Come Bilanciare le Ossidoriduzioni

Un'ossidoriduzione (redox) è una reazione chimica in cui uno dei reagenti si riduce e l'altro si ossida.[1] Riduzione e ossidazione sono processi che fanno riferimento al trasferimento degli elettroni tra elementi o composti e vengono designati dallo stato di ossidazione.[2] Un atomo si ossida quando il suo numero di ossidazione cresce e si riduce quando questo valore diminuisce. Le reazioni redox sono fondamentali per le funzioni di base della vita, come la fotosintesi e la respirazione.[3] Per bilanciare una redox sono necessari più passaggi rispetto alle normali equazioni chimiche. L'aspetto più importante è determinare se l'ossidoriduzione avviene realmente.

Parte 1 di 3:
Identificare una Reazione Redox

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    Impara le regole per assegnare lo stato di ossidazione. Lo stato (o numero) di ossidazione di una specie (ciascun elemento dell'equazione) è pari al numero di elettroni che possono essere acquisiti, ceduti o condivisi con un altro elemento durante il processo di legame chimico.[4] Esistono sette regole che consentono di determinare lo stato di ossidazione di un elemento. Devono essere seguite nell'ordine presentato di seguito. Se due di esse sono in contrasto, usa la prima per assegnare il numero di ossidazione (abbreviato "n.o.").[5]
    • Regola #1: un atomo singolo, da solo, ha un n.o. di 0. Ad esempio: Au, n.o. = 0. Anche Cl2 ha un n.o. di 0 se non è combinato con un altro elemento.
    • Regola #2: il numero di ossidazione totale di tutti gli atomi di una specie neutrale è 0, ma in uno ione è uguale alla carica ionica. Il n.o. della molecola deve essere uguale a 0, ma quello di ogni singolo elemento può essere diverso da zero. Ad esempio H2O ha un n.o. di 0, ma ogni atomo di idrogeno ha un n.o. di +1, mentre quello di ossigeno -2. Lo ione Ca2+ ha uno stato di ossidazione di +2.
    • Regola #3: per i composti, i metalli del gruppo 1 hanno un n.o. di +2, mentre quelli del gruppo 2 di +2.
    • Regola #4: lo stato di ossidazione del fluoro in un composto è -1.
    • Regola #5: lo stato di ossidazione dell'idrogeno in un composto è +1.
    • Regola #6: il numero di ossidazione dell'ossigeno in un composto è -2.
    • Regola #7: in un composto con due elementi in cui almeno uno è un metallo, gli elementi del gruppo 15 hanno un n.o. di -3, quelli del gruppo 16 di -2, quelli del gruppo 17 di -1.
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    Dividi la reazione in due semireazioni. Anche se le semireazioni sono solo ipotetiche, ti aiutano a capire con facilità se è in corso un'ossidoriduzione. Per crearle, prendi il primo reagente e scrivilo come semireazione con il prodotto che include l'elemento nel reagente. Poi prendi il secondo reagente e scrivilo come semireazione con il prodotto che include quell'elemento.
    • Ad esempio: Fe + V2O3 ---> Fe2O3 + VO può essere suddivisa nelle due semireazioni seguenti:
      • Fe ---> Fe2O3
      • V2O3 ---> VO
    • Se sono presenti un solo reagente e due prodotti, crea una semireazione con il reagente e il primo prodotto, poi un'altra con il reagente e il secondo prodotto. Quando unisci le due reazioni al termine dell'operazione, non dimenticare di ricombinare i reagenti. Puoi seguire lo stesso principio se sono presenti due reagenti e un solo prodotto: crea due semireazioni con ciascun reagente e lo stesso prodotto.
      • ClO- ---> Cl- + ClO3-
      • Semireazione 1: ClO- ---> Cl-
      • Semireazione 2: ClO- ---> ClO3-
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    Assegna lo stato di ossidazione a ciascun elemento dell'equazione. Usando le sette regole citate in precedenza, determina il n.o. di tutte le specie dell'equazione chimica che devi risolvere. Anche se un composto è neutrale, gli elementi che lo compongono hanno un numero di ossidazione diverso da zero. Ricorda di seguire le regole in ordine.
    • Ecco i n.o. della prima semireazione del nostro esempio precedente: per l'atomo di Fe singolo 0 (regola #1), per Fe in Fe2 +3 (regola #2 e #6) e per O in O3 -2 (regola #6).
    • Per la seconda semireazione: per V in V2 +3 (regola #2 e #6), per O in O3 -2 (regola #6). Per V è +2 (regola #2), mentre per O -2 (regola #6).
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    Determina se una specie viene ossidata e l'altra ridotta. Osservando il numero di ossidazione di tutte le specie della semireazione, stabilisci se una si ossida (il suo n.o. aumenta) e l'altra si riduce (il suo n.o. diminuisce).[6]
    • Nel nostro esempio, la prima semireazione è un'ossidazione, perché Fe inizia con un n.o. pari a 0 e arriva a +3. La seconda semireazione è una riduzione, perché V parte con un n.o. di +6 e arriva a +2.
    • Dato che una specie si ossida e l'altra si riduce, la reazione è un'ossidoriduzione.[7]
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Parte 2 di 3:
Bilanciare una Redox in una Soluzione Acida o Neutra

  1. 1
    Dividi la reazione in due semireazioni. Dovresti già averlo fatto nei passaggi precedenti, per determinare se si tratta di un'ossidoriduzione. Se invece non l'hai fatto, perché nel testo dell'esercizio viene detto espressamente che si tratta di una redox, il primo passaggio è quello di suddividere l'equazione in due metà. Per farlo, prendi il primo reagente e scrivilo come semireazione con il prodotto che include l'elemento nel reagente. Poi prendi il secondo reagente e scrivilo come semireazione con il prodotto che include quell'elemento.
    • Ad esempio: Fe + V2O3 ---> Fe2O3 + VO può essere suddivisa nelle due semireazioni seguenti:
      • Fe ---> Fe2O3
      • V2O3 ---> VO
    • Se sono presenti un solo reagente e due prodotti, crea una semireazione con il reagente e il primo prodotto e un'altra con il reagente e il secondo prodotto. Quando unisci le due reazioni al termine dell'operazione, non dimenticare di ricombinare i reagenti. Puoi seguire lo stesso principio se sono presenti due reagenti e un solo prodotto: crea due semireazioni con ciascun reagente e lo stesso prodotto.
      • ClO- ---> Cl- + ClO3-
      • Semireazione 1: ClO- ---> Cl-
      • Semireazione 2: ClO- ---> ClO3-
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    Bilancia tutti gli elementi nell'equazione, tranne idrogeno e ossigeno. Una volta stabilito che hai a che fare con un'ossidoriduzione, è il momento di bilanciarla. Comincia bilanciando tutti gli elementi in ciascuna semireazione diversi dall'idrogeno (H) e dall'ossigeno (O). Di seguito troverai un esempio pratico.
    • Semireazione 1:
      • Fe ---> Fe2O3
      • C'è un atomo di Fe dal lato sinistro e due a destra, quindi moltiplica il lato sinistro per 2 per bilanciare.
      • 2Fe ---> Fe2O3
    • Semireazione 2:
      • V2O3 ---> VO
      • Ci sono 2 atomi di V dal lato sinistro e uno su quello destro, quindi moltiplica il lato destro per 2 per bilanciare.
      • V2O3 ---> 2VO
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    Bilancia gli atomi di ossigeno aggiungendo H2O al lato opposto della reazione. Determina il numero di atomi di ossigeno su entrambi i lati dell'equazione. Bilanciala aggiungendo molecole d'acqua nel lato con meno atomi di ossigeno finché le due parti non sono uguali.
    • Semireazione 1:
      • 2Fe ---> Fe2O3
      • Sul lato destro ci sono tre atomi di O e zero su quello sinistro. Aggiungi 3 molecole di H2O sul lato sinistro per bilanciare.
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3
    • Semireazione 2:
      • V2O3 ---> 2VO
      • Ci sono 3 atomi di O sul lato sinistro e due sul lato destro. Aggiungi una molecola di H2O sul lato destro per bilanciare.
      • V2O3 ---> 2VO + H2O
  4. 4
    Bilancia gli atomi di idrogeno aggiungendo H+ al lato opposto dell'equazione. Come hai fatto per gli atomi di ossigeno, determina il numero di atomi di idrogeno su entrambi i lati dell'equazione, poi bilanciali aggiungendo atomi H+ dal lato che ha meno idrogeno, fino a renderli uguali.
    • Semireazione 1:
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3
      • Ci sono 6 atomi di H sul lato sinistro e zero su quello destro. Aggiungi 6 H+ al lato destro per bilanciare.
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3 + 6H+
    • Semireazione 2:
      • V2O3 ---> 2VO + H2O
      • Ci sono due atomi di H sul lato destro e nessuno sul sinistro. Aggiungi 2 H+ al lato sinistro per bilanciare.
      • V2O3 + 2H+ ---> 2VO + H2O
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    Equalizza le cariche aggiungendo degli elettroni dal lato dell'equazione che li richiede. Una volta bilanciati gli atomi di idrogeno e ossigeno, un lato dell'equazione avrà una carica positiva maggiore dell'altro. Aggiungi una quantità sufficiente di elettroni al lato positivo dell'equazione in modo da riportare la carica pari a zero.
    • Gli elettroni vengono aggiunti quasi sempre dal lato con gli atomi H+.
    • Semireazione 1:
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3 + 6H+
      • La carica sul lato sinistro dell'equazione è 0, mentre il lato destro ha una carica di +6, dovuta agli ioni di idrogeno. Aggiungi 6 elettroni sul lato destro per bilanciare.
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3 + 6H+ + 6e-
    • Semireazione 2:
      • V2O3 + 2H+ ---> 2VO + H2O
      • La carica sul lato sinistro dell'equazione è +2, mentre su quello destro è zero. Aggiungi 2 elettroni sul lato sinistro per riportare la carica a zero.
      • V2O3 + 2H+ + 2e- ---> 2VO + H2O
  6. 6
    Moltiplica ciascuna semireazione per un fattore di scala, in modo che gli elettroni siano pari in entrambe le semireazioni. Gli elettroni nelle parti dell'equazione devono essere uguali, in modo che si annullino quando le semireazioni vengono sommate. Moltiplica la reazione per il minimo comune denominatore degli elettroni, in modo da renderli uguali.[8]
    • La semireazione 1 contiene 6 elettroni, mentre la 2 ne contiene 2. Moltiplicando la semireazione 2 per 3, avrà 6 elettroni, lo stesso numero della prima.
    • Semireazione 1:
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3 + 6H+ + 6e-
    • Semireazione 2:
      • V2O3 + 2H+ + 2e- ---> 2VO + H2O
      • Moltiplicazione per 3: 3V2O3 + 6H+ + 6e- ---> 6VO + 3H2O
  7. 7
    Combina le due semireazioni. Scrivi tutti i reagenti sul lato sinistro dell'equazione e tutti i prodotti su quello destro. Noterai che ci sono termini uguali da un lato e dall'altro, come H2O, H+ ed e-. Puoi cancellarli e resterà soltanto l'equazione bilanciata.
    • 2Fe + 3H2O + 3V2O3 + 6H+ + 6e- ---> Fe2O3 + 6H+ + 6e- + 6VO + 3H2O
    • Gli elettroni su entrambi i lati dell'equazione si annullano, arrivando a: 2Fe + 3H2O + 3V2O3 + 6H+ ---> Fe2O3 + 6H+ + 6VO + 3H2O
    • Ci sono 3 molecole di H2O e 6 ioni H+ su entrambi i lati dell'equazione, perciò cancella anche quelli per avere l'equazione bilanciata finale: 2Fe + 3V2O3 ---> Fe2O3 + 6VO
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    Controlla che i lati dell'equazione abbiano la stessa carica. Al termine del bilanciamento, assicurati che la carica sia la stessa su entrambi i lati dell'equazione.
    • Per il lato destro dell'equazione: il n.o. di Fe è 0. In V2O3 il n.o. di V è +3 e di O è -2. Moltiplicando per il numero di atomi di ciascun elemento si ottiene V = +3 x 2 =6, O = -2 x 3 = -6. La carica si annulla.
    • Per il lato sinistro dell'equazione: in Fe2O3 il n.o. di Fe è +3 e di O è -2. Moltiplicando per il numero di atomi di ciascun elemento si ottiene Fe = +3 x 2 = +6, O = -2 x 3 = -6. La carica si annulla. In VO il n.o. di V è +2, mentre per O è -2. La carica si annulla anche da questo lato.
    • Dato che la somma di tutte le cariche è pari a zero, la nostra equazione è bilanciata correttamente.
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Parte 3 di 3:
Bilanciare una Redox in una Soluzione Basica

  1. 1
    Dividi la reazione in due semireazioni. Per bilanciare un'equazione in una soluzione basica basta seguire i passaggi descritti in precedenza, aggiungendo un'ultima operazione alla fine. Anche in questo caso, l'equazione dovrebbe già essere divisa per determinare se si tratta di un'ossidoriduzione. Se invece non l'hai fatto, perché nel testo dell'esercizio viene detto espressamente che si tratta di una redox, il primo passaggio è quello di suddividere l'equazione in due metà. Per farlo, prendi il primo reagente e scrivilo come semireazione con il prodotto che include l'elemento nel reagente. Poi prendi il secondo reagente e scrivilo come semireazione con il prodotto che include quell'elemento.
    • Ad esempio, consideriamo la reazione seguente, da bilanciare in una soluzione basica: Ag + Zn2+ ---> Ag2O + Zn. Si può suddividere nelle semireazioni seguenti:
      • Ag ---> Ag2O
      • Zn2+ ---> Zn
  2. 2
    Bilancia tutti gli elementi nell'equazione, tranne idrogeno e ossigeno. Una volta stabilito che hai a che fare con un'ossidoriduzione, è il momento di bilanciarla. Comincia bilanciando tutti gli elementi in ciascuna semireazione diversi dall'idrogeno (H) e dall'ossigeno (O). Di seguito troverai un esempio pratico.
    • Semireazione 1:
      • Ag ---> Ag2O
      • C'è un atomo di Ag sul lato sinistro e 2 sul destro, quindi moltiplica il lato destro per 2 per bilanciare.
      • 2Ag ---> Ag2O
    • Semireazione 2:
      • Zn2+ ---> Zn
      • C'è un atomo di Zn sul lato sinistro e 1 su quello destro, quindi l'equazione è già bilanciata.
  3. 3
    Bilancia gli atomi di ossigeno aggiungendo H2O al lato opposto della reazione. Determina il numero di atomi di ossigeno su entrambi i lati dell'equazione. Bilancia l'equazione aggiungendo molecole d'acqua al lato con meno atomi di ossigeno finché le due parti non sono uguali.
    • Semireazione 1:
      • 2Ag ---> Ag2O
      • Sul lato sinistro non ci sono atomi di O e ce n'è uno su quello destro. Aggiungi una molecola di H2O al lato sinistro per bilanciare.
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O
    • Semireazione 2:
      • Zn2+ ---> Zn
      • Non ci sono atomi di O su nessun lato dell'equazione, che quindi è già bilanciata.
  4. 4
    Bilancia gli atomi di idrogeno aggiungendo H+ al lato opposto dell'equazione. Come hai fatto per gli atomi di ossigeno, determina il numero di atomi di idrogeno su entrambi i lati dell'equazione, poi bilanciali aggiungendo atomi H+ dal lato che ha meno idrogeno, fino a renderli uguali.
    • Semireazione 1:
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O
      • Ci sono 2 atomi di H sul lato sinistro e nessuno su quello destro. Aggiungi 2 ioni H+ al lato destro per bilanciare.
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O + 2H+
    • Semireazione 2:
      • Zn2+ ---> Zn
      • Non ci sono atomi di H su nessun lato dell'equazione, che quindi è già bilanciata.
  5. 5
    Equalizza le cariche aggiungendo degli elettroni dal lato dell'equazione che li richiede. Una volta bilanciati gli atomi di idrogeno e ossigeno, un lato dell'equazione avrà una carica positiva maggiore dell'altro. Aggiungi una quantità sufficiente di elettroni al lato positivo dell'equazione in modo da riportare la carica pari a zero.
    • Gli elettroni vengono aggiunti quasi sempre dal lato con gli atomi H+.
    • Semireazione 1:
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O + 2H+
      • La carica del lato sinistro dell'equazione è 0, mentre in quello destro è +2 a causa degli ioni di idrogeno. Aggiungi due elettroni al lato destro per equilibrare.
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O + 2H+ + 2e-
    • Semireazione 2:
      • Zn2+ ---> Zn
      • La carica del lato sinistro dell'equazione è +2, mentre su quello destro è zero. Aggiungi 2 elettroni nel lato sinistro per portare la carica a zero.
      • Zn2+ + 2e- ---> Zn
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    Moltiplica ciascuna semireazione per un fattore di scala, in modo che gli elettroni siano pari in entrambe le semireazioni. Gli elettroni nelle parti dell'equazione devono essere uguali, in modo che si annullino quando le semireazioni vengono sommate. Moltiplica la reazione per il minimo comune denominatore degli elettroni, in modo da renderli uguali.[9]
    • Nel nostro esempio, entrambi i lati sono già bilanciati, con due elettroni per parte.
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    Combina le due semireazioni. Scrivi tutti i reagenti sul lato sinistro dell'equazione e tutti i prodotti su quello destro. Noterai che ci sono termini uguali da un lato e dall'altro, come H2O, H+ ed e-. Puoi cancellarli e resterà soltanto l'equazione bilanciata.
    • H2O + 2Ag + Zn2+ + 2e- ---> Ag2O + Zn + 2H+ + 2e-
    • Gli elettroni sui lati dell'equazione si annullano, dando: H2O + 2Ag + Zn2+ ---> Ag2O + Zn + 2H+
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    Bilancia gli ioni positivi di idrogeno con ioni idrossili negativi.[10] Dato che vuoi bilanciare l'equazione in una soluzione basica, devi cancellare gli ioni di idrogeno. Aggiungi un ugual valore di ioni OH- in modo da bilanciare quelli H+. Assicurati di aggiungere lo stesso numero di ioni OH- su entrambi i lati dell'equazione.
    • H2O + 2Ag + Zn2+ ---> Ag2O + Zn + 2H+
    • Ci sono due ioni H+ sul lato destro dell'equazione. Aggiungi due ioni OH- su entrambi i lati.
    • H2O + 2Ag + Zn2+ + 2OH- ---> Ag2O + Zn + 2H+ + 2OH-
    • H+ e OH- si combinano per formare una molecola d'acqua (H2O), dando H2O + 2Ag + Zn2+ + 2OH- ---> Ag2O + Zn + 2H2O
    • Puoi cancellare una molecola d'acqua sul lato destro, ottenendo l'equazione finale bilanciata: 2Ag + Zn2+ + 2OH- ---> Ag2O + Zn + H2O
  9. 9
    Controlla che entrambi i lati dell'equazione abbiano carica nulla. Al termine del bilanciamento, assicurati che la carica (pari al numero di ossidazione) sia la stessa su entrambi i lati dell'equazione.
    • Per il lato sinistro dell'equazione: Ag ha un n.o. di 0. Lo ione Zn2+ ha un n.o. di +2. Ciascun ione OH- ha un n.o. di -1, che moltiplicato per due da un totale di -2. Il +2 di Zn e il -2 degli ioni OH- si annullano.
    • Per il lato destro: in Ag2O, Ag ha un n.o. di +1, mentre O è -2. Moltiplicando per il numero degli atomi si ottiene Ag = +1 x 2 = +2, il -2 di O si annulla. Zn ha un n.o. di 0, così come la molecola d'acqua.
    • Dato che tutte le cariche danno come risultato zero, l'equazione è bilanciata correttamente.
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