Esercizi sulle reazioni redox

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In questo articolo sono proposti 13 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.

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

$\mathrm{HNO_3 + H_2S \to NO + S + H_2O}$
$\mathrm{Cu + HNO_3 \to Cu(NO_3)_2 + NO + H_2O}$
$\mathrm{Br_2 + S + H_2O \to HBr + H_2SO_4}$
$\mathrm{K_2Cr_2O_7 + NH_3 + H_2SO_4 \to K_2SO_4 + Cr_2(SO_4)_3 + N_2 + H_2O}$
$\mathrm{Cl_2 + KI + KOH \to KCl + KIO_3 + H_2O}$
$\mathrm{MnCl_2} + \mathrm{HNO_3} + \mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{NO} + \mathrm{MnCl_4} + \mathrm{H_2O}$
$\mathrm{MnO_4^- + H^+ + H_2O_2 \to Mn^{2+} + O_2 + H_2O}$
$\mathrm{MnO_4^- + Fe^{2+} + H^+ \to Mn^{2+} + Fe^{3+} + H_2O}$
$\mathrm{IO_3^- + I^- + H^+ \to I_2 + H_2O}$
$\mathrm{Cr_2O_7^{2-} + C_2O_4^{2-} + H^+ \to Cr^{3+} + CO_2 + H_2O}$

Svolgimento punto 1.

Poiché è presente $\mathrm{HNO_3}$ , la reazione avviene in ambiente acido; di conseguenza conviene applicare il metodo delle semireazioni in ambiente acido.

Scrivendo la reazione in forma ionica (dissociando $\mathrm{HNO_3}$ , acido forte) si ottiene:

$\mathrm{NO_3^- + H^+ + H_2S \rightarrow NO + S + H_2O}$

Si determinano ora i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano:

$\mathrm{N:\ +5\ (in\ NO_3^-)\ \rightarrow\ +2\ (in\ NO)} \qquad (\text{riduzione, }3\,\mathrm{e^-})$

$\mathrm{S:\ -2\ (in\ H_2S)\ \rightarrow\ 0\ (in\ S)} \qquad (\text{ossidazione, }2\,\mathrm{e^-})$

Ne segue che $\mathrm{NO_3^-}$ agisce da ossidante, mentre $\mathrm{H_2S}$ agisce da riducente.

Si scrivono quindi le semireazioni in ambiente acido:

$\mathrm{NO_3^- + 4H^+ + 3e^- \rightarrow NO + 2H_2O}$

$\mathrm{H_2S \rightarrow S + 2H^+ + 2e^-}$

Equilibrando gli elettroni scambiati (m.c.m. $(3,2)=6$ ) e sommando le due semireazioni, si ricava l’equazione ionica netta:

$\mathrm{2NO_3^- + 2H^+ + 3H_2S \rightarrow 2NO + 4H_2O + 3S}$

Tornando infine alla forma molecolare, osservando che $\mathrm{2H^+ + 2NO_3^- = 2HNO_3}$ , si ottiene:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{2HNO_3 + 3H_2S \rightarrow 2NO + 3S + 4H_2O}}$

Svolgimento punto 2.

Come nella reazione bilanciata nel punto precedente, la presenza di $\mathrm{HNO_3}$ ci suggerisce che la reazione avvenga in ambiente acido; quindi si può procedere con il metodo delle semireazioni. La reazione da bilanciare è:

$\mathrm{Cu + HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + NO + H_2O}$

Si determinano i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano:

$\mathrm{Cu:\ 0 \rightarrow +2} \qquad (\text{ossidazione, }2\,\mathrm{e^-})$

$\mathrm{N:\ +5\ (in\ NO_3^-)\ \rightarrow\ +2\ (in\ NO)} \qquad (\text{riduzione, }3\,\mathrm{e^-})$

Si scrivono quindi le semireazioni in ambiente acido:

$\mathrm{NO_3^- + 4H^+ + 3e^- \rightarrow NO + 2H_2O}$

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

Equilibrando gli elettroni scambiati (m.c.m. $(3,2)=6$ ) e sommando le semireazioni, si ottiene l’equazione ionica netta:

$\mathrm{3Cu + 2NO_3^- + 8H^+ \rightarrow 3Cu^{2+} + 2NO + 4H_2O}$

Tornando alla forma molecolare, $\mathrm{3Cu^{2+}}$ si combina con $6\mathrm{NO_3^-}$ formando $\mathrm{3Cu(NO_3)_2}$ , mentre $8\mathrm{H^+}$ e $8\mathrm{NO_3^-}$ corrispondono a $8\mathrm{HNO_3}$ . Si ottiene quindi:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{3Cu + 8HNO_3 \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O}}$

Svolgimento punto 3.

Come nelle reazioni precedenti, la presenza di $\mathrm{HBr}$ e $\mathrm{H_2SO_4}$ tra i prodotti suggerisce che la reazione avvenga in ambiente acido; quindi si procede con il metodo delle semireazioni. La reazione da bilanciare è:

$\mathrm{Br_2 + S + H_2O \rightarrow HBr + H_2SO_4}$

Determinando i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano, si ottiene:

$\mathrm{Br:\ 0 \rightarrow -1} \qquad (\text{riduzione}) \qquad\qquad \mathrm{S:\ 0 \rightarrow +6} \qquad (\text{ossidazione})$

Ne segue che $\mathrm{Br_2}$ è l’ossidante e $\mathrm{S}$ è il riducente.

Le semireazioni in ambiente acido risultano:

$\mathrm{Br_2 + 2e^- \rightarrow 2Br^-}$

$\mathrm{S + 4H_2O \rightarrow SO_4^{2-} + 8H^+ + 6e^-}$

Equilibrando gli elettroni scambiati (m.c.m. $(2,6)=6$ ) e sommando le semireazioni, si ottiene:

$\mathrm{3Br_2 + S + 4H_2O \rightarrow 6Br^- + SO_4^{2-} + 8H^+}$

Tornando infine alla forma molecolare, $\mathrm{6Br^-}$ si combina con $\mathrm{6H^+}$ formando $\mathrm{6HBr}$ , mentre $\mathrm{SO_4^{2-}}$ si combina con $\mathrm{2H^+}$ formando $\mathrm{H_2SO_4}$ . Si ricava quindi:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{3Br_2 + S + 4H_2O \rightarrow 6HBr + H_2SO_4}}$

Svolgimento punto 4.

La presenza di $\mathrm{H_2SO_4}$ indica che la reazione avviene in ambiente acido; si procede quindi con il metodo delle semireazioni in ambiente acido.

$\mathrm{K_2Cr_2O_7 + NH_3 + H_2SO_4 \rightarrow K_2SO_4 + Cr_2(SO_4)_3 + N_2 + H_2O}$

Determinando i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano, si ottiene:

$\mathrm{Cr:\ +6\ (in\ Cr_2O_7^{2-})\ \rightarrow\ +3} \qquad (\text{riduzione})$

$\mathrm{N:\ -3\ (in\ NH_3)\ \rightarrow\ 0\ (in\ N_2)} \qquad (\text{ossidazione})$

Ne segue che $\mathrm{Cr_2O_7^{2-}}$ è l’ossidante, mentre $\mathrm{NH_3}$ è il riducente.

Le semireazioni in ambiente acido risultano:

$\mathrm{Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O}$

$\mathrm{2NH_3 \rightarrow N_2 + 6H^+ + 6e^-}$

Pareggiando gli elettroni scambiati (in questo caso sono già $6$ ) e sommando le semireazioni, si ottiene l’equazione ionica netta:

$\mathrm{Cr_2O_7^{2-} + 8H^+ + 2NH_3 \rightarrow 2Cr^{3+} + N_2 + 7H_2O}$

Tornando alla forma molecolare, gli $8\mathrm{H^+}$ si ricavano da $4\mathrm{H_2SO_4}$ e i corrispondenti $4\mathrm{SO_4^{2-}}$ permettono di formare i solfati $\mathrm{K_2SO_4}$ e $\mathrm{Cr_2(SO_4)_3}$ . Si ricava quindi:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{K_2Cr_2O_7 + 2NH_3 + 4H_2SO_4 \rightarrow K_2SO_4 + Cr_2(SO_4)_3 + N_2 + 7H_2O}}$

Nota. I protoni necessari al bilanciamento in ambiente acido sono forniti dall’acido solforico; per questo motivo, passando alla forma molecolare, compaiono $4\mathrm{H_2SO_4}$ .

Svolgimento punto 5.

La presenza di $\mathrm{KOH}$ indica che la reazione avviene in ambiente basico; di conseguenza il bilanciamento si imposta con il metodo delle semireazioni in ambiente basico, utilizzando $\mathrm{OH^-}$ e $\mathrm{H_2O}$ .

$\mathrm{Cl_2 + KI + KOH \rightarrow KCl + KIO_3 + H_2O}$

Dissociando le specie ioniche forti e trascurando lo ione spettatore $\mathrm{K^+}$ , si può lavorare con la seguente forma ionica:

$\mathrm{Cl_2 + I^- + OH^- \rightarrow Cl^- + IO_3^- + H_2O}$

Determinando i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano, si ottiene:

$\mathrm{Cl:\ 0 \rightarrow -1} \qquad (\text{riduzione}) \qquad\qquad \mathrm{I:\ -1 \rightarrow +5} \qquad (\text{ossidazione})$

Ne segue che $\mathrm{Cl_2}$ è l’ossidante, mentre $\mathrm{I^-}$ è il riducente.

Le semireazioni in ambiente basico risultano:

$\mathrm{Cl_2 + 2e^- \rightarrow 2Cl^-}$

$\mathrm{I^- + 6OH^- \rightarrow IO_3^- + 3H_2O + 6e^-}$

Equilibrando gli elettroni scambiati (m.c.m. $(2,6)=6$ ) e sommando le semireazioni, si ricava l’equazione ionica netta:

$\mathrm{3Cl_2 + I^- + 6OH^- \rightarrow 6Cl^- + IO_3^- + 3H_2O}$

Tornando infine alla forma molecolare, lo ione $\mathrm{K^+}$ ricostruisce i sali di potassio; si ottiene quindi:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{3Cl_2 + KI + 6KOH \rightarrow 6KCl + KIO_3 + 3H_2O}}$

Svolgimento punto 6.

La reazione può essere bilanciata usando il metodo delle semireazioni in ambiente acido, poiché sono presenti $\mathrm{HNO_3}$ e $\mathrm{HCl}$ . La reazione da bilanciare è:

$\mathrm{MnCl_2 + HNO_3 + HCl \rightarrow NO + MnCl_4 + H_2O}$

Determinando i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano, si ottiene:

$\mathrm{Mn:\ +2\ (in\ MnCl_2)\ \rightarrow\ +4\ (in\ MnCl_4)} \qquad (\text{ossidazione, }2\,\mathrm{e^-})$

$\mathrm{N:\ +5\ (in\ NO_3^-)\ \rightarrow\ +2\ (in\ NO)} \qquad (\text{riduzione, }3\,\mathrm{e^-})$

Ne segue che $\mathrm{NO_3^-}$ agisce da ossidante, mentre $\mathrm{MnCl_2}$ agisce da riducente.

Le semireazioni in ambiente acido risultano:

$\mathrm{NO_3^- + 4H^+ + 3e^- \rightarrow NO + 2H_2O}$

$\mathrm{MnCl_2 + 2Cl^- \rightarrow MnCl_4 + 2e^-}$

Equilibrando gli elettroni scambiati (m.c.m. $(3,2)=6$ ) e sommando le semireazioni, si ottiene l’equazione ionica complessiva:

$\mathrm{2NO_3^- + 8H^+ + 3MnCl_2 + 6Cl^- \rightarrow 2NO + 4H_2O + 3MnCl_4}$

Tornando infine alla forma molecolare, $\mathrm{2NO_3^-}$ si combina con $\mathrm{2H^+}$ formando $\mathrm{2HNO_3}$ , mentre i restanti $\mathrm{6H^+}$ si combinano con $\mathrm{6Cl^-}$ formando $\mathrm{6HCl}$ . Si ricava quindi:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{3MnCl_2 + 2HNO_3 + 6HCl \rightarrow 2NO + 3MnCl_4 + 4H_2O}}$

Svolgimento punto 7.

La presenza di $\mathrm{H^+}$ indica che la reazione avviene in ambiente acido; si procede quindi con il metodo delle semireazioni in ambiente acido.

$\mathrm{MnO_4^- + H^+ + H_2O_2 \rightarrow Mn^{2+} + O_2 + H_2O}$

Determinando i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano, si ottiene:

$\mathrm{Mn:\ +7\ (in\ MnO_4^-)\ \rightarrow\ +2\ (in\ Mn^{2+})} \qquad (\text{riduzione, }5\,\mathrm{e^-})$

$\mathrm{O:\ -1\ (in\ H_2O_2)\ \rightarrow\ 0\ (in\ O_2)} \qquad (\text{ossidazione, }2\,\mathrm{e^- \ per\ H_2O_2})$

Ne segue che $\mathrm{MnO_4^-}$ agisce da ossidante, mentre $\mathrm{H_2O_2}$ agisce da riducente.

Le semireazioni in ambiente acido risultano pertanto:

$\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$

$\mathrm{H_2O_2 \rightarrow O_2 + 2H^+ + 2e^-}$

Equilibrando gli elettroni scambiati (m.c.m. $(5,2)=10$ ) e sommando le semireazioni, si ottiene:

$\mathrm{2MnO_4^- + 16H^+ + 5H_2O_2 \rightarrow 2Mn^{2+} + 8H_2O + 5O_2 + 10H^+}$

Semplificando i protoni presenti in entrambi i membri, si ricava l’equazione ionica netta:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{2MnO_4^- + 5H_2O_2 + 6H^+ \rightarrow 2Mn^{2+} + 5O_2 + 8H_2O}}$

Svolgimento punto 8.

La presenza dello ione $\mathrm{H^+}$ indica che la reazione avviene in ambiente acido; essendo già espressa in forma ionica, il bilanciamento può essere svolto con il metodo delle semireazioni in ambiente acido.

$\mathrm{MnO_4^- + Fe^{2+} + H^+ \rightarrow Mn^{2+} + Fe^{3+} + H_2O}$

Determinando i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano, si ottiene:

$\mathrm{Mn:\ +7\ (in\ MnO_4^-)\ \rightarrow\ +2\ (in\ Mn^{2+})} \qquad (\text{riduzione, }5\,\mathrm{e^-})$

$\mathrm{Fe:\ +2\ (in\ Fe^{2+})\ \rightarrow\ +3\ (in\ Fe^{3+})} \qquad (\text{ossidazione, }1\,\mathrm{e^-})$

Ne segue che $\mathrm{MnO_4^-}$ agisce da ossidante, mentre $\mathrm{Fe^{2+}}$ agisce da riducente.

Scrivendo le semireazioni in ambiente acido si ottiene:

$\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$

$\mathrm{Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-}$

Equilibrando gli elettroni scambiati e sommando le semireazioni, si ricava l’equazione complessiva:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O + 5Fe^{3+}}}$

Svolgimento punto 9.

La presenza dello ione $\mathrm{H^+}$ indica che la reazione avviene in ambiente acido; il bilanciamento può essere svolto con il metodo delle semireazioni in ambiente acido.

$\mathrm{IO_3^- + I^- + H^+ \rightarrow I_2 + H_2O}$

Determinando i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano, si ottiene:

$\mathrm{I:\ +5\ (in\ IO_3^-)\ \rightarrow\ 0\ (in\ I_2)} \qquad (\text{riduzione})$

$\mathrm{I:\ -1\ (in\ I^-)\ \rightarrow\ 0\ (in\ I_2)} \qquad (\text{ossidazione})$

Ne segue che $\mathrm{IO_3^-}$ è l’ossidante, mentre $\mathrm{I^-}$ è il riducente.

Le semireazioni in ambiente acido risultano:

$\mathrm{2IO_3^- + 12H^+ + 10e^- \rightarrow I_2 + 6H_2O}$

$\mathrm{2I^- \rightarrow I_2 + 2e^-}$

Equilibrando gli elettroni scambiati (m.c.m. $(10,2)=10$ ) e sommando le semireazioni, si ottiene:

$\mathrm{2IO_3^- + 12H^+ + 10I^- \rightarrow 6I_2 + 6H_2O}$

Semplificando per 2, si ricava l’equazione ionica netta:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{IO_3^- + 5I^- + 6H^+ \rightarrow 3I_2 + 3H_2O}}$

Svolgimento punto 10.

La presenza dello ione $\mathrm{H^+}$ indica che la reazione avviene in ambiente acido; si procede quindi con il metodo delle semireazioni in ambiente acido.

$\mathrm{Cr_2O_7^{2-} + C_2O_4^{2-} + H^+ \rightarrow Cr^{3+} + CO_2 + H_2O}$

Determinando i numeri di ossidazione dei soli elementi che variano, si ottiene:

$\mathrm{Cr:\ +6\ (in\ Cr_2O_7^{2-})\ \rightarrow\ +3\ (in\ Cr^{3+})} \qquad (\text{riduzione})$

$\mathrm{C:\ +3\ (in\ C_2O_4^{2-})\ \rightarrow\ +4\ (in\ CO_2)} \qquad (\text{ossidazione})$

Ne segue che $\mathrm{Cr_2O_7^{2-}}$ agisce da ossidante, mentre $\mathrm{C_2O_4^{2-}}$ agisce da riducente.

Le semireazioni in ambiente acido risultano:

$\mathrm{Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O}$

$\mathrm{C_2O_4^{2-} \rightarrow 2CO_2 + 2e^-}$

Equilibrando gli elettroni scambiati (m.c.m. $(6,2)=6$ ) e sommando le semireazioni, si ricava l’equazione ionica bilanciata:

$\boxcolorato{chimica}{\mathrm{Cr_2O_7^{2-} + 3C_2O_4^{2-} + 14H^+ \rightarrow 2Cr^{3+} + 6CO_2 + 7H_2O}}$

Esercizio 2 $(\bigstar\bigstar\bigstar\largewhitestar\largewhitestar)$ . 2,00 grammi di $\mathrm{MnCl_2}$ vengono fatti reagire con 600 mL di una soluzione acquosa 0,100 M di $\mathrm{HNO_3}$ secondo la reazione (bilanciata):

$\mathrm{3\,MnCl_2 + 2\,HNO_3 + 6\,HCl \rightarrow 2\,NO + 3\,MnCl_4 + 4\,H_2O}$

Determinare il volume di $\mathrm{NO}$ , misurato in condizioni STP, che si sviluppa dalla reazione.

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