Il bilanciamento delle reazioni redox (ossidoriduzione) può essere eseguito attraverso il metodo delle semireazioni, che si basa sulla separazione della reazione globale in singoli processi di ossidazione e riduzione. Questo approccio richiede di escludere gli ioni spettatori, ovvero quelli che non subiscono cambiamenti nel loro stato di ossidazione.
Passaggi per il bilanciamento di reazioni redox
Il processo di bilanciamento di una reazione redox richiede di seguire una serie di passaggi in maniera ordinata:
1. Dividere la reazione complessiva in due [semireazioni](https://chimica.today/stechiometria/semireazioni/), una per l’ossidazione e una per la riduzione.
2. Bilanciare i componenti di ogni semireazione, assicurandosi che la massa degli elementi sia la stessa su entrambi i lati dell’equazione.
3. Aggiungere molecole d’acqua (H2O) per bilanciare gli atomi di ossigeno mancanti.
4. Bilanciare poi gli atomi di idrogeno aggiungendo H+ dove necessario.
5. Contare le cariche elettriche nelle semireazioni e bilanciarle con l’aggiunta di elettroni.
6. In caso di reazione in ambiente basico, aggiungere OH- per ciascun H+ presente, convertendo gli H+ e gli OH- in acqua (H+ + OH- = H2O) e semplificare ulteriormente.
7. Determinare i coefficienti moltiplicatori per le semireazioni in modo da annullare gli elettroni quando vengono combinate.
8. Combinare le semireazioni e semplificare per ottenere l’equazione redox bilanciata.
Esempi di bilanciamento redox
Bilanciamento della reazione tra Argento e Acido Nitrico
Per equilibrare la seguente reazione:
Ag + HNO3 → AgNO3 + [NO2](https://chimica.today/chimica-generale/biossido-di-azoto/) + H2O
Necessitiamo di distinguere i cambiamenti nei numeri di ossidazione: l'[argento](https://chimica.today/chimica-generale/argento-in-chimica/) passa dallo stato di ossidazione 0 al +1, mentre l’azoto nell’HNO3 passa dallo stato di ossidazione +5 a +4.
Per la semireazione dell’argento:
Ag → Ag+ + 1 e–
E per l’acido nitrico:
HNO3 + H+ + 2 e– → NO2 + H2O
Bilanciando e sommando viene fuori la reazione in forma ionica equilibrata:
Ag + HNO3 + H+ → Ag+ + NO2 + H2O
Per la forma molecolare aggiungiamo il nitrato di argento (AgNO3), bilanciando gli ioni nitrato aggiunti:
Ag + HNO3 + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O
Infine, la reazione bilanciata è:
Ag + 2 HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O
Bilanciamento della reazione tra Stagno e Acido Nitrico
Analogamente, per bilanciare la reazione tra stagno (Sn) e acido nitrico (HNO3) che forma SnO2, NO2 e H2O, dobbiamo riconoscere il cambiamento nel numero di ossidazione dello stagno da 0 a +4 e dell’azoto da +5 a +4. Le semireazioni saranno:
Per lo stagno:
Sn → Sn4+ + 4 e–
E per l’acido nitrico con lo stesso processo come mostrato precedentemente. La somma delle semireazioni, previo il bilanciamento degli elettroni, darà origine alla reazione redox bilanciata finale per lo [stagno in chimica](https://chimica.today/chimica-generale/stagno/).
Questi esercizi rappresentano solo alcuni degli esempi di bilanciamento di reazioni redox che si possono incontrare nello studio della chimica. Seguendo i passaggi sopra elencati, si può affrontare il bilanciamento di complesse reazioni redox in maniera sistematica e logica.
Analisi e Bilanciamento delle Reazioni Redox in Chimica
Cambiamenti di Stato Ossidativo: Stagno e Acido Nitrico
Nel contesto delle reazioni redox, uno dei casi esemplari è rappresentato dalla reazione tra lo stagno (Sn) e l’acido nitrico (HNO₃), in cui lo stagno subisce una trasformazione e diventa diossido di stagno (SnO₂), mentre l’acido nitrico si converte in biossido di azoto (NO₂). Il processo di bilanciamento di questa reazione implica diversi passaggi:
1. Partiamo dalla trasformazione dell’elemento Sn in SnO₂:
Sn + 2 H₂O → SnO₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻
2. Parimenti, l’acido nitrico si riduce a NO₂:
HNO₃ + H⁺ + e⁻ → NO₂ + H₂O
3. Per bilanciare gli elettroni trasferiti, moltiplichiamo la seconda semireazione per 4:
4 HNO₃ + 4 H⁺ + 4 e⁻ → 4 NO₂ + 4 H₂O
4. Sommiamo le due semireazioni e bilanciamo l’equazione:
Sn + 4 HNO₃ → SnO₂ + 4 NO₂ + 2 H₂O
Il risultato è un’equazione bilanciata che riflette accuratamente le trasformazioni degli stati di ossidazione degli elementi coinvolti.
Il Fosforo e l’Acido Nitrico – Un Cambiamento Redox Efficace
Un altro esempio interessante riguarda il fosforo (P₄) che interagisce con l’acido nitrico. Il fosforo passa dallo stato 0 allo stato +5, mentre l’azoto nell’acido nitrico si riduce passando dallo stato +5 al +2:
1. Il fosforo si ossida a acido fosforico (H₃PO₄):
P₄ + 16 H₂O → 4 H₃PO₄ + 20 H⁺ + 20 e⁻
2. L’acido nitrico si riduce a ossido nitrico (NO):
HNO₃ + 3 H⁺ + 3 e⁻ → NO + 2 H₂O
3. Bilanciando il trasferimento di elettroni moltiplicando la prima semireazione per 3 e la seconda per 20:
3 P₄ + 48 H₂O → 12 H₃PO₄ + 60 H⁺ + 60 e⁻
20 HNO₃ + 60 H⁺ + 60 e⁻ → 20 NO + 40 H₂O
4. Combiniamo le semireazioni per ottenere:
3 P₄ + 20 HNO₃ + 8 H₂O → 12 H₃PO₄ + 20 NO
Reazione Redox di Composti Organici: Esempio con l’Alcol
Un caso speciale di bilanciamento redox avviene con i composti organici, come con l’alcol propanolo (CH₃CH₂CH₂OH) che si ossida con il permanganato di potassio (KMnO₄) in presenza di acido solforico (H₂SO₄) per formare l’acido propanoico (CH₃CH₂COOH). Qui, è interessante osservare che i numeri di ossidazione del carbonio variano al cambiare della specie chimica.
Durante la reazione:
C₃H₈O + KMnO₄ + H₂SO₄ → C₃H₆O₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O
Dobbiamo tenere conto del cambiamento dello stato di ossidazione del carbonio e del manganese. L’approccio tramite semireazioni facilita il bilanciamento della reazione più complesso che potrebbe essere utilizzando i soli numeri di ossidazione.
Approfondendo l’argomento, esistono fonti affidabili come articoli e pubblicazioni scientifiche che possono fornire una trattazione più approfondita delle reazioni redox e in particolare del comportamento del fosforo, che puoi trovare in un [approfondimento specifico sul fosforo](https://chimica.today/chimica-generale/fosforo/) o del manganese, per il quale invece è disponibile un [articolo dedicato al manganese in chimica](https://chimica.today/chimica-generale/manganese-chimica/) per coloro interessati ad esplorare questi argomenti in maggior dettaglio.
Bilanciamento delle Semireazioni Redox: Un’Analisi Dettagliata
Il bilanciamento delle reazioni redox è fondamentale in chimica e richiede cura nel bilanciare le masse e le cariche delle specie coinvolte. Per illustrare questo processo, consideriamo due semireazioni redox:
1. Conversione dell’alcol in acido carbossilico:
[ text{C}_3text{H}_8text{O} rightarrow text{C}_3text{H}_6text{O}_2 ]
2. Riduzione di permanganato di manganese:
[ text{MnO}_4^- rightarrow text{Mn}^{2+} ]
# Aggiunta di Molecole d’Acqua e Ioni Idrogeno
Per bilanciare le molecole di acqua (H2O), si aggiunge una al lato sinistro della prima semireazione e quattro al lato destro della seconda:
– Prima semireazione:
[ text{C}_3text{H}_8text{O} + text{H}_2text{O} rightarrow text{C}_3text{H}_6text{O}_2 ]
– Seconda semireazione:
[ text{MnO}_4^- rightarrow text{Mn}^{2+} + 4 text{H}_2text{O} ]
Successivamente, viene bilanciato il numero di ioni idrogeno (H+):
– Prima semireazione, 4 ioni H+ sono aggiunti al lato destro:
[ text{C}_3text{H}_8text{O} + text{H}_2text{O} rightarrow text{C}_3text{H}_6text{O}_2 + 4 text{H}^+ ]
– Seconda semireazione, 8 ioni H+ sono aggiunti al lato sinistro:
[ text{MnO}_4^- + 8 text{H}^+ rightarrow text{Mn}^{2+} + 4 text{H}_2text{O} ]
# Bilanciamento delle Cariche con Elettroni
Il bilanciamento delle cariche avviene aggiungendo elettroni (e–) adeguati:
– Prima semireazione, aggiunta di 4 elettroni al lato destro:
[ text{C}_3text{H}_8text{O} + text{H}_2text{O} rightarrow text{C}_3text{H}_6text{O}_2 + 4 text{H}^+ + 4 text{e}^- ]
– Seconda semireazione, aggiunta di 5 elettroni al lato sinistro:
[ text{MnO}_4^- + 8 text{H}^+ + 5 text{e}^- rightarrow text{Mn}^{2+} + 4 text{H}_2text{O} ]
# Eguagliamento del Numero di Elettroni Scambiati
Per assicurare che il numero di elettroni ceduti e accettati sia lo stesso, si moltiplicano le semireazioni per numeri appropriati:
– Moltiplichiamo la prima semireazione per 5:
[ 5 text{C}_3text{H}_8text{O} + 5 text{H}_2text{O} rightarrow 5 text{C}_3text{H}_6text{O}_2 + 20 text{H}^+ + 20 text{e}^- ]
– Moltiplichiamo la seconda semireazione per 4:
[ 4 text{MnO}_4^- + 32 text{H}^+ + 20 text{e}^- rightarrow 4 text{Mn}^{2+} + 16 text{H}_2text{O} ]
# Sommatoria delle Semireazioni e Semplificazione
Sommiamo le semireazioni e semplifichiamo gli elementi uguali da entrambi i lati della reazione:
[ 5 text{C}_3text{H}_8text{O} + 4 text{MnO}_4^- + 12 text{H}^+ rightarrow 5 text{C}_3text{H}_6text{O}_2 + 4 text{Mn}^{2+} + 11 text{H}_2text{O} ]
Dato che l’acidità viene garantita da H2SO4, sostituiamo i 12 ioni H+ con sei molecole di H2SO4:
[ 5 text{C}_3text{H}_8text{O} + 4 text{MnO}_4^- + 6 text{H}_2text{SO}_4 rightarrow 5 text{C}_3text{H}_6text{O}_2 + 4 text{Mn}^{2+} + 11 text{H}_2text{O} ]
# Reintroduzione degli Ioni Spettatori e Prodotti finali
Reintroduciamo gli ioni spettatori KMnO4 e K2SO4 per ottenere la reazione completa:
[ 5 text{C}_3text{H}_8text{O} + 4 text{KMnO}_4 + 6 text{H}_2text{SO}_4 rightarrow 5 text{C}_3text{H}_6text{O}_2 + 4 text{MnSO}_4 + 2 text{K}_2text{SO}_4 + 11 text{H}_2text{O} ]
Riscriviamo l’equazione finale sostituendo CH3CH2CH2OH (propanolo) e CH3CH2COOH (acido propanoico):
[ mathbf{5 text{CH}_3text{CH}_2text{CH}_2text{OH} + 4 text{KMnO}_4 + 6 text{H}_2text{SO}_4 rightarrow 5 text{CH}_3text{CH}_2text{COOH} + 4 text{MnSO}_4 + 2 text{K}_2text{SO}_4 + 11 text{H}_2text{O}} ]
Il bilanciamento attento delle equazioni chimiche è essenziale per comprendere come procedono le reazioni e per calcolare reagenti e prodotti (fonte: [IUPAC Gold Book – Redox Reactions](https://goldbook.iupac.org/terms/view/R05156)). Mantenendo un equilibrio corretto, i chimici possono prevedere e quantificare i risultati delle reazioni che analizzano.