Bilanciamento redox in forma ionica – Esercizi svolti

Dobbiamo determinare i coefficienti stechiometrici di queste semplici reazioni. Il metodo redox consiste nell’analizzare i numeri di ossidazione di ogni specie chimica che partecipa alla reazione e vedere se esso cambia tra reagente e prodotto. La variazione dei numeri di ossidazione porterà a definire i coefficienti stechiometrici necessari per effettuare il bilancio di massa e, nel caso di composti non neutri, dell’ulteriore bilancio di carica. In questa esercitazione ci troviamo di fronte a composti non neutri. Le reazioni vengono chiamate redox in forma ionica. Il solo bilancio di massa non basterà per determinare correttamente i coefficienti stechiometrici perchè gli elettroni, responsabili della carica positiva o negativa delle molecole, seppur piccoli rispetto a protoni e neutroni, sono massivi. Ne consegue che, per soddisfare la legge di conservazione della massa di Lavoisier, il bilancio deve essere esteso necessariamente anche ad essi.

Distinguiamo le reazioni redox in forma ionica a seconda dell’ambiente nel quale avvengono: ambiente basico indica la presenza di ioni OH^– e H₂O, ambiente acido indica la presenza di ioni H⁺ e H₂O. Queste specie qualora venissero omesse devono essere aggiunte alla reazione prima dello svolgimento dell’esercizio. È importante notare che la posizione in cui le collochiamo non ha importanza: i coefficienti stechiometrici che troveremo ci indicheranno anche la loro esatta posizione nella reazione!

Esercizio 1. Bilanciare la seguente reazione di ossidoriduzione in ambiente basico

SO₃^2- _(aq)+ MnO₄^– _(aq)→  SO₄^2- _(aq) + MnO_{2 (s)}

È evidente, vista la premessa e osservata la redox in forma ionica, che ci troviamo di fronte a molecole non neutre. Notiamo che nella reazione sono state omesse informazioni riguardanti l’ambiente in cui essa avviene. Scegliamo di aggiungere (arbitrariamente) tra i prodotti le specie OH^– e H₂O caratteristiche di un ambiente basico. La redox in forma ionica da bilanciare è:

SO₃^2- _(aq)+ MnO₄^– _(aq) → SO₄^2- _(aq) + MnO_{2 (s)} + OH^– + H₂O

– Lo zolfo (S) ha n.o= +4 in SO₃^2-, ma n.o= +6 in SO₄^2-;

+4 → +6

– Il manganese (Mn) ha n.o= +7 in MnO₄^– mentre in MnO₂ ha n.o= +4. Per questo motivo si riduce;

+7→ +4

– L’ossigeno (O) ha numero di ossidazione uguale in reagenti e prodotti;

– L’idrogeno (H) ha numero di ossidazione uguale sia in OH^– che in H₂O.

Rappresentiamo la reazione come in figura:

Il n.o di ogni atomo di S aumenta di 2;

Il n.o di ogni atomo di Mn si riduce di 3;    

i) In SO₃^2- è presente un solo atomo di zolfo. La variazione del numero di ossidazione per ciascun atomo è pari a 2e. → 2e. x 1 atomo = 2e. complessivi per reazione;

ii) In MnO₄^– è presente un solo atomo di manganese. La variazione del numero di ossidazione per ciascun atomo è pari a 3e. → 3e. x 1 atomo = 3e. complessivi per reazione;

  

I coefficienti stechiometrici appena determinati sono primi tra loro. Non ci resta che incrociarli e scrivere:

3SO₃^2- + 2MnO₄^– →  aSO₄^2- + bMnO₂ + cOH^– + dH₂O         (1)

Immediatamente possiamo determinare i coefficienti a e b contando gli atomi di zolfo e gli atomi di manganese a sinistra. Si ottiene a = 3 e b = 2 affinchè il loro numero tra reagenti e prodotti sia uguale;

3SO₃^2- + 2MnO₄^– →  3SO₄^2- + 2MnO₂ + cOH^– + dH₂O         (2)

Ora dobbiamo determinare il coefficiente c associato ad OH^–. Ricordiamoci che le due specie rimaste le abbiamo inserite in virtù dell’ipotesi di ambiente basico. Abbiamo bisogno, in questo senso, di un bilancio differente da quello di massa che prenda in considerazione la non neutralità di OH^– e che ci permetta di ricavare, poi, il coefficiente d associato ad H₂O. Questo è il bilancio di carica. Contiamo sia a destra che a sinistra la carica associata a ciascuna molecola (ricordando che molecole neutre hanno carica zero): -6 -2 = -6 + 0 – c + 0 ⇔ c = 2

Aver trovato un coefficiente c positivo ci assicura che la specie OH^– è stata inserita in modo corretto tra i prodotti!

3SO₃^2- + 2MnO₄^– →  3SO₄^2- + 2MnO₂ + 2OH^– + dH₂O         (3)

Per determinare d bilanciamo gli idrogeni. Notiamo che tra i reagenti non compare la specie H: molto probabilmente abbiamo sbagliato ad inserire H₂O tra i prodotti (non può formarsi dell’idrogeno da molecole di partenza non contenenti idrogeno!). Da un semplice calcolo risulta che:

0 = 2 (numero idrogeni appartenenti ad OH^–) + 2d ⇒ d = -1

Avevamo ragione! Il coefficiente d è negativo e ciò significa che dobbiamo cambiare la posizione di H₂O, mettendo la molecola tra i reagenti. La redox in forma ionica bilanciata è:

3SO₃^2- + 2MnO₄^– + H₂O →  3SO₄^2- + 2MnO₂ + 2OH^–          (4)

Puoi leggere il secondo esercizio svolto a pagina 2.

Pagine: 1 2