H2O? La risposta è sì, tra i reagenti abbiamo 4 atomi di O mentre tra i prodotti ne abbiamo solo 3, per poter bilanciare la reazione è quindi necessario aggiungere H₂O tra i prodotti. Siccome la quantità di H resta uguale tra H₂AsO₄^– e H₂AsO₃^– è necessario aggiungere H₂O così da bilanciare l’atomo di O vagante. Aggiungendo però una molecola di H₂O abbiamo tra i prodotti 4 atomi di H, per bilanciare bisogna quindi aggiungere 2H⁺ tra i reagenti.

Il numero di elettroni tra le 2 semireazioni è identico quindi possiamo sommarle direttamente:

H₂AsO₄^– + 2H⁺ + 2Br^– + 2e^– ======> H₂AsO₃^– + H₂O + Br₂ + 2e^–

Anche in questo caso la somma delle cariche a destra e a sinistra è uguale quindi la reazione è bilanciata nella maniera corretta.

H₂AsO₄^– + 2H⁺ + 2Br^– ======> H₂AsO₃^– + H₂O + Br₂

6

Cl₂ + OH^– ======> ClO₃^– + Cl^– + H₂O

Eccoci davanti a un nuovo tipo di reazione redox, le così dette reazioni di disproporzione. In queste reazioni il trasferimento di elettroni coinvolge la stessa specie chimica che si ossida e si riduce allo stesso tempo, in questo esempio Cl₂.

Notiamo che tra i reagenti abbiamo solo Cl₂ con un numero di Ox. di 0 e tra i prodotti abbiamo 2 specie che contengono Cl, ClO₃^– e Cl^–. Il Cloro quindi si è ridotto e si è ossidato allo stesso tempo, ovviamente un atomo si è ridotto e uno si è ossidato perchè non è mai possibile che un atomo singolo si ossidi e si riduca da solo. Le reazioni di disproporzione coinvolgono sempre almeno 2 atomi distinti dello stesso elemento.

Passiamo alle semireazioni:

• Semireazione di ossidazione:
  • Cl₂ + 12OH^– → 2ClO₃^– + 6H₂O + 10e^–

La specie di partenza è Cl₂ la quale darà origine a ClO₃^–, siccome siamo costretti a partire da 2 atomi di Cl anche tra i prodotti dovremmo avere 2 Cl. Tra i prodotti abbiamo però un guadagno di O il quale deve per forza di cose derivare da OH^–, il quale verrà messo tra i reagenti. A questo punto però abbiamo la comparsa anche di H il quale darà bilanciato aggiungendo H₂O tra i prodotti.

Ossidandosi ogni atomo di Cl passa da 0 a +5 ma avendo 2 atomi che si ossidano avremo un guadagno totale di 10e^–. A destra abbiamo ora 12 cariche negative, aggiungiamo 12 davanti a OH^– così da avare la stessa carica anche tra i reagenti. Per bilanciare gli atomi di H mettiamo un coefficiente 6 davanti ad H₂O.

• Semireazione di riduzione:
  • Cl₂ + 2e^– → 2Cl^–

Il Cl si riduce e per farlo deve acquistare 1e^– perchè passa da 0 a -1, siccome anche in questo caso la molecola di partenza è sempre Cl₂ otterremo 2Cl^– e di conseguenza abbiamo bisogno di 2 e^–.

Gli e^– delle 2 semireazioni non sono uguali quindi moltiplichiamo X5 la semireazione di riduzione per ottenere:

5Cl₂ + 10e^– → 10Cl^–

A questo punto possiamo sommare le 2 semireazioni:

5Cl₂ + Cl₂ + 12OH^– + 10e^– ======> 10Cl^– + 2ClO₃^– + 6H₂O + 10e^–

Ovviamente possiamo sommare le molecole di Cl₂ e otteniamo:

6Cl₂ + 12OH^– ======> 10Cl^– + 2ClO₃^– + 6H₂O

Ci troviamo davanti ora una situazione dove tutte le specie presenti hanno come coefficiente un numero divisibile per 2, se riduciamo al minimo questi coefficienti ottenimo:

3Cl₂ + 6OH^– ======> 5Cl^– + 1ClO₃^– + 3H₂O

Ecco quindi che la reazione di disproporzione è bilanciata. Il meccanismo è del tutto simile a tutte le altre redox viste in precedenza tranne per il fatto che il reagente della semireazione di riduzione e ossidazione è lo stesso.