Problema
Bilanciare la seguente reazione redox:
$KCl+HNO_3+O_2\rightarrow KNO_3+Cl_2+H_2O$
Svolgimento
Per bilanciare la reazione redox procediamo per step.
step 1
Individuiamo quali elementi variano il loro numero di ossidazione (n.o.) nel passaggio da reagenti a prodotti.
Nel nostro caso il n.o. del cloro passa da $-1$ in $KCl$ a $0$ in $Cl_2$, cioè si ossida.
Mentre il n.o. dell’ossigeno passa da $0$ in $O_2$ a $-2$ in $H_2O$, cioè si riduce.
Step 2
Scriviamo in forma dissociata la reazione di partenza, per evidenziare quali specie sono coinvolte nella reazione.
$K^{+}+Cl^{-}+H^{+}+NO_3^{-}+O_2\rightarrow K^{+}+NO_3^{-}+Cl_2+H_2O$
STEP 3
Scriviamo due semireazioni, la prima di ossidazione e la seconda di riduzione:
$Cl^{-}\rightarrow Cl_2$
$O_2\rightarrow H_2O$
STEP 4
Bilanciamo gli elementi che si ossidano e si riducono nelle due semireazioni.
Nel nostro caso dovremo quindi bilanciare il cloro aggiungendo un coefficiente $2$ davanti a $Cl^{-}$ e bilanciare l’ossigeno aggiungendo un coefficiente $2$ davanti a $H_2O$. Otteniamo:
$2Cl^{-}\rightarrow Cl_2$
$O_2\rightarrow 2H_2O$
STEP 5
Bilanciamo il numero di elettroni dovuti all’ossidazione e alla riduzione.
Nella semireazione di ossidazione il cloro passando da n.o. $-1$ a $0$ cederà $1e^-$ per ogni atomo, quindi aggiungeremo ai prodotti $2e^-$.
Nella semireazione di riduzione l’ossigeno passando da n.o. $0$ a $-2$ acquisterà $2e^-$ per ogni atomo, quindi aggiungeremo ai reagenti $4e^-$.
$2Cl^{-}\rightarrow Cl_2+2e^-$
$O_2+4e^-\rightarrow 2H_2O$
step 6
Bilanciamo la carica elettrica tra reagenti e prodotti in ciascuna semireazione.
Siccome la reazione avviene in ambiente acido ($HNO_3$) bilanceremo le cariche con la specie $H^+$. La semireazione di ossidazione è già bilanciata elettricamente, mentre per bilanciare quella di riduzione aggiungiamo $4H^+$ tra i reagenti.
$2Cl^{-}\rightarrow Cl_2+2e^-$
$O_2+4e^-+4H^+\rightarrow 2H_2O$
STEP 7
Moltiplichiamo i coefficienti stechiometrici delle semireazioni per avere lo stesso numero di $e^-$ in entrambe le semireazioni.
Nel nostro caso moltiplicheremo $\times 2$ la prima e lasceremo com’è la seconda.
$4Cl^{-}\rightarrow 2Cl_2+4e^-$
$O_2+4e^-+4H^+\rightarrow 2H_2O$
STEP 8
Sommiamo le due semireazioni.
$4Cl^{-}+O_2+4e^-+4H^+\rightarrow 2Cl_2+4e^-+2H_2O$
Da cui semplificando gli elettroni otteniamo la reazione bilanciata:
$4Cl^{-}+O_2+4H^+\rightarrow 2Cl_2+2H_2O$
STEP 9
Per ricostruire la reazione non dissociata di partenza aggiungiamo sia ai reagenti che ai prodotti $4K^+$ e $4NO_3^{-}$ e li riassociamo agli ioni in modo da ritrovare le molecole che avevamo dissociato.
La nostra reazione redox bilanciata sarà:
$4KCl+4HNO_3+O_2\rightarrow 4KNO_3+2Cl_2+2H_2O$