Una reazione redox è bilanciata quando gli atomi di ogni elemento e la carica totale sono uguali a sinistra e a destra. Ci sono due strade. Col metodo delle semireazioni si scrivono a parte l'ossidazione e la riduzione, si aggiungono acqua, ioni H⁺ ed elettroni, poi si sommano. Col metodo del numero di ossidazione si guarda di quanto sale e di quanto scende il numero di ciascun elemento e si scelgono i coefficienti che rendono uguali le due variazioni. In ambiente basico si parte come in acido e alla fine gli H⁺ si trasformano in acqua con gli OH⁻.
Punti Chiave
Il bilancio è completo quando ogni elemento ha lo stesso numero di atomi a sinistra e a destra e la carica complessiva coincide.
Nel metodo delle semireazioni l'equazione si separa in una ossidazione e in una riduzione, che si bilanciano ciascuna per conto proprio.
L'ordine in ogni semireazione è: tutti gli atomi tranne O e H, poi l'ossigeno con H₂O, poi l'idrogeno con H⁺, poi la carica con gli elettroni.
Gli elettroni delle due semireazioni devono essere gli stessi prima della somma: si moltiplicano per numeri interi adatti, poi si cancellano.
In ambiente basico si bilancia come in acido e poi si aggiungono tanti OH⁻ quanti sono gli H⁺, su entrambi i lati: ogni coppia H⁺ + OH⁻ diventa H₂O.
Nel metodo del numero di ossidazione i coefficienti si scelgono in modo che l'aumento totale sia uguale alla diminuzione totale.
L'Approfondimento
Bilanciare una redox significa far tornare due conti: il numero di atomi per ciascun elemento e la carica complessiva devono coincidere sui due lati. Le definizioni di ossidazione e riduzione stanno nel Recap sulle reazioni redox: chi cede e chi acquista elettroni.
Quello che il riducente perde lo guadagna l’ossidante, in un numero identico di elettroni.
Metodo delle semireazioni in ambiente acido
Il metodo delle semireazioni spezza l’equazione in due pezzi e li bilancia a parte. I passi sono:
Si separa l’equazione in una semireazione di ossidazione e una di riduzione.
In ciascuna semireazione si bilanciano per primi tutti gli atomi tranne ossigeno e idrogeno.
Si bilancia l’ossigeno aggiungendo molecole di acqua dal lato che ne ha bisogno.
Si bilancia l’idrogeno con ioni H⁺, contando anche quello arrivato con l’acqua.
Si sommano le cariche dei due lati e si aggiungono elettroni al lato più positivo finché le cariche sono uguali.
Quando le due semireazioni sono pronte, i loro elettroni devono essere gli stessi: se non lo sono, si moltiplicano per numeri interi adatti. Si sommano le semireazioni, gli elettroni si cancellano e resta l’equazione bilanciata. Se gli elettroni restano diversi, la somma non si semplifica e manca una moltiplicazione.
Esempio pratico: permanganato e ioduro in acido, che danno iodio e Mn²⁺. Lo ioduro si ossida: 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻. Il permanganato si riduce: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O, e il manganese passa da +7 a +2. Si moltiplica la prima per 5 e la seconda per 2, così ogni semireazione porta 10 elettroni. La somma è 10 I⁻ + 16 H⁺ + 2 MnO₄⁻ → 5 I₂ + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O.
Un secondo caso lo costruiamo noi, con ferro(II) al posto dello ioduro. Si riduce sempre il permanganato (MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O) e si ossida il ferro: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻. Il ferro cede un elettrone solo, quindi la sua semireazione va moltiplicata per 5.
Esempio pratico: MnO₄⁻ + Fe²⁺ in acido. Somma delle due semireazioni: MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O. Atomi: 1 Mn, 5 Fe, 4 O e 8 H da entrambi i lati. Carica: −1 + 10 + 8 = +17 a sinistra, +2 + 15 = +17 a destra.
Lo stesso schema si applica a un’altra coppia: nella riduzione del nitrato ad ammonio in acido, NO₃⁻ + 10 H⁺ + 8 e⁻ → NH₄⁺ + 3 H₂O, lo zinco si ossida (Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻) e va moltiplicato per 4. Il bilancio è 4 Zn + NO₃⁻ + 10 H⁺ → NH₄⁺ + 3 H₂O + 4 Zn²⁺.
Bilanciamento redox in ambiente basico
L’ambiente acido o basico di una soluzione si misura con il pH. In ambiente basico l’equazione finale non deve contenere H⁺. Si bilancia prima come in acido. Poi ogni H⁺ rimasto viene affiancato da un OH⁻, su tutti e due i lati, e la coppia diventa H₂O. L’acqua uguale sui due lati si semplifica.
Esempio pratico: un esercizio costruito da noi, permanganato e ioduro con prodotti MnO₂ e I₂. In acido la riduzione è MnO₄⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻ → MnO₂ + 2 H₂O e l’ossidazione è 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻. Il minimo comune multiplo degli elettroni è 6: riduzione ×2, ossidazione ×3. La somma in acido è 2 MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 6 I⁻ → 2 MnO₂ + 4 H₂O + 3 I₂. Si aggiungono 8 OH⁻ a entrambi i lati: gli 8 H⁺ diventano 8 H₂O a sinistra e, semplificando 4 H₂O, resta 2 MnO₄⁻ + 4 H₂O + 6 I⁻ → 2 MnO₂ + 3 I₂ + 8 OH⁻. Controllo: 2 Mn, 6 I, 12 O e 8 H sui due lati; carica −8 a sinistra e −8 a destra.
L’alluminio in soluzione fortemente basica, che produce idrogeno, si chiude allo stesso modo: 2 Al + 2 OH⁻ + 6 H₂O → 2 [Al(OH)₄]⁻ + 3 H₂.
Metodo del numero di ossidazione
Il metodo del numero di ossidazione non separa l’equazione. Si assegna a ogni elemento il suo numero, si individuano quelli che cambiano e si scelgono i coefficienti così: la somma degli aumenti deve pareggiare la somma delle diminuzioni. Si bilancia poi il resto e si verificano atomi e carica.
I numeri si assegnano con poche regole:
Situazione
Numero di ossidazione
Elemento allo stato libero
0
Ione monoatomico
Uguale alla sua carica
Idrogeno nei composti
Di solito +1, con l’eccezione −1 negli idruri metallici
Ossigeno nei composti
Di solito −2, con l’eccezione −1 nei perossidi
Composto neutro
La somma è zero
Ione poliatomico
La somma è uguale alla carica dello ione
Esempio pratico: Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂. Il carbonio sale di 2, da +2 a +4. Il ferro scende di 3, da +3 a 0. Il minimo comune multiplo di 2 e 3 è 6, da cui 3 CO e 3 CO₂ davanti al carbonio e 2 Fe: Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂.
Un secondo caso, che costruiamo noi, usa formule con cariche più alte: dicromato e ferro(II) in acido. Il cromo passa da +6 a +3, con due atomi nel dicromato e una diminuzione totale di 6. Il ferro passa da +2 a +3, con un aumento di 1 per atomo. Per eguagliare 6 e 1 servono 6 Fe²⁺ per ogni Cr₂O₇²⁻. Il resto si bilancia con H₂O per l’ossigeno e H⁺ per l’idrogeno.
Esempio pratico: Cr₂O₇²⁻ + 6 Fe²⁺ + 14 H⁺ → 2 Cr³⁺ + 6 Fe³⁺ + 7 H₂O. Atomi: 2 Cr, 6 Fe, 7 O, 14 H da entrambi i lati. Carica: −2 + 12 + 14 = +24 a sinistra, 6 + 18 = +24 a destra.
I due metodi a confronto
Semireazioni
Numero di ossidazione
Punto di partenza
Ossidazione e riduzione scritte a parte
Variazione del numero degli elementi
Cosa si pareggia
Gli elettroni delle due semireazioni
Aumento e diminuzione totali
Cosa serve per il resto
H₂O, H⁺, e in basico OH⁻
Il bilancio di atomi e carica
Esempio svolto qui
MnO₄⁻ con I⁻ e con Fe²⁺
Fe₂O₃ con CO, Cr₂O₇²⁻ con Fe²⁺
Il controllo finale per gli esercizi
L’ultimo passo è sempre lo stesso: contare gli atomi di ogni elemento e sommare le cariche su ciascun lato. Se la carica dei due lati è diversa, per esempio +4 a sinistra e +8 a destra, il bilancio è incompleto anche quando gli atomi tornano. In ambiente basico, un’equazione che contiene ancora H⁺ non ha completato il passaggio con gli OH⁻.
Per allenarsi basta riprendere gli esempi sopra, coprire la soluzione e rifare i conti, poi confrontare atomi e carica.
Presentazione
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✗ Mito Basta che gli atomi tornino da entrambi i lati: la carica si sistema da sola.
✓ Realtà In una redox gli elettroni passano da una specie all'altra, e la carica totale deve essere uguale sui due lati quanto gli atomi. Un'equazione con gli atomi a posto e le cariche diverse resta da correggere, per esempio con coefficienti che non eguagliano gli elettroni ceduti e quelli presi. Per questo la verifica finale controlla sempre entrambe le cose.
✗ Mito In ambiente basico si usa un altro metodo, con regole tutte sue.
✓ Realtà Il percorso è lo stesso dell'ambiente acido, fino all'ultima riga. In fondo ogni H⁺ rimasto trova un OH⁻ da aggiungere, e insieme formano acqua: quel passaggio è l'unica differenza.
✗ Mito Il numero di ossidazione di un elemento è sempre quello che si legge nella tavola periodica.
✓ Realtà Il numero di ossidazione dipende dal composto in cui l'elemento si trova. Un elemento libero vale 0, uno ione monoatomico vale la sua carica, l'idrogeno di solito è +1 e l'ossigeno di solito è −2, con alcune eccezioni, come gli idruri metallici e i perossidi. Il manganese, per fare un caso, passa da +7 nel permanganato a +2 in Mn²⁺.
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Una reazione redox è bilanciata quando gli atomi di ogni elemento e la carica totale sono uguali a sinistra e a destra. Ci sono due strade. Col metodo delle semireazioni si scrivono a parte l'ossidazione e la riduzione, si aggiungono acqua, ioni H⁺ ed elettroni, poi si sommano. Col metodo del numero di ossidazione si guarda di quanto sale e di quanto scende il numero di ciascun elemento e si scelgono i coefficienti che rendono uguali le due variazioni. In ambiente basico si parte come in acido e alla fine gli H⁺ si trasformano in acqua con gli OH⁻.
Domande e risposte
Come si bilancia una reazione redox passo per passo?
Con le semireazioni si separano ossidazione e riduzione, si bilanciano gli atomi (O con H₂O, H con H⁺), si aggiungono elettroni al lato più positivo, si eguagliano gli elettroni delle due semireazioni e si sommano. Con il numero di ossidazione si trovano le variazioni degli elementi che cambiano, si scelgono i coefficienti che rendono uguali aumento e diminuzione e si bilancia il resto. In entrambi i casi l'ultimo passo controlla atomi e carica.
Come si bilancia una redox in ambiente basico?
Si bilancia come in ambiente acido. Poi per ogni H⁺ rimasto si aggiunge un OH⁻ da ciascun lato: la coppia diventa H₂O, e l'acqua che compare su entrambi i lati si cancella. L'esempio con MnO₄⁻ e I⁻ finisce così in 2 MnO₄⁻ + 4 H₂O + 6 I⁻ → 2 MnO₂ + 3 I₂ + 8 OH⁻.
Dove trovo esercizi di bilanciamento redox svolti?
Gli esempi svolti sono cinque, dalla riduzione del permanganato con lo ioduro in acido al ferro nel dicromato, e si possono rifare da soli coprendo la soluzione e confrontando alla fine atomi e carica. Il controllo finale dice subito se il bilancio torna.
Quale metodo conviene, semireazioni o numero di ossidazione?
Il metodo delle semireazioni lavora sulle cariche e sugli elettroni e gestisce acqua, H⁺ e OH⁻. Il metodo del numero di ossidazione parte da quanto cambiano i numeri degli elementi e da lì sceglie i coefficienti principali, come nello schema Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂.
Come si calcola il numero di ossidazione?
Un elemento libero vale 0, uno ione monoatomico vale la sua carica, l'idrogeno è di solito +1 e l'ossigeno di solito −2. In un composto neutro la somma dei numeri è zero, in uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione.
Ogni Recap passa da una revisione indipendente prima della pubblicazione.
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