BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX

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1 BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX NUMERO DI OSSIDAZIONE Per descrivere lo stato di combinazione di un atomo, oltre alla valenza, si può usare il numero di ossidazione. La valenza indica il numero di atomi di H con cui un atomo può teoricamente combinarsi. Per definire il numero di ossidazione consideriamo come ionici i legami covalenti eteropolari e attribuiamo ciascun doppietto di elettroni di legame all'atomo più elettronegativo. Il numero di ossidazione è la carica elettrica che l'atomo assume rispetto all'atomo neutro. ES. Nella molecola H-O l'atomo più elettronegativo è l'ossigeno. H +1-2 Considero ionici i legami covalenti eteropolari. Ottengo: H O H +1 La carica dell'ossigeno è -2 perché riceve un elettrone da ciascun atomo di idrogeno. L'idrogeno invece, perdendo un elettrone, assume carica +1. Queste cariche sono, per definizione, i numeri di ossidazione dell'ossigeno e dell'idrogeno nell'acqua. ES. Nella molecola H-O O-H +1-1 considero ionici i legami covalenti eteropolari. Ottengo: H O O H Ciascun atomo di O presenta carica -1 quindi il suo numero di ossidazione è -1. Il legame tra i due atomi di O è covalente omopolare e quindi non dà alcun contributo alla loro carica elettrica. Se non è nota la formula di struttura ma solo la formula grezza di un composto, è possibile determinare il numero di ossidazione degli atomi applicando le seguenti regole: * l'ossigeno presenta di norma numero di ossidazione -2; * in una molecola moltiplicando il numero di ossidazione di ciascun atomo per il suo indice e sommando i prodotti ottenuti si ottiene zero; * in uno ione con più atomi la somma dei prodotti, calcolati come nel caso precedente, è uguale alla carica dello ione; * in uno ione formato da un solo atomo il numero di ossidazione è uguale alla carica elettrica che esso presenta. ES. Per determinare il numero di ossidazione degli atomi in KMnO 4 (permanganato di potassio) attribuisco il numero di ossidazione -2 all'ossigeno che è l'atomo più elettronegativo, e +1 al potassio che, facendo parte del 1 gruppo della tavola periodica, può cedere un solo elettrone. Per determinare il numero di ossidazione del manganese indico con X il suo valore e imposto l'equazione: +1 + X + (-2) * 4 = 0 che dà X = +7. Riporto infine i numeri di ossidazione trovati sopra ai simboli degli atomi: KMnO 4 ES. Per calcolare il numero di ossidazione del cromo nello ione bicromato 2- imposto l'equazione: 2 * X + (-2) * 7 = da cui ottengo X = +6. Quindi: 2- COME BILANCIARE UNA REAZIONE REDOX Una reazione dove un atomo trasferisce elettroni ad un altro viene detta di ossidoriduzione o redox. Per riconoscere una reazione redox basta controllare se vi sono atomi che modificano il proprio numero di ossidazione passando dai reagenti ai prodotti perché questi atomi accettano o cedono elettroni. ES. La reazione CaCl 2 + H 2 SO 4 --> CaSO 4 + 2HCl non è una reazione redox perché ciascun atomo mantiene il proprio numero di ossidazione:

2 CaCl 2 + H 2 SO 4 --> CaSO 4 + 2HCl ES. La reazione Zn + 2HCl --> ZnCl 2 + H 2 è una reazione redox perché gli atomi di Zn e H cambiano il numero di ossidazione: Zn + 2HCl --> ZnCl 2 + H 2 Le reazioni redox vengono scritte in due modi: * in forma molecolare, che è di impiego più generale, * in forma ionica, per reazioni in soluzione acquosa. Per bilanciare una reazione redox si applicano tre principi: * la conservazione degli atomi, come per la tecnica di bilanciamento per tentativi, * la conservazione della carica elettrica totale, * la conservazione degli elettroni ceduti e acquistati. REAZIONI REDOX IN FORMA MOLECOLARE Per bilanciare una reazione redox in forma molecolare occorre conoscere tutti i reagenti e tutti i prodotti di reazione. Si inizia trovando il numero di ossidazione di ciascun atomo presente negli elementi e nei composti che partecipano alla reazione. ES. Vogliamo bilanciare la reazione di combustione del metano: CH 4 + O 2 --> CO 2 + H 2 O Nel metano l'atomo di H è meno elettronegativo di C quindi cede l'unico elettrone che possiede; il carbonio riceve di conseguenza 4 elettroni e quindi presenta numero di ossidazione -4. In O 2 ciascun atomo do ossigeno presenta numero di ossidazione zero perché i due atomi hanno, ovviamente, la stessa elettronegatività. Indicando i numeri di ossidazione si ha: CH 4 + O 2 --> CO 2 + H 2 O Gli atomi che cambiano il proprio numero di ossidazione sono C e O. Il numero di ossidazione del carbonio passa da -4 a +4 quindi il carbonio cede 8 elettroni: C -8e --> C L'ossigeno, passando da 0 a -2, acquista 2 elettroni: O + 2e --> O Se gli elettroni ceduti sono 8, altrettanti devono essere quelli acquistati. Per ottenere ciò moltiplico per 4 tutti i termini della seconda equazione: 4O + 8e --> 4O Per ottenere la reazione complessiva eseguo la somma membro a membro: C -8e --> C 4O + 8e --> 4O C + 4O --> C + 4O Quest'ultima equazione ci informa che gli elettroni ceduti e acquistati sono in numero uguale quando un atomo di C con numero di ossidazione -4 reagisce 4 atomi di O con numero di ossidazione 0 per dare un atomo di carbonio con numero di ossidazione +4 e quattro atomi di O con numero di ossidazione -2. Poiché il C con numero di ossidazione +4 si trova in CH 4, il coefficiente di CH 4 è 1. Il coefficiente di O 2 è invece 2 perché occorre indicare 4 atomi di ossigeno con numero di ossidazione zero. Il Coefficiente di CO 2 è 1 perché serve solo un atomo di

3 C con numero di ossidazione +4. Per trovare il coefficiente di H 2 O si deve notare che dei 4 atomi di ossigeno con numero di ossidazione -2 disponibili, due sono già stati impiegati nella molecola di CO 2, quindi ne restano solo due. Poiché in H 2 O c'è un solo atomo di O, il coefficiente di H 2 O è 2. La reazione bilanciata risulta quindi: CH 4 + 2O 2 --> CO 2 + 2H 2 O ES. Vogliamo bilanciare la reazione: K 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 --> Cr 2 (SO 4 ) 3 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O I numeri di ossidazione sono: K 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 --> Cr 2 (SO 4 ) 3 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O Gli atomi che cambiano numero di ossidazione sono Cr e Fe: Cr + 3e --> Cr (l'atomo di Cr acquista 3 elettroni: si riduce) Fe -1e --> Fe (l'atomo di Fe cede 1 elettrone: si ossida) Moltiplicando la 2a equazione per 3 e poi sommando membro a membro si ottiene il bilanciamento degli elettroni: Cr + 3e --> Cr Fe -3e --> 3Fe Cr + 3Fe --> Cr + 3Fe Poiché nella reazione da bilanciare compaiono 2 atomi di Cr in K 2, è preferibile moltiplicare per 2 l'equazione finale: Cr + 6Fe -->2Cr + 6Fe Questa equazione permette di determinare i coefficienti dei composti che contengono atomi che cambiano il proprio numero di ossidazione: 1K 2 + 6FeSO 4 + xh 2 SO 4 --> 1Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + yk 2 SO 4 + +zh 2 O I coefficienti indicati con x, y e z si determinano attraverso la tecnica di bilanciamento per tentativi ricordando che in una reazione chimica gli atomi si conservano. Per K: a sinistra del segno di reazione ci sono 2 atomi, anche a destra devono essere 2, quindi y = 1. Per S: a destra del segno di reazione ci sono 3+3*3+1 = 13 atomi; a sinistra devono essere altrettanti. Ne sono già stati indicati 6 in 6FeSO 4, quindi x = 7. Per H: avendo posto x = 7, a sinistra del segno di reazione sono stati indicati 7*2 = 14 atomi di H; anche a destra devono essere 14, quindi z = 7. Si ottiene infine: K 2 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4 --> Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO H 2 O REAZIONI REDOX IN FORMA IONICA Per bilanciare queste reazioni basta conoscere solo i reagenti e i prodotti dove compaiono atomi che scambiano elettroni, e il ph della soluzione acquosa. Per eseguire il bilanciamento si impiegano i principi di conservazione degli elettroni, degli atomi e delle cariche elettriche. Per descrivere il metodo conviene seguire un esempio. ES. Si deve completare e bilanciare la seguente reazione in forma ionica che avviene in ambiente acido: 2- + Fe 2+ --> Cr 3+ + Fe 3+

4 I numeri ossidazione sono: Fe 2+ --> Cr 3+ + Fe 3+ Lo ione 2- si trasforma nello ione Cr 3+ acquistando 3 elettroni per atomo di cromo: e --> 2Cr 3+ In una equazione chimica la carica elettrica totale si conserva, cioè risulta la stessa a sinistra e a destra del segno di reazione. Per renderla uguale impiego un numero adatto di ioni H + (uso H + perché la reazione avviene in ambiente acido): e + 14 H + --> 2Cr 3+ Con l'aggiunta di 14 H + ho 6 cariche positive nette sia a sinistra che a destra del segno di reazione. Poiché in una equazione chimica si conservano gli atomi, pongo a destra 7 molecole d'acqua: e + 14H + --> 2Cr H 2 O L'equazione appena scritta viene chiamata la semireazione di riduzione. Lo ione Fe 2+ si trasforma in Fe 3+ perdendo un elettrone: Fe 2+ - e --> Fe 3+ Questa è la semireazione di ossidazione. Poiché gli elettroni ceduti devono uguagliare quelli acquistati, moltiplico per 6 l'ultima semireazione e sommo membro a membro: e + 14H + --> 2Cr H 2 O 6Fe e --> 6Fe Fe H + --> 2Cr Fe H 2 O L'equazione finale rappresenta la reazione redox bilanciata, scritta in forma ionica. Nella reazione in questa forma sono messi in evidenza gli ioni e le molecole che realmente intervengono nel processo. Per rendersene conto si metta a confronto questa reazione con quella scritta in forma molecolare. ES. Bilanciare e completare: Cu > Cu 2+ + NO (ambiente acido) Attribuisco i numeri di ossidazione: Cu + NO > Cu 2+ + NO Imposto la semireazione di riduzione: - + 3e --> NO Bilancio le 4 cariche negative di sinistra introducendo 4 H + (a destra la carica è zero perché non ci sono ioni): - + 3e + 4H + --> NO Bilancio gli atomi introducendo a destra 2 molecole d'acqua: - + 3e + 4H + --> NO + 2H 2 O

5 Imposto la semireazione di ossidazione: Cu -2e --> Cu 2+ Per avere 6 elettroni ceduti e 6 acquistati moltiplico la semireazione di riduzione per 2 e la semireazione di ossidazione per 3, poi sommo membro a membro: e + 8H + --> 2NO + 4H 2 O 3Cu - 6e --> 3Cu Cu + 8H + --> 2NO + 3Cu H 2 O Questa è la reazione cercata. 1 - Bilanciare le seguenti reazioni in forma molecolare: ESERCIZI a) SnCl 2 + FeCl 3 --> SnCl 4 + FeCl 2 b) SO 2 + I 2 + H 2 O --> H 2 SO 4 + HI c) Na 2 S 2 O 3 + Cl 2 + H 2 O --> NaHSO 4 + HCl (tiosolfato di sodio) d) PbCl 2 + NaClO + NaOH --> PbO 2 + NaCl + H 2 O 2 - Bilanciare le seguenti reazioni in forma ionica: a) - + Fe 2+ --> Fe 3+ + NO (ambiente acido) b) 2- + C --> Cr 3+ + CO 2 (ambiente acido) - O O - c) O=C-C=O + MnO > Mn 2+ + CO 2 (ambiente acido) (ione ossalato) d) MnO H 2 O 2 --> Mn 2+ + O 2 (ambiente acido) e) H 2 O 2 + I - --> I 2 + H 2 O (ambiente acido) f) Cu 2+ + CH 3 -C=O --> CH 3 -C=O + Cu 2 O (ambiente alcalino: usare ioni OH - ) H O - (reazione di Fehling)