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Chimica inorganica
Elementi, composti e chimica di coordinazione: le basi di reattivita’ e pericolosita’.
In sintesi
- Gli elettroni persi nell’ossidazione devono eguagliare quelli acquistati nella riduzione.
- In ambiente acido: si bilanciano gli O aggiungendo H2O e gli H aggiungendo H+.
- Nei perossidi (H2O2) l’ossigeno vale −1 invece di −2; negli idruri metallici (NaH) l’idrogeno vale −1 invece di +1.
- È una reazione in cui lo stesso elemento, in un dato stato di ossidazione, si ossida e si riduce contemporaneamente, dando due prodotti a numeri di ossidazione diversi.
Assegnare i numeri di ossidazione e bilanciare le reazioni redox col metodo delle semireazioni è uno scoglio classico. La chiave è sempre la stessa: gli elettroni persi nell’ossidazione devono eguagliare quelli acquistati nella riduzione. Questi sei esercizi svolti, a difficoltà crescente, vanno dall’assegnazione dei numeri di ossidazione al bilanciamento in ambiente acido e basico, fino alla disproporzione.
Esercizio 1 — Assegnare i numeri di ossidazione
Determina il numero di ossidazione del manganese in KMnO4 e del cromo in Cr2O72−.
| Regola O | −2 |
|---|---|
| Regola K | +1 |
| Vincolo | somma = carica della specie |
Soluzione passo per passo
Per KMnO4 (neutro): K = +1, ciascun O = −2. Imponendo somma nulla:
(+1) + Mn + 4·(−2) = 0 → Mn = 7
Per il dicromato Cr2O72− (carica −2):
2·Cr + 7·(−2) = −2 → Cr = 6
Mn = +7, Cr = +6: entrambi ai massimi stati di ossidazione, da cui il loro forte potere ossidante.
Esercizio 2 — Identificare ossidante e riducente
Nella reazione Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu, individua chi si ossida, chi si riduce e quanti elettroni si scambiano.
| Zn | 0 → +2 |
|---|---|
| Cu | +2 → 0 |
Soluzione passo per passo
Lo zinco passa da 0 a +2: perde 2 elettroni, quindi si ossida ed è il riducente. Il rame passa da +2 a 0: acquista 2 elettroni, si riduce ed è l’ossidante.
e− persi (Zn) = e− acquistati (Cu) = 2
Gli elettroni si bilanciano già 1:1, quindi l’equazione è bilanciata così com’è.
Esercizio 3 — Bilanciare in ambiente acido (semireazioni)
Bilancia la reazione tra permanganato e ferro(II) in ambiente acido: MnO4− + Fe2+ → Mn2+ + Fe3+.
| Mn | +7 → +2 |
|---|---|
| Fe | +2 → +3 |
| Ambiente | acido (H+, H2O) |
Soluzione passo per passo
Riduzione: il manganese passa da +7 a +2, quindi acquista
MnO4− + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O (5 e−)
Ossidazione: il ferro perde 1 elettrone (Fe2+ → Fe3+ + e−). Per pareggiare gli elettroni si moltiplica la semireazione del ferro per 5:
MnO4− + 8H+ + 5Fe2+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
Il rapporto stechiometrico è 5 Fe2+ per ogni MnO4−: è la base della permanganometria.
Esercizio 4 — Bilanciare in ambiente basico
Bilancia in ambiente basico la riduzione del permanganato a biossido di manganese da parte dello ione solfito: MnO4− + SO32− → MnO2 + SO42−.
| Mn | +7 → +4 (3 e) |
|---|---|
| S | +4 → +6 (2 e) |
| Ambiente | basico (OH−, H2O) |
Soluzione passo per passo
Si bilancia prima come in ambiente acido, poi si neutralizzano gli H+ aggiungendo OH− a entrambi i lati. Il manganese acquista 3 elettroni, lo zolfo ne cede 2: si pareggia a 6 elettroni moltiplicando per 2 e per 3 rispettivamente.
2MnO4− + 3SO32− + H2O → 2MnO2 + 3SO42− + 2OH−
Carica a sinistra: 2(−1)+3(−2) = −8; a destra: 3(−2)+2(−1) = −8. Le cariche e gli atomi tornano: equazione bilanciata.
Esercizio 5 — Reazioni di disproporzione
Il cloro gassoso in soluzione basica dà cloruro e ipoclorito: Cl2 → Cl− + ClO−. Spiega perché è una disproporzione e bilanciala.
| Cl in Cl2 | 0 |
|---|---|
| Cl in Cl− | −1 |
| Cl in ClO− | +1 |
Soluzione passo per passo
Lo stesso elemento (cloro, partendo da numero di ossidazione 0) si ossida a +1 (ipoclorito) e contemporaneamente si riduce a −1 (cloruro): è una disproporzione. Un atomo cede un elettrone, l’altro lo acquista.
Cl2 + 2OH− → Cl− + ClO− + H2O
Un atomo di cloro su due si ossida, l’altro si riduce: gli elettroni si bilanciano internamente, 1:1.
Esercizio 6 — Elettroni totali e stechiometria col dicromato
Quanti elettroni scambia lo ione dicromato Cr2O72− quando si riduce a Cr3+, e quante moli di Fe2+ ossida?
| Cr | +6 → +3 (3 e ciascuno) |
|---|---|
| Atomi di Cr | 2 per ione |
Soluzione passo per passo
Ogni cromo passa da +6 a +3 acquistando 3 elettroni; poiché nel dicromato ci sono due cromi:
e− totali = 2 × (6 − 3) = 6
Lo ione dicromato acquista 6 elettroni. Poiché ogni Fe2+ ne cede uno, un dicromato ossida 6 ioni Fe2+:
Cr2O72− + 14H+ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
È la reazione alla base della dicromatometria del ferro.
Domande frequenti
Qual è il vincolo fondamentale di una redox?
Gli elettroni persi nell’ossidazione devono eguagliare quelli acquistati nella riduzione. È questo a fissare i coefficienti: si moltiplicano le due semireazioni per i numeri che pareggiano gli elettroni, poi si sommano.
Come bilancio gli ossigeni e gli idrogeni?
In ambiente acido: si bilanciano gli O aggiungendo H2O e gli H aggiungendo H+. In ambiente basico si fa lo stesso e poi si «neutralizzano» gli H+ aggiungendo a entrambi i lati altrettanti OH−, semplificando le acque in eccesso.
Cosa sono i perossidi e gli idruri come eccezioni?
Nei perossidi (H2O2) l’ossigeno vale −1 invece di −2; negli idruri metallici (NaH) l’idrogeno vale −1 invece di +1. Sono le eccezioni più frequenti da ricordare quando si assegnano i numeri di ossidazione.
Cos’è la disproporzione?
È una reazione in cui lo stesso elemento, in un dato stato di ossidazione, si ossida e si riduce contemporaneamente, dando due prodotti a numeri di ossidazione diversi. La comproporzione è la reazione inversa: due stati diversi convergono in uno intermedio.
Perché permanganato e dicromato sono ossidanti forti?
Perché manganese e cromo vi compaiono ai massimi stati di ossidazione (+7 e +6): hanno cioè la massima «fame» di elettroni e si riducono facilmente. Per questo sono titolanti di riferimento in volumetria redox.
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Avvertenza. Questo articolo ha finalità informative e divulgative e riflette la normativa vigente alla data di pubblicazione; le scadenze indicate possono essere modificate da provvedimenti successivi. Non sostituisce la verifica tecnica del singolo prodotto e del caso specifico. A cura della Redazione di ChimicaConforme.