Come bilanciare le reazioni di ossidoriduzione

tramite: O2O
Difficoltà: media
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Introduzione

Le reazioni di ossido-riduzione sono reazioni in cui un reagente viene ossidato e un reagente è ridotto contemporaneamente. Questo modulo dimostra come bilanciare varie equazioni redox. Per bilanciare una reazione di questo genere, occorrerà equilibrare la quantità di elettroni perduti dalla sostanza "riducente" con la quantità di elettroni acquisiti dalla sostanza ossidante. In questa guida, quindi, vedremo come bilanciare una reazione di ossidoriduzione utilizzando il metodo ionico-elettronico. Ecco come bilanciare le reazioni di ossidoriduzione.

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Il primo passo per bilanciare una reazione redox è determinare se è ancora una reazione di ossidazione di riduzione e se richiede gli stati di ossidazione durante la reazione. Per mantenere la neutralità di carica nel campione, la reazione redox comporterà sia un componente di riduzione che un'ossidazione. Ciò richiede di identificare quale elemento è ossidato e quale elemento è ridotto. Ad esempio: si consideri questa reazione:

Cu (s) + 2Ag + (aq) → Cu2 + (aq) + 2Ag (s) (1)(1) Cu (s) + 2Ag + (aq) → Cu2 + (aq) + 2Ag (s) Lo stato di ossidazione del rame sul lato sinistro è 0 perché è un elemento di per sé. Lo stato di ossidazione del rame sul lato destro dell'equazione è +2. Il rame in questa semi-reazione è ossidato.

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A questo punto bisogna scrivere le due semi-reazioni separatamente e se necessario, come nel nostro caso, bilanciare ulteriormente gli elementi coinvolti nelle varie reazioni, al fine di evidenziare i numeri di elettroni ceduti e acquisiti nei diversi passaggi. Gli elementi perduti durante la semi-reazione dello iodio, ad esempio, sono 2, ovvero un elettrone per ciascun atomo: 2 I- → I2 + 2e.

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Ora che il numero di ossigeno è quattro sia tra i prodotti che tra i reagenti, è possibile equilibrare o bilanciare anche quello degli elettroni. In questo caso, quindi, bisognerà moltiplicare la due semi-reazioni per un certo numero di volte: quella di ossidazione va moltiplicata cinque volte (2I- → I2 + 2e-) x5, mentre quella di riduzione va moltiplicata due volte (8 H+ + MnO4 1- + 5 e- → Mn2+ + 4H2O) x2.

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Il risultato sarà, quindi, rispettivamente 10 I- → 5 I2 + 10 e-, e 16 H+ + 2MnO4 - + 10 e- → 2Mn2+ + 8 H2O. A questo punto è possibile svolgere l'ultimo passaggio e sommare, finalmente, le due semireazioni, senza dimenticarsi di semplificare gli elettroni. Il risultato che si otterrà, quindi, sarà: 10 I- + 16 H+ + 2 MnO4 - → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O. In caso di ambiente baso il procedimento è esattamente lo stesso, soltanto che al momento di bilanciare le cariche, invece di utilizzare ioni H+ si utilizzano ioni OH-.

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