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Le reazioni di ossidoriduzione - Bilanciamento delle redox con il metodo delle semireazioni

Le reazioni di ossidoriduzione - Bilanciamento delle redox con il metodo delle semireazioni
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Le reazioni di ossidoriduzione

Introduzione

 Le reazioni di ossidoriduzioni o redox sono reazioni nelle quali si ha variazione del numero di ossidazione ( n. o . ) di ioni o atomi.

La specie chimica che si ossida cede elettroni ed aumenta il numero di ossidazione.
La specie chimica che si riduce acquista quegli elettroni, diminuendo il numero di ossidazione.

Ovviamente la specie chimica che si ossida funge da riducente mentre, al contrario, quella che si riduce funge da ossidante.

In una reazione ossidoriduttiva il bilancio delle cariche deve essere uguale a zero.

Le reazioni redox possono essere proposte in due modi: in forma molecolare ed in forma ionica.

Reazioni redox in forma molecolare: in esse sono descritti tutti gli atomi, per lo più in forma di molecole indissociate, che partecipano alla reazione complessiva, anche quelli che non entrano nella redox, in quanto non subiscono variazioni del n.o. .



Reazioni redox in forma ionica: in esse sono riportati solo gli ioni e le molecole indissociate nelle quali avviene un cambiamento del n.o. ; tra i reagenti si trovano anche ioni H+ , o ioni OH- ovvero molecole di H2O a seconda che la reazione avvenga in ambiente acido, basico o neutro; anche nei prodotti di reazione si trovano ioni H+ o ioni OH-, ovvero molecole di H2O per il bilanciamento complessivo delle cariche. Le molecole di H2O possono provenire da combinazione di ioni H+ con ossigeno ceduto dalla specie ossidante o dalla reazione 4OH----> 2H2O + O2 .

Quando possibile è, quindi, preferibile rendere le reazioni molecolari in forma ionica con il seguente metodo:

  • Si attribuisce ad ogni atomo il n.o. e si verifica in quali esso subisca una variazione.
  • Si dissociano in ioni le molecole in cui degli atomi abbiano subito modificazioni di n.o. . Questa dissociazione avviene per lo più per sali, acidi e basi mentre non si dissociano le molecole biatomiche dei gas, gli ossidi di qualsiasi tipo ed alcune molecole binarie quali NH3 , PH3 .
  • Si osserva in quale ambiente avviene la reazione ( acido, basico o neutro ).
  • Si scrive la reazione in forma ionica netta, comprendendo, quindi:
  • a) - Ioni e molecole in cui varia il n.o.
  • b) - Ioni H+ o ioni OH- , ovvero molecole di H2O a seconda dell’ambiente di reazione.
  • c) - Ioni H+ o ioni OH- , ovvero molecole di H2O per il bilanciamento delle cariche.

es. K2Cr2O7 + KI + HNO3 ----> KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O :

si assegnano i numeri di ossidazione:

K2+1Cr2+6O7-2 + K+1I-l + H+1N+5O3-2 ----> K+1N+5O3-2 + Cr+3 (N+5O3-2)3 + I20 + H2 +1 O-2

Le specie chimiche che modificano il n.o. e che, quindi, entrano nella redox sono quelle indicate.
Nel caso del K2Cr2O7 solo Cr modifica il n.o. ma è necessario indicare tutto lo ione poliatomico Cr2O7+2 piuttosto che lo singolo ione. Tale procedura si dovrà rispettare anche nel caso degli altri residui acidi (es. NO-3,, SO42- CO32- , etc.).

L’ambiente è acido per presenza di HNO3 , per cui si riportano gli ioni H+.

La reazione è così resa in forma ionica netta e non bilanciata:

Cr2O7-2 + I - + H+ ---->Cr3+ + I2 + H2O

Bilanciamento delle redox con il metodo delle semireazioni

 

Bilanciare una reazione significa attribuire ad ogni sostanza presente i coefficienti stechiometrici, in modo che sia possibile la conservazione della massa e la conservazione delle cariche elettriche.

In altre parole il numero di atomi, per ogni specie chimica, presente nei reagenti deve essere eguale al numero di atomi della stessa specie chimica presente nei prodotti di reazione; la carica elettrica complessiva delle sostanze reagenti deve essere uguale alla carica complessiva dei prodotti.

 Le procedure per il bilanciamento sono varie; quella che si basa sul metodo delle semireazioni o metodo ionico-elettronico può essere così descritta, utilizzando la reazione in ambiente acido già proposta:

 1) - Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:

I - ----> I2

( ossidazione )

Cr2O7-2 ---->  Cr 3+

( riduzione )

2) - Si bilanciano gli atomi e gli ioni; si indicano gli elettroni in movimento:

2I- ----> I2+ 2e

Cr2O7-2 + 6e ---->2Cr3+

3) - Se il numero di elettroni in gioco nelle due semireazioni non è uguale, si calcola il m.c.m. ( minimo comune multiplo ) dei due valori e lo si divide per il numero di elettroni in ogni semireazione.

Il coefficiente ottenuto deve essere moltiplicato per il numero degli elettroni, degli atomi e degli ioni di ciascuna semireazione:

  m.c.m. tra 6 e 2 = 6 ; si divide questo valore per il numero degli elettroni nelle due semireazioni:

6I - ---->3I2 + 6e

6 : 2 = 3 (coefficiente moltiplicatore )

Cr2O7-2 + 6e ---->2Cr3+

6 : 6 = 1 ( non serve moltiplicare )

4) - Essendo presente dell’ossigeno, è necessario bilanciarlo con delle molecole di H2O:

6I - ---->3I2 + 6e

Cr2O7-2 + 6e ---->2Cr3++ 7H2O

5) - Si bilancia l’idrogeno dell’acqua con degli ioni H+ ( ambiente acido ); si controlla il bilanciamento delle cariche:

6I - ---->3I2 + 6e




cariche: -2 ---> -2

Cr2O7-2 + 6e ---->2Cr3+

cariche: 0 ---> 0

6) - Si esegue la somma algebrica delle due semireazioni, effettuando le necessarie semplificazioni:

6I - ---->3I2 + 6e

Cr2O7-2 + 14H+ + 6e ----> 2Cr3+

------------------------------------------------------------

6I - + Cr2O7-2 + 14H+ ---->3I2 + 2Cr3++ 7H2O

La reazione ionica è così bilanciata.

A questo punto è possibile scrivere la reazione bilanciata anche in forma molecolare:

K2Cr2O7 + 6KI + 14HNO3 ----> 8KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 3I2 + 7H2O .

  La stessa procedura deve essere utilizzata anche nel caso di reazioni in ambiente basico:

 

Si consideri la reazione in ambiente basico:

Cl2 + I - + OH - ----> Cl - + IO3- + H2O

1) - Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:

I - ----> IO3-

Cl2 ---->2Cl-

2) - Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento:

I - ----> IO3- +6e

Cl2 + 2e ----> 2Cl -

 

3) - Si calcola il m.c.m. e con tale valore si bilanciano gli elettroni, modificando il numero degli atomi;

m.c.m. tra 6 e 2 = 6:

I - ----> IO3- +6e

6 : 6 = 1 ( non serve moltiplicare )

3Cl2 + 6e ----> 6Cl -

6 : 2 = 3 ( coefficiente moltiplicatore )

4) - Si bilancia l’ossigeno con molecole di H2O e l’idrogeno dell’acqua con ioni OH- ( ambiente basico ), controllando il bilanciamento delle cariche:

I - + 6OH - ----> IO3- +6e + 3H2O

cariche: -7 ¾¾® -7

3Cl2 + 6e ----> 6Cl -

cariche: -6 ¾¾® -6

5) - Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni:

I - + 6OH - ----> IO3- +6e + 3H2O

3Cl2 + 6e ----> 6Cl -

------------------------------------------------------------

I - + 3Cl2 + 6OH - ----> IO3+ 6Cl - + 3H2O

6) - Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare bilanciata:

3Cl2 + KI + 6KOH v 6KCl + KIO3 + 3H2O.

  Lo stesso procedimento si utilizza in reazioni che avvengono in ambiente neutro:

AsO33- + I2 + H2O ----> AsO43- + H+ + I -

1) - Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:

AsO33- ----> AsO43-

I2 ----> 2I -

2) - Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento:

AsO33- ----> AsO43-+ 2e

I2 + 2e ----> 2I -

3) - Essendo uguale il numero degli elettroni in movimento non si deve effettuare alcun bilanciamento.

4) - Si bilancia nei reagenti l’ossigeno con H2O e nei prodotti l’idrogeno, così aggiunto, con ioni H+, controllando il bilanciamento delle cariche:

AsO33- + H2O ----> AsO43-+ 2e + 2H+

I2 + 2e ----> 2I -

5) - Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni:

AsO33- + H2O ----> AsO43-+ 2e + 2H+

I2 + 2e ----> 2I -

------------------------------------------------------------

AsO33- + I2 + H2O ----> AsO43-+ 2I -+ 2H+

6) - Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare bilanciata:

KAsO3 + I2 + H2O ---->KAsO4 + 2HI






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