Metodi di bilanciamento redox passi, esempi, esercizi

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Philip Kelley

Il metodo di bilanciamento redox È quello che permette di bilanciare le equazioni chimiche delle reazioni redox, che altrimenti sarebbero un mal di testa. Qui una o più specie scambiano elettroni; quella che le dona o le perde è detta specie ossidante, mentre quella che le accetta o le guadagna, la specie riducente.

In questo metodo è essenziale conoscere i numeri di ossidazione di queste specie, poiché rivelano quanti elettroni hanno guadagnato o perso per mole. Grazie a questo è possibile bilanciare le cariche elettriche scrivendo gli elettroni nelle equazioni come se fossero reagenti o prodotti..

Semireazioni generali di una reazione redox insieme ai tre protagonisti durante il loro bilanciamento: H +, H2O e OH-. Fonte: Gabriel Bolívar.

L'immagine sopra mostra quanto efficacemente gli elettroni, e- sono posti come reagenti quando la specie ossidante li guadagna; e come prodotti quando la specie riducente li perde. Si noti che per bilanciare questi tipi di equazioni è necessario padroneggiare i concetti di ossidazione e numeri di ossidoriduzione..

La specie H+, HDueO e OH-, A seconda del pH del mezzo di reazione, consente il bilanciamento redox, motivo per cui è molto comune trovarli negli esercizi. Se il mezzo è acido, ci rivolgiamo a H.+; ma se al contrario il mezzo è di base, allora usiamo l'OH- per dondolare.

La natura della reazione stessa determina quale dovrebbe essere il pH del mezzo. Questo è il motivo per cui, sebbene possa essere bilanciato assumendo un mezzo acido o basico, l'equazione bilanciata finale indicherà se gli ioni H sono davvero dispensabili o meno.+ e OH-.

Indice articolo

  • 1 passaggi
    • 1.1 - Generale
    • 1.2 - Bilanciamento in ambiente acido
    • 1.3 - Bilanciamento nel mezzo di base
  • 2 esempi
  • 3 esercizi
    • 3.1 Esercizio 1
    • 3.2 Esercizio 2
  • 4 Riferimenti

Passi

- Generale

Controllare i numeri di ossidazione dei reagenti e dei prodotti

Assumi la seguente equazione chimica:

Cu (s) + AgNO3(ac) → Cu (NO3)Due + Ag (s)

Ciò corrisponde a una reazione redox, in cui si verifica un cambiamento nei numeri di ossidazione dei reagenti:

Cu0(s) + Ag+NON3(ac) → CuDue+(NON3)Due + Ag (s)0

Identifica le specie ossidanti e riducenti

La specie ossidante guadagna elettroni ossidando la specie riducente. Pertanto, il suo numero di ossidazione diminuisce: diventa meno positivo. Nel frattempo, il numero di ossidazione della specie riducente aumenta, poiché perde elettroni: diventa più positivo..

Pertanto, nella reazione precedente, il rame viene ossidato, poiché passa da Cu0 a CuDue+; e l'argento si riduce, mentre passa da Ag+ ad Ag0. Il rame è la specie riducente e l'argento la specie ossidante.

Scrivi le mezze reazioni e bilancia atomi e cariche

Identificando quali specie guadagnano o perdono elettroni, le semireazioni redox sono scritte sia per le reazioni di riduzione che per le reazioni di ossidazione:

Cu0 → CuDue+

Ag+ → Ag0

Il rame perde due elettroni, mentre l'argento ne guadagna uno. Posizioniamo gli elettroni in entrambe le semireazioni:

Cu0 → CuDue+ + 2e-

Ag+ + e- → Ag0

Notare che i carichi rimangono bilanciati in entrambe le semireazioni; ma se si sommassero, verrebbe violata la legge di conservazione della materia: il numero degli elettroni deve essere uguale nelle due semireazioni. Pertanto, la seconda equazione viene moltiplicata per 2 e vengono aggiunte le due equazioni:

(Cu0 → CuDue+ + 2e-) x 1

(Ag+ + e-  → Ag0) x 2 

Cu0 + 2Ag+ + 2e- → CuDue+ + 2Ag0 + 2e-

Gli elettroni si annullano perché si trovano ai lati dei reagenti e dei prodotti:

Cu0 + 2Ag+ → CuDue+ + 2Ag0

Questa è l'equazione ionica globale.

Sostituisci i coefficienti dell'equazione ionica nell'equazione generale

Infine, i coefficienti stechiometrici dell'equazione precedente vengono trasferiti alla prima equazione:

Cu (s) + 2AgNO3(ac) → Cu (NO3)Due + 2Ag

Notare che 2 è stato posizionato con AgNO3 perché in questo sale l'argento è come l'Ag+, e lo stesso accade con Cu (NO3)Due. Se questa equazione non è equilibrata alla fine, si procede ad eseguire la prova.

L'equazione proposta nei passaggi precedenti avrebbe potuto essere bilanciata direttamente da tentativi ed errori. Tuttavia, ci sono reazioni redox che richiedono un mezzo acido (H.+) o di base (OH-) prendere posto. Quando ciò accade, non può essere bilanciato supponendo che il mezzo sia neutro; come appena mostrato (no H.+ e nemmeno OH-).

D'altra parte, è conveniente sapere che gli atomi, ioni o composti (principalmente ossidi) in cui avvengono i cambiamenti nei numeri di ossidazione sono scritti nelle semireazioni. Questo sarà evidenziato nella sezione degli esercizi.

- Equilibrio in mezzo acido

Quando il mezzo è acido, è necessario fermarsi alle due semireazioni. Questa volta, quando bilanciamo, ignoriamo gli atomi di ossigeno e idrogeno, e anche gli elettroni. Gli elettroni si equilibreranno alla fine.

Quindi, sul lato della reazione con meno atomi di ossigeno, aggiungiamo molecole d'acqua per compensare. Dall'altro lato, bilanciamo gli idrogeni con gli ioni H.+. Infine, aggiungiamo gli elettroni e procediamo seguendo i passaggi generali già descritti..

- Equilibrio nel mezzo di base

Quando il mezzo è basico si procede come nel mezzo acido con una piccola differenza: questa volta sul lato dove c'è più ossigeno si troverà un numero di molecole d'acqua pari a questo eccesso di ossigeno; e dall'altra parte, gli ioni OH- per compensare gli idrogeni.

Infine, gli elettroni vengono bilanciati, le due semireazioni vengono aggiunte e i coefficienti dell'equazione ionica globale vengono sostituiti nell'equazione generale.

Esempi

Le seguenti equazioni redox bilanciate e sbilanciate servono come esempi per vedere quanto cambiano dopo aver applicato questo metodo di bilanciamento:

P4 + ClO- → PO43- + Cl- (sbilanciato)

P4 + 10 ClO- + 6 hDueO → 4 PO43- + 10 Cl- + 12 h+ (mezzo acido equilibrato)

P4 + 10 ClO- + 12 OH- → 4 PO43- + 10 Cl- + 6 hDueO (bilanciato medio di base)

ioDue + KNO3 → Io- + KIO3 + NON3- (sbilanciato)

3IDue + KNO3 + 3HDueO → 5I- + KIO3 + NON3- + 6H+ (mezzo acido equilibrato)

CrDueODue7- + HNODue → Cr3+ + NON3- (sbilanciato)

3HNODue + 5H+ + CrDueODue7- → 3NO3- +2Cr3+ + 4HDueO (mezzo acido bilanciato)

Formazione

Esercizio 1

Bilancia la seguente equazione nel mezzo di base:

ioDue + KNO3 → Io- + KIO3 + NON3-

Passaggi generali

Iniziamo scrivendo i numeri di ossidazione delle specie che sospettiamo siano state ossidate o ridotte; in questo caso, gli atomi di iodio:

ioDue0 + KNO3 → Io- + KI5+O3 + NON3-

Si noti che lo iodio viene ossidato e allo stesso tempo ridotto, quindi procediamo a scrivere le loro due rispettive semireazioni:

ioDue → Io- (riduzione, per ogni I- 1 elettrone viene consumato)

ioDue  → IO3- (ossidazione, per ogni IO3- 5 elettroni vengono rilasciati)

Nella semireazione di ossidazione poniamo l'anione IO3-, e non l'atomo di iodio come me5+. Bilanciamo gli atomi di iodio:

ioDue → 2I-

ioDue  → 2IO3-

Equilibrio nel mezzo di base

Ora ci concentriamo sul bilanciamento della semireazione di ossidazione in un mezzo di base, poiché ha una specie ossigenata. Aggiungiamo sul lato prodotto lo stesso numero di molecole d'acqua quanti sono gli atomi di ossigeno:

ioDue  → 2IO3- + 6HDueO

E sul lato sinistro bilanciamo gli idrogeni con OH-:

ioDue  + 12OH- → 2IO3- + 6HDueO

Scriviamo le due mezze reazioni e aggiungiamo gli elettroni mancanti per bilanciare le cariche negative:

ioDue + 2e- → 2I-

ioDue  + 12OH- → 2IO3- + 6HDueO + 10e-

Equalizziamo i numeri degli elettroni in entrambe le semireazioni e li sommiamo:

(IODue + 2e- → 2I-) x 10

(IODue  + 12OH- → 2IO3- + 6HDueO + 10e-) x 2

12IDue + 24 OH- + 20e- → 20I- + 4IO3- + 12HDueO + 20e-

Gli elettroni si annullano e dividiamo tutti i coefficienti per quattro per semplificare l'equazione ionica globale:

(12IDue + 24 OH-  → 20I- + 4IO3- + 12HDueO) x ¼

3IDue + 6OH- → 5I- + IO3- + 3HDueO

Infine, sostituiamo i coefficienti dell'equazione ionica nella prima equazione:

3IDue + 6OH- + KNO3 → 5I- + KIO3 + NON3- + 3HDueO

L'equazione è già equilibrata. Confronta questo risultato con il bilanciamento in mezzo acido dell'esempio 2.

Esercizio 2

Bilancia la seguente equazione in un mezzo acido:

FedeDueO3 + CO → Fe + CODue

Passaggi generali

Guardiamo i numeri di ossidazione del ferro e del carbonio per scoprire quale dei due è stato ossidato o ridotto:

FedeDue3+O3 + CDue+O → Fede0 + C4+ODue

Il ferro è stato ridotto, rendendolo la specie ossidante. Nel frattempo, il carbonio è stato ossidato, comportandosi come la specie riducente. Le semireazioni di ossidazione e riduzione interessate sono:

FedeDue3+O3 → Fede0  (riduzione, per ogni Fe si consumano 3 elettroni)

CO → CODue (ossidazione, per ogni CODue Vengono rilasciati 2 elettroni)

Nota che scriviamo l'ossido, FeDueO3, perché contiene fede3+, invece di posizionare solo il Fe3+. Bilanciamo gli atomi necessari tranne quelli dell'ossigeno:

FedeDueO3 → 2Fe

CO → CODue

E procediamo ad effettuare il bilanciamento in mezzo acido in entrambe le semireazioni, poiché nel mezzo sono presenti specie ossigenate..

Equilibrio in mezzo acido

Aggiungiamo acqua per bilanciare gli ossigeni e poi H.+ per bilanciare gli idrogeni:

FedeDueO3 → 2Fe + 3HDueO

6H+ +  FedeDueO3 → 2Fe + 3HDueO

CO + HDueO → CODue

CO + HDueO → CODue + 2H+

Adesso bilanciamo le cariche ponendo gli elettroni coinvolti nelle semireazioni:

6H+ +  6e- + FedeDueO3 → 2Fe + 3HDueO

CO + HDueO → CODue + 2H+ + 2e-

Equalizziamo il numero di elettroni in entrambe le semireazioni e li sommiamo:

(6H+ +  6e- + FedeDueO3 → 2Fe + 3HDueO) x 2

(CO + HDueO → CODue + 2H+ + 2e-) x 6

12 h+ + 12e- + 2FeDueO3 + 6CO + 6HDueO → 4Fe + 6HDueO + 6CODue + 12H+ + 12e-

Cancelliamo gli elettroni, gli ioni H.+ e le molecole d'acqua:

2FeDueO3 + 6CO → 4Fe + 6CODue

Ma questi coefficienti possono essere divisi per due per semplificare ulteriormente l'equazione, avendo:

FedeDueO3 + 3CO → 2Fe + 3CODue

Sorge questa domanda: il bilanciamento redox era necessario per questa equazione? Per tentativi ed errori sarebbe stato molto più veloce. Ciò mostra che questa reazione procede indipendentemente dal pH del mezzo..

Riferimenti

  1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
  2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 settembre 2019). Come bilanciare le reazioni Redox. Estratto da: thoughtco.com
  3. Ann Nguyen e Luvleen Brar. (05 giugno 2019). Bilanciamento delle reazioni redox. Chemistry LibreTexts. Recupero da: chem.libretexts.org
  4. Quimitube. (2012). Esercizio 19: Regolazione di una reazione redox in mezzo basico con due semireazioni di ossidazione. Estratto da: quimitube.com
  5. Washington University di St. Louis. (s.f.). Problemi pratici: reazioni redox. Estratto da: chemistry.wustl.edu
  6. John Wiley & Sons. (2020). Come bilanciare le equazioni Redox. Estratto da: dummies.com
  7. Rubén Darío O. G. (2015). Bilanciamento di equazioni chimiche. Estratto da: aprendeenlinea.udea.edu.co

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