Bilanciamento delle redox in forma ionica

Il bilanciamento delle redox consente di  trovare i coefficienti stechiometrici tali da garantire la conservazione della massa e quella della carica

Ciò equivale a dire che il numero di elettroni acquistati dalla sostanza che si riduce deve essere uguale al numero di elettroni ceduti dalla sostanza che si ossida.

Generalizzando una reazione redox può essere così rappresentata:

Ossidante + Riducente → ossidante ridotto + riducente ossidato.

Uno dei metodi per bilanciare una reazione di ossidoriduzione è basato sulla variazione del numero di ossidazione.

Le reazioni vengono proposte sia in forma molecolare che in forma ionica.

Bilanciamento delle reazioni in forma ionica

Molto spesso le reazioni redox vengono già date in forma ionica, altre volte conviene trasformarle in tale forma. Infatti le sostanze che reagiscono in soluzione acquosa sono per lo più dissociate in ioni. Non si dissociano ossidi, anidridi, gas come K₂O, CO₂, Cl₂ che conservano la loro forma molecolare.

Regole per trasformare le reazioni redox in forma ionica le reazioni redox molecolari

1) Applicare i numeri di ossidazione agli elementi che costituiscono i reagenti e i prodotti

2) Prendere nota delle molecole in cui cambiano i numeri di ossidazione

3) Dissociare in ioni solo tali molecole

4) Osservare se la reazione avviene in ambiente acido ( H⁺ ), basico (OH^–) o in ambiente neutro

5) Scrivere la reazione in forma ionica netta

In tale reazione compaiono solamente:

a) Gli ioni o le molecole indissociate, in cui un elemento cambia il suo numero di ossidazione

b) H⁺ , OH^– oppure H₂O tra i reagenti a seconda dell’ambiente di reazione

c) H₂O, oppure H⁺ oppure OH^– tra i prodotti di reazione per il bilanciamento globale delle cariche.

Esempio:

Data la reazione in forma molecolare trasformarla in forma ionica:

KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → K₂SO₄ + MnSO₄ + I₂ + H₂O

Si dissociano in ioni KMnO₄ , KI e MnSO₄:

KMnO₄ → K⁺ + MnO₄^–

KI → K⁺ + I^–

MnSO₄→ Mn²⁺ + SO₄^2-

La presenza di H₂SO₄ tra i reagenti ci indica chela soluzione avviene in ambiente acido pertanto la reazione in forma ionica netta diviene:

MnO₄^– + I^– + H⁺→ Mn²⁺ + I₂

Bilanciamento di una reazione redox ionica con il metodo della variazione del numero di ossidazione

Data la reazione da bilanciare si procede così:

1) si scrivono i numeri di ossidazione degli atomi in cui essi variano

2) Si osserva il numero degli elettroni ceduto dal riducente e quello acquistato dall’ossidante

Poiché esso deve risultare uguale si:

•  calcolano dei coefficienti opportuni che lo rendano tale
• scrivono, nella reazione ionica, i coefficienti così calcolati
• calcola la somma algebrica delle cariche positive e negative degli ioni reagenti e degli ioni prodotti. La carica globale deve risultare uguale a sinistra e a destra della reazione
• Per conseguire tale uguaglianza si procede al bilanciamento della carica globale che si realizza introducendo ioni H⁺ se l’ambiente è acido o ioni OH^– se l’ambiente è basico i quali portano alla formazione di molecole di acqua

Esercizi svolti

1.Bilanciare la seguente reazione di ossidoriduzione:

KMnO₄ + SnCl₂ + HCl → KCl + MnCl₂ + SnCl₄ + H₂O

Innanzi tutto la reazione va trasformata in forma ionica:

1) Il numero di ossidazione del manganese passa da + 7 a +2 e il numero di ossidazione dello stagno passa da +2 a +4

2) Le molecole in cui un elemento subisce variazione del numero di ossidazione sono KMnO₄ e SnCl₂ che danno rispettivamente MnCl₂ e SnCl₄

3) La dissociazione di tali molecole è KMnO₄ → K⁺ + MnO₄^– ; SnCl₂ → Sn²⁺ + 2 Cl^–; MnCl₂ → Mn²⁺ + 2 Cl^– e SnCl₄ → Sn⁴⁺ + 4 Cl^–

4) Stante la presenza di HCl la reazione avviene in ambiente acido

Scriviamo la reazione netta in forma ionica:

MnO₄^– + Sn²⁺ + H⁺ → Mn²⁺ + Sn⁴⁺ + H₂O

Mn (+7) + 5 e^– → Mn (+2)

Sn (+2) → Sn (+4) + 2 e^–

Poiché il numero di elettroni scambiati deve essere uguale moltiplichiamo la prima per 2 e la seconda per 5. Ciò significa che 5 Sn²⁺ ( che cedono globalmente 2 ∙ 5 = 10 elettroni ) riducono 2 MnO₄^– ( che acquistano globalmente 10 elettroni). La reazione diviene:

2 MnO₄^– +5 Sn²⁺ +  x H⁺ → 2 Mn²⁺ +5 Sn⁴⁺+ y  H₂O

Somma cariche ioni: 2(-) + 2 (5+) = 8 (+) → 2 (2+) + 5 (4+) = 24(+)

Il bilanciamento delle cariche esige:

8 (+) + 16 H⁺ → 24(+)

Occorrono 16 H⁺ per equilibrare le cariche a sinistra e a destra. Ne consegue che le molecole di acqua presenti sono 8

2 MnO₄^– +5 Sn²⁺ +  16 H⁺ → 2 Mn²⁺ +5 Sn⁴⁺+ 8  H₂O

2.Bilanciare la seguente reazione di ossidoriduzione:

Cl₂ + KI + KOH → KCl + KIO₃ + H₂O

Innanzi tutto la reazione va trasformata in forma ionica:

1) Il numero di ossidazione del cloro passa da zero a -1 e il numero di ossidazione dello iodio passa da -1 a +5

2) Le molecole in cui un elemento subisce variazione del numero di ossidazione sono: Cl₂ e KI che danno rispettivamente KCl e KIO₃

3) La dissociazione di tali molecole è Cl₂ non si dissocia; KI → K⁺ + I^–; KCl → K⁺ + Cl^–; KIO₃ → K⁺ + IO₃^–

4) Stante la presenza di KOH la reazione avviene in ambiente basico

Scriviamo la reazione netta in forma ionica:

Cl₂ + I^– + OH^– → Cl^– + IO₃^– + H₂O

Cl₂ (0) + 2 e^– → 2 Cl^–

I (-1) → IO₃^– + 6 e^–

Per bilanciare gli elettroni scambiati occorre moltiplicare la prima per 3 e la seconda per 1. Ciò significa che 1 ione I^– ( che cede 6 e^–) riduce 3 molecole di Cl₂ ( che acquistano globalmente 2∙3 = 6 e^–)

3 Cl₂ + I^– + x OH^– →6 Cl^– + IO₃^– +y  H₂O

 Somma cariche ioni: 1(-) = 6 (-) + 1 (-) = 7 (-)

Il bilanciamento delle cariche esige:

1 (- ) + 6 OH^– → 7 (-)

Occorrono 6 OH^– per bilanciare le cariche a sinistra e a destra. Ne consegue che le molecole di acqua presenti sono 3

3 Cl₂ + I^– + 6 OH^– →6 Cl^– + IO₃^– + 3 H₂O