- passi
- - Generale
- Controllare i numeri di ossidazione dei reagenti e dei prodotti
- Identifica le specie ossidanti e riducenti
- Scrivi le mezze reazioni e bilancia atomi e cariche
- Sostituisci i coefficienti dell'equazione ionica nell'equazione generale
- - Equilibrio in mezzo acido
- - Equilibrio nel mezzo di base
- Esempi
- esercizi
- Esercizio 1
- Passaggi generali
- Equilibrio nel mezzo di base
- Esercizio 2
- Passaggi generali
- Equilibrio in mezzo acido
- Riferimenti
Il metodo di bilanciamento redox è quello che consente di bilanciare le equazioni chimiche delle reazioni redox, che altrimenti sarebbero un mal di testa. Qui una o più specie scambiano elettroni; quella che le dona o le perde è detta specie ossidante, mentre quella che le accetta o le guadagna è la specie riducente.
In questo metodo è essenziale conoscere i numeri di ossidazione di queste specie, poiché rivelano quanti elettroni hanno guadagnato o perso per mole. Grazie a questo è possibile bilanciare le cariche elettriche scrivendo gli elettroni nelle equazioni come se fossero reagenti o prodotti.
Semireazioni generali di una reazione redox insieme ai tre protagonisti durante il loro bilanciamento: H +, H2O e OH-. Fonte: Gabriel Bolívar.
L'immagine in alto mostra quanto efficacemente gli elettroni, e - siano posti come reagenti quando la specie ossidante li acquisisce; e come prodotti quando la specie riducente li perde. Si noti che per bilanciare questo tipo di equazioni è necessario padroneggiare i concetti di ossidazione e numeri di ossidoriduzione.
Le specie H + , H 2 O e OH - a seconda del pH del mezzo di reazione, consentono il bilanciamento redox, motivo per cui è molto comune trovarle negli esercizi. Se il mezzo è acido, si ricorre a H + ; ma se al contrario il mezzo è basilare, allora usiamo l'OH - per bilanciare.
La natura della reazione stessa determina quale dovrebbe essere il pH del mezzo. Ecco perché, sebbene il bilanciamento possa essere effettuato assumendo un mezzo acido o basico, l'equazione bilanciata finale indicherà se gli ioni H + e OH - sono realmente dispensabili o meno .
passi
- Generale
Controllare i numeri di ossidazione dei reagenti e dei prodotti
Assumi la seguente equazione chimica:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + Ag (s)
Ciò corrisponde a una reazione redox, in cui si verifica un cambiamento nei numeri di ossidazione dei reagenti:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + Ag (s) 0
Identifica le specie ossidanti e riducenti
La specie ossidante guadagna elettroni ossidando la specie riducente. Pertanto, il suo numero di ossidazione diminuisce: diventa meno positivo. Nel frattempo, il numero di ossidazione della specie riducente aumenta, poiché perde elettroni: diventa più positivo.
Pertanto, nella reazione precedente, il rame viene ossidato, poiché passa da Cu 0 a Cu 2+ ; e l'argento si riduce, passando da Ag + ad Ag 0 . Il rame è la specie riducente e l'argento la specie ossidante.
Scrivi le mezze reazioni e bilancia atomi e cariche
Identificando quali specie guadagnano o perdono elettroni, le semireazioni redox per entrambe le reazioni di riduzione e ossidazione sono scritte:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Il rame perde due elettroni, mentre l'argento ne guadagna uno. Posizioniamo gli elettroni in entrambe le semireazioni:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Notare che i carichi rimangono bilanciati in entrambe le semireazioni; ma se fossero sommati, verrebbe violata la legge di conservazione della materia: il numero degli elettroni deve essere uguale nelle due semireazioni. Pertanto, la seconda equazione viene moltiplicata per 2 e vengono aggiunte le due equazioni:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Gli elettroni si annullano perché si trovano ai lati dei reagenti e dei prodotti:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Questa è l'equazione ionica globale.
Sostituisci i coefficienti dell'equazione ionica nell'equazione generale
Infine, i coefficienti stechiometrici dell'equazione precedente vengono trasferiti alla prima equazione:
Cu (s) + 2Ag NO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + 2Ag (s)
Si noti che 2 è stato posizionato con AgNO 3 perché in questo sale l'argento è come Ag + , e lo stesso accade con Cu (NO 3 ) 2 . Se questa equazione non è equilibrata alla fine, si procede ad eseguire la prova.
L'equazione proposta nei passaggi precedenti avrebbe potuto essere bilanciata direttamente da tentativi ed errori. Tuttavia, ci sono reazioni redox che richiedono un mezzo acido (H + ) o basico (OH - ) per avere luogo. Quando questo accade, non può essere bilanciato assumendo che il mezzo sia neutro; come appena mostrato (non sono stati aggiunti né H + né OH - ).
D'altra parte, è conveniente sapere che gli atomi, ioni o composti (principalmente ossidi) in cui avvengono i cambiamenti nei numeri di ossidazione sono scritti nelle semireazioni. Questo sarà evidenziato nella sezione degli esercizi.
- Equilibrio in mezzo acido
Quando il mezzo è acido, è necessario fermarsi alle due semireazioni. Questa volta, quando bilanciamo, ignoriamo gli atomi di ossigeno e idrogeno, e anche gli elettroni. Gli elettroni si equilibreranno alla fine.
Quindi, sul lato della reazione con meno atomi di ossigeno, aggiungiamo molecole d'acqua per compensare. Dall'altro lato, bilanciamo gli idrogeni con gli ioni H + . E infine, aggiungiamo gli elettroni e procediamo seguendo i passaggi generali già descritti.
- Equilibrio nel mezzo di base
Quando il mezzo è basico, si procede come nel mezzo acido con una piccola differenza: questa volta sul lato dove c'è più ossigeno si troverà un numero di molecole d'acqua pari a questo eccesso di ossigeno; e dall'altro lato, gli ioni OH - per compensare gli idrogeni.
Infine, gli elettroni vengono bilanciati, le due semireazioni vengono aggiunte e i coefficienti dell'equazione ionica globale vengono sostituiti nell'equazione generale.
Esempi
Le seguenti equazioni redox bilanciate e sbilanciate servono come esempi per vedere quanto cambiano dopo aver applicato questo metodo di bilanciamento:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (sbilanciato)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (mezzo acido bilanciato)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (mezzo di base bilanciato)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (sbilanciato)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (mezzo acido bilanciato)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (sbilanciato)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (mezzo acido bilanciato)
esercizi
Esercizio 1
Bilancia la seguente equazione nel mezzo di base:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Passaggi generali
Iniziamo scrivendo i numeri di ossidazione delle specie che sospettiamo siano state ossidate o ridotte; in questo caso, gli atomi di iodio:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Si noti che lo iodio è ossidato e allo stesso tempo ridotto, quindi procediamo a scrivere le loro rispettive semireazioni:
I 2 → I - (riduzione, per ogni I - 1 elettrone viene consumato)
I 2 → IO 3 - (ossidazione, per ogni IO 3 - 5 elettroni vengono rilasciati)
Nella semireazione di ossidazione poniamo l'anione IO 3 - e non l'atomo di iodio come I 5+ . Bilanciamo gli atomi di iodio:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Equilibrio nel mezzo di base
Ora ci concentriamo sul bilanciamento della semi-reazione di ossidazione in un mezzo di base, poiché ha una specie ossigenata. Aggiungiamo sul lato prodotto lo stesso numero di molecole d'acqua quanti sono gli atomi di ossigeno:
Io 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
E sul lato sinistro bilanciamo gli idrogeni con OH - :
Io 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Scriviamo le due mezze reazioni e aggiungiamo gli elettroni mancanti per bilanciare le cariche negative:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Equalizziamo i numeri degli elettroni in entrambe le semireazioni e li sommiamo:
(I 2 + 2e - → 2I - ) x 10
(I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e - ) x 2
12I 2 + 24 OH - + 20e - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O + 20e -
Gli elettroni si annullano e dividiamo tutti i coefficienti per quattro per semplificare l'equazione ionica globale:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
E infine, sostituiamo i coefficienti dell'equazione ionica nella prima equazione:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
L'equazione è già equilibrata. Confronta questo risultato con il bilanciamento in mezzo acido nell'esempio 2.
Esercizio 2
Bilancia la seguente equazione in un mezzo acido:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Passaggi generali
Guardiamo i numeri di ossidazione del ferro e del carbonio per scoprire quale dei due è stato ossidato o ridotto:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Il ferro è stato ridotto, rendendolo la specie ossidante. Nel frattempo, il carbonio è stato ossidato, comportandosi come la specie riducente. Le semireazioni di ossidazione e riduzione interessate sono:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (riduzione, per ogni Fe vengono consumati 3 elettroni)
CO → CO 2 (ossidazione, per ogni CO 2 vengono rilasciati 2 elettroni)
Nota che scriviamo l'ossido, Fe 2 O 3 , perché contiene Fe 3+ , invece di mettere solo Fe 3+ . Bilanciamo gli atomi necessari tranne quelli dell'ossigeno:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
E procediamo ad effettuare il bilanciamento in mezzo acido in entrambe le semireazioni, poiché nel mezzo sono presenti specie ossigenate.
Equilibrio in mezzo acido
Aggiungiamo acqua per bilanciare gli ossigeni e poi H + per bilanciare gli idrogeni:
Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
6H + + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2
CO + H 2 O → CO 2 + 2H +
Adesso bilanciamo le cariche inserendo gli elettroni coinvolti nelle semireazioni:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Equalizziamo il numero di elettroni in entrambe le semireazioni e li sommiamo:
(6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O) x 2
(CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e - ) x 6
12 H + + 12e - + 2Fe 2 O 3 + 6CO + 6H 2 O → 4Fe + 6H 2 O + 6CO 2 + 12H + + 12e -
Cancelliamo elettroni, ioni H + e molecole d'acqua:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Ma questi coefficienti possono essere divisi per due per semplificare ulteriormente l'equazione, avendo:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Sorge questa domanda: il bilanciamento redox era necessario per questa equazione? Per tentativi ed errori sarebbe stato molto più veloce. Ciò mostra che questa reazione procede indipendentemente dal pH del mezzo.
Riferimenti
- Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 settembre 2019). Come bilanciare le reazioni Redox. Estratto da: thoughtco.com
- Ann Nguyen e Luvleen Brar. (05 giugno 2019). Bilanciamento delle reazioni redox. Chemistry LibreTexts. Recupero da: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Esercizio 19: Regolazione di una reazione redox in mezzo basico con due semireazioni di ossidazione. Estratto da: quimitube.com
- Washington University di St. Louis. (Sf). Problemi pratici: reazioni redox. Estratto da: chemistry.wustl.edu
- John Wiley & Sons. (2020). Come bilanciare le equazioni Redox. Estratto da: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Bilanciamento delle equazioni chimiche. Estratto da: aprendeenlinea.udea.edu.co