BILANCIAMENTO DI REDOX – ESERCIZIO 1

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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:

$4KCl+4HNO_3+O_2\rightarrow 4KNO_3+2Cl_2+2H_2O$