{"id":1616,"date":"-0001-11-30T00:00:00","date_gmt":"-0001-11-29T23:10:04","guid":{"rendered":""},"modified":"-0001-11-30T00:00:00","modified_gmt":"-0001-11-29T22:00:00","slug":"1616","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/www.vialattea.net\/content\/1616\/","title":{"rendered":"Mi trovo in difficolt\u00e0 nel passare da formula molecolare a formula in forma ionica nelle reazioni di ossido-riduzione in quanto non riesco a capire come comprendere quali elementi si dissociano (in soluzione acquosa) e quali no, e come se ne determina la relativa carica ad esempio perche SO4 da origine a ioni SO2-?"},"content":{"rendered":"

Premetto che non mi
\n \u00e8 chiarissimo quale sia il problema.<\/font> <\/font><\/p>\n

Forse invece di
\n SO4<\/sub> e SO2-<\/sup> si volevano scrivere H2<\/sub>SO4
\n <\/sub>e <\/sub>SO4<\/sub>2- <\/sup>?<\/font> <\/font><\/p>\n

In ogni caso
\n prover\u00f2 a fare una rapida spiegazione generale nella
\n speranza di risolvere almeno qualche dubbio.<\/font> <\/font><\/p>\n

Le reazioni di
\n ossidoriduzione sono reazioni che coinvolgono pi\u00f9 stati
\n di ossidazione degli stessi elementi.\u00a0<\/font> <\/font><\/p>\n

Un
\n esempio di una reazione redox pu\u00f2 essere ad esempio:<\/font> <\/font>Pb
\n + NO3<\/sub>–<\/sup> = Pb2+<\/sup> + NO<\/font> <\/font><\/p>\n

In questa
\n reazione gli elementi che sono coinvolti, che cio\u00e8
\n cambiano il loro stato di ossidazione, sono il piombo e
\n l\u2019azoto.<\/font> <\/font><\/p>\n

La reazione,
\n cos\u00ec scritta, non e\u2019 pero\u2019 corretta perch\u00e9
\n non soddisfa due criteri fondamentali, che sono il
\n bilancio di materia ed il bilancio di carica.<\/font> <\/font><\/p>\n

Cosa significa
\n questo? In parole povere (ed in assenza di reazioni
\n nucleari) ciascun atomo a sinistra del segno uguale si
\n deve ritrovare anche alla destra. E analogamente non vi
\n deve essere n\u00e9 la scomparsa n\u00e9 la formazione di
\n elettroni. Quindi se esiste una specie che si ossida
\n (perde elettroni) deve necessariamente esisterne almeno
\n un\u2019altra che si riduce (acquista elettroni). E
\n viceversa.<\/font> <\/font><\/p>\n

Per far s\u00ec che
\n la reazione descritta sopra soddisfi queste due
\n condizioni \u00e8 necessario eseguire una operazione di bilancio<\/i>,
\n croce di generazioni e generazioni di studenti.\u00a0<\/font> <\/font><\/p>\n

Cerchiamo di
\n vedere brevemente come bilanciare una reazione redox e
\n nel farlo cerchiamo anche di dissipare i dubbi sulla
\n dissociazione in soluzione acquosa.<\/font>
\n <\/font><\/p>\n

Anzi, iniziamo
\n proprio da questo.<\/font> <\/font><\/p>\n

L\u2019acqua
\n \u00e8 un solvente polare e per questo in grado di
\n stabilizzare ioni carichi in soluzione. La molecola di H2<\/sub>O
\n \u00e8 essa stessa soggetta ad un equilibrio di dissociazione
\n del tipo.<\/font> <\/font>H2<\/sub>O = H+<\/sup> +
\n OH –<\/sup><\/font> <\/font><\/p>\n

In generale una
\n molecola ionica disciolta in acqua \u00e8 soggetta a
\n dissociazione perch\u00e9 lo stato energetico del sistema
\n costituito dagli ioni separati e circondati da molecole
\n di acqua \u00e8 pi\u00f9 basso (e quindi pi\u00f9 stabile) della
\n molecola stessa indissociata.<\/font> <\/font><\/p>\n

Per questo
\n quando ad esempio si scioglie un sale come NaCl in acqua,
\n immediatamente si ha la formazione di ioni Na+<\/sup>
\n e ioni Cl–<\/sup> (stabilizzati come acquocomplessi)<\/font> <\/font><\/p>\n

Quando un
\n ossiacido viene sciolto in acqua si ha dissociazione del
\n legame O-H, con gli elettroni di legame che rimangono
\n sull\u2019ossigeno (pi\u00f9 elettronegativo). Quindi ad
\n esempio l\u2019acido solforico (H2<\/sub>SO4<\/sub>)
\n perder\u00e0 dapprima un H+<\/sup> (rimanendo HSO4<\/sub>–<\/sup>)
\n e poi, un po\u2019 pi\u00f9 difficilmente, il secondo H+<\/sup>
\n (rimanendo SO4<\/sub>2-<\/sup>). Esistono acidi
\n pi\u00f9 deboli nei quali la dissociazione non \u00e8 cos\u00ec
\n completa e la specie predominante rimane quella
\n indissociata o solo parzialmente dissociata. In ogni caso
\n la forma predominante di un acido in acqua (cio\u00e8 il suo
\n grado di deprotonazione) \u00e8 fortemente influenzata anche
\n dal pH della soluzione.<\/font> <\/font><\/p>\n

La cosa
\n importante da capire, per\u00f2, \u00e8 che scrivere H2<\/sub>SO4<\/sub>
\n o SO4<\/sub>2-<\/sup> non influisce minimamente
\n sullo stato di ossidazione dello zolfo, che \u00e8 quello
\n importante ai fini della ossidoriduzione. E\u2019 solo un
\n problema di formalismo, dato che scrivere H2<\/sub>SO4<\/sub>
\n significa nella maggior parte dei casi individuare una
\n specie molecolare che in realt\u00e0 in soluzione non esiste
\n a meno di non essere in condizioni drastiche di pH.<\/font> <\/font><\/p>\n

Vediamo come
\n operare in generale per bilanciare una ossidoriduzione:<\/font> <\/font><\/p>\n

1) La prima cosa
\n da fare, data una reazione del tipo<\/font>
\n <\/font>Pb + NO3<\/sub>–
\n <\/sup>= Pb2+<\/sup> + NO<\/font> <\/font><\/p>\n

\u00e8 individuare
\n quali sono le (almeno due) specie coinvolte.<\/font> <\/font><\/p>\n

Esistono alcuni
\n semplici regolette empiriche.<\/font> <\/font><\/p>\n

Innanzitutto i
\n metalli alcalini (es. Na, K) hanno numero di ossidazione
\n +1 e gli alcalino-terrosi (es. Ca, Ba) +2. Ci\u00f2 dipende
\n dalla loro facilit\u00e0 a perdere uno (o due) elettroni per
\n formare composti ionici. L\u2019idrogeno ha
\n anch\u2019esso sempre numero di ossidazione +1 (tranne
\n quando \u00e8 legato al carbonio o a metalli, nel qual caso
\n \u00e8 -1). L\u2019ossigeno vale -1 nei perossidi e -2 in
\n quasi tutti gli altri casi. Resta inteso che gli elementi
\n nelle loro molecole biatomiche (es. H2<\/sub> o O2<\/sub>)
\n hanno numero di ossidazione 0.<\/font> <\/font><\/p>\n

A questo punto
\n risulta facile identificare che sono il piombo e
\n l\u2019azoto a cambiare stato di ossidazione.\u00a0<\/font> <\/font><\/p>\n

Il piombo a
\n sinistra \u00e8 in stato di ossidazione 0 mentre a destra \u00e8
\n +2. Il piombo dunque si ossida.<\/font> <\/font><\/p>\n

L\u2019azoto
\n dovr\u00e0 dunque ridursi. E infatti a sinistra \u00e8 in stato
\n di ossidazione +5 (3 ossigeni da -2 ciascuno fanno -6. La
\n molecola ha carica -1 libera. Quindi l\u2019azoto deve
\n coprire una carica 5+). A destra invece \u00e8 in stato di
\n ossidazione +2. (essendo per definizone l\u2019ossigeno
\n -2).<\/font> <\/font><\/p>\n

2) Dopo aver
\n individuato le due specie coinvolte bisogna scrivere due
\n reazioni separate, l\u2019una di riduzione (che coinvolge
\n nel nostro caso il solo azoto) e l\u2019altra di
\n ossidazione (nella quale entra nel nostro caso il piombo)<\/font> <\/font><\/p>\n

Scriviamole
\n dunque:<\/font> <\/font>Pb = Pb2+<\/sup><\/font> <\/font>NO3<\/sub>–<\/sup>
\n = NO<\/font> <\/font><\/p>\n

Come \u00e8 ovvio,
\n neanche loro sono bilanciate, ma ora la cosa \u00e8
\n decisamente pi\u00f9 facile.<\/font> <\/font><\/p>\n

Cominciamo a
\n bilanciare la massa, dapprima delle specie che
\n partecipano alla reazione redox, poi degli altri
\n elementi, tenendo per ultimi ossigeno e idrogeno.<\/font> <\/font><\/p>\n

Nella prima
\n reazione la massa \u00e8 gi\u00e0 bilanciata: a sinistra
\n c\u2019\u00e8 un atomo di piombo, cos\u00ec come a destra.<\/font> <\/font><\/p>\n

Nella seconda
\n l\u2019azoto \u00e8 gi\u00e0 bilanciato. Non ci sono altri
\n elementi all\u2019infuori dell\u2019ossigeno e quindi
\n passiamo a bilanciare quello. Ossigeno e idrogeno si
\n mettono a bilancio aggiungendo, dove servono, molecole di
\n H2<\/sub>O o cationi H+<\/sup>. Si comincia con
\n l\u2019ossigeno e si nota che a sinistra ve ne sono 3
\n atomi, contro uno a destra. A destra dunque sono
\n necessarie due molecole d\u2019acqua, ciascuna delle
\n quali apporta un atomo di ossigeno. A questo punto
\n l\u2019ossigeno \u00e8 a posto ma a destra sono comparsi
\n quattro idrogeni che a sinistra non ci sono.
\n Aggiungiamoli dunque ed il gioco \u00e8 fatto.<\/font> <\/font><\/p>\n

Le due reazioni
\n cos\u00ec bilanciate sono dunque<\/font> <\/font>Pb = Pb2+<\/sup><\/font> <\/font>NO3<\/sub>–<\/sup>
\n + 4 H+<\/sup> = NO + 2 H2<\/sub>O<\/font> <\/font><\/p>\n

Adesso passiamo
\n a bilanciare la carica, che si fa aggiungendo
\n opportunamente gli elettroni che servono, tenendo conto
\n che ciascun elettrone apporta una carica negativa.<\/font> <\/font><\/p>\n

Nella prima
\n reazione occorrono due elettroni a destra.<\/font> <\/font><\/p>\n

Nella seconda ne
\n occorrono tre a sinistra.<\/font> <\/font><\/p>\n

Le
\n due reazioni bilanciate sono dunque:<\/font>
\n <\/font>Pb = Pb2+<\/sup>
\n + 2e–<\/sup><\/font> <\/font>NO3<\/sub>–<\/sup>
\n + 4 H+<\/sup> + 3e–<\/sup> = NO + 2 H2<\/sub>O<\/font> <\/font><\/p>\n

3) Dopo aver
\n bilanciato le due reazioni dobbiamo sommarle.<\/font> <\/font><\/p>\n

La
\n somma deve per\u00f2 tenere presente il fatto che alla fine
\n non dovranno esistere elettroni liberi. Quindi prima di
\n sommare le due reazioni, occorre moltiplicare ciascuna di
\n esse per il numero di elettroni in gioco nell\u2019altra
\n reazione (nel nostro caso la prima va moltiplicata per
\n tre e la seconda per due).<\/font> <\/font>3 Pb = 3 Pb2+<\/sup>
\n + 6e–<\/sup><\/font> <\/font>2 NO3<\/sub>–<\/sup>
\n + 8 H+<\/sup> + 6e–<\/sup> = 2 NO + 4 H2<\/sub>O<\/font> <\/font><\/p>\n

In questo modo,
\n eseguendo la somma, il numero di elettroni presenti a
\n sinistra \u00e8 uguale a quello di destra, permettendo una
\n semplificazione.<\/font> <\/font><\/p>\n

La
\n somma \u00e8 dunque\u00a0<\/font> <\/font>3 Pb + 2 NO<\/b>3<\/b><\/sub>–<\/b><\/sup>
\n + 8 H<\/b>+<\/b><\/sup> = 3 Pb<\/b>2+<\/b><\/sup>
\n + 2 NO + 4 H<\/b>2<\/b><\/sub>O<\/b><\/font> <\/font>4)
\n E\u2019 sempre opportuno, alla fine, verificare che siano
\n soddisfatti il bilancio di materia ed il bilancio di
\n carica. Cosa che nel nostro caso \u00e8 soddisfatta.<\/font> <\/font><\/p>\n

Vediamo
\n cosa cambia se invece di scrivere inizialmente la
\n reazione come<\/font> <\/font>Pb + NO3<\/sub>–<\/sup> =
\n Pb2+<\/sup> + NO<\/font> <\/font>la scriviamo\u00a0<\/font> <\/font>Pb
\n + HNO3 <\/sub>= Pb2+<\/sup> + NO<\/font> <\/font>(cio\u00e8
\n ignoriamo la dissociazione dell\u2019acido nitrico in
\n soluzione acquosa).<\/font> <\/font><\/p>\n

Facciamo
\n rapidamente gli step precedenti:<\/font>
\n <\/font>1) le specie
\n coinvolte sono il piombo (passa da 0 a +2, cio\u00e8 si
\n ossida) e l\u2019azoto (passa da +5 a +2, cio\u00e8 si
\n riduce).<\/font> <\/font><\/p>\n

2)
\n le due semireazioni sono<\/font> <\/font>Pb = Pb2+<\/sup><\/font> <\/font>HNO3<\/sub>
\n = NO<\/font> <\/font>La prima \u00e8 analoga al caso
\n precedente.<\/font> <\/font>Pb = Pb2+<\/sup> + 2e–<\/sup><\/font> <\/font>La
\n seconda, bilanciata prima in massa e poi in carica,
\n risulta:<\/font> <\/font>HNO3<\/sub> + 3H+<\/sup> +
\n 3e–<\/sup> = NO + 2 H2<\/sub>O<\/font> <\/font>3)
\n sommiamo la prima moltiplicata per tre e la seconda
\n moltiplicata per due. Eliminando a destra e sinistra gli
\n elettroni risulta:<\/font> <\/font><\/p>\n

<\/p>\n
  • \n
  • 3
    \n Pb + 2 HNO<\/b>3<\/b><\/sub>–<\/b><\/sup>
    \n + 6 H<\/b>+<\/b><\/sup> = 3 Pb<\/b>2+<\/b><\/sup>
    \n + 2 NO + 4 H<\/b>2<\/b><\/sub>O<\/b><\/font> <\/font><\/li>\n

    <\/dir>\n <\/li>\n

    <\/dir><\/p>\n

    4) il controllo
    \n risulta positivo.<\/font> <\/font><\/p>\n

    Cosa \u00e8 cambiato
    \n rispetto alla reazione di prima ?<\/font> <\/font><\/p>\n

    Niente.<\/font> <\/font><\/p>\n

    Semplicemente ci
    \n sono risultati, al posto di otto H+<\/sup>
    \n dissociati, sei H+<\/sup> dissociati e due associati
    \n allo ione nitrato.<\/font> <\/font><\/p>\n

    Ma dal punto di
    \n vista della reazione redox non \u00e8 cambiato niente.<\/font> <\/font><\/p>\n

    E se fossimo in
    \n ambiente basico ?<\/font>
    \n <\/font>E\u2019
    \n ovvio che di H+<\/sup> in ambiente basico non se ne
    \n vedono tanti.<\/font> <\/font><\/p>\n

    Per trasferirsi
    \n in ambiente basico \u00e8 sufficiente sommare formalmente a
    \n destra e sinistra tanti quanti sono gli H+<\/sup>
    \n presenti.<\/font> <\/font><\/p>\n

    Per esempio la
    \n reazione\u00a0<\/font> <\/font><\/p>\n

    <\/p>\n
  • \n
  • 3
    \n Pb + 2 NO3<\/sub>–<\/sup> + 8 H+<\/sup>
    \n = 3 Pb2+<\/sup> + 2 NO + 4 H2<\/sub>O<\/font> <\/font><\/p>\n

    diventa<\/font> <\/font>3 Pb + 2 NO3<\/sub>–<\/sup>
    \n + 8 H+<\/sup> + 8 OH–<\/sup> = 3
    \n Pb2+<\/sup> + 2 NO + 4 H2<\/sub>O
    \n + 8 OH–<\/sup><\/font> <\/font><\/p>\n<\/li>\n

    <\/dir>\n <\/li>\n

    <\/dir><\/p>\n

    A questo punto a
    \n sinistra 8H+<\/sup> e 8OH–<\/sup> danno luogo
    \n formalmente ad 8 molecole di acqua. Dato che a destra ce
    \n ne sono quattro, semplificando rimane<\/font> <\/font><\/p>\n

    <\/p>\n
  • \n
  • 3
    \n Pb + 2 NO<\/b>3<\/b><\/sub>–<\/b><\/sup>
    \n + 4 H<\/b>2<\/b><\/sub>O = 3 Pb<\/b>2+<\/b><\/sup>
    \n + 2 NO + 8 OH<\/b>–<\/b><\/sup><\/font> <\/font><\/p>\n

    che \u00e8 la reazione
    \n formalmente bilanciata in ambiente
    \n basico.<\/font><\/p>\n<\/li>\n

    <\/dir>\n <\/li>\n

    <\/dir><\/p>\n

    Concludendo,
    \n quello che dovrebbe essere chiaro \u00e8 che sullo stato di
    \n ossidazione degli elementi coinvolti in una
    \n ossidoriduzione non influiscono minimamente eventuali
    \n equilibri di dissociazione e\/o variazioni di pH della
    \n soluzione.\u00a0<\/font> <\/font><\/p>\n

    Quello che
    \n invece pu\u00f2 fortemente cambiare \u00e8 per esempio il
    \n potenziale di riduzione associato alle reazioni stesse,
    \n che in genere (se nella reazione sono coinvolte specie H+<\/sup>
    \n o OH–<\/sup>) \u00e8 fortemente dipendente dal pH della
    \n soluzione. Esistono dunque apposite tabelle o grafici
    \n potenziale\/pH (disponibili su molti testi) che aiutano a
    \n determinare quali sono le forme realmente presenti in
    \n soluzione a determinati valori di pH e i potenziali
    \n associati alle trasformazioni tra di esse.\u00a0<\/font><\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

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