Uno degli argomenti più importanti in chimica generale è il bilanciamento delle reazioni, cioè l’assegnazione a ogni molecola che compare in una reazione chimica di un coefficiente stechiometrico, quel numero scritto davanti alla molecola che indica quante moli di un certo composto sono coinvolti nella reazione presa in esame.
Quando ci si trova di fronte a un semplice bilanciamento delle masse, tutto quello che c’è da fare è sistemare i vari coefficienti stechiometrici in modo che nei prodotti e nei reagenti compaiano gli stessi atomi lo stesso numero di volte. Ad esempio:
CH4 + O2 → CO2 + H2O
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
Il procedimento però prevede altri passaggi quando si è di fronte a una reazione di ossidoriduzione (o red-ox): in questo caso si hanno infatti una specie che si ossida (cedendo elettroni) e una che si riduce (acquistando elettroni). Tale flusso di elettroni deve essere bilanciato: se vengono ceduti x elettroni, da qualche altra parte devono essere acquistati esattamente x elettroni. Così come abbiamo fatto per le formule di struttura, vediamo anche qui con un esempio pratico tutti i passaggi da compiere per bilanciare una reazione red-ox.
Prendiamo la seguente reazione:
Zn + As2O3 + H+ → AsH3 + Zn2+
- Determinazione dei numeri di ossidazione per ogni atomo. Per ogni atomo che appare nella reazione si deve determinare il suo numero di ossidazione, in modo poi da vedere quali specie lo cambiano tra prodotti e reagenti. In molecole composte da un solo atomo, il numero di ossidazione dell’atomo corrisponde alla carica della molecola: se questa è neutra (come lo Zn tra i reagenti della nostra reazione), il numero di ossidazione è 0, se è carica (come lo Zn2+ tra i prodotti) il numero di ossidazione corrisponde alla carica stessa (quindi nel nostro caso il numero di ossidazione di Zn2+ per l’appunto +2).
In caso di molecole composte da più atomi, la somma dei numeri di ossidazione dei vari atomi (ciascuno moltiplicato per quante volte appare nella molecola) deve dare la carica della molecola stessa, quindi 0 se è neutra o la carica corrispondente se è uno ione. Come fare a capire quanto valgono i numeri di ossidazione dei singoli atomi? Bisogna tenere a mente alcune semplici regole:- Di norma (tranne in casi che vedremo più avanti) l’ossigeno ha numero di ossidazione -2, e l’idrogeno +1. Già solo in base a queste considerazioni, possiamo ricavare nella nostra reazione i numeri di ossidazione dell’arsenico (As) in entrambi i composti in cui appare: infatti tra i reagenti abbiamo As2O3, neutro, con 3 atomi di ossigeno (quindi -2 * 3 = -6) che devono essere equilibrati da 2 atomi di arsenico (quindi ciascuno varrà +3, dato che sono due e serve una carica di +6 per equilibrare il -6 dell’ossigeno). Secono un ragionamento simile, in AsH3 i tre atomi di H valgono in tutto +1 * 3 = +3, quindi l’unico arsenico varrà -3
- In caso di molecole più complesse (ed è comunque buona norma farlo sempre) si consulta la tavola periodica, dove sono scritti tutti i possibili numeri di ossidazione che può assumere un’atomo: la giusta combinazione dei vari possibili numeri di ossidazione dei diversi atomi che compongono una molecola danno la soluzione corretta
Nel nostro caso dunque, abbiamo:
Reagenti Prodotti Zn 0 +2 As +3 -3 O -2 -2 H +1 +1 - Identificazione della specie che si riduce e della specie che si ossida. In una reazione red-ox c’è una specie che si ossida (cioè cede elettroni, e quindi il suo numero di ossidazione aumenta) e una che si riduce (cioè acquista elettroni e il suo numero di ossidazione diminuisce). Come vedremo negli esempi successivi, può succedere che la stessa specie sia in contemporanea sia quella che si ossida che quella che si riduce, ma in ogni caso deve esserci una variazione di numeri di ossidazione in senso opposto: da una parte un numero di ossidazione deve aumentare (quindi la specie associata si ossida), da un’altra un numero di ossidazione deve diminuire (quindi la specie associata si riduce).
Nel nostro esempio, l’arsenico si riduce, acquistando 6 elettroni e passando da +3 a -3, mentre lo zinco si ossida, cedendo 2 elettroni e passando da 0 a +2. - Bilanciamento del flusso di elettroni. La parte più delicata (e spesso quella in cui si fanno più errori) in un bilanciamento red-ox è il bilanciamento degli elettroni. Bisogna tenere a mente che tanti elettroni vengono ceduti da un atomo (quello che si ossida), tanti devono essere acquistati da un altro atomo (quello che si riduce). Facendo questi calcoli bisogna considerare ovviamente anche se gli atomi che ci interessano appaiono in numero superiore a 1 nelle relative molecole. Nel nostro esempio, l’arsenico tra i reagenti è presente come As2O3, quindi per prima cosa si deve considerare che dato che ogni atomo di As acquista 6 elettroni, gli elettroni necessari saranno in tutto 6 * 2 = 12 e–. Per prima cosa si deve avere lo stesso numero di atomi di arsenico anche tra i prodotti (dove appare singolo, in AsH3). Per cui come prima cosa:
Zn + As2O3 + H+ → 2 AsH3 + Zn2+
Abbiamo dunque bisogno di 12 elettroni, che devono essere forniti dalla specie che si ossida (che dunque cede gli elettroni). La specie in questione nella nostra reazione è lo zinco. Ogni atomo di Zn, come si è visto, cede 2 e–, dato che il suo numero di ossidazione passa da 0 a +2. Per avere un flusso di 12 elettroni servono dunque 6 atomi di Zn (dato che +2 * 6 = +12). Si ha dunque:
6 Zn + As2O3 + H+ → 2 AsH3 + 6 Zn2+
- Bilanciamento delle masse e delle cariche. In una reazione chimica bilanciata, che sia red-ox o meno, vi deve essere lo stesso numero di atomi tra reagenti e prodotti, e la somma di tutte le cariche dei reagenti deve essere pari a quella dei prodotti. In questo caso il bilanciamento delle masse non è necessario (con eccezione per idrogeno e ossigeno, ma che vengono trattati a parte, nel passaggio successivo). È necessario invece il bilanciamento delle cariche. Tra i reagenti infatti abbiamo il solo H+, quindi con carica totale di +1, mentre tra i prodotti abbiamo 6 ioni di Zn2+, con una carica totale di +2 * 6 = +12. Come si bilanciano le cariche? Si bilanciano aggiungendo dove serve (e dove solitamente è già indicato dalla reazione) ioni H+ (come in questo caso) o ioni OH–. Se ne possono aggiungere quanti ne servono poiché queste reazioni (se nell’esercizio non è indicato il contrario) avvengono in acqua, e gli H+ e gli OH– provengono dalle molecole di H2O del solvente, per cui ce ne sono quante ne servono.
In questo caso, aggiungendo altri 11 ioni H+ (quindi per un totale di 12) ai reagenti, abbiamo anche a sinistra una carica di +12, pari a quella dei prodotti:6 Zn + As2O3 + 12 H+ → 2 AsH3 + 6 Zn2+
- Eventuale aggiunta di H2O. Una volta bilanciati elettroni, masse e cariche bisogna vedere se è necessario, per avere lo stesso numero di atomi di idrogeno e ossigeno da entrambi i lati della reazione, aggiungere delle molecole di acqua. Perché l’acqua si può aggiungere liberamente senza gli stessi vincoli delle altre molecole? Per lo stesso motivo visto nel passaggio precedente, quando abbiamo aggiunto H+: perché, a meno che non sia specificato, si intende che le reazioni avvengono in soluzione acquosa. Per questo, di molecole di acqua ne abbiamo a disposizione quante ne vogliamo, e nella reazione siamo liberi di farne figurare tante quante ce ne servono per bilanciare O e H.
Nel caso specifico del nostro esempio, abbiamo 12 H e 3 O tra i reagenti, e 6 H e nessun O tra i prodotti. Necessitiamo dunque, dalla parte dei prodotti, di altri 6 H e 3 O, che sono dati esattamente da 3 molecole di H2O. La reazione finale bilanciata sarà:6 Zn + As2O3 + 12 H+ → 2 AsH3 + 6 Zn2+ + 3 H2O
Da un punto di vista grafico, tipicamente un bilanciamento red-ox si scrive in questo modo:
Vediamo adesso una serie di reazioni red-ox svolte e commentati che presentano situazioni particolari che potrebbero generare difficoltà:
Fe(OH)2 + O2 → Fe(OH)3
In questa red-ox sono due le particolarità da tenere in mente: innanzitutto, l’ossigeno molecolare (O2) ha chiaramente numero di ossidazione 0, non essendo legato ad altri atomi ma solo con sé stesso in una molecola neutra. Seconda cosa, proprio l’ossigeno appare due volte tra i reagenti, una in Fe(OH)2 con numero di ossidazione -2, e l’altra nel già visto O2. Nei prodotti, invece, tutto l’ossigeno è in Fe(OH)3, con numero di ossidazione -2. In questo caso (dove a ridursi è l’ossigeno di O2, da 0 a -2, e a ossidarsi il Fe, da +2 a +3) l’importante, come sempre, è che ci sia un bilanciato flusso di elettroni. I restanti atomi di ossigeno proverranno da Fe(OH)2 e non intervengono nella red-ox. Abbiamo dunque due O che passano da 0 a -2: -2 * 2 = -4, e un Fe che passa da +2 a +3. Dato che serve un flusso di 4 e–, ci vorranno 4 atomi di Fe per bilanciare i due di ossigeno.
Posti quindi i coefficienti giusti (farlo per esercizio prima di vedere la soluzione), si osserva dove mancano atomi di O e H e si mettono le molecole di acqua necessarie.
La reazione è dunque bilanciata in questo modo:4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O → 4 Fe(OH)3
Cl2 + OH– → Cl– + ClO3–
La peculiarità di questa reazione consiste nel fatto che il cloro è sia la sostanza che si ossida che quella che si riduce. Infatti, passa dal numero di ossidazione 0 di Cl2 al -1 di Cl– e al +5 di ClO3–.
Il ragionamento da fare è comunque semplice e lineare: come in base agli altri esercizi, serviranno quindi 5 atomi di cloro che passano da 0 a -1 per bilanciare l’atomo che va da 0 a +5: un totale dunque di 6 atomi di cloro. Essendo presente il cloro tra i reagenti come Cl2, ne serviranno quindi 3 molecole per avere tutti gli atomi necessari. Di questi 6 atomi, 5 si ridurranno e 1 si ossiderà.
Fatto questo si sistemano come sempre le cariche (in questo caso usando OH– invece di H+ per bilanciarle) e si aggiungono le eventuali molecole di acqua (farlo per esercizio prima di vedere il risultato sotto).
Il risultato finale sarà quindi:3 Cl2 + 6 OH– → 5 Cl– + ClO3– + 3 H2O
Cr(OH)4– + H2O2 → CrO42-
Due particolarità coinvolgono questa reazione red-ox: l’ossigeno in H2O2 (il perossido di idrogeno, comunemente detto acqua ossigenata) ha numero di ossidazione -1, invece del solito -2, e si la sostanza che si ossida (il cromo che va da +3 a +6, controllare per esercizio) che quella che si riduce (per l’appunto l’ossigeno del perossido che va da -1 a -2) finiscono nella stessa molecola, il CrO42- che costituisce l’unico prodotto.
Riguardando le cose che abbiamo visto poco fa, ci ricordiamo che:
– il flusso di elettroni deve essere bilanciato, quindi se nell’ossidazione abbiamo un atomo di Cr che cede 3 elettroni e nella riduzione due atomi di O che ne acquistano 1 (quindi 2 e– in totale), dovremo trovare il minimo comune multiplo, che è 6: ci serviranno quindi 2 atomi di Cr (2 * 3 = 6) e 6 atomi di O (1 * 6 = 6);
– gli atomi di ossigeno che dobbiamo considerare tra i reagenti sono quelli di H2O2, quelli che appaiono in Cr(OH)4– non cambiano il loro numero di ossidazione quindi non fanno parte della red-ox
Dovremo dunque mettere un 2 di fronte ai due composti del cromo, e un 3 davanti all’acqua ossigenata (infatti ci servono 6 atomi di O e ogni molecola di H2O2 ne ha 2). Tra i prodotti, mettendo un 2 davanti al CrO42- abbiamo già atomi di O a sufficienza (e non ci serve che siano esattamente 6 poiché come abbiamo visto una parte dell’ossigeno non subisce la red-ox).
Come azioni finali dobbiamo bilanciare le cariche (e la presenza di un idrossido tra i reagenti ci dice implicitamente che l’ambiente è basico, quindi dovremo aggiungere OH– dove necessario) e infine aggiungere l’acqua che ci serve (farlo per esercizio).
Il risultato finale sarà quindi:2 Cr(OH)4– + 3 H2O2 + 2 OH– → 2 CrO42- + 8 H2O