Esercizi sulle reazioni redox

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Esercizi sulle reazioni redox

In questo articolo sono proposti 5 esercizi sulle reazioni redox, accuratamente elaborati per garantire una comprensione chiara e completa. Ogni esercizio è svolto in dettaglio, senza tralasciare alcun passaggio, ed è progettato per supportare gli studenti dei corsi di chimica generale, rivolti alle facoltà di ingegneria, fisica, biologia e chimica.

Le reazioni redox, o reazioni di ossidoriduzione, costituiscono una classe fondamentale di processi chimici in cui avviene un trasferimento di elettroni tra due specie chimiche, determinando una variazione nello stato di ossidazione degli elementi coinvolti. Il termine “redox” deriva dall’unione dei concetti di ossidazione e riduzione, due processi strettamente correlati che si verificano simultaneamente.

Per affrontare correttamente queste reazioni, è fondamentale conoscere alcuni concetti chiave, tra cui il numero di ossidazione, le forme ioniche, i ruoli di ossidante e riducente, il comportamento di acidi e basi, e le tecniche di bilanciamento di carica e di massa.

Questa raccolta di esercizi sulle reazioni redox è pensata per facilitare l’apprendimento e la pratica del bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione. Grazie a spiegazioni dettagliate e a una progressione graduale della difficoltà, gli studenti potranno consolidare le proprie competenze in modo efficace.

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Ottieni il documento contenente 5 esercizi svolti sulle reazioni redox, per il corso di chimica generale.

Esercizi sulle reazioni redox: autori e revisori

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Autore: Fulvio Benintende .

Revisori: Joan Pasqual Guilabert.

Testi degli esercizi

Esercizio 1 $(\bigstar\bigstar\bigstar\largewhitestar\largewhitestar)$ . Calcolare i coefficienti delle seguenti reazioni redox

$\mathrm{HNO_3 + H_2S \to NO + S + H_2O}$
$\mathrm{Cu + HNO_3 \to Cu(NO_3)_2 + NO + H_2O}$
$\mathrm{Br_2 + S + H_2O \to HBr + H_2SO_4}$
$\mathrm{K_2Cr_2O_7 + NH_3 + H_2SO_4 \to K_2SO_4 + Cr_2(SO_4)_3 + N_2 + H_2O}$
$\mathrm{Cl_2 + KI + KOH \to KCl + KIO_3 + H_2O}$

Svolgimento punto 1.

Si noti, innanzitutto, che la reazione avviene in ambiente acido per via della presenza delle specie $\mathrm{HNO_3}$ e $\mathrm{H_2 S}$ .

Riscrivere la reazione in forma ionica:

$\mathrm{H^+ (NO_3 )^-+2H^+ S^{(-2)} \rightarrow N^{(+2)} O^{(-2)}+S^0+2H^{(+1)} O^{(-2)}}$

Individuazione dei numeri di ossidazione delle specie coinvolte:

$\mathrm{H^{(+1)} N^{(+5)} O^{(-2)}+H^{(+1)} S^{(-2)} \rightarrow N^{(+2)} O^{(-2)}+S^0+H^{(+1)} O^{(-2)}}$

Riconoscimento di ossidante e riducente:

$\mathrm{N^{(+5)} \rightarrow N^{(+2)}}$

l’azoto acquista 3 elettroni (N.O. diminuisce), per cui si riduce ed è la specie ossidante;

$\mathrm{S^{(-2)} \rightarrow S^0}$

lo zolfo cede 2 elettroni (N.O. aumenta), per cui si ossida ed è la specie riducente. Determinazione delle semireazioni delle specie redox:

$\mathrm{(NO_3 )^-+3e^- \rightarrow NO} \quad \text{si noti che le cariche non sono bilanciate}$

$\mathrm{S^{(-2)} \rightarrow S^0+2e^-}$

Eventuale bilanciamento delle cariche, aggiungendo $\mathrm{H^+}$ quando l’ambiente di reazione è acido e $\mathrm{(OH)^-}$ quando è basico:

$\mathrm{(NO_3)^-+3e^-+4H^+ \rightarrow NO} \quad \text{infatti: } -1-3+4=0$

$\mathrm{S^{(-2)} \rightarrow S^0+2e^-}$

Bilanciamento delle masse di $\mathrm{H^+}$ o $\mathrm{(OH)^-}$ introdotte, per aggiunta di molecole di $\mathrm{H_2 O}$ :

$\mathrm{(NO_3 )^-+3e^-+4H^+ \rightarrow NO+2H_2 O}$

$\mathrm{S^{(-2)} \rightarrow S^0+2e^-}$

Nota: il bilanciamento della massa per mezzo di moli di $\mathrm{H_2 O}$ si rende necessario solo quando vengono aggiunti, allo step precedente, ioni $\mathrm{H^+}$ o $\mathrm{(OH)^-}$ ed ovviamente $\mathrm{H_2 O}$ dovrà essere aggiunta dalla parte opposta della reazione rispetto ad $\mathrm{H^+}$ o $\mathrm{(OH)^-}$ .

Bilanciamento del numero di elettroni scambiati nelle semireazioni:

$2 \cdot \mathrm{((NO_3)^-+3e^-+4H^+ \rightarrow NO+2H_2 O)}$

$3 \cdot \mathrm{(S^{(-2)} \rightarrow S^0+2e^-)}$

Ottenendo:

$\mathrm{2(NO_3 )^-+6e^-+8H^+ \rightarrow 2NO+4H_2 O}$

$\mathrm{3S^{(-2)} \rightarrow 3S^0+6e^-}$

Sommare le due semireazioni e semplificare:

$\mathrm{2(NO_3 )^-+6e^-+8H^++3S^{(-2)} \rightarrow 2NO+4H_2 O+3S^0+6e^-}$

Riportare i coefficienti stechiometrici calcolati nella reazione di partenza:

$\mathrm{2HNO_3+3H_2 S \rightarrow 2NO+3S+4H_2 O}$

Nota: gli $\mathrm{8H^+}$ presenti nella reazione somma risultano ripartiti nella reazione bilanciata tra le specie $\mathrm{HNO_3}$ e $\mathrm{H_2 S}$ .

Svolgimento punto 2.

$\mathrm{Cu^0+H^+ (NO_3)^- \rightarrow Cu^{+2} 2(NO_3)^-+N^{+2} O^{(-2)}+2H^+ O^{(-2)}} \quad \text{forma ionica}$

$\mathrm{Cu^0+H^{+1} N^{+5} O^{(-2)} \rightarrow Cu^{+2} N^{+5} O^{(-2)}+N^{+2} O^{(-2)}+H^{+1} O^{(-2)}} \quad \text{numeri di ossidazione}$

$\mathrm{(NO_3)^- +3e^- \rightarrow NO} \quad \text{ossidante}$

$\mathrm{Cu^0 \rightarrow Cu^{+2}+2e^-} \quad \text{riducente}$

$\mathrm{(NO_3)^- +3e^- +4H^+ \rightarrow NO} \quad \text{bilanciamento carica}$

$\mathrm{Cu^0 \rightarrow Cu^{+2}+2e^-}$

$\mathrm{(NO_3)^- +3e^- +4H^+ \rightarrow NO+2H_2 O} \quad \text{bilanciamento massa}$

$\mathrm{Cu^0 \rightarrow Cu^{+2}+2e^-}$

$2 \cdot \left( \mathrm{(NO_3)^- +3e^- +4H^+ \rightarrow NO+2H_2 O} \right)$

$3 \cdot \left( \mathrm{Cu^0 \rightarrow Cu^{+2}+2e^-} \right)$

Ottenendo:

$\mathrm{2(NO_3)^- +6e^- +8H^+ \rightarrow 2NO+4H_2 O}$

$\mathrm{3Cu^0 \rightarrow 3Cu^{+2}+6e^-}$

Sommare le due semireazioni e semplificare:

$\mathrm{2(NO_3)^- +6e^- +8H^+ +3Cu^0 \rightarrow 2NO+4H_2 O +3Cu^{+2} +6e^-}$

Riportare i coefficienti stechiometrici calcolati nella reazione di partenza:

$\mathrm{3Cu+8HNO_3 \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2 O} \quad \text{reazione bilanciata}$

$\mathrm{2Br^0 + S^0 + 2H^+ O^{(-2)} \rightarrow H^+ Br^- + 2H^+ (SO_4)^{(-2)}} \quad \text{forma ionica}$

$\mathrm{2Br^0 + S^0 + H^{+1} O^{(-2)} \rightarrow H^+ Br^- + H^+ S^{(+6)} O^{(-2)}} \quad \text{numeri di ossidazione}$

$\mathrm{Br^0 + e^- \rightarrow Br^-} \quad \text{ossidante}$

$\mathrm{S^0 \rightarrow (SO_4)^{(-2)} + 6e^-} \quad \text{riducente}$

$\mathrm{Br^0 + e^- \rightarrow Br^-}$

$\mathrm{S^0 \rightarrow (SO_4)^{(-2)} + 6e^- + 8H^+} \quad \text{bilanciamento carica}$

$\mathrm{Br^0 + e^- \rightarrow Br^-}$

$\mathrm{S^0 + 4H_2 O \rightarrow (SO_4)^{(-2)} + 6e^- + 8H^+} \quad \text{bilanciamento massa}$

$6 \cdot \mathrm{Br^0 + 6e^- \rightarrow 6Br^-} \quad \text{bilanciamento elettroni}$

$S^0 + 4H_2 O \rightarrow (SO_4)^{(-2)} + 6e^- + 8H^+ \quad \text{bilanciamento elettroni}$

$6Br^0 + 6e^- + S^0 + 8H_2 O \rightarrow 6Br^- + (SO_4)^{(-2)} + 6e^- + 8H^+ \quad \text{reazione somma}$

$3Br_2 + S + 4H_2 O \rightarrow 6HBr + H_2 SO_4 \quad \text{reazione bilanciata}$

Svolgimento punto 3.

$\begin{aligned} &2K^+ (Cr_2 O_7)^{(-2)} + N^{(-3)} 3H^+ 2H^+ (SO_4)^{(-2)}\rightarrow \\ &\rightarrow 2K^+ (SO_4)^{(-2)} + 2Cr^{(+3)} (SO_4)^{(-2)} + N_2 + 2H^+ O^{(-2)} \end{aligned}$

forma ionica

$\begin{aligned} &K^{(+1)} Cr^{(+6)} O^{(-2)} + N^{(-3)} H^{(+1)} + H^{(+1)} SO_4^{(-2)} \rightarrow \\ &\rightarrow K^{(+1)} SO_4^{(-2)} + Cr^{(+3)} SO_4^{(-2)} + N^0 + H^{(+1)} O^{(-2)} \end{aligned}$

numeri di ossidazione

$N^{(-3)} \rightarrow N^0 + 3e^- \quad \text{riducente}$

$(Cr_2 O_7)^{(-2)} + 6e^- \rightarrow 2Cr^{(+3)} \quad \text{ossidante}$

Nota: nella parte destra della reazione che coinvolge il cromo è stato necessario riportare anche il numero di moli di atomi “2” per dare l’evidenza della corrispondenza esatta tra moli di atomi e numero di elettroni scambiati. Il risultato non cambia.

$N^{(-3)} \rightarrow N^0 + 3e^-$

$(Cr_2 O_7)^{(-2)} + 6e^- + 14H^+ \rightarrow 2Cr^{(+3)} \quad \text{bilanciamento carica}$

$N^{(-3)} \rightarrow N^0 + 3e^-$

$(Cr_2 O_7)^{(-2)} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{(+3)} + 7H_2 O \quad \text{bilanciamento massa}$

$2N^{(-3)} \rightarrow 2N^0 + 6e^- \quad \text{bilanciamento elettroni}$

$(Cr_2 O_7)^{(-2)} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{(+3)} + 7H_2 O \quad \text{bilanciamento elettroni}$

$2N^{(+3)} + (Cr_2 O_7)^{(-2)} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2N^0 + 6e^- + 2Cr^{(+3)} + 7H_2 O \quad \text{reazione somma}$

$K_2 Cr_2 O_7 + 2NH_3 + 4H_2 SO_4 \rightarrow K_2 SO_4 + Cr_2 (SO_4)_3 + N_2 + 7H_2 O \quad \text{reazione bilanciata}$

Nota: i 14H^+ presenti nella reazione somma risultano ripartiti nella reazione bilanciata tra le specie $H_2 SO_4$ e $NH_3$ .

Svolgimento punto 4.

Si noti che l’ambiente di reazione è basico per la presenza di KOH, per cui il bilanciamento di carica avverrà per aggiunta di ioni $(OH)^-$ .

$2Cl^0 + K^+ I^- + K^+ (OH)^- \rightarrow K^+ Cl^- + K^+ (IO_3)^- + 2H^+ O^{(-2)} \quad \text{forma ionica}$

$Cl^0 + K^{(+1)} I^- + K^{(+1)} O^{(-2)} H^{(+1)} \rightarrow K^{(+1)} Cl^- + K^{(+1)} I^{(+5)} O^{(-2)} + 2H^+ O^{(-2)}$

numeri di ossidazione

$Cl^0 + e^- \rightarrow Cl^- \quad \text{ossidante}$

$I^- \rightarrow (IO_3)^- + 6e^- \quad \text{riducente}$

$Cl^0 + e^- \rightarrow Cl^-$

$I^- + 6(OH)^- \rightarrow (IO_3)^- + 6e^- \quad \text{bilanciamento carica}$

$Cl^0 + e^- \rightarrow Cl^-$

$I^- + 6(OH)^- \rightarrow (IO_3)^- + 6e^- + 3H_2 O \quad \text{bilanciamento massa}$

$6Cl^0 + 6e^- \rightarrow 6Cl^- \quad \text{bilanciamento elettroni}$

$I^- + 6(OH)^- \rightarrow (IO_3)^- + 6e^- + 3H_2 O$

$6Cl^0 + 6e^- + I^- + 6(OH)^- \rightarrow 6Cl^- + (IO_3)^- + 6e^- + 3H_2 O \quad \text{reazione somma}$

$3Cl_2 + KI + 6KOH \rightarrow 6KCl + KIO_3 + 3H_2 O \quad \text{reazione bilanciata}$

Esercizi sulle reazioni redox: bibliografia

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Esercizi tratti da: A. Post Barocchi, A. Tagliabue – CHIMICA progetto modulare – 2007 S. Lattes, C. Editori Spa – Torino – Printed in Italy per conto della casa editrice Vincenzo Bona Spa – Torino.

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