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Bilanciamento delle redox con il metodo delle semireazioni

Bilanciare una reazione significa attribuire ad ogni sostanza presente i coefficienti stechiometrici, in modo che sia possibile la conservazione della massa e la conservazione delle cariche elettriche.

In altre parole il numero di atomi, per ogni specie chimica, presente nei reagenti deve essere eguale al numero di atomi della stessa specie chimica presente nei prodotti di reazione; la carica elettrica complessiva delle sostanze reagenti deve essere uguale alla carica complessiva dei prodotti.

 Le procedure per il bilanciamento sono varie; quella che si basa sul metodo delle semireazioni o metodo ionico-elettronico può essere così descritta, utilizzando la reazione in ambiente acido già proposta:

 1) - Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:

2) - Si bilanciano gli atomi e gli ioni; si indicano gli elettroni in movimento:

2I^- ----> I₂+ 2e

Cr₂O₇^-2 + 6e ---->2Cr³⁺

3) - Se il numero di elettroni in gioco nelle due semireazioni non è uguale, si calcola il m.c.m. ( minimo comune multiplo ) dei due valori e lo si divide per il numero di elettroni in ogni semireazione.

Il coefficiente ottenuto deve essere moltiplicato per il numero degli elettroni, degli atomi e degli ioni di ciascuna semireazione:

  m.c.m. tra 6 e 2 = 6 ; si divide questo valore per il numero degli elettroni nelle due semireazioni:

4) - Essendo presente dell’ossigeno, è necessario bilanciarlo con delle molecole di H₂O:

6I ^- ---->3I₂ + 6e

Cr₂O₇^-2 + 6e ---->2Cr³⁺+ 7H₂O

5) - Si bilancia l’idrogeno dell’acqua con degli ioni H⁺ ( ambiente acido ); si controlla il bilanciamento delle cariche:

6) - Si esegue la somma algebrica delle due semireazioni, effettuando le necessarie semplificazioni:

La reazione ionica è così bilanciata.

A questo punto è possibile scrivere la reazione bilanciata anche in forma molecolare:

K₂Cr₂O₇ + 6KI + 14HNO₃ ----> 8KNO₃ + 2Cr(NO₃)₃ + 3I₂ + 7H₂O .

  La stessa procedura deve essere utilizzata anche nel caso di reazioni in ambiente basico:

Si consideri la reazione in ambiente basico:

Cl₂ + I ^- + OH ^- ----> Cl ^- + IO₃^- + H₂O

1) - Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:

I ^- ----> IO₃^-

Cl₂ ---->2Cl^-

2) - Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento:

I ^- ----> IO₃^- +6e

Cl₂ + 2e ----> 2Cl ^-

3) - Si calcola il m.c.m. e con tale valore si bilanciano gli elettroni, modificando il numero degli atomi;

m.c.m. tra 6 e 2 = 6:

4) - Si bilancia l’ossigeno con molecole di H₂O e l’idrogeno dell’acqua con ioni OH^- ( ambiente basico ), controllando il bilanciamento delle cariche:

5) - Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni:

6) - Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare bilanciata:

3Cl₂ + KI + 6KOH v 6KCl + KIO₃ + 3H2O.

  Lo stesso procedimento si utilizza in reazioni che avvengono in ambiente neutro:

AsO₃^3- + I₂ + H₂O ----> AsO₄^3- + H⁺ + I ^-

1) - Si scrivono separatamente le semireazioni di ossidazione e di riduzione:

AsO₃^3- ----> AsO₄^3-

I₂ ----> 2I ^-

2) - Si bilanciano gli atomi e si indicano gli elettroni in movimento:

AsO₃^3- ----> AsO₄^3-+ 2e

I₂ + 2e ----> 2I ^-

3) - Essendo uguale il numero degli elettroni in movimento non si deve effettuare alcun bilanciamento.

4) - Si bilancia nei reagenti l’ossigeno con H₂O e nei prodotti l’idrogeno, così aggiunto, con ioni H⁺, controllando il bilanciamento delle cariche:

AsO₃^3- + H₂O ----> AsO₄^3-+ 2e + 2H⁺

I₂ + 2e ----> 2I ^-

5) - Si somma membro a membro con le opportune semplificazioni:

6) - Se richiesto si trasforma la reazione ionica netta in reazione molecolare bilanciata:

KAsO₃ + I₂ + H₂O ---->KAsO₄ + 2HI .

Preleva il documento stampabile in formato che contiene anche 50 redox bilanciate e la tavola dei potenziali standard