Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE (redox)

In chimica con il termine di ossidoriduzioni o redox si intendono tutte quelle reazioni chimiche in cui il

numero di ossidazione di alcuni atomi cambia, cioè in cui si ha uno scambio di elettroni da una specie chimica

ad un’altra.

Numero di ossidazione (N.O.):

Il numero di ossidazione o lo stato di ossidazione è un concetto del tutto formale che non ha alcun significato

fisico. Si tratta di un metodo semplice e approssimato per classificare i composti chimici di un elemento.

Regole per determinare lo stato di ossidazione di un elemento in un composto chimico:

- Ai composti elementari (composti da un solo tipo di

elemento) si attribuisce stato di ossidazione 0.

- Il N.O. di uno ione monoatomico è uguale alla carica

dello ione.

- La somma dei N.O. di tutti gli atomi presenti in una

molecola neutra è pari a 0, mentre in uno ione

poliatomico è pari alla carica dello ione.

- Il N.O. dell’idrogeno è +1, tranne che nei composti

con i metalli (idruri) in cui è -1.

- L’ossigeno ha N.O. è –2, eccetto che nei perossidi in

cui è -1. In OF il N.O. dell’ossigeno è +2.

2

Attenzione a non confondere il numero di ossidazione con il concetto di valenza.

Come abbiamo detto nelle redox si ha un trasferimento di elettroni. Il numero di elettroni ceduto da una o

più specie deve essere uguale al numero di elettroni acquistati da altre specie.

Criterio fondamentale: - L’elemento che si riduce vede diminuire il suo stato

di ossidazione. È la sostanza che acquista elettroni ed

è chiamata ossidante.

- L’elemento che si ossida vede aumentare il suo stato

di ossidazione. È la sostanza che cede elettroni ed è

chiamata riducente.



Es. 2Mg + O 2MgO

2

2Mg ha N.O. zero perché è un composto elementare.

O ha N.O. zero perché è un composto elementare.

2 2Mg nella molecola di 2MgO ha N.O. +2

O nella molecola di 2MgO ha N.O. -2.

L’ossigeno passa da N.O. zero a N.O. -2: si è ridotto, è un ossidante.

Il magnesio passa da N.O. zero a N.O. +2: si è ossidato, quindi è un riducente.

Bilanciamento delle ossidoriduzioni:

- 1°PASSAGGIO: si scrivono gli stati di ossidazione.

- 2°PASSAGGIO: si scrivono le semireazioni.

- 3°PASSAGGIO: applico il principio di conservazione della massa alle semireazioni.

- 4°PASSAGGIO: applico il principio di conservazione delle cariche alle semireazioni.

- 5°PASSAGGIO: somma delle semirezioni per avere la reazione finale.



Es. H S + HClO H SO + HCl

2 3 2 4

1° PASSAGGIO: Scrivo gli stati di ossidazione di tutti gli atomi sia nei reagenti, sia nei prodotti.

Reagenti: H S H = N.O. +2 S = N.O. –2

2 2

HClO H = N.O. +1 Cl = N.O. +5 O = N.O. -6

3 3

Prodotti: H SO H = N.O. +2 S = N.O. +6 O = N.O. -8

2 4 2 4

HCl H = N.O. +1 Cl = N.O. -1

S è un riducente e si ossida

Cl è un ossidante e si riduce

2° PASSAGGIO: la reazione globale viene scomposta in due semireazioni.

- indica la semireazione di ossidazione

+ indica la semireazione di riduzione



- H S H SO

2 2 4



+ HClO HCl

3

Ho semplicemente scomposto la reazione di partenza.

3°PASSAGGIO: La legge di Lavoisier nota anche come legge di conservazione della massa afferma che nel

corso di una reazione chimica la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei

prodotti. In altre parole, nel corso di una reazione chimica la materia non si crea e non si distrugge.

Adesso applico alle due semireazioni questo principio bilanciandole dal punto di vista della massa.

Le reazioni di ossidoriduzione si bilanciano bene nel solvente dell’acqua (soluzioni acquose). La molecola

dell’acqua si può infatti “rompere” in: H O

2

+ -

H OH

Reazione di autoprotolisi o di dissociazione dell’acqua.

Quindi l’acqua si autodissocia. +

Questo particolare reazione dell’acqua può essere usata per bilanciare le redox. Quindi uso le due specie H

-

e OH per bilanciare la massa.

La prima semireazione è quella dello zolfo (S) quindi parto con il bilanciare quella:



- H S H SO

2 2 4

Bilancio:

S è già bilanciato, ce n’è uno da una parte e uno dall’altra.

O non è bilanciato, ce ne sono 0 a sinistra e 4 a destra. Posso quindi aggiungere molecole d’acqua

H O. Mi servono 4 ossigeni quindi aggiungo 4 molecole d’acqua a sinistra.

2 

- 4H O + H S H SO

2 2 2 4

Adesso però è H a non essere bilanciato. Ne ho 10 a sinistra e 2 a destra. Allora posso aggiungere

+

solo H . Per averne 10 anche a destra devo aggiungerne 8 (8+2=10) a destra.

 +

- 4H O + H S H SO + 8H

2 2 2 4

Adesso la prima semireazione è bilanciata per la massa.

Passiamo alla seconda semireazione, quella del cloro.



+ HClO HCl

3

Bilancio:

Cl è già bilanciato.

O non è bilanciato, a sinistra ne ho 3 a destra ne ho 0. Quindi posso aggiungere a destra 3 molecole

di H O.

2



+ HClO HCl + 3H O

3 2

Adesso O è bilanciato. +

H però non lo è, ne ho 1 a sinistra e 7 a destra. Allora posso aggiungere H a sinistra e ne aggiungo 6

(1+6=7).



+

+ 6H + HClO HCl + 3H O

3 2

Anche H adesso è bilanciato.

Le due semireazioni adesso sono bilanciate e rispettano il principio di conservazione della massa.

4°PASSAGGIO: Il principio di conservazione della carica elettrica afferma che in una reazione chimica

la somma delle cariche elettriche che sta alla sinistra della freccia (reagenti) deve essere uguale alla

somma delle cariche elettriche totali alla destra della freccia (prodotti).

Adesso applico alle due semireazioni questo principio bilanciandole dal punto di vista della carica.

 +

- 4H O + H S H SO + 8H

2 2 2 4



+

+ 6H + HClO HCl + 3H O

3 2

Nella prima semireazione ( - ) la somma delle cariche elettriche dei reagenti è zero, ma la somma

+

delle cariche elettriche dei prodotti è 8 . Quindi le cariche non sono bilanciate. +

Nella seconda semireazione ( + ) nei reagenti la somma delle cariche elettriche è 6 mentre la somma

delle cariche elettriche nei prodotti è zero. Di nuovo le cariche non sono bilanciate.

Non c’è il rispetto del principio di conservazione della carica. Come si fa?