Come fare il bilanciamento redox

COME FARE IL BILANCIAMENTO REDOX. Le reazioni di ossidoriduzione, o semplicemente redox, sono reazioni dove avvengono contemporaneamente l’ossidazione di un elemento e la riduzione di un altro:

• un elemento si ossida quando cede elettroni e quindi aumenta il suo numero di ossidazione
• un elemento si riduce quando acquista elettroni e quindi diminuisce il suo numero di ossidazione

Detto questo, come possiamo fare il bilanciamento di redox? Quali metodi dobbiamo usare?

Esistono diversi metodi, ma quello più semplice è lo ionico-elettronico. Segui allora questa guida così da imparare tutti i passaggi per effettuare perfettamente un bilanciamento redox.

Non perderti: Come trovare metodo di studio

 

COME BILANCIARE LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE. Le reazioni di ossidoriduzione sono quelle in cui avvengono scambi di elettroni tra due elementi e di conseguenza un elemento si riduce a spese dell’altro che si ossida.

Quali accorgimenti sono necessari per bilanciare le redox?

? Dopo aver individuato quali atomi variano il numero di ossidazione, si possono scrivere le semireazioni, ricordando che il numero di elettroni ceduti o acquistati corrisponde alla variazione del numero di ossidazione.

? Altro elemento da tener presente è la legge di conservazione della carica, per cui gli elettroni non vengono dispersi o creati dal nulla, ma semplicemente passano da un atomo all’altro e quindi:

• il numero totale di elettroni ceduti dagli atomi che partecipano alla reazione deve essere uguale al numero complessivo degli elettroni acquistati.
   

Redox: metodo di bilanciamento ionico-elettronico. Il metodo di bilanciamento ionico-elettronico  delle redox è basato su quattro stadi:

1. Identificare le specie che si sono ossidate e ridotte
    
2. Scrivere le due semireazioni di ossidazione e riduzione. Bilanciare le variazioni di numero di ossidazione con gli elettroni
    
3. Bilanciare le semireazioni rispetto alla carica elettrica e poi rispetto alla massa, usando H+ e H₂O in soluzione acida o OH- e H₂O in soluzione basica
    
4. Sommare le semireazioni bilanciate, moltiplicate per opportuni coefficienti se necessario, in modo da eliminare gli elettroni.
    

Esempio: 

MnO_4-  +  S^2-  → Mn²⁺ + SO₂  in soluzione acida

1. Identificare le specie che si sono ossidate e ridotte: il Mn nella parte sinistra della reazione ha numero di ossidazione 7, mentre nella parte di destra ha numero di ossidazione +2; la specie chimica si è quindi ridotta. Lo zolfo S, invece, è passato dal numero di ossidazione -2 a +4, per cui si è ossidato.
 

2. Scrivere le due semireazioni di ossidazione e riduzione. Bilanciare le variazioni di numero di ossidazione con gli elettroni:

MnO_4-    + 5e- → Mn²⁺

Al Mn, servono 5 elettroni per passare dal numero di ossidazione 7 a 2.
 

S^2- → SO₂ + 6e-

Allo zolfo S, servono 6 elettroni per passare dal numero di ossidazione 4 a -2.
 

3. Bilanciare le semireazioni rispetto alla carica:il bilanciamento della carica si scrive dove c'è difetto dicarica positiva o eccesso di carica negativa.

La carica della prima semireazione è  -1 -5 → +2 ; -6 → +2  quindi, si bilancia l’eccesso di carica negativa

MnO_4-  + 5 e- + 8 H⁺ → Mn²⁺

La carica della seconda semireazione è: 

-2 → -6 quindi, S^2- → SO₂ + 6 e- + 4H⁺

A questo punto, si possono bilanciare le masse:

MnO₄– + 5 e- + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O

S^2- + 2 H₂O → SO₂ + 6 e-  + 4 H⁺
 

4. Sommare le semireazioni bilanciate, moltiplicate per opportuni coefficienti se necessario, in modo da eliminare gli elettroni.

MnO_4- + 5 e- + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O ] x6

S^2- + 2H₂O → SO₂ + 6 e- + 4H⁺ ] x 5

6 MnO_4- + 48 H⁺ + 30 e- → 6 Mn²⁺ + 24 H₂O

5 S^2- + 10 H₂O → 5 SO₂  + 30 e-  + 20 H⁺

6 MnO_4- + 5 S^2- + 28 H⁺ → 6 Mn²⁺ + 5 SO₂ + 14 H₂O