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Manuale di Ripasso
Reazioni di Ossidoriduzione
con Esercizi Svolti e Commentati
Bilanciamento, numeri di ossidazione, reagente limitante e legge dei gas ideali
Esercizio Argomento
1 Bilanciamento con metodo della variazione dei n.o. + reagente limitante + gas ideali
2 Bilanciamento redox in ambiente acido (metodo delle semireazioni)
3 Bilanciamento redox in ambiente basico (metodo delle semireazioni)
4 Bilanciamento con metodo della variazione dei n.o. — dismutazione
5 Esercizio riepilogativo completo (stechiometria + gas)
Corso di Chimica — Ingegneria Clinica
Richiamo Teorico: Le Reazioni Redox
Una reazione di ossidoriduzione (redox) è una reazione in cui avviene un trasferimento di elettroni tra specie chimiche. La specie che perde elettroni si ossida (il suo numero di ossidazione aumenta); la specie che acquista elettroni si riduce (il suo numero di ossidazione diminuisce).
Regole per assegnare i numeri di ossidazione (n.o.)
Regola Esempio
Elemento libero: n.o. = 0 P 4 , O 2 , Fe, Na hanno n.o. = 0
Ione monoatomico: n.o. = carica Na+^ ha n.o. +1; Cl-^ ha n.o. -
H nei composti: n.o. = +1 (tranne idruri: -1) H 2 O: H = +1; NaH: H = -
O nei composti: n.o. = -2 (tranne perossidi: -1) H 2 O: O = -2; H 2 O 2 : O = -
La somma dei n.o. = carica della specie K 3 PO 4 : 3(+1) + x + 4(-2) = 0, quindi x = +
Metodi di bilanciamento
- Metodo della variazione dei numeri di ossidazione: si assegnano i n.o. a tutti gli atomi, si identificano le specie che si ossidano e quelle che si riducono, si bilanciano gli elettroni ceduti e acquistati, e infine si bilanciano gli altri atomi per tentativi.
- Metodo delle semireazioni (o metodo ionico-elettronico): si scrivono separatamente la semireazione di ossidazione e quella di riduzione, si bilanciano massa e carica (usando H 2 O e H+^ in ambiente acido, oppure H 2 O e OH-^ in ambiente basico), si moltiplicano per rendere uguali gli elettroni e si sommano.
Formule utili di stechiometria
Grandezza Formula Moli da massa n = m / MM
Legge gas ideali PV = nRT (R = 0,08206 L atm / (mol K))
Conversione pressione 1 atm = 760 torr = 760 mmHg = 101325 Pa
Conversione temperatura T(K) = T(°C) + 273,
Gli elettroni ceduti devono essere uguali a quelli acquistati. Cerchiamo il minimo comune multiplo tra 20 e 2:
Ossidazione: P 4 --> 4 P+5^ + 20 e-^ (x1)
Riduzione: 2 H+1^ + 2 e-^ --> H 2 (x10)
m.c.m.(20, 2) = 20. Quindi servono 1 molecola di P 4 e 10 molecole di H 2.
Passo 4: Inserire i coefficienti e bilanciare il resto
Partiamo da:
P 4 + KOH + H 2 O --> 10 H 2 + K 3 PO 4
Bilanciamo il fosforo: 4 P a sinistra, servono 4 K 3 PO 4 a destra.
P 4 + KOH + H 2 O --> 10 H 2 + 4 K 3 PO 4
Bilanciamo il potassio: a destra abbiamo 4 x 3 = 12 K, servono 12 KOH.
P 4 + 12 KOH + H 2 O --> 10 H 2 + 4 K 3 PO 4
Bilanciamo l'ossigeno: a destra 4 x 4 = 16 O; a sinistra 12 (da KOH) + x (da H 2 O) = 16, quindi x = 4, coefficiente di H 2 O = 4.
P 4 + 12 KOH + 4 H 2 O --> 10 H 2 + 4 K 3 PO 4
Verifica dell'idrogeno: a sinistra 12(1) + 4(2) = 20 H; a destra 10(2) = 20 H. Verificato!
RISULTATO: P 4 + 12 KOH + 4 H 2 O --> 10 H 2 + 4 K 3 PO 4
Parte B — Reagente limitante
Passo 1: Calcolare le moli dei reagenti
Masse molari: MM(P 4 ) = 4 x 30,97 = 123,88 g/mol; MM(KOH) = 39,10 + 16,00 + 1,01 = 56,11 g/mol
n(P 4 ) = 1,24 g / 123,88 g/mol = 0,01001 mol
n(KOH) = 7,5 g / 56,11 g/mol = 0,1337 mol
Passo 2: Confrontare i rapporti molari
Dalla reazione bilanciata il rapporto stechiometrico è: 1 mol P 4 : 12 mol KOH.
Per reagire completamente con 0,01001 mol di P 4 servirebbero:
n(KOH) necessarie = 0,01001 x 12 = 0,1201 mol
Abbiamo 0,1337 mol di KOH > 0,1201 mol necessarie, dunque il KOH è in eccesso.
RISULTATO: Il reagente limitante è P 4.
Parte C — Volume di H
gassoso
Passo 1: Moli di H 2 prodotte
Dal rapporto stechiometrico: 1 mol P 4 --> 10 mol H 2
n(H 2 ) = 0,01001 x 10 = 0,1001 mol
Passo 2: Conversione delle condizioni
Convertiamo pressione e temperatura nelle unità opportune:
P = 740 torr / 760 torr/atm = 0,9737 atm
T = 38 °C + 273,15 = 311,15 K
Passo 3: Applicare la legge dei gas ideali PV = nRT
V = nRT / P = (0,1001 mol x 0,08206 L atm / (mol K) x 311,15 K) / 0,9737 atm
V = 2,556 / 0,9737 = 2,63 L
RISULTATO: Il volume di H 2 prodotto è V = 2,63 L (a 740 torr e 38 °C).
H 8 8
Carica (-1) + 10 + 8 = +17 +2 + 15 = +
SUGGERIMENTO: In ambiente acido, per bilanciare la massa: prima bilancia gli atomi diversi da O e H, poi aggiungi H 2 O per bilanciare O, infine H+^ per bilanciare H.
ESERCIZIO 3
Testo: Bilanciare la seguente reazione redox in ambiente basico con il metodo delle semireazioni:
Cr(OH) 3 + ClO-^ --> CrO 4 2-^ + Cl-
Svolgimento — Metodo delle semireazioni (ambiente basico)
Passo 1: Scrivere le due semireazioni
Ossidazione: Cr(OH) 3 --> CrO 4 2-
Riduzione: ClO-^ --> Cl-
Il cromo passa da +3 a +6 (si ossida, cede 3 e-). Il cloro passa da +1 a -1 (si riduce, acquista 2 e-).
Passo 2: Bilanciare come se fosse ambiente acido
Ossidazione:
- Cr bilanciato. O: 3 a sinistra, 4 a destra; aggiungiamo 1 H 2 O a sinistra:
Cr(OH) 3 + H 2 O --> CrO 4 2-
- H: 3 + 2 = 5 a sinistra, 0 a destra; aggiungiamo 5 H+^ a destra:
Cr(OH) 3 + H 2 O --> CrO 4 2-^ + 5 H+
- Carica: sinistra = 0; destra = -2 + 5 = +3; aggiungiamo 3 e-^ a destra:
Cr(OH) 3 + H 2 O --> CrO 4 2-^ + 5 H+^ + 3 e-
Riduzione:
- Cl bilanciato. O: 1 a sinistra, 0 a destra; aggiungiamo 1 H 2 O a destra:
ClO-^ --> Cl-^ + H 2 O
- H: 0 a sinistra, 2 a destra; aggiungiamo 2 H+^ a sinistra:
2 H+^ + ClO-^ --> Cl-^ + H 2 O
- Carica: sinistra = 2 - 1 = +1; destra = -1; aggiungiamo 2 e-^ a sinistra:
2 e-^ + 2 H+^ + ClO-^ --> Cl-^ + H 2 O
Passo 3: Eguagliare gli elettroni e sommare
m.c.m.(3, 2) = 6. Moltiplichiamo ossidazione x2 e riduzione x3:
2 Cr(OH) 3 + 2 H 2 O --> 2 CrO 4 2-^ + 10 H+^ + 6 e-
6 e-^ + 6 H+^ + 3 ClO-^ --> 3 Cl-^ + 3 H 2 O
Sommando:
2 Cr(OH) 3 + 3 ClO-^ --> 2 CrO 4 2-^ + 3 Cl-^ + H 2 O + 4 H+
(dopo aver semplificato 6 H+^ da entrambi i lati e le H 2 O)
ESERCIZIO 4
Testo: Bilanciare la seguente reazione di dismutazione (o disproporzione) con il metodo della variazione dei numeri di ossidazione:
Cl 2 + NaOH --> NaCl + NaClO 3 + H 2 O
Svolgimento
ATTENZIONE: In una dismutazione, lo stesso elemento si ossida E si riduce contemporaneamente!
Passo 1: Numeri di ossidazione
Cl 2 : Cl = 0 (elemento libero). NaCl: Cl = -1 (riduzione!). NaClO 3 : Na(+1) + Cl + 3(-2) = 0, quindi Cl = +5 (ossidazione!).
Passo 2: Semireazioni di elettroni
Riduzione: Cl (n.o. 0) + 1 e-^ --> Cl (n.o. -1)
Ossidazione: Cl (n.o. 0) --> Cl (n.o. +5) + 5 e-
Per bilanciare gli elettroni: servono 5 atomi di Cl che si riducono per ogni 1 atomo di Cl che si ossida (5 x 1 = 1 x 5 = 5 e-).
Totale: 5 Cl si riducono + 1 Cl si ossida = 6 atomi Cl, ossia 3 Cl 2.
Passo 3: Coefficienti e bilanciamento
3 Cl 2 + NaOH --> 5 NaCl + 1 NaClO 3 + H 2 O
Bilanciamo Na: 5 + 1 = 6 a destra, servono 6 NaOH a sinistra.
3 Cl 2 + 6 NaOH --> 5 NaCl + NaClO 3 + H 2 O
Bilanciamo H: 6 a sinistra, servono 3 H 2 O a destra. Verifica O: 6 a sinistra; 3 + 3 = 6 a destra. Verificato!
RISULTATO: 3 Cl 2 + 6 NaOH --> 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O
SUGGERIMENTO: Nelle dismutazioni, lo stesso elemento compare in DUE prodotti diversi con n.o. differenti. Il trucco è trattarli come due processi separati e poi bilanciare gli elettroni tra i due.
ESERCIZIO 5
Testo: Bilanciare la seguente reazione redox con il metodo della variazione dei numeri di ossidazione:
Cu + HNO 3 (diluito) --> Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O
Calcolare la massa di Cu(NO 3 ) 2 ottenuta e il volume di NO (a condizioni standard STP: 0 °C, 1 atm) quando reagiscono completamente 12,7 g di Cu con un eccesso di HNO 3.
Parte A — Bilanciamento
Passo 1: Numeri di ossidazione
Cu: 0 --> Cu(NO 3 ) 2 : Cu = +2 -- si ossida (cede 2 e-). HNO 3 : N = +5 --> NO: N = +2 -- si riduce (acquista 3 e-).
Passo 2: Bilanciare gli elettroni
Ossidazione: Cu (n.o. 0) --> Cu (n.o. +2) + 2 e-^ (x3)
Riduzione: N (n.o. +5) + 3 e-^ --> N (n.o. +2) (x2)
m.c.m.(2, 3) = 6, quindi coefficienti: 3 Cu e 2 N (che si riducono).
Passo 3: Coefficienti
3 Cu + HNO 3 --> 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO + H 2 O
Bilanciamo N: a destra 3 x 2 + 2 = 8 N, servono 8 HNO 3. Bilanciamo H: 8 H a sinistra, servono 4 H 2 O. Verifica O: sinistra 8 x 3 = 24; destra 3 x 6 + 2 + 4 = 18 + 2 + 4 = 24. Verificato!
RISULTATO: 3 Cu + 8 HNO 3 --> 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2 O
Parte B — Calcoli stechiometrici
Moli di Cu
n(Cu) = 12,7 g / 63,55 g/mol = 0,2000 mol
Massa di Cu(NO 3 ) 2
Dal rapporto 3:3, le moli di Cu(NO 3 ) 2 sono uguali a quelle di Cu:
n(Cu(NO 3 ) 2 ) = 0,2000 mol
MM(Cu(NO 3 ) 2 ) = 63,55 + 2 x (14,01 + 48,00) = 187,57 g/mol
m = 0,2000 x 187,57 = 37,5 g
Volume di NO a STP
Dal rapporto 3 Cu : 2 NO:
Schema Riepilogativo: Come affrontare un esercizio Redox
Fase Azione Domanda da porsi
1 Assegnare i numeri di ossidazione a tutti gliatomi Quali atomi cambiano n.o.?
2 Identificare ossidazione e riduzione Chi perde e chi acquista elettroni?
3 Scrivere le semireazioni di elettroni Quanti elettroni per atomo? E per molecola?
4 Bilanciare gli elettroni (m.c.m.) Quale moltiplicatore rende uguali gli elettroni ceduti eacquistati?
5 Inserire i coefficienti nella reazione ebilanciare il resto Gli altri atomi (O, H, metalli) tornano?
6 Verificare massa e carica Stessa quantità di ogni elemento e stessa carica totale?
Errori comuni da evitare
Errore Soluzione
Dimenticare che P 4 ha 4 atomi di P (non 1!) Moltiplicare sempre gli elettroni per atomo per il numero di atominella molecola
Non convertire le unità di P e T prima di usare PV = nRT
Convertire sempre: torr in atm (dividere per 760) e °C in K (sommare 273,15)
Confondere il reagente limitante Calcolare le moli necessarie in base al rapporto stechiometricoe confrontare con quelle disponibili
In ambiente basico, dimenticare di convertire H+^ in OH-
Dopo aver bilanciato in 'acido', aggiungere tanti OH-^ quanti H+ da entrambi i lati
Non verificare il bilanciamento finale Controllare SEMPRE che massa e carica tornino su entrambi ilati
In bocca al lupo per l'esonero!
