Esercizi sulle Reazioni Redox

Esercizi sulle Reazioni Redox

Esercizi sulle Reazioni Redox

Versione italiana

Esercizi sulle Reazioni Redox

1. Cos'è una Reazione Redox?

Le reazioni redox (ossidoriduzione) sono reazioni chimiche in cui avviene un trasferimento di elettroni tra specie chimiche. In queste reazioni, una specie subisce ossidazione (perdita di elettroni) e un'altra subisce riduzione (guadagno di elettroni).

Terminologia

• Ossidazione: Perdita di elettroni; l'agente ossidante è la specie che causa l'ossidazione.
• Riduzione: Guadagno di elettroni; l'agente riducente è la specie che causa la riduzione.

2. Passaggi per Bilanciare le Reazioni Redox

a. Identificare le specie ossidate e ridotte

1. Determina i numeri di ossidazione di tutti gli elementi nella reazione.
2. Identifica quale specie è ossidata e quale è ridotta.

b. Scrivere le semireazioni

1. Scrivi la semireazione di ossidazione.
2. Scrivi la semireazione di riduzione.

c. Bilanciare le semireazioni

1. Bilancia gli atomi di ogni semireazione.
2. Bilancia le cariche aggiungendo elettroni.

d. Sommare le semireazioni

1. Assicurati che il numero di elettroni sia lo stesso in entrambe le semireazioni.
2. Somma le semireazioni per ottenere la reazione bilanciata.

3. Esercizi Esempio

Esercizio 1: Bilanciamento di una Reazione Redox

Domanda: Bilancia la seguente reazione redox in ambiente acido:

\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}

$$\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}$$

Soluzione:

1. Identificare le specie:

   • Mn passa da +7 a +2 (riduzione).
   • Fe passa da +2 a +3 (ossidazione).

2. Scrivere le semireazioni:

   • Ossidazione: \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$
   • Riduzione: \text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$

3. Bilanciare le semireazioni:

   • Ossidazione: \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$ (già bilanciata).
   • Riduzione: \text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$ (già bilanciata).

4. Sommare le semireazioni:

   • Moltiplica la semireazione di ossidazione per 5:

   5\text{Fe}^{2+} \rightarrow 5\text{Fe}^{3+} + 5e^-

   $$5\text{Fe}^{2+} \rightarrow 5\text{Fe}^{3+} + 5e^-$$
   • Somma:

   \text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} + 5\text{Fe}^{3+}

   $$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} + 5\text{Fe}^{3+}$$

Esercizio 2: Calcolo del Potenziale di una Reazione Redox

Domanda: Calcola il potenziale standard della seguente reazione redox:

\text{Cu}^{2+} + \text{Zn} \rightarrow \text{Cu} + \text{Zn}^{2+}

$$\text{Cu}^{2+} + \text{Zn} \rightarrow \text{Cu} + \text{Zn}^{2+}$$

Le potenziali standard di riduzione sono:

• E^\circ_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V}$E^\circ_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V}$
• E^\circ_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V}$E^\circ_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V}$

Soluzione:

1. Identificare le semireazioni:

   • Riduzione: \text{Cu}^+ 2e^- \rightarrow \text{Cu}$\text{Cu}^+ 2e^- \rightarrow \text{Cu}$ (potenziale +0.34 V)
   • Ossidazione: \text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-$\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-$ (potenziale -0.76 V)

2. Calcolare il potenziale della reazione:

   E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{catodo}} - E^\circ_{\text{anodo}}

   $$E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{catodo}} - E^\circ_{\text{anodo}}$$

   Sostituendo i valori:

   E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{Cu}} - E^\circ_{\text{Zn}} = 0.34 \, \text{V} - (-0.76 \, \text{V}) = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V}

   $$E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{Cu}} - E^\circ_{\text{Zn}} = 0.34 \, \text{V} - (-0.76 \, \text{V}) = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V}$$

Esercizio 3: Identificazione dell'Agente Ossidante e Riducente

Domanda: Nella reazione redox:

\text{2H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{2H}_2\text{O}

$$\text{2H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{2H}_2\text{O}$$

Identifica l'agente ossidante e l'agente riducente.

Soluzione:

1. Determinare i numeri di ossidazione:

   • In \text{H}_2$\text{H}_2$, il numero di ossidazione dell'idrogeno è 0.
   • In \text{O}_2$\text{O}_2$, il numero di ossidazione dell'ossigeno è 0.
   • In \text{H}_2\text{O}$\text{H}_2\text{O}$, il numero di ossidazione dell'idrogeno è +1 e dell'ossigeno è -2.

2. Identificare le specie:

   • L'idrogeno (H) passa da 0 a +1 (ossidazione), quindi è l'agente riducente.
   • L'ossigeno (O) passa da 0 a -2 (riduzione), quindi è l'agente ossidante.

3. Risposta:

   • Agente riducente: \text{H}_2$\text{H}_2$
   • Agente ossidante: \text{O}_2$\text{O}_2$

English version

Redox Reaction Exercises

1. What is a Redox Reaction?

Redox (oxidation-reduction) reactions are chemical reactions in which electrons are transferred between chemical species. In these reactions, one species undergoes oxidation (loss of electrons) and another undergoes reduction (gain of electrons).

Terminology

• Oxidation: Loss of electrons; the oxidizing agent is the species that causes the oxidation.
• Reduction: Gain of electrons; the reducing agent is the species that causes the reduction.

2. Steps to Balance Redox Reactions

a. Identify the oxidized and reduced species

1. Determine the oxidation numbers of all elements in the reaction.
2. Identify which species is oxidized and which is reduced.

b. Write the half-reactions

1. Write the oxidation half-reaction.
2. Write the reduction half-reaction.

c. Balance the half-reactions

1. Balance the atoms in each half-reaction.
2. Balance the charges by adding electrons.

d. Add the half-reactions

1. Make sure the number of electrons is the same in both half-reactions.
2. Add the half-reactions to obtain the balanced reaction.

3. Exercises Example

Exercise 1: Balancing a Redox Reaction

Question: Balance the following redox reaction in an acidic medium:

\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}

$$\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}$$

Solution:

1. Identify the species:

• Mn goes from +7 to +2 (reduction).
• Fe goes from +2 to +3 (oxidation).

2. Write the half-reactions:

• Oxidation: \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$
• Reduction: \text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$

3. Balance the half-reactions:

• Oxidation: \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$ (already balanced).
• Reduction: \text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$ (already balanced).

4. Add the half-reactions:

• Multiply the oxidation half-reaction by 5:

5\text{Fe}^{2+} \rightarrow 5\text{Fe}^{3+} + 5e^-

$$5\text{Fe}^{2+} \rightarrow 5\text{Fe}^{3+} + 5e^-$$

• Add:

\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} + 5\text{Fe}^{3+}

$$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} + 5\text{Fe}^{3+}$$

Exercise 2: Calculating the Potential of a Redox Reaction

Question: Calculate the standard potential of the following redox reaction:

\text{Cu}^{2+} + \text{Zn} \rightarrow \text{Cu} + \text{Zn}^{2+}

$$\text{Cu}^{2+} + \text{Zn} \rightarrow \text{Cu} + \text{Zn}^{2+}$$

The standard reduction potentials are:

• E^\circ_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V}$E^\circ_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V}$
• E^\circ_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V}$E^\circ_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V}$

Solution:

1. Identify the half-reactions:

• Reduction: \text{Cu}^+ 2e^- \rightarrow \text{Cu}$\text{Cu}^+ 2e^- \rightarrow \text{Cu}$ (potential +0.34 V)
• Oxidation: \text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-$\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-$ (potential -0.76 V)

2. Calculate the potential of the reaction:

E^\circ_{\text{battery}} = E^\circ_{\text{cathode}} - E^\circ_{\text{anode}}

$$E^\circ_{\text{battery}} = E^\circ_{\text{cathode}} - E^\circ_{\text{anode}}$$

Substituting the values:

E^\circ_{\text{battery}} = E^\circ_{\text{Cu}} - E^\circ_{\text{Zn}} = 0.34 \, \text{V} - (-0.76 \, \text{V}) = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V}

$$E^\circ_{\text{battery}} = E^\circ_{\text{Cu}} - E^\circ_{\text{Zn}} = 0.34 \, \text{V} - (-0.76 \, \text{V}) = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V}$$

Exercise 3: Identifying the Oxidizing and Reducing Agents

Question: In the redox reaction:

\text{2H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{2H}_2\text{O}

$$\text{2H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{2H}_2\text{O}$$

Identify the oxidizing agent and the reducing agent.

Solution:

1. Determine the oxidation numbers:

• In \text{H}_2$\text{H}_2$, the oxidation number of hydrogen is 0.
• In \text{O}_2$\text{O}_2$, the oxidation number of oxygen is 0.
• In \text{H}_2\text{O}$\text{H}_2\text{O}$, the oxidation number of hydrogen is +1 and that of oxygen is -2.

2. Identify the species:

• Hydrogen (H) goes from 0 to +1 (oxidation), so it is the reducing agent.
• Oxygen (O) goes from 0 to -2 (reduction), so it is the oxidizing agent.

3. Answer:

• Reducing agent: \text{H}_2$\text{H}_2$
• Oxidizing agent: \text{O}_2$\text{O}_2$