Come si fa il bilanciamento delle reazioni redox in ambiente basico? Vediamolo insieme.

Le reazioni redox sono reazioni chimiche in cui avviene un trasferimento di elettroni da una specie chimica a un’altra.

Un esempio di bilanciamento redox in ambiente basico

Vediamo con un esempio pratico come bilanciare una reazione redox che si verifica in ambiente basico (cioè in cui ci sono più ioni OH^– che ioni H⁺):

Cr(OH)_3(s) + ClO^–_(aq) → CrO₄^2-_(aq) + Cl_2(g)

Utilizziamo il metodo delle semireazioni, che è quello più adatto per questo genere di bilanciamenti.

La prima cosa da fare è assegnare il numero di ossidazione a tutte le specie chimiche presenti:

A questo punto dividiamo l’equazione chimica nelle due semireazioni:

Riduzione

Ossidazione

Bilanciamo ora le masse di ciascuna semireazione, aggiungendo poi una molecola di H₂O per ogni atomo di O e uno ione H⁺ per ogni atomo di H:

2ClO^– + 4H⁺ → Cl₂ + 2H₂O

Cr(OH)₃ + 4H₂O + 6H⁺ → CrO₄^2- + 3H₂O + 11H⁺

La semireazioni di ossidazione può essere poi semplificata così:

Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄^2- + 5H⁺

Adesso calcoliamo il numero di elettroni acquistati e ceduti nelle due semireazioni.

Dato che per ogni elettrone acquistato il n.o. diminuisce di 1, mentre per ogni elettrone ceduto il n.o. aumenta di 1, sappiamo che:

• Cl ha acquistato 2 elettroni (da +2 è passato a 0)
• Cr ha ceduto 3 elettroni (da +3 è passato a +6)

Ricordiamoci che il n.o. deve essere moltiplicato per l’indice e per il coefficiente stechiometrico della specie chimica, quando calcoliamo gli elettroni acquistati e ceduti.

Sommiamo ora questi elettroni alle rispettive semireazioni, bilanciando così la carica sia della riduzione sia dell’ossidazione:

2ClO^– + 4H⁺ + 2e^– → Cl₂ + 2H₂O

Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄^2- + 5H⁺ + 3e^–

Terminati questi passaggi, bilanciamo il numero di elettroni acquistati e ceduti. Per farlo, riduciamo ai minimi termini 3 e 2, moltiplicando poi per ciascun risultato la reazione della specie chimica opposta:

\frac{3}{1}=3

\frac{2}{1}=2

Moltiplichiamo quindi per 3 la semireazione di ossidazione e per 2 la semireazione di riduzione:

2Cr(OH)₃ + 2H₂O → 2CrO₄^2- + 10H⁺ + 6e^–

6ClO^– + 12H⁺ + 6e^– → 3Cl₂ + 6H₂O

Adesso uniamo le due semireazioni (semplificando le specie chimiche uguali):

2Cr(OH)₃ + 2H⁺ + 6ClO^– → 2CrO₄^2- + 3Cl₂ + 4H₂O

Se la reazione avvenisse in ambiente acido, il bilanciamento terminerebbe qui.

Dato però che siamo in ambiente basico, dobbiamo contare gli ioni H⁺ e aggiungere lo stesso numero di ioni OH^– sia a sinistra sia a destra della freccia (in pratica, trasformiamo gli ioni H⁺ in molecole di H₂O nella parte in cui ci sono ioni H⁺, mentre aggiungiamo ioni OH^– nell’altra parte):

2Cr(OH)₃ + 2H⁺ + 6ClO^– + 2OH^– → 2CrO₄^2- + 3Cl₂ + 4H₂O + 2OH^–

Pertanto:

2Cr(OH)₃ + 2H₂O + 6ClO^– → 2CrO₄^2- + 3Cl₂ + 4H₂O + 2OH^–

Semplifichiamo infine le molecole d’acqua:

2Cr(OH)₃ + 6ClO^– → 2CrO₄^2- + 3Cl₂ + 2H₂O + 2OH^–