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 S2- ( 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 SO42- compaiono tra i prodotti ( nel nostro caso vi è un gruppo SO42- in K2SO4 e due gruppi SO42- 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