Bilanciare le equazioni chimiche passo dopo passo

Che cosa possono cambiare i coefficienti e che cosa non possono cambiare i pedici

Ogni formula fissa la composizione di una sostanza. H₂O ha sempre due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno; cambiarla in H₂O₂ descrive il perossido di idrogeno, un composto diverso. Il bilanciamento si fa quindi solo con i coefficienti, i numeri davanti alle formule, che indicano quante unità formula di ciascuna sostanza partecipano.

Un'equazione bilanciata ha lo stesso numero di atomi di ciascun elemento da entrambi i lati. Poiché gli atomi conservano la loro massa, la massa totale dei reagenti è allora uguale a quella dei prodotti, il che costituisce un utile controllo indipendente. Quando compaiono ioni, anche la somma delle cariche a sinistra deve essere uguale alla somma a destra.

I coefficienti si scrivono come i più piccoli numeri interi che bilanciano l'equazione. 4 H₂ + 2 O₂ → 4 H₂O è bilanciata ma non ridotta ai minimi termini; dividendo per 2 si ottiene 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Un coefficiente 1 non si scrive.

Un ordine di ispezione che evita di girare a vuoto

L'ispezione funziona meglio con un ordine fisso, perché bilanciare un elemento può sbilanciarne un altro già sistemato. L'ordine seguente rimanda gli elementi che compaiono in più formule, e in particolare gli elementi liberi come O₂ o un metallo, perché cambiare il coefficiente di un elemento libero non disturba nient'altro.

Il conteggio finale è ciò che conta di più. Elenca ogni elemento con il suo numero su ciascun lato, moltiplicando ogni pedice per il coefficiente e per l'eventuale pedice fuori dalle parentesi. Richiede un minuto e individua quasi ogni svista.

• Scrivi le formule corrette per ogni sostanza, compresi gli elementi biatomici (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂), e non modificarle dopo.
• Assegna alla formula più complessa un coefficiente di prova pari a 1.
• Bilancia gli elementi che compaiono in un solo reagente e in un solo prodotto.
• Bilancia gli ioni poliatomici che passano invariati come unità singole.
• Bilancia poi idrogeno e ossigeno, e per ultimi gli elementi liberi.
• Elimina le frazioni moltiplicando ogni coefficiente per il denominatore, poi riduci ai più piccoli numeri interi.
• Conta ogni elemento, e la carica totale, su entrambi i lati.

Esempio svolto: combustione del 2-propanolo

Il 2-propanolo (alcol isopropilico), C₃H₈O, brucia in ossigeno dando anidride carbonica e acqua: C₃H₈O + O₂ → CO₂ + H₂O. Assegna a C₃H₈O un coefficiente 1. Il carbonio compare in un reagente e in un prodotto, quindi 3 C richiedono 3 CO₂. Lo stesso vale per l'idrogeno: 8 H richiedono 4 H₂O.

L'ossigeno viene per ultimo perché O₂ è un elemento libero. Il lato destro ha ora 3 × 2 + 4 × 1 = 10 atomi di O. Il combustibile fornisce già 1 O, quindi O₂ deve fornire 9 atomi, cioè un coefficiente 9/2. Moltiplicando tutto per 2 si ottiene 2 C₃H₈O + 9 O₂ → 6 CO₂ + 8 H₂O.

Conteggio: C 6 = 6; H 16 = 16; O 2 + 18 = 20 a sinistra e 12 + 8 = 20 a destra. Un controllo sulla massa con i pesi atomici standard IUPAC arrotondati a due decimali (C 12.01, H 1.01, O 16.00) è in accordo per le quantità molari indicate: 2(60.11 g) + 9(32.00 g) = 408.22 g di reagenti e 6(44.01 g) + 8(18.02 g) = 408.22 g di prodotti.

Una svista comune è dimenticare l'atomo di ossigeno contenuto nel combustibile e scrivere 5 O₂ per ogni C₃H₈O. Il conteggio la rivela subito: 11 atomi di O a sinistra e 10 a destra.

Gli ioni poliatomici come unità singole

Quando uno ione poliatomico come solfato, nitrato o fosfato compare invariato su entrambi i lati, contalo come un'unica unità invece di contarne separatamente gli atomi. Questo accorcia la contabilità ed evita l'errore di conteggio più frequente, dimenticare che un pedice fuori dalle parentesi moltiplica tutto ciò che sta dentro: Ca(NO₃)₂ contiene 2 N e 6 O.

Esempio svolto: l'idrossido di bario reagisce con l'acido fosforico dando fosfato di bario e acqua, Ba(OH)₂ + H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + H₂O. Inizia da Ba₃(PO₄)₂. Contiene 3 Ba, quindi usa 3 Ba(OH)₂, e 2 unità fosfato, quindi usa 2 H₃PO₄.

Per l'acqua, pensala come H–OH: ogni molecola si forma da un H dell'acido e da un OH della base. Il lato sinistro porta ora 3 × 2 = 6 gruppi OH e 2 × 3 = 6 atomi di H acidi, quindi si formano 6 H₂O: 3 Ba(OH)₂ + 2 H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + 6 H₂O. Conteggio: Ba 3 = 3; P 2 = 2; H 6 + 6 = 12 e 6 × 2 = 12; O 6 + 8 = 14 e 8 + 6 = 14.

Usa l'approccio per unità solo quando lo ione sopravvive intatto. Se il nitrato viene convertito in NO in una reazione redox, per esempio, azoto e ossigeno vanno contati separatamente.

Bilanciare la carica nelle equazioni ioniche

Un'equazione ionica può bilanciare gli atomi ed essere comunque sbagliata. Considera alluminio metallico posto in una soluzione di ioni rame(II): Al(s) + Cu²⁺(aq) → Al³⁺(aq) + Cu(s). C'è un Al e un Cu da ciascun lato, ma la carica è 2+ a sinistra e 3+ a destra.

Ogni atomo di Al perde 3 elettroni e ogni ione Cu²⁺ ne acquista 2. Il minimo comune multiplo è 6, quindi 2 Al reagiscono con 3 Cu²⁺: 2 Al(s) + 3 Cu²⁺(aq) → 2 Al³⁺(aq) + 3 Cu(s). Carica: 3(2+) = 6+ a sinistra e 2(3+) = 6+ a destra; atomi Al 2 = 2 e Cu 3 = 3.

Gli elettroni non compaiono in un'equazione complessiva, quindi una discrepanza di carica significa sempre che l'equazione non è ancora bilanciata: un coefficiente è sbagliato oppure manca una specie come H⁺, OH⁻ o H₂O. Per le equazioni redox più complesse, in particolare in soluzione acida o basica, il metodo delle semireazioni è più affidabile dell'ispezione.

Il metodo algebrico per le equazioni ostinate

Alcune equazioni, spesso reazioni redox in cui un elemento finisce in più prodotti, resistono all'ispezione. Assegna una lettera a ogni coefficiente, scrivi un'equazione per elemento, poni una lettera uguale a 1 e risolvi. Per il permanganato di potassio e l'acido cloridrico: a KMnO₄ + b HCl → c KCl + d MnCl₂ + e Cl₂ + f H₂O.

Il potassio dà a = c; il manganese dà a = d; l'ossigeno dà 4a = f; l'idrogeno dà b = 2f; il cloro dà b = c + 2d + 2e. Ponendo a = 1 si ottiene c = 1, d = 1, f = 4 e b = 8, e poi 8 = 1 + 2 + 2e, quindi e = 5/2. Moltiplicando per 2: 2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O. Conteggio: K 2, Mn 2, O 8, H 16 e Cl 16 su ciascun lato.

Se, dopo aver posto una lettera uguale a 1, le equazioni degli elementi lasciano ancora indeterminato un coefficiente, l'equazione ha più di una forma bilanciata indipendente. Di solito ciò significa che combina due reazioni distinte, e per scegliere quella giusta servono informazioni chimiche aggiuntive, come quale specie si ossida e quale si riduce in ciascuna semireazione.

Errori di bilanciamento e il conteggio che li individua

Ciascuno degli errori seguenti viene individuato dallo stesso conteggio finale, elemento per elemento e poi per carica. Fai del conteggio una riga finale fissa di ogni equazione, non un extra facoltativo.

Se il conteggio continua a non tornare per lo stesso elemento, torna all'ordine di ispezione e controlla se quell'elemento è stato bilanciato troppo presto.

• Cambiare un pedice per forzare il bilanciamento, per esempio scrivere H₂O₂ per l'acqua. Confronta ogni formula con l'equazione non bilanciata da cui sei partito.
• Scrivere un elemento biatomico come atomi singoli, per esempio O invece di O₂.
• Dimenticare di moltiplicare attraverso le parentesi, così che Ba₃(PO₄)₂ viene contato con 4 O invece di 8.
• Lasciare frazioni, o coefficienti con un fattore comune, nella risposta finale.
• Bilanciare gli atomi ma non la carica in un'equazione con ioni.
• Bilanciare per primo un elemento libero e doverlo poi rifare dopo ogni altra modifica.