Bilanciamento delle redox in forma molecolare

Il bilanciamento delle redox consente di trovare, per le sostanze che partecipano alla reazione i rispettivi coefficienti stechiometrici.

In una reazione redox  il numero di elettroni acquistati dalla sostanza che si riduce deve essere uguale al numero di elettroni ceduti dalla sostanza che si ossida.

Rappresentazione di una reazione redox

Generalizzando una reazione redox può essere così rappresentata:

Ossidante + Riducente → ossidante ridotto + riducente ossidato

Uno dei metodi per bilanciare una reazione di ossidoriduzione è basato sulla variazione del numero di ossidazione.

Le reazioni vengono proposte sia in forma molecolare che in forma ionica.

Bilanciamento delle reazioni in forma molecolare

Data la reazione da bilanciare si procede così:

1)      Si calcolano i numeri di ossidazione dei vari elementi

2)      Si individua in quali composti essi variano e si isolano tali composti che partecipano alla redox vera e propria

3)      Si scrivono le semireazioni di ossidazione e di riduzione, indicando gli elementi coinvolti

4)      Si bilancia la massa, se necessario

5)      Si indica il numero di elettroni scambiati per ciascuna semireazione

6)      Poiché il numero di elettroni scambiati deve essere uguale si cercano gli opportuni coefficienti stechiometrici che lo rendono tale

7)      Si sommano le semireazioni

8)      Si scrivono i composti in maniera completa

9)      Eventualmente si bilanciano le specie chimiche che non hanno partecipato direttamente alla reazione di ossidoriduzione

Esercizi svolti

Bilanciare la seguente reazione di ossidoriduzione:

KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ → K₂SO₄ + MnSO₄ + S + H₂O

Calcoliamo i numeri di ossidazione dei vari elementi:

il potassio ha sempre numero di ossidazione +1 quindi non partecipa alla redox ed è uno “spettatore”;

l’idrogeno ha sempre numero di ossidazione +1 quindi non partecipa alla redox;

l’ossigeno ha sempre numero di ossidazione -2 quindi non partecipa alla redox;

Il manganese passa da numero di ossidazione + 7 a +2 quindi si riduce

Lo zolfo passa da numero di ossidazione -2 a zero quindi si ossida

Scriviamo le semireazioni di ossidazione e di riduzione indicando gli elementi coinvolti

Mn (+7) + 5 e^– →Mn (+2)

S (-2) = S + 2 e^–

Per fare in modo che gli elettroni scambiati sia uguale moltiplichiamo la prima semireazione per 2 e la seconda per 5:

2 Mn (+7) + 10 e^– →2 Mn (+2)

5 S (-2) = 5 S + 10 e^–

Ciò significa che occorrono globalmente 5 S^2- ( che cedono 2 ∙5 = 10 elettroni) per ridurre 2 Mn (+7) che acquistano 2 ∙5 = 10 elettroni)

Scriviamo i coefficienti così calcolati nella reazione:

2 KMnO₄ + 5 H₂S + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2 MnSO₄ +5 S + H₂O ( reazione bilanciata solo nelle cariche)

Per bilanciare le masse delle altre sostanze, fermi restando i coefficienti calcolati per la parte redox occorre osservare:

–          Quanti gruppi SO₄^2- compaiono tra i prodotti ( nel nostro caso vi è un gruppo SO₄^2- in K₂SO₄ e due gruppi SO₄^2- in MnSO₄ dal momento che alla specie è stato anteposto il coefficiente 2. Dobbiamo scrivere il coefficiente 3 dinanzi a H₂SO₄

–          Quanti atomi di ossigeno cede l’ossidante KMnO₄ ( nel nostro caso 8 in quanto dinanzi a KMnO₄ vi è il coefficiente 2. Dobbiamo scrivere 8 come coefficiente dell’acqua prodotta

2 KMnO₄ + 5 H₂S + 3 H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2 MnSO₄ +5 S + 8 H₂O

La conferma del corretto bilanciamento si ha osservando che gli atomi di idrogeno tra reagenti e prodotti è complessivamente 16

Bilanciare la seguente reazione di ossidoriduzione:

Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Calcoliamo i numeri di ossidazione dei vari elementi:

l’idrogeno ha sempre numero di ossidazione +1 quindi non partecipa alla redox;

l’ossigeno ha sempre numero di ossidazione -2 quindi non partecipa alla redox;

il rame passa da numero di ossidazione zero a numero di ossidazione +2 quindi si ossida

l’azoto passa da numero di ossidazione +5 a +2 quindi si riduce

Scriviamo le semireazioni di ossidazione e di riduzione indicando gli elementi coinvolti

Cu (0) → Cu (+2) + 2 e^–

N (+5) + 3 e ^– → N (+2)

Per fare in modo che gli elettroni scambiati sia uguale moltiplichiamo la prima semireazione per 3 e la seconda per 2:

3 Cu (0) →3 Cu (+2) + 6 e^–

2 N (+5) + 6 e ^– → 3 N (+2)

Occorrono 2 HNO₃ che acquistano globalmente 6 e^– per ossidare 3 Cu che cedono globalmente 6 e^–.

Scriviamo i coefficienti così calcolati nella reazione:

3 Cu + 2 HNO₃ →3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + H₂O ( reazione bilanciata solo nelle cariche)

Tuttavia il bilanciamento dei gruppi nitrici NO₃^– che sono pari a 3 ∙2 = 6 tra i prodotti della reazione mostra che occorrono altre 6 molecole di HNO₃  oltre alle 2 molecole necessarie per la redox tra i reagenti pertanto il coefficiente di HNO₃ è pari a 6 + 2 = 8

Inoltre il numero di atomi di idrogeno nei reagenti è pari a 8 pertanto il coefficiente di H₂O è 4.

3 Cu + 8 HNO₃ →3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO +4 H₂O

 La conferma del corretto bilanciamento si ha osservando che gli atomi di ossigeno tra reagenti e prodotti è di 24